Atomi, ioni e molecole. atomo e particelle subatomiche. tavola periodica degli elementi. composti covalenti. nomenclatura & formule

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1 Atomi, ioni e molecole atomo e particelle subatomiche tavola periodica degli elementi composti ionici composti covalenti nomenclatura & formule

2 Particelle subatomiche particella massa assoluta carica assoluta carica relativa massa relativa (uma) elettrone 9, x kg 1, x C -1 5,4858 x 10-4 protone 1, x kg 1, x C + 1 1,00727 neutrone 1, x kg 0 0 1, unità di massa atomica (uma) 1, kg

3 Nucleo: 99.97% della massa dell atomo Caratteristiche generali dell atomo A. Una nuvola di elettroni carichi negativamente, in rapido movimento, occupa pressoché tutto il volume atomico e circonda il minuscolo nucleo centrale. B. Il nucleo contiene pressoché tutta la massa dell atomo ed è costituito da protoni carichi positivamente e da neutroni elettricamente neutri. Se il nucleo avesse effettivamente le dimensioni indicate nella figura (diametro 1 cm), l atomo avrebbe un diametro di circa 100 m, lievemente superiore alla lunghezza di un campo di calcio.

4 Numero atomico e numero di massa n 0 =A-Z Numero atomico (Z) pari al numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo. Tutti gli atomi un elemento hanno lo stesso numero atomico. Ciascun elemento ha un numero atomico diverso da quello di ogni altro elemento. Attualmente sono noti 118 elementi di cui 92 in natura 26 sintetizzati con processi nucleari! Ogni elemento è individuato da un simbolo Numero di massa (A) pari al totale di protoni e neutroni presenti nel nucleo di un atomo. Ogni protone ed ogni neutrone contribuisce con 1 unità al numero di massa. Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno stesso numero atomico ma non lo stesso numero di massa (isotopi).

5 Isotopi La maggior parte degli elementi ha due o più isotopi. Diversi isotopi hanno in generale medesime proprietà chimiche,determinate principalmente dal numero di elettroni, ma differiscono per alcune proprietà fisiche che dipendono dalla massa (i.e. densità) o dal rapporto tra neutroni e protoni (i.e. radioattività).

6 Applicazioni di isotopi radioattivi: medicina nucleare, reattori nucleari, datazione

7 Unità di massa atomica (u oppure uma) Unità di massa atomica (u) definita esattamente pari a: 1/12 della massa dell atomo di 12 C cioè x g Unità di massa atomica è una unità di massa relativa Unità di massa atomica è anche chiamata dalton (Da) Esempi: Un atomo di 12 C ha massa 12Da oppure 12u pari a 12 x x g = g

8 Massa isotopica?determinare il numero di protoni, neutroni ed elettroni per ciascun isotopo del Silicio (Z=14)? 28 Si 29 Si 30 Si

9 Massa atomica (o peso atomico) La massa atomica di elemento ( o peso atomico) è data dalla media delle masse degli isotopi naturali ponderata secondo le rispettive abbondanze. 28 Si u 92.23% 29 Si u 4.67% 30 Si u 3.10% Massa atomica di Si= u u u = u= 28.09u

10 Esercizio tipo L argento (Ag; Z=47) ha 46 isotopi ma solo due sono presenti in natura 107 Ag e 109 Ag. Dai seguenti dati ottenuti mediante spettrometria di massa si calcoli la massa atomica di Ag. 107 Ag u 51.84% 109 Ag u 48.16% Massa atomica di Ag= 55.42u u= u

11 In conclusione La materia è costituita da atomi che mantengono inalterata la propria identità nelle reazioni chimiche In una reazione chimica gli atomi di un elemento non possono essere convertiti negli atomi di un altro elemento. La massa totale rimane invariata (Legge di Lavoiser) Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stessonumero di protoni e di elettroni che determinano il comportamento chimico dell elemento. Attualmente gli elementi noti sono 118 di cui 92 presenti in Natura! I composti si formano dalla combinazione chimica di due o più elementi in rapporti fissi, la composizione è definita e costante. (Legge di Proust). Attualmente sono noti oltre 6 milioni di composti! Nel caso in cui gli stessi elementi formino due o più composti, la composizione di questi ultimi segue la legge delle proporzioni multiple (Legge di Dalton).

