Struttura atomica della materia 1
FASE fase 3 fase 1 fase 2 FASE: porzione di materia chimicamente e fisicamente omogenea delimitata da superfici di separazione ben definite 2
Classificazione della materia MATERIA Sistemi fisicamente eterogenei (proprietà diverse insieme di più fasi) Sistemi fisicamente omogenei (proprietà identiche in ogni puntofasi singole) Sistemi chimicamente eterogenei (più specie chimiche) Sistemi chimicamente omogenei (1 sola specie chimica) elementi composti 3
Classificazione della materia Elementi Sono formati da atomi dello stesso tipo. Tutti gli elementi sono classificati nella Tavola o Tabella Periodica dove sono indicati sia il nome che il simbolo Chimico. 90 elementi in natura (gli altri sono artificiali). Crosta terrestre 13 elementi. Composti Sono costituiti da atomi di tipo diverso ed hanno composizione fissa (es. H 2 O, H: 11,9% O: 88,81%) Proprietà dipendono: Natura elementi (NaCl, KCl) Modo in cui gli atomi sono legati (CH 3 CH 2 OH, CH 3 OCH 3 ) 4
Oltre il 98% della massa della crosta terrestre è costituita dai seguenti 13 elementi % in massa Ossigeno (O) 46.1 Silicio (Si) 25.7 Alluminio (Al) 7.51 Ferro (Fe) 4.70 Calcio (Ca) 3.99 Sodio (Na) 2.64 Potassio (K) 2.40 Magnesio (Mg) 1.94 Cloro (Cl) 1.88 Idrogeno (H) 0.88 Titanio (Ti) 0.580 Fosforo (P) 0.120 Carbonio (C) 0.087 5
Le origini della teoria atomica Democrito (468-370 a.c.) Epicuro (341-270 a.c.) Lucrezio (96-11 a.c.) La MATERIA è costituita da particelle estremamente piccole: gli ATOMI Atomos = indivisibile TEORIA ATOMICA di DALTON (1808) La materia è costituita da atomi indivisibili e indistruttibili Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse proprietà chimiche Atomi di elementi diversi hanno masse diverse e proprietà chimiche diverse Gli atomi di elementi diversi si combinano fra loro in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli dando origine a composti Fine 800-inizio 900 demolizione della teoria atomica di Dalton 6
Modello atomico di Rutherford - + + + - - Nucleo contenente particelle cariche positivamente (protoni) ed altre particelle (neutroni) Elettroni, che ruotano intorno al nucleo Modello planetario con un nucleo contenente i protoni e gli elettroni che ruotano intorno al nucleo come i pianeti intorno al sole (nuvola elettronica). Ipotizzata esistenza dei neutroni. 7
Struttura atomica: le particelle fondamentali ATOMO: particella neutra a forma sferica con al centro un piccolissimo nucleo positivo. Atomo r a 10-8 cm elettroni (e - ) nucleo (r nucl 10-12 -10-13 cm) I nucleoni sono le particelle che costituiscono il nucleo atomico e quindi comprendono sia i protoni che i neutroni. Essi sono tenuti insieme da forze di scambio che non sono né di natura elettrostatica, né gravitazionale, ma che sarebbero generate da uno scambio continuo tra i nucleoni di mesoni π (chiamai anche pioni) di tipo diverso. Questi ultimi sono particelle con massa 264-273 volte quella dell elettrone protoni (p + ) neutroni (n) 8
Struttura atomica Le dimensioni degli atomi 1 nm (nanometro) = 10 9 m 1 Å (Ångstrom) = 10 10 m 1 pm (picometro) = 10 12 m Se il nucleo dell atomo di idrogeno avesse le dimensioni di una palla da tennis, l elettrone si troverebbe ad una distanza di circa 2000 m. 9
Struttura atomica Le dimensioni degli atomi Esempio: Rame (Cu), Ferro (Fe),... Raggio nucleare Valore sperimentale: r nucl 10-4 Å r at /r nucl 10000 (in alcuni casi anche 100000) 1 cm 10
Gli atomi e le molecole esistono davvero! Immagine ottenuta con un microscopio a scansione a effetto tunnel (STM) di un singolo atomo di Xenon depositato su una superficie di Nickel(110) La data celebrativa del nuovo millennio è stata ottenuta posizionando 47 molecole di ossido di carbonio, CO, su una superficie di rame, mediante tecniche di microscopie a sonda 11
Struttura atomica: le particelle fondamentali Particella Massa Carica simbolo SI (g) atomica SI (C) atomica e - 9.109 10-28 5.486 10-4 -1.602 10-19 -1 p + 1.673 10-24 1.0073 +1.602 10-19 +1 n 1.675 10-24 1.0087 0 0 unità di massa atomica: 1.6606 10-24 g unità di carica atomica: 1.602 10-19 C massa elettrone 1836 volte < massa protone Nel NUCLEO è concentrata la MASSA dell atomo 12
