Materia ed elementi Atomi Elementi ed atomi Tavola periodica degli

Materia ed elementi
• Materia: tutto ciò che occupa spazio e ha una
massa - può essere in tre stati: solido,liquido e
gassoso
• Elementi - Singole forme della materia che non
possono essere divise in forme più semplici con
delle reazioni chimiche ordinarie.
• Dei 115 elementi conosciuti 4 (C, O, N, H)
costituiscono il 96% della massa degli organismi
viventi.
• Ognuno dei 115 elementi presenta distinte
categorie chimiche.
Atomi
– Atomi - Particelle più piccole che possiedono le
caratteristiche degli elementi.Sono costituiti da:
Nucleo
– Protoni (carica elettrica positiva unitaria)– Neutroni – (carica neutra)
– Elettroni (carica elettrica negativa unitaria)
• Numero atomico: n° di protoni per atomo;
• Massa atomica: somma di protoni e neutroni in
un singolo atomo (massa elettrone = 1/1800 della
massa di un protone e/o neutrone). Unità di
misura = uma (unità di massa atomica) o dalton.
1 uma ≈ massa di un protone o neutrone
• Isotopo - Forme di un elemento che variano per
differenze di massa atomica (differiscono per il
numero di neutroni).
© Emilio Padoa-Schioppa
© Emilio Padoa-Schioppa
Elementi ed atomi
Tavola periodica degli elementi
• Ciascun elemento ha nel nucleo un numero
fisso di protoni. Tale numero è detto numero
atomico.
• Nella tavola periodica gli elementi sono
sistemati in un ordine che dipende (anche)
dal loro numero atomico.
© Emilio Padoa-Schioppa
Da Figura 2-1 Solomon, Berg, Martin
© Emilio Padoa-Schioppa
Elettroni ed orbitali
•Gli elettroni si muovono in particolari regioni dello
spazio dette orbitali (rappresentati come “nuvole
elettroniche”).
•Ogni orbitale contiene al massimo due elettroni.
•L’energia di un elettrone dipende dall’orbitale che
esso occupa.
•Elettroni posti in orbitali con energie simili hanno lo
stesso livello energetico principale e costituiscono un
guscio elettronico (modello di Bohr)
Da Figura 2-4 Solomon, Berg, Martin
Da Figura 2-9 Campbell - Reece
© Emilio Padoa-Schioppa
© Emilio Padoa-Schioppa
1
Elettroni ed orbitali
Elettroni ed orbitali
•Modello di Bohr: configurazione elettronica dei
primi 18 elementi
•Gli elettroni di maggiore energia
vengono detti elettroni di valenza e
occupano il guscio di valenza che
costituisce il cerchio più esterno del
modello proposto da Bohr
Da Figura 2-4 Solomon, Berg, Martin
Da Figura 2-10 Campbell - Reece
© Emilio Padoa-Schioppa
© Emilio Padoa-Schioppa
Formule chimiche
Da Figura 2-11 Campbell - Reece
Una formula chimica è il modo più abbreviato per
descrivere la composizione chimica di una sostanza. I
simboli chimici identificano gli atomi presenti, e i numeri
a pedice il rapporto tra gli atomi.
• Formula semplice o formula empirica: i.e. NH2 (rapporto
1:2 azoto e idrogeno).
• Formula molecolare: i.e. N2H4 (ogni molecola di idrazina
è in realtà composta da 2 atomi di azoto e quattro di
idrogeno); H2O (ogni molecola di acqua è in realtà
composta da 2 atomi di idrogeno e uno di ossigeno).
• Formula di struttura: i.e. H-O-H (riporta non solo il
tipo e il numero di atomi, ma anche la loro
organizzazione reciproca).
© Emilio Padoa-Schioppa
Molecole e composti
• Composto
chimico.
Atomi di due o più
elementi
differenti
combinati
in
un
rapporto
fisso:
i.e.
NaCl (cloruro da sodio
– sale da cucina).
• Molecola. Due o più atomi che si combinano
chimicamente e formano unità dette molecole H2O
(ogni molecola di acqua è in realtà composta da 2
atomi di idrogeno e uno di ossigeno).