12 Legge della conservazione di massa (o Legge di Lavoisier) In una reazione chimica la massa totale delle sostanze rimane invariata. Il numero di sostanze può variare ma la quantità totale di materia rimane costante. Esempio: Calcolare la massa di solfato di bario che si ottiene facendo reagire 14.2 g di solfato di sodio con 20.8 g di cloruro di bario, sapendo che si formano 11.7 g di cloruro di sodio come prodotto. m reagenti (g) = 14.2 g g = 35.0 g m prodotti (g) = 11.7 g + massa solfato di bario (g) massa reagenti = massa dei prodotti massa solfato di bario = 35.0 g 11.7 g = 23.3 g

13 Legge della composizione definita e costante (Legge di Proust) In un composto il rapporto tra le masse degli elementi che lo costituiscono è definito e costante. m (g) cloruro di sodio m (g) sodio m (g) cloro m (sodio)/ m (cloro) Esempio: Il rapporto di combinazione tra calcio e ossigeno nell ossido di calcio è Quanto calcio occorre far reagire con 14.0 g di ossigeno per non avere residui di reagente? Quanto prodotto si forma in grammi? m calcio /m ossigeno =2.51 quindi m Ca =2.51 x 14 =35.1 g m ossido di calcio= = 49.1 (Legge di Lavoiser)

14 Legge di Proust : esercizio tipo La pechblenda è il composto di uranio più importante industrialmente. L analisi indica che 84.2 kg di pechblenda contengono 71.4 kg di uranio e che l unico altro elemento presente è l ossigeno. Quanti grammi di uranio si ottengono da 102 kg di pechblenda? 84.2 kg pechblenda : 71.4 kg uranio = 102 kg pechblenda : x uranio (g) Uranio (kg) = 86.5 kg = g

15 Legge delle proporzioni multiple (Legge di Dalton) Le diverse quantità di massa di un elemento, che si combinano con una stessa quantità di un altro elemento per formare composti diversi, stanno tra loro in rapporti espressi da numeri interi e piccoli. Esempio: Il cloro forma con l ossigeno quattro diversi composti, secondo i rapporti di combinazione riportati in Tabella. Verificare la legge di Dalton. Dividendo le massa di ossigeno per la minore si ha: m (g) (cloro) m (g) ossigeno rapporto masse ossigeno m (g) (cloro) m (g) ossigeno

16 Tavola periodica degli elementi: 18 gruppi e 7 periodi

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19 la Tavola periodica degli elementi: 18 gruppi e 7 periodi

20 Elementi dei gruppi principali (A), elementi di transizione(b), elementi di transizione interna

21 Metalli, non metalli e metalloidi

22 Metalli alcalini, metalli alcalino-terrosi,alogeni e gas nobili

23 Composti ionici e composti covalenti In natura solo i gas nobili del gruppo 8A (18) della tavola periodica esistono come gas monoatomici. La maggior parte degli elementi esiste in combinazione chimica con altri elementi a formare dei composti. Nella formazione dei composti intervengono gli elettroni degli elementi interagenti: composti ionici: trasferimento di uno più elettroni da un elemento ad un altro elemento composti covalenti: condivisione di elettroni tra elementi differenti. Questi processi generano i legami chimici, forze che tengono uniti gli atomi degli elementi in un composto.

24 Composti ionici Ione: particella carica che si forma quando un atomo (o un piccolo gruppo di atomi) acquista o cede elettroni. Ioni carica positiva (cationi) ione carica negativa (anioni) Si distingue tra ioni monoatomici e ioni poliatomici. Esempio: Na +, Mg +2, Cl - Esempio: PO 3-4, NH + 4 Composti ionici sono elettricamente neutri, la carica netta è nulla. La forza dellegame ionico è inversamente proporzionale al quadrato della distanza reciproca e direttamente proporzionale al prodotto delle cariche ioniche.