La struttura dell atomo Numero atomico (Z) = numero di protoni (corrisponde anche al numero di elettroni essendo gli atomi neutri). Numero di massa (A) = numero protoni + numero neutroni= numero nucleoni. Carica nucleare (+ Z) A - Z = numero dei neutroni Atomi con uguale numero atomico Z hanno uguali proprietà chimiche, sono classificati come atomi dello stesso elemento e identificati dallo stesso simbolo chimico. 13
La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi Nuclide Una specie atomica caratterizzata da una ben determinata composizione del nucleo. Per scrivere un nuclide occorre: simbolo elemento (X) Z (in basso a sinistra) A (in alto a sinistra) A Z X Esempio: nuclide elemento azoto 14 7 N Z = 7 A = 14 A-Z = 7 7 p +, 7 e -, 7 n; carica nucleare: +7 14
La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi Isotopi Nuclidi di uno stesso elemento (isos topos = stesso posto), quindi con uguale numero atomico Z ma diverso numero di massa A e quindi diverso numero di neutroni. 12 C C 6 13 C 14 C Isobari Nuclidi di elementi diversi, quindi con diverso numero atomico Z ma con uguale numero di massa A (isos baros = stesso peso). 16 O O 8 17 O 18 O 54 54 Fe Cr 26 24 15
La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi Tutti gli isotopi di un elemento hanno lo stesso nome. Fa eccezione l idrogeno: 1 2 3 1 H = H = idrogeno 1 H = D = deuterio 1 H = T = trizio L idrogeno naturale contiene il 99.985% di H, lo 0.015% di D ed una percentuale pressoché inapprezzabile di T. Le proprietà chimiche e chimico-fisiche dipendono solo dal numero di elettroni (e quindi da Z) e conseguentemente diversi isotopi di uno stesso elemento hanno uguali proprietà chimiche e chimico-fisiche. Fanno eccezione gli isotopi degli elementi leggeri, in particolare dell idrogeno: H 2 O p.f. 0.00 C p.e. 100.00 C ad 1 atm D 2 O p.f. 3.82 C p.e. 101.42 C ad 1 atm Esistono elementi come F, Al e P che hanno un solo isotopo 16
La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi Gli elementi in natura sono costituiti da miscele di isotopi con composizione costante. Quando si indica un elemento con il solo simbolo (Ne) ci si riferisce alla sua miscela isotopica naturale. 10 21 Nuclidi conosciuti ad oggi 2200 Nuclidi stabili (naturali) 270 Stabilità 20 10 22 10 Numero PROTONI (Z) Numero NEUTRONI (A-Z) Ne (90.51%) Ne (0.27%) Ne (9.22%) Spettro di massa del Neon Processo di decadimento radioattivo è un processo di trasformazione di un nuclide in un altro nuclide (stabile o meno) con emissione di PARTICELLE e a volte di radiazione elettromagnetica. Legami chimici, stato di aggregazione, P, T, campi elettrici e campi magnetici NON influenzano i processi di decadimento radioattivo. 17
IONI In particolari condizioni e senza alterare la composizione del nucleo, un atomo può perdere o acquistare elettroni, diventando così una specie elettricamente carica detta ione. Un atomo che perde uno o più elettroni diventa carico positivamente, ovvero uno ione positivo (catione). Un atomo che acquista uno o più elettroni diventa carico negativamente, ovvero uno ione negativo (anione). Simbologia: simbolo dell elemento, carica ionica (numero di cariche + o ) in alto a destra. ESEMPI: Na + Al 3+ O 2 Cl 18
Massa atomica Le masse atomiche assolute degli atomi si possono determinare sperimentalmente con la spettrometria di massa. I valori sono molto piccoli: H 1.66 x 10-24 g Fe 9.30 x 10-23 g 1961 definita scala unificata delle masse atomiche Unità di Massa Atomica (u.m.a.) 1 u.m.a. = 1 / 12 della massa assoluta di 12 C = 1 / 12 1.9926 10-23 g = 1.6606 10-24 g Con questa unità di misura sono state tabulate le masse atomiche relative (M r ). M r = massa atomica assoluta (g) dell isotopo massa (g) corrispondente all unità di massa atomica 19
