Presentazione di PowerPoint

Atomi, molecole e ioni
anione
+
catione
-
Teoria atomica di Dalton
1. Un elemento è composto da
particelle minuscole chiamate atomi.
2. In una normale reazione chimica,
nessun atomo di nessun elemento
scompare o si trasforma in un
atomo di un altro elemento
3. I composti si formano per
combinazione di atomi di due o più
elementi.
L’atomo viene quindi definito come la
più piccola particella di un elemento
che interviene in una reazione
chimica.
Teoria atomica di Dalton
spiegò tre leggi fondamentali della chimica:
1. La legge di conservazione della massa
2. La legge della composizione costante
3. La legge delle proporzioni multiple
2 Cr : 3 O
1 Cr : 3 O
Esperimento di Thompson
L’atomo contiene elettroni, particelle cariche
negativamente con carica negativa unitaria e massa
pari a circa 1/2000 di quella dell’atomo più leggero.
Esperimento di Rutherford
Il nucleo dell’atomo è pesante e carico positivamente.
La maggior parte della massa di un atomo
(>99,9 %) è concentrata nel nucleo, anche se il
volume del nucleo è molto più piccolo di quello
dell’atomo.
Numero atomico
Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno lo stesso
numero di protoni nel nucleo.
Questo numero è definito come il numero atomico di
un atomo.
Z = numero di protoni
In un atomo neutro il numero di protoni è uguale al
numero di elettroni.
Atomo di H: 1 protone, 1 elettrone, Z=1
Numero di massa e Isotopi
Il numero di massa (A) di un atomo è:
A = numero dei protoni + numero dei
neutroni.
Gli atomi di un dato elemento possono
differenziarsi nel numero di neutroni !!!
Atomi con lo stesso numero atomico,
ma diverso numero di massa si
chiamano isotopi.
Numero
di massa
A
X
Z
elemento
Numero
atomico
Gli isotopi dell’idrogeno:
1H, 2H, 3H
1
1
1
Tavola periodica
Nomenclatura dei gruppi: IUPAC 1985.
H
Gas
Li Be
Liquidi
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Solidi
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
He
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
Ni
Cu
Zn Ga Ge As Se Br
Kr
Rb Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd In Sn Sb Te
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Ac
Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
Periodi
Gruppi
H
He
Non metalli
Semimetalli
Li Be
Metalli
Na Mg
K
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
Ni
Cu
Zn Ga Ge As Se Br
Kr
Rb Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd In Sn Sb Te
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
Au
Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
Lr
Rf
Db Sg Bh Hs Mt Uun Uuu
Ir
I
La
Ce
Pr
Nd
Pm Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
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Tm
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Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
H
He
Li Be
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr Mn Fe Co
Ni
Cu
Zn Ga Ge As Se Br
Kr
Rb Sr
Y
Zr
Nb Mo Tc Ru Rh
Pd
Ag
Cd In Sn Sb Te
Xe
Cs Ba
Lu
Hf
Ta W Re Os
Pt
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Hg Tl Pb Bi Po At
Rn
Fr Ra
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Th
Pa
U
Np
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm Md
No
Pu
Massa atomica
Numero atomico
8
Ossigeno
15,9994
Elettronegatività
13,61
Prima
ionizzazione
(eV)
O
0,66
[He] 2s2 2p4
Raggio atomico (Å)
3,5
-2
Numeri di
ossidazione
Come atomi isolati si trovano in natura solo i gas
nobili: He, Ne, Ar, … In generale, gli atomi tendono a
combinarsi e a formare
molecole e ioni
Gli atomi sono uniti tra loro da grandi forze chiamate
legami covalenti. Le forze tra molecole adiacenti
sono, invece, abbastanza deboli.
Le molecole vengono rappresentate mediante
formule molecolari
H 2O
CH4
NH3
H
H–O–H
H–N–H
H
H–C–H
H
e formule di struttura
Ioni
Quando un atomo perde o acquista elettroni si
formano particelle cariche chiamate ioni.
atomo Na
 ione Na+ + e-
(11p, 11e)
atomo Ca
(11p, 10e)
ione Ca2+ + 2e-
(20p, 20e)
(20p, 18e)
positivamente vengono
chiamati cationi.