25 Anioni e cationi Metalli cedono elettroni ed i non metalli acquistano elettroni in modo da raggiungere lo stesso numero di elettroni del gas nobile più vicino i.e. gruppo 8A(18). In particolare Metalli del gruppo 1 A(1) (metalli alcalini) cedono 1 elettrone Metalli del gruppo 2 A (2) (metalli alcalino-terrosi) cedono 2 elettroni Alluminio (Al) gruppo 3 A(13) cede 3 elettroni Elementi del gruppo 7 A (17) (alogeni) acquistano 1 elettrone Ossigeno (O) e Zolfo (S) del gruppo 6 A (16) acquistano 2 elettroni Azoto (N) del gruppo 5 A (15) acquista 3 elettroni

26 Formazione di composti ionici

27 Esercizio tipo Sulla base della tavola periodica individuare quali ioni monoatomici si formano dai seguenti elementi: Iodio (Z=53), I non metallo, gruppo 7A(17), alogeno acquista 1 elettrone come Xenon (Xe; Z=54) gruppo 8A(18) gas nobile Calcio (Z=20), Ca metallo, gruppo 2A (2), alcalino-terroso cede 2 elettroni come Argon (Ar; Z=18) gruppo 8A(18) gas nobile Alluminio (Z=13), Al metallo, gruppo 3 A (13), famiglia del Boro cede 3 elettroni come Neon (Ne; Z=10) gruppo 8A(18) gas nobile

28 Ioni monoatomici comuni : carica, formula, nome

29 Ioni monoatomici comuni

30 Formule chimiche e nomenclatura di composti ionici da elementi formano solo uno ione monoatomico (nomenclatura sistematica e comune) Composto ionico è neutro ed formato da una disposizione regolare ed ordinata di anioni e cationi. Formula di un composto ionico: prima il catione seguito dall anione, senza indicare la carica. Nomenclatura di composti ionici monoatomici Prima anione = radice nome non metallo + suffisso uro di Poi catione=nome del metallo Esempi: Cloruro di sodio, NaCl Bromuro di potassio, KCl Solfuro di Bario, BaS

31 Formule e nomenclatura di composti ionici: esempi Determinate il nome e la formula dei composti ionici ottenuto a partire dalle seguenti coppie di elementi: Magnesio e Azoto Mg 3 N 2, nitruro di magnesio Stronzio e Fluoro SrF 2, fluoruro di stronzio Iodio e Calcio CaI 2,ioduro di calcio Zolfo e Cesio Cs 2 S, solfuro di cesio

32 Elementi che formano più di uno ione monoatomico: nomenclatura sistematica e nomenclatura comune

33 Formule e nomenclature di composti ionici di elementi che formano più di uno ione monoatomico: esempi Determinare nome comune e/o nome sistematico e/o formula dei seguenti composti ionici: Fluoruro di Stagno (II) fluoruro stannoso, SnF 2 Ossido ferrico Fe 2 O 3, Ossido di Ferro (III) CrI 3 ioduro di cromo (III), ioduro cromico 3 CoS solfuro di cobalto (II), solfuro cobaltoso Ossido di piombo (IV) ossido piombico, PbO 2 Cu 2 S solfuro di rame (I), solfuro rameoso FeBr 2 bromuro di ferro(ii), bromuro ferroso Cloruro mercurico HgCl 2, cloruro di mercurio (II)

34 Ioni poliatomici: definizione e nomenclatura Uno ione poliatomico è unaunità elettricamente carica. La maggior parte degli ioni poliatomici sono ossoanioni, ioni in cui un elemento, di solito non metallo, è legato con legame covalente ad uno o più atomi di ossigeno Nel caso di due ossoanioni il nome dello ione è dato da: radice nome del non metallo + suffisso ato (più atomi di O) ito (meno atomi di O) Nel caso di quattro ossoanioni la nomenclatura è data da:

35 ione nitrato (NO 3- ) ione nitrito (NO 2- ) 2 ione solfato (SO 4-2 ) ione solfito (SO 3-2 ) ione perclorato (ClO 4- ) ione clorato (ClO 3- ) ione clorito (ClO 2- ) Ione ipoclorito (ClO - )

36 Ioni poliatomici: legami covalenti entro gli gli ioni! Carbonato di calcio (CaCO 3 ) è una disposizione tridimensionale di cationi calcio monoatomici (sfere violette) e anioni carbonato poliatomici. Ciascuno ione carbonato è costituito da quattro atomi legati da legame covalente.

