Fase
Porzione omogenea di materia limitata da superfici di
separazione ben definite
Miscela
Insieme di più individui chimici
a) Omogenea : l’insieme degli individui chimici che
costituiscono un’unica fase. Si chiama anche soluzione
b) Eterogenea: l‘insieme degli individui chimici che
costituiscono fasi diverse
Differenza tra miscele e composti
Miscela
I componenti si
possono separare con
l’ausilio di tecniche
fisiche
La composizione è
variabile
Le proprietà sono affini
a quelle dei
componenti
Composto
I componenti non si
possono separare con
l’ausilio di tecniche
fisiche
La composizione è
costante
Le proprietà sono
diverse da quelle dei
componenti
Tecniche di separazione
Le miscele si separano ricorrendo alle
differenze di proprietà fisiche tra i
componenti; tra le tecniche basate su
questo criterio vi sono la decantazione, la
filtrazione, la cromatografia e la
distillazione
Uno specifico tipo di materia viene chiamato sostanza
Sostanza pura
Miscela
• Una sostanza è un tipo particolare di materia che non può
essere ulteriormente decomposta o purificata con metodi
fisici. Ogni sostanza possiede proprie caratteristiche specifiche
che sono diverse dall’insieme delle proprietà di ogni altra
sostanza
• Un composto è quella sostanza che, mediante metodi chimici,
può essere trasformata in sostanze più semplici che
mantengono sempre lo stesso rapporto di massa
• Un elemento è una sostanza che non può essere decomposta
in sostanze più semplici mediante delle trasformazioni
chimiche
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Le molecole
Le molecole sono aggregati discreti di atomi
tenuti insieme da legami chimici
Lo zolfo elementare brucia
all’aria con una fiamma
azzurra e produce SO2
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TEORIA ATOMICA
La materia è continua solo su scala
macroscopica.
Per mettere in evidenza alcune proprietà
fondamentali della materia si deve
assumere un modello discontinuo, si deve
cioè ammettere che essa sia costituita da
particelle elementari, ma appare continua
alla nostra percezione visiva.
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Tubo di Crookes
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Modello di Thomson
Campo elettrico in grado di deviare i raggi catodici, portando
sostegno all’ipotesi della loro natura corpuscolare. Con il suo
esperimento, Thomson chiarì che i raggi catodici erano
particelle cariche negativamente (elettroni) e riuscì a misurare
il rapporto carica/massa. I suoi studi misero anche in
evidenza l’esistenza di altre particelle, di carica opposta e di
massa molto maggiore. (protoni)
Nel 1898 Thomson formulò il primo modello atomico.
11
12
MILLIKAN
Velocità limite
13
Esperimento di Rutherford
Schermo fluorescente
di solfuro di zinco
Particelle deviate
Particelle riflesse
Sorgente radioattiva
Raggio di particelle alfa
Lamina d’oro
14
Modello di Rutherford
Rutherford evidenzia l’esistenza del nucleo dell’atomo
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Il raggio di un atomo è dell'ordine di 1 Å
Il nucleo ha un raggio di 10-5 Å
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Atomi
Gli atomi sono costituiti da particelle
subatomiche dette elettroni, protoni e neutroni.
Protoni e neutroni formano un minuscolo, denso
corpo centrale detto nucleo dell’atomo.
Gli elettroni si trovano distribuiti nello spazio
intorno al nucleo.
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Particelle subatomiche
Particella Carica
Carica Massa
(simbolo) assoluta relativa assoluta
x +1
1.6726 x
protone +1.6021773
10-19 C
10-24 g
(p)
Massa
relativa
1.0073
elettrone
(e)
-1.6021773 x
10-19 C
-1
9.109390 x
10-28 g
0.0005486
neutrone
(n)
0
0
1.6749 x
10-24 g
1.0087
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Struttura dell’atomo
•Gli atomi sono costituiti da un
nucleo positivo e da elettroni
negativi.
•Il nucleo ha un raggio di 10-5 Å.
•Il raggio di un atomo è dell'ordine
di 1 Å.
Proporzione: 100m vs 1mm
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Nuclidi
A
Z
X
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).
Il nuclide neutro ha un numero di elettroni uguale a quello di protoni.
