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Il modello strutturale dell’atomo
• Gli atomi sono costituiti dal nucleo e dagli elettroni
• Proprietà dell’atomo dipendono dal nucleo (fisica nucleare) e dagli elettroni (chimica).
• Il nucleo contiene protoni e neutroni e determina la massa dell’atomo (104 volte più
pesanti dell’elettrone)
• La dimensione dell’atomo è invece determinata dallo spazio occupato dagli elettroni (1015
volte più grande di quello del nucleo)
se il nucleo fosse grosso
come una pallina da tennis,
l’atomo avrebbe un diametro
di circa 1.6 km
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• La carica elettrica di un atomo o di un aggregato di atomi è sempre uguale in valore assoluto
a quella dell’elettrone o ad un suo multiplo intero. La carica dell’elettrone è presa come unità
di carica. Carica dell’elettrone = -1 (simbolo e-)
• La carica del protone è uguale in valore assoluto a quella dell’elettrone, ma di segno opposto.
Carica del protone = 1 (simbolo p+)
• Il neutrone è privo di carica. Carica del neutrone = 0 (simbolo n)
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• Il numero di protoni (numero atomico Z) è ciò che distingue atomi di elementi
diversi.
Viene
indicato
in
basso,
a
sinistra
del
simbolo
dell’elemento.
Corrispondenza biunivoca fra Z e simbolo:
Z=6C
CZ=6
6C
• Il numero di elettroni è uguale al numero dei protoni solo nell’atomo neutro
(specie elementare). Nei composti il numero di elettroni di un atomo può essere
maggiore o minore del numero dei protoni, ma è comunque sempre diverso.
• Il numero degli elettroni può cambiare in una reazione chimica
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IONI
•Gli ioni sono atomi che hanno acquistato o perso elettroni rispetto all’atomo neutro.
• Cationi: numero di elettroni < Z, la carica risultante è positiva e si indica in alto alla
destra del simbolo dell’elemento (ad es. Na+, ione sodio o catione sodio)
• Anioni: numero di elettroni > Z, la carica risultante è negativa e si indica in alto alla
destra del simbolo dell’elemento (ad es. Cl-, ione cloruro o anione cloruro )
Na+ + Cl-  NaCl cloruro di sodio, neutro
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ISOTOPI
• Numero di protoni Z + numero di neutroni N = numero di massa A. Viene
indicato in alto a sinistra rispetto al simbolo dell’elemento.
• Atomi di uno stesso elemento caratterizzati da un diverso numero di neutroni
(numero di massa A ≠) sono detti isotopi di quell’elemento
• Il numero dei protoni e dei neutroni di un certo isotopo non può cambiare in
una reazione chimica, ma solo in una reazione nucleare
• Gli isotopi di un certo elemento (nuclidi) hanno tutti le stesse proprietà
chimiche
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• l’unità di massa del SI (kg) è eccessivamente grande rispetto alle masse da misurare
• definita una diversa unità di misura: unità di massa atomica uma (in biologia nota come
Dalton)
• l’unità di massa atomica è convenzionalmente presa uguale ad 1/12 della massa del
12C
• le masse di tutti gli elementi e delle particelle nucleari sono normalmente espresse in
uma, cioè relativamente a 1/12 della massa del
12C
• protone e neutrone hanno masse relative prossime, ma non perfettamente uguali, a 1
uma
particella
massa relativa
(uma)*
carica
(scala relativa)
elettrone (e-)
0.000549
-1
protone (p+)
1.007276
+1
neutrone (n)
1.008665
0
* 1 uma = 1.6605 x 10-27 kg
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«PESO» ATOMICO
Nuclidi
dell’elemento H
La massa atomica
relativa del 12C è
12 volte 1 uma e
perciò è
perfettamente
uguale a 12
Si parla
di miscela
isotopica
naturale
di un
elemento
La massa atomica media di H è
1.007825 x 0.99985 + 2.014102 x 0.00015 = 1.007976
La massa atomica media di C è
12 x 0.9889 + 13.003354 x 0.0111 = 12.0111
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Spettrometro di massa e spettro di massa del mercurio
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Distribuzione degli isotopi di F (19F), Cl (35Cl,37Cl) , Mg (24Mg, 25Mg, 26Mg) e
Pb (204Pb, 206Pb, 207Pb ,
208Pb).
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La Mole
• Nelle reazioni chimiche sono gli individui chimici (atomi, molecole …) che interagiscono (si
legano, si scambiano elettroni etc)
• In chimica occorre fare riferimento al quantitativo di individui chimici che entrano in gioco
in una reazione
A + 2B  C
• Nella pratica del laboratorio le sostanze vengono pesate, ma nessuna bilancia sarà mai in
grado di pesare, né un operatore di maneggiare, qualcosa dell’ordine di 10-27 kg
• Occorre trovare una unità più grande, quindi misurabile per pesata, che però sia in
relazione con il numero di individui chimici: la mole.
• La mole è una grandezza fondamentale del Sistema Internazionale e si indica con mol.
La mole è la quantità di sostanza che contiene tante unità elementari quanti
sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di 12C.
• 12 g esatti di
12C
contengono 6.0221415(10) 1023 atomi
Numero di Avogadro NA = 6.0221415(10) 1023 mol-1
• Le unità elementari della definizione possono essere atomi, molecole, ioni, elettroni… devono
essere definite di volta in volta
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1 mol di
12C
= 6,02214 1023 atomi di 12C = 12,000 g
1 mol di
16O
= 6,02214 1023 atomi di 16O= 15,9949 g
La massa in grammi di una mole di qualunque sostanza è espressa dallo stesso numero
che ne esprime il peso atomico, il peso molecolare.
massa atomica media( uma)
peso di una mole (g)
Na
22.990
22.990
Fe
55.847
55.847
O
15.999
15.999
P
30.974
30.974
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Si definisce massa molare M il rapporto fra massa e quantità di sostanza
m (g) /n (mol) = M (g mol-1)
massa atomica media (uma)
massa molare M (g/mol)
Na
22.990
22.990
Fe
55.847
55.847
O
15.999
15.999
P
30.974
30.974
Queste definizioni valgono anche per i composti, le molecole poliatomiche etc.
Esempio: Calcolare la massa molare di NaCl.
Una mole di NaCl si può formare per reazione di una mole di Na (MNa = 22.990
g/mol) con una mole di Cl (MCl = 35.453 g/mol). Quindi la massa molare di NaCl è
MNa + MCl = 22.990 g/mol + 35.453 g/mol = 58.443 g/mol
 Dovendo prelevare una mole di NaCl se ne peserà 58.443 g
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a) Una mole di Pb ha una massa diversa da quella di una mole della sostanza cloruro di
sodio.
b) Una mole di tre sostanze diverse: H2O (18.02 g), Na2CO3 (106.0 g) e CuSO4 (249.7 g)
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