Gli atomi carichi
Gli atomi dei non metalli formano ioni
negativi, che vengono chiamati anioni.
atomo Cl + e-  ione Cl(17p, 17e)
(17p, 18e)
atomo O + 2e- ione O2(8p, 8e)
(8p, 10e)
Notate che in entrambi i casi il numero dei
protoni nel nucleo non cambia
Na+
O2-
Cl-
Ioni monoatomici
Ca2+
NO3-
Ioni poliatomici
NH4+
OH-
SO42-
Poiché un campione di materia è
elettricamente neutro, i composti ionici
contengono sempre sia cationi che anioni.
In ogni campione c’è
un ugual numero di
ioni Na+ e Cl-, ma
nessuna molecola
NaCl.
ClNa+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Na+
Cl-
Quando NaCl si scioglie in acqua, la soluzione che si
forma conterrà ioni Na+ e Cl-.
Poiché Na+ e Cl- sono particelle cariche, la soluzione sarà
in grado di condurre corrente elettrica e si dice che NaCl
è un
elettrolita forte.
Gruppo
N.elettroni
Carica
degli
ioni
+1
Esempi
1 più del
Na+, K+
gas nobile
precedente
2+
2 adiacenti
2 più del ad un+2
Mg2+,Ca(Gruppo
Gli atomi
gas nobile
gas nobile
18) nella tavola
periodica tendono a formare
precedente lo stesso numero di
ioni che contengono
2-, S216
2
meno
del
-2
O
elettroni del vicino atomo di gas nobile
gas nobile
successivo
17
1 meno del
-1
F-, Clgas nobile
successivo
1
Diversi metalli che sono abbastanza distanti
dai gas nobili formano ioni positivi.
Molti di questi formano più di un catione. Ad
es.:
Fe2+, Fe3+
Cu+, Cu2+
1. I cationi monoatomici prendono il nome del metallo
da cui derivano.
Na+ sodio
K+ potassio
Fe2+ ferro (II) (-oso)
Fe3+ ferro (III) (ico)
2. Gli anioni monoatomici sono denominati aggiungendo
il suffisso -uro alla radice del nome del non
metallo da cui derivano.
N3- nitruro
O2- ossido
H- idruro
S2- solfuro
F- fluoruro
Se2- selenuro
Cl- cloruro
3. Gli anioni poliatomici hanno nomi speciali -> vedi
tabella 2.2
4. Alcuni non metalli dei gruppi 15-17 formano
ossianioni (ioni poliatomici che contengono
ossigeno).
Quando un non metallo forma due ossianioni:
•il suffisso –ato viene usato per il composto che
contiene più atomi di ossigeno,
•il suffisso –ito per quello che ne contiene meno.
NO3- nitrato
NO2- nitrito
Quando gli ossianioni sono più di due, vengono
utilizzati i prefissi:
•per- per i composti con maggior numero di atomi di
ossigeno
•ipo- per i composti col numero più basso di atomi di
ossigeno
5. Il nome di un composto ionico consiste di due
termini: il primo indica l’anione, il secondo
il catione:
Cr(NO3)3
nitrato di cromo (III)
SnCl2
cloruro di stagno
6. Il nome sistematico di un composto molecolare
binario che contiene due diversi non metalli consiste
di due termini.
Il primo è formato da:
• il prefisso greco appropriato indicante il numero di
atomi dell’elemento che nella formula appare per secondo
•la radice del nome del secondo elemento
•il suffisso –uro o ido (nel caso degli ossidi).
•Il secondo indica il nome dell’elemento che compare
per primo nelle formula; un prefisso greco viene
usato per indicare il numero di atomi di
quell’elemento nella formula.
N2O5 pentossido di diazoto
N2O3 triossido di diazoto
N2O4 tetrossido di diazoto
NO ossido di azoto
7. I composti molecolari binari che contengono H e
che si dissociano in acqua formando ioni H+ sono detti
acidi.
Sostanza pura
Soluzione acquosa
HCl(g) cloruro di idrogeno
H+(aq), Cl-(aq) acido cloridrico
HBr(g) bromuro di idrogeno
H+(aq), Br-(aq) acido bromidrico
HI(g) ioduro di idrogeno
H+(aq), I-(aq)
acido iodidrico
8. Gli acidi che contengono ossigeno sono detti
ossiacidi.
HClO4 acido perclorico ClO4- ione perclorato
HClO3 acido clorico
ClO3- ione clorato
HClO2 acido cloroso
ClO2- ione clorito
HClO acido ipocloroso ClO- ione ipoclorito