Massa atomica (peso atomico) 1.9926 10-23 g M 12 r C = = 12.0000 1.6606 10-24 g M r 23 Na = 38.163 10-24 g 1.6606 10-24 g = 22.9898 Elementi in natura miscele di diversi isotopi Massa atomica media relativa di un elemento Quale massa riportiamo nella tavola periodica???? La media pesata delle masse atomiche relative degli isotopi costitutivi (peso atomico). 12 6 M E = Mi p 100 C (98.89%) M = 12.0000 i i M = E massa atomica media dell elemento M i = massa atomica dell isotopo i-esimo; p i = abbondanza relativa dell isotopo i esimo (%) 13 C (1.11%) M = 13.00335 6 12.0000 x 98.89 + 13.00335 x 1.11 M C = = 12.01 100 20
I pesi atomici degli elementi sono tabulati nella tavola periodica degli elementi Numero atomico Simbolo Peso atomico Metallo Semimetallo Non metallo 21
FORMULE CHIMICHE Le specie chimiche si rappresentano sinteticamente con delle notazioni dette formule chimiche. Le formule chimiche indicano quali elementi sono presenti in una data specie chimica (o quale elemento, nel caso di una specie elementare) e in quali rapporti essi si trovano. ESEMPI: H 2 O S 8 C 2 H 6 O CaSO 4 L informazione qualitativa è contenuta nei simboli degli elementi costituenti la specie chimica, mentre l informazione quantitativa è data dagli indici numerici che indicano i rapporti di combinazione. Quando l indice è 1, per semplicità si omette. 22
Massa molecolare (peso molecolare) Le molecole sono aggregati poliatomici, vengono rappresentate da una formula chimica che fornisce una descrizione della composizione in maniera qualitativa e quantitativa massa molecolare somma delle masse atomiche degli atomi presenti in una sua molecola Alcol etilico (C 2 H 6 O) M C 2H6O = 2 M C + 6 M H + M O = 2 12.011 + 6 1.0079 + 15.999 = = 46.068 23
Mole Le reazioni chimiche osservabili sperimentalmente coinvolgono un numero enorme di atomi, molecole o ioni. È conveniente definire una nuova grandezza che rappresenta un numero grande e fisso di particelle e comparabile alle quantità utilizzate in un esperimento reale. Mole (simbolo mol) Quantità di sostanza che contiene tante entità elementari (atomi, ioni, molecole, ecc.) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di 12 C, il cui valore corrisponde ad N A Numero di Avogadro N A = 6.022 10 23 entità/mol 24
Mole n atomi 12 C in 1 mole = 12.0000 g massa di 1 atomo 12 C = 12,0000 g 12 1,6606 10-24 g n atomi 12 C in 1 mole = 6,022 10 23 1 mole Fe contiene un numero N A di atomi di Fe 1 mole di H 2 O contiene un numero N A di molecole di H 2 O Massa molare di una sostanza La massa di una mole di atomi o di molecole si dice massa molare ed è espressa in g/mol Come conseguenza della definizione di mole, la massa molare è numericamente uguale alla massa atomica (per gli elementi) o alla massa molecolare (per i composti). 25
Verifica. Calcolo massa molare di H 2 O (M H 2O): M H 2O = n molecole H 2 O in 1mole massa di una molecola H 2 O = M H 2O =6.022 1023 mol -1 1.660610-24 g 18.02 = 18.02 g mol -1 numericamente uguale alla massa molecolare (18.02) Analogamente per gli elementi, essendo M Ca = 40.08, 1 mole di Ca (N A atomi) pesa 40.08 g 26
CALCOLO DEL NUMERO DI MOLI Il numero di moli contenuto nella massa (in g) di una certa quantità di sostanza è dato da: n (mol) = m (g) M (g mol -1 ) Il numero di particelle elementari contenute nella quantità di una certa sostanza sarà pari a: numero particelle = n (mol) N A (mol 1 ) ESEMPIO: Quante moli e quanti atomi sono contenuti in 100.0 g di sodio? La massa molare del sodio, numericamente pari al suo peso atomico, è 22.990 g mol 1 n (mol) = 100.0 g /22.990 g mol 1 = 4.350 mol 27 numero di atomi di sodio = 4.350 mol 6.02213 10 23 mol -1 = 2.620 10 24
Massa molare (di un elemento o di un composto) Stessa massa Diverso numero di moli Per vedere questa immagine occorre QuickTime e un decompressore Animation. Diversa massa Uguale numero di moli 28
Massa molare (di un elemento o di un composto) n = 1 mole Per vedere questa immagine occorre QuickTime e un decompressore Animation. 18 g di acqua 180 g di glucosio 46 g di alcol etilico 342 g di saccarosio 29
C LA MASSA MOLARE S n = 1 mole Cu Pb Hg 30