Il numero Z caratterizza la specie atomica.
1
1
H
12
6
16
C
8
O
20
Isotopi
Gli isotopi sono atomi di uno stesso elemento che differiscono per il numero di
massa.
Isotopi hanno lo stesso Z (numero atomico) ma differente A (numero di massa)
Una stessa specie atomica ha, di norma, diversi isotopi: si parla di miscela
isotopica naturale.
Le specie atomiche sono 106, di cui 90 naturali; di queste, 81 hanno almeno un
nuclide stabile.
14
12
6
C
6
C
21
Unità di massa atomica
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Isotopi naturali di alcuni elementi
Nuclide
Massa relativa
% di nuclidi
1H
1,007825
2H
2,014102
3He
3,016030
4He
4,002604
6Li
6,015126
7Li
7,01605
9Be
9,012186
10Be
10,013535
10B
10,012939
11B
11,009305
11C
11,011433
12C
12
13C
13,003354
14C
14,003142
99,985
0,015
~ 10-4
~ 100
7,42
92,58
~ 100
tracce
19,6
80,4
tracce
98,89
1,11
tracce
23
Il peso atomico di un elemento è
il numero, computato in uma, che
esprime il valore della media
ponderata della massa dei nuclidi
isotopi che compongono
quell’elemento
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In analogia al peso atomico si definisce anche un peso molecolare. Per
esempio, se avessimo un composto di formula A2BC3, il suo peso
molecolare sarebbe dato da:
p.m.= 2·p.a.(A) + p.a.(B)+ 3·p.a.(C)
Ed ha lo stesso significato, cioè ci dice quanto il composto è più pesante
del riferimento
25
1 mole = 6.0221415⨯1023 particelle
1 mole di atomi di qualunque specie contiene un numero di
Avogadro di atomi cioè 6.022·1023 atomi .
1 mole di qualunque composto contiene un numero di
Avogadro di molecole del composto cioè 6.022·1023 molecole.
Massa molare si intende la massa in grammi di una mole
Il peso in grammi di un atomo è pari alla sua massa molare
diviso il numero di Avogadro
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La mole è la quantità di sostanza di un sistema
contenente tante entità elementari quanti atomi sono
contenuti in 12 g di 12C
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Proviamo a calcolare il numero di moli di un elemento o di un
composto.
1 mole di ossigeno atomico = 16 g
0.2 Moli di sodio = 0.2 x 23 g= 4.6 g
1 Mole di acqua = 18.016 g
0.1 Moli di acido solforico = 0.1 x 98.1 = 9.81 g
Da cui si vede che il numero di moli (che si indica sempre con n) si
ottiene sempre dalla quantità in grammi divisa per il peso atomico o
molecolare.
numero di grammi
n
p.a.(o p.m.)
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• Quante moli di carbonio e di idrogeno sono contenute in 1,5 g di CH4?
• Calcolare la molarità ed il pH di una soluzione ottenuta sciogliendo 3,000 g di Ba(OH)2
in 1,00 · 102 ml di H2O. I pesi atomici di Ba, O e H sono, rispettivamente, 137,3 uma,
16,00 uma e 1,008 uma.
• Calcolare il volume di acqua necessario per diluire 10,0 ml di una soluzione di NaCl
5,22 · 10-2 M, in modo da ottenere una soluzione con concentrazione 2,00 · 10-2 M.
• Il magnesio è presente in natura con gli isotopi 24Mg, 25Mg, 26Mg. Sapendo che le
masse di questi isotopi sono rispettivamente 23,9850 uma, 24,9858 uma e 25,9826
uma e che la loro abbondanza è 24Mg = 78,99%, 25Mg = 10,00% e 26Mg = 11,01%
calcolare il peso atomico del magnesio.
• La massa atomica del rame è 63,54 uma. Quali sono le abbondanze percentuali dei
suoi due isotopi 63Cu e 65Cu aventi masse atomiche 62,9296 uma e 64,9278 uma
rispettivamente?
• Un composto organico, contenente soltanto C, H e O, ha dato all’analisi i seguenti
risultati: C, 40,00%; H, 6,71%; O, 53,28%. Determinare la formula minima del
composto.
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