37 Composti ionici idrati I composti ionici idrati hanno un numero specifico di molecole di acqua associato a ciascuna unità di formula. Nella formula il numero di molecole di H 2 O è indicato dopo un punto. Nel nome sistematico si indica col prefisso greco che indica il numero di molecole di acqua presenti nella unità di formula del sale + idrato monoditritetrapentaesaeptaoctanona deca- Solfato di Rame (II) pentaidrato Solfato di Calcio biidrato Idrossido di Bario octaidrato Cu(SO 4 ). 5H 2 O Ca(SO 4 ). 2H 2 O Ba(OH) 2. 8H 2 O

38 Composti covalenti Composti covalenti si formano se gli elementi formano un legame chimico per condivisione di elettroni. Tale legame avviene solitamente tra non metalli a formare numerose combinazioni diverse, cioè moltissimi composti. Composti covalenti organici Composti covalente inorganici La maggior parte delle sostanze covalenti è composta da molecole

39 Molecole Molecola: aggregato di due o più atomi in disposizione definita tenuti insieme da legami chimici covalenti. Una molecola può contenere atomi dello stesso elemento o atomi di due o più elementi secondo un rapporto fisso in accordo con la legge delle proporzioni definite. La maggior parte delle molecole sono poliatomiche contiene più di 2 atomi. Esempio: acqua (H 2 O), ammoniaca (NH 3 ) Alcuni elementi sono presenti in Natura come molecole biatomiche oppure poliatomiche: idrogeno (H 2 ), ossigeno (O 2 ), azoto (N 2 ) ed alogeni eccetto l Astato (At) i.e. F 2, Cl 2, Br 2, I 2. Fosforo (P 4 ), Zolfo (S 8 ) Una molecola biatomica può anche contenere due atomi differenti. Esempio: monossido di carbonio (CO)

40 Formule chimiche di molecole Formula molecolare (o formula bruta) Numero di atomi di ciascun elemento in un composto Formula di struttura Numero di atomi ed i legami tra essi cioè le posizioni reciproche degli atomi nella molecola Formula empirica (o formula minima) Numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto Esempio: acqua ossigenata (perossido di idrogeno)ho Esempio: acqua

41 Formule di struttura di molecole poliatomiche di elementi P 4 (fosforo bianco) S 8 (zolfo)

42 Formule di struttura: esempi di composti organici

43 Nomenclature e formule di composti covalenti binari inorganici Composti covalenti binari (combinazione due elementi differenti) Formula di molecole con elementi di gruppi differenti Prima elemento di gruppo inferiore, poi elemento gruppo superiore (Vi sono alcune eccezioni, ad esempio i composti di ossigeno ed un alogeno!) H 2 O, H 2 O 2 Formula di molecole con elementi dello stesso gruppo Prima elemento di periodo superiore, poi elemento periodo inferiore SiC, SO 3 Nome si ottiene dalla formula e viceversa! prima radice nome elemento che compare per secondo nella formula + suffisso uro di poi nome elemento che compare per primo nella formula. Prefissi greci per indicare numero di atomi di ciascun elemento del composto: sempre per il primo, per la seconda solo se è più di uno!

44 Metalli alcalini, metalli alcalino-terrosi,alogeni e gas nobili

45 Esercizi tipo Scrivere il nome sistematico e la formula del composto binario le cui molecole sono costituite da 2 atomi di azoto e 4 atomi di ossigeno. Scrivere il nome sistematico o la formula dei seguenti composti binari. SO 3 SiO 2 SF 4 Cl 2 O 7 N 2 O 3 monossido di azoto biossido di carbonio ossido di diidrogeno esafluoruro di selenio

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