© Emilio Padoa-Schioppa
Molecole e composti
Massa molecolare. La massa molecolare di un
composto è la somma delle masse atomiche degli
atomi che compongono ogni molecola.
• Acqua H2O = (H: 2 X 1uma) + (O: 1 X 16 uma) =
18 uma
• Glucosio C6H12O6 = (C: 6 X 12 uma) + (H: 12 X
1uma) + (O: 6 X 16 uma) = 180 uma
Mole. La mole è la quantità di un composto la cui
massa in grammi è equivalente alla sua massa
atomica o molecolare. 1 mole di acqua corrisponde
è 18 grammi (g), una mole di glucosio ha una massa
di 180 g. Permette paragoni tra atomi e molecole
di massa diversa perché una mole di ciascuna
sostanza contiene sempre lo stesso numero di unità
(sia che si tratti di piccoli atomi che di grandi
molecole). In una mole ci sono 6,02 * 1023
© Emilio Padoa-Schioppa
2
Molecole e composti : moli
Mole. La mole è la quantità di un composto la cui massa
in grammi è equivalente alla sua massa atomica o
molecolare. 1 mole di acqua corrisponde è 18 grammi
(g), una mole di glucosio ha una massa di 180 g.
Permette paragoni tra atomi e molecole di massa
diversa perché una mole di ciascuna sostanza contiene
sempre lo stesso numero di unità (sia che si tratti di
piccoli atomi che di grandi molecole). In una mole ci
sono 6,02 X 1023 unità (numero di Avogadro).
• 1 mole di H20 = 18 g = 6,02 X 1023 molecole
• 1 mole di H2 = 2 g = 6,02 X 1023 molecole
• 5 moli di C6H12O6 = 900 g [5X180] = 30,1 [5X 6,02] X 1023
molecole
Molecole e composti: moli
Il concetto di mole permette anche di paragonare tra
loro le soluzioni. Una soluzione 1 molare si indica come
1M, contiene una mole di una data sostanza sciolta in
un litro di soluzione.
• 1 litro di soluzione 1M glucosio [C6H12O6]
• 1 litro di soluzione 1M saccarosio [C12H22O11]
• differiscono per la massa di zucchero disciolto (180 e
340 g) ma entrambe contengono 6,02 X 1023 molecole
di zucchero
• Non si possono contare singolarmente gli atomi e le
molecole, grazie al numero di Avogadro è possibile
calcolarne il numero attraverso una pesatura.
© Emilio Padoa-Schioppa
© Emilio Padoa-Schioppa
Reazioni chimiche
Legami chimici
• Il comportamento chimico di un atomo è determinato
dal numero e dalla posizione degli elettroni di valenza.
Il guscio di valenza di H e He è completo (e cioè
stabile) quando contiene 2 elettroni. Quando il guscio
di valenza non è completo l’atomo tende ad acquisire,
cedere o condividere elettroni per completare il guscio
esterno.
• Le reazioni chimiche possono essere descritte
attraverso delle equazioni:
• C6H12O6 + 6O2 → 6CO2 + 6H2O + Energia
prodotti
© Emilio Padoa-Schioppa
© Emilio Padoa-Schioppa
Legami covalenti
Legami covalenti
I legami covalenti possono essere rappresentati mediante la
formula di struttura o la forma di Lewis
Metano (CH4)
Da Figura 2-5 Solomon, Berg, Martin
Metano (CH4)
H
C
H
© Emilio Padoa-Schioppa
Idrogeno molecolare (H2):
H:H
Ammoniaca (NH3)
H : N: H
H
H
H : O: H
:
N H
Acqua (H20):
:
H
Formula di Lewis
:
Acqua (H20):
H-O-H
Idrogeno molecolare (H2):
H-H
Ammoniaca (NH3)
:
Formula di struttura
H
H
H
:
Comportano la condivisione di elettroni tra due atomi adiacenti
in modo tale che ogni atomo un guscio di valenza completo.
