L atomo Il nucleo è costituito da neutroni e protoni (nucleoni). Il neutrone non ha carica e la sua massa è,675 0-27 Kg. Il protone ha una carica positiva di,6022 0-9 C e una massa di,673 0-27 Kg. L'elettrone ha carica uguale e di segno opposto al protone; la sua massa è 9,095 0-3 Kg. Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo viene definito come numero atomico Z. La somma dei neutroni e dei protoni presenti nel nucleo di un atomo viene definito numero di massa A. I nuclidi Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero atomico Z (numero di protoni) e dal numero di massa A (numero di neutroni e di protoni). A ZSimbolo Il nuclide neutro ha un numero di elettroni uguale a quello di protoni. 23 Na Na protoni elettroni 2 neutroni Na + protoni 0 elettroni 2 neutroni
Gli isotopi Nuclidi con lo stesso Z ma differente A possono esistere e si chiamano isotopi. Una stessa specie atomica ha, di norma, diversi isotopi. Si parla di miscela isotopica naturale la composizione dei vari nuclidi di un dato elemento presente in natura. Alcuni nuclidi sono stabili, altri sono instabili (radioattivi) e decadono attraverso una reazione nucleare. La composizione del nucleo in termini di protoni e neutroni determina la stabilità del nuclide. I diversi isotopi di uno stesso elemento hanno uguali proprietà chimiche e diverse proprietà fisiche. Nuclidi stabili Le specie atomiche note sono 8, di cui 9 naturali; di queste, 8 hanno almeno un nuclide stabile. 2
I valore sperimentale della massa atomica è inferiore al valore ottenuto dalla somma delle masse di tutte le particelle sub-atomiche che costituiscono l atomo. Difetto di massa: Nella formazione del nucleo (legami tra nucleoni) si libera energia (E = mc 2 ) Perdita massa ~% H 238 92 Ur Non ha difetto massa ha significativi effetti dovuti a difetto di massa L'unità di riferimento per la misura della massa degli atomi è l'unità di massa atomica (uma o Dalton) definita come /2 della massa del nuclide neutro 2 6C Protone.007276 uma Neutrone.008665 uma Elettrone 0.0005486 uma di 0 B 5 x.007276 + 5 x.008665 + 5 x 0.0005486 = 0.029 uma di B 5 x.007276 + 6 x.008665 + 5 x 0.0005486 =.0093 uma 3
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La Massa Atomica Relativa di un elemento è la massa atomica media (pesata rispetto all'abbondanza relativa degli isotopi naturali) dei vari nuclidi neutri di un dato elemento relativa all'uma (dalton). Es. Il Boro è costituito da 0 B al 9.9% e da B al 80.09%. La massa di 0 B è 0.029 uma e la massa di B.0093 uma. M = 0.029 9.9 00 +.0093 80.09 00 = 0.8uma Esempi: massa atomica La massa atomica dell'idrogeno è.007825 0.99985 + 2.040 0.0005 =.00797 uma La massa atomica del carbonio è 2.00000 0.9889 + 3.00335 0.0 = 2.0 uma La massa atomica del cloro è 34.969 0.758+ 36.966 0.242= 35.452 uma 5
Isotopi naturali Nuclide Massa relativa % di nuclidi H,007825 99,985 2 H 2,0402 0,05 3 He 3,06030 ~ 0-4 4 He 4,002604 ~ 00 6 Li 6,0526 7,42 7 Li 7,0605 92,58 9 Be 9,0286 ~ 00 0 Be 0,03535 tracce 0 B 0,02939 9,6 B,009305 80,4 C,0433 tracce 2 C 2, 98,89 3 C 3,003354, 4 C 4,00342 tracce H 2 H 3 H Prozio Deuterio Trizio Radioattivo Massa molecolare Una molecola è costituita da diversi atomi legati assieme: la massa molecolare è la somma delle masse atomiche di tutti gli atomi che costituiscono una molecola La massa molecolare di Na 2 CO 3 è data da 2 x 22.99 + 2.0 + 3 x 6.00 = 05.99 uma La massa molecolare di H 2 O è data da 2 x.0 + 6.00 = 8.02 uma 6
Numero di Avogadro e concetto di mole Il numero di atomi presenti in 2 g di 2 C ( 6.022x0 23 ) è chiamato Numero (o costante) di Avogadro (N A ) La Mole è una unità di quantità di sostanza che contiene un Numero di Avogadro di entità elementari quali atomi, molecole, elettroni etc. (grandezza estensiva). Conversione uma e g Dalla definizione di uma sappiamo che Massa di un atomo di 2 C in uma Dalla definizione di mole si ricava che Massa di un atomo di 2 C in g L equivalenza è pertanto: = 2 uma = 2 N g 2 uma = 2 g N g corrispondenti ad uma = N g uma uma corrispondenti ad g = N uma g 7
Massa molare Si definisce massa molare la massa di mole di particelle. Detta M la massa molare e P la massa di una singola particella: M (g/mol)= N A P(g) dove N A è il numero di Avogadro Ricordando l equivalenza tra uma e g possiamo scrivere P(g) = P(uma) e quindi M(g/mol) = N P uma = P(uma) La massa molare espressa in g/mol è numericamente uguale alla massa atomica / molecolare espressa in uma. Esempi: massa atomica La massa atomica dell'idrogeno è,007825 0,99985 + 2,040 0,0005 =,00797 uma La massa di una mole di atomi di idrogeno è uguale a,00797 g La massa atomica del carbonio è 2 0,9889 + 3,00335 0,0 = 2,0 uma La massa di una mole di atomi di carbonio è uguale a 2,0 g 8
Esempi: mole 2 mol di O 2 significa: 2 (mol) x 6.022 x 0 23 (molecole/ mol) = 2.04 x 0 23 molecole di O 2 A quante moli di Zn corrispondono 0 9 atomi di Zn? Moli di Zn = Moli di Zn corrispondenti ad un atomo di Zn x Numero totale di atomi di Zn N 0 23 6.0220.6630 0 atomi mol mol 0.00000000000000663mol atomi mol 0 atomi 5 9 9 atomi Esercizi Calcolare il numero di moli di H 2 O contenute in L di acqua pura. Calcolare il numero di atomi Au contenuti in un anello del peso di 4.257g. Calcolare quanti grammi di NaCl sono necessari per prelevare 5.834 x 0-2 mol della sostanza desiderata. Calcolare il peso di un diamante che contiene 8.459 x 0 2 atomi di C 9