I.e. H – Ogni atomo di idrogeno ha un solo elettrone di valenza
e per completare il guscio di valenza ne sono necessari due. I
due atomi hanno la stessa capacità di attrarre elettroni,
quindi nessuno dona un elettrone all’altro, ma condividono gli
unici elettroni che vengono attratti dai due protoni. Di
conseguenza gli elettroni ruotano attorno ad entrambi i
nuclei, tenendo uniti gli atomi
H :C : H
H
:
reagenti
Legami chimici - Forze (energia chimica) che uniscono gli
atomi in molecole. L’energia di legame è l’energia
necessaria per rompere il legame chimico.
• Covalenti - condivisione di elettroni tra due atomi
adiacenti
• Ionici - Cationi (caricati positivamente) ed anioni
(caricati negativamente)
• Idrogeno - Ineguale attrazione degli elettroni condivisi
(nell’acqua l’atomo di ossigeno attrae gli elettroni
condivisi molto di più di quanto non facciano gli atomi di
idrogeno e questo fa si che gli atomi di idrogeno siano
parzialmente positivi, mentre quello di ossigeno sia
parzialmente negativo; ne consegue che gli atomi di
idrogeno sono debolmente attratti dagli atomi di
ossigeno delle molecole circostanti
© Emilio Padoa-Schioppa
3
Legami covalenti
Legami covalenti
Singolo legame covalente: un doppietto di elettroni condiviso
da due atomi
Doppio legame covalente: due doppietti di elettroni condivisi da
due atomi
Triplo legame covalente: tre doppietti di elettroni condivisi da
due atomi
Ogni molecola ha forma e caratteristiche
ben precise. La forma geometrica di una
molecola permette di mantenere la
distanza ottimale tra gli elettroni per
controbilanciare la repulsione dei
doppietti elettronici. Un atomo legato
covalentemente con altri atomi può
presentare un riarrangiamento degli
orbitali del guscio di valenza, in un
processo detto ibridazione degli orbitali.
Da Figura 2-6 Solomon, Berg, Martin
Da Figura 2-5 Solomon, Berg, Martin
© Emilio Padoa-Schioppa
© Emilio Padoa-Schioppa
Legami covalenti
Legami ionici
Gli atomi di ogni elemento differiscono per l’affinità per gli
elettroni. L’elettronegatività è la misura dell’attrazione
esercitata da un atomo sulla coppia di elettroni di un legame
covalente.
Tra due atomi dello stesso elemento l’attrazione è in equilibrio
(legame covalente non polare).
Tra due atomi con diversa elettronegatività gli elettroni sono
attratti dal nucleo con maggior affinità (nell’acqua
dall’ossigeno). Si parla in questo caso di legame covalente
polare. Tale legame ha due estremità (o poli) diverse, una
con carica negativa e una con carica positiva.
• Ioni - Atomi che contengono un numero maggiore o
minore di elettroni rispetto a protoni (sono quindi carichi
elettricamente).
Se un atomo ha 1,2,3 elettroni nel guscio di valenza tende
a cederli, mentre se un atomo ha 5,6,7, elettroni nel
guscio di valenza tende ad accettare elettroni da altri
atomi.
Cationi: caricati positivamente
Anioni: caricati negativamente
© Emilio Padoa-Schioppa
© Emilio Padoa-Schioppa
Da Figura 2-7 Solomon, Berg, Martin
Legami ionici
Da Figura 2-7 Solomon, Berg, Martin
Legami ionici
• Legame ionico:
conseguenza
dell’attrazione tra la
carica positiva di un
catione e la carica
negativa di un anione.
• Esempio è il sale da
cucina (cloruro di sodio
NaCl)
• Un composto ionico tende ad
essere i legami molto forti
quando si trova allo stato
solido (i.e. NaCl), ma posto
in un solvente, come l’acqua
(anche grazie alla sua
polarità) il solido si scioglie.
• Nella soluzione ogni catione e
anione è circondato da
estremità di molecole di
acqua con la carica opposta
Da Figura 2-10 Solomon, Berg, Martin
© Emilio Padoa-Schioppa
Da Figura 2-9 Solomon, Berg, Martin
© Emilio Padoa-Schioppa
4