struttura atomica

struttura atomica della materia
ssss
Struttura atomica
della materia
1
La chimica
“La chimica è la scienza che si
occupa
dello
studio
della
composizione e delle proprietà delle
varie forme della materia”
2
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1
struttura atomica della materia
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Classificazione della materia
MATERIA
spazio
massa
Composizione
Struttura
Proprietà
Trasformazioni
3 STATI DI AGGREGAZIONE
SOLIDO (V e forma propri)
LIQUIDO (V definito e forma indefinita)
GASSOSO (V e forma indefiniti)
3
I materiali sono spesso formati da
agglomerati complessi di atomi e di
molecole anche multi-fasici
fase 3
fase 1
FASE:
porzione di materia
chimicamente
e
fisicamente
omogenea delimitata da superfici
di separazione ben definite
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fase 2
4
2
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Classificazione della materia
MATERIA
Sistemi fisicamente eterogenei
(proprietà diverse –
insieme di più fasi)
Sistemi fisicamente omogenei
(proprietà identiche in ogni puntofasi singole)
Sistemi chimicamente
eterogenei (più specie
chimiche)
Sistemi chimicamente
omogenei (1 sola specie
chimica)
elementi
composti
5
Classificazione della materia
Elementi
Sono formati da atomi dello stesso tipo.
Tutti gli elementi sono classificati nella Tavola o Tabella Periodica
dove sono indicati sia il nome che il simbolo Chimico.
90 elementi in natura (gli altri sono artificiali). Crosta terrestre 13
elementi.
Composti
Sono costituiti da atomi di tipo diverso ed hanno composizione
fissa (es. H2O, H: 11,9% O: 88,81%)
Proprietà dipendono:
Natura elementi (NaCl, KCl)
Modo in cui gli atomi sono legati (CH3CH2OH, CH3OCH3 )
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3
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Oltre il 98% della massa della crosta terrestre è costituita dai
seguenti 13 elementi
% in massa
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
•
Ossigeno (O)
Silicio
(Si)
Alluminio (Al)
Ferro
(Fe)
Calcio
(Ca)
Sodio
(Na)
Potassio (K)
Magnesio (Mg)
Cloro
(Cl)
Idrogeno (H)
Titanio
(Ti)
Fosforo (P)
Carbonio (C)
Immagine ottenuta con un microscopio a
scansione a effetto tunnel (STM) di un
singolo atomo di Xenon depositato su una
superficie di Nickel(110)
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46.1
25.7
7.51
4.70
3.99
2.64
2.40
1.94
1.88
0.88
0.580
0.120
0.087
7
La data celebrativa del nuovo
millennio è stata ottenuta
posizionando 47 molecole di
ossido di carbonio, CO, su una
superficie di rame, mediante
tecniche di microscopie a sonda8
4
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Le origini della teoria atomica
Democrito (468-370 a.c.)
Epicuro (341-270 a.c.)
Lucrezio (96-11 a.c.)
Atomos = indivisibile
La MATERIA è costituita da particelle
estremamente piccole: gli ATOMI
TEORIA ATOMICA di DALTON (1808)
La materia è costituita da atomi indivisibili e indistruttibili
Tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa e le stesse
proprietà chimiche
Atomi di elementi diversi hanno masse diverse e proprietà chimiche
diverse
Gli atomi di elementi diversi si combinano fra loro in rapporti di numeri
interi e generalmente piccoli dando origine a composti
Fine 800-inizio 900 demolizione della teoria atomica di Dalton
9
Struttura atomica della materia
Il modello di Thompson
Esperimenti con raggi
catodici: scoperta
dell’elettrone
L’atomo è neutro per cui devono esistere anche delle
cariche positive, i protoni
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Modello a “panettone” di Thompson
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Struttura atomica della materia
L’esperimento di rutheford
L’esistenza del nucleo
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Modello atomico di
Rutherford
-
Nucleo contenente
particelle cariche
positivamente (protoni) ed
altre particelle (neutroni)
+
+
+
-
-
Elettroni, che ruotano
intorno al nucleo
Modello planetario con un nucleo contenente i protoni e gli
elettroni che ruotano intorno al nucleo come i pianeti intorno
al sole (nuvola elettronica). Ipotizzata esistenza dei neutroni.
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struttura atomica della materia
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Struttura atomica: le particelle fondamentali
ATOMO: particella neutra a forma sferica con al centro un
piccolissimo nucleo positivo.
Atomo
ra≈ 10-8 cm
elettroni
(e-)
nucleo
(rnucl≈ 10-12-10-13 cm)
I nucleoni sono le particelle che costituiscono il
nucleo atomico e quindi comprendono sia i
protoni che i neutroni. Essi sono tenuti insieme da
forze di scambio che non sono né di natura
elettrostatica, né gravitazionale, ma che
sarebbero generate da uno scambio continuo tra i
nucleoni di mesoni π (chiamai anche pioni) di tipo
diverso. Questi ultimi sono particelle con massa
264-273 volte quella dell’elettrone
protoni
(p+)
neutroni
(n)
quarks
quarks
13
Struttura atomica – Le dimensioni degli atomi
1 nm (nanometro) = 10–9 m
1 Å (Ångstrom) = 10–10 m
1 pm (picometro) = 10–12 m
Se il nucleo dell’atomo di idrogeno avesse
le dimensioni di una palla da tennis,
l’elettrone si troverebbe ad una distanza di
circa 2000 m.
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struttura atomica della materia
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Struttura atomica – Le dimensioni degli atomi
Esempio: Rame (Cu), Ferro (Fe), ...
Raggio nucleare
Valore sperimentale: rnucl ≈ 10-4 Å
rat/rnucl ≈ 10000 (in alcuni casi anche
100000)
≈ 1 cm
15
Struttura atomica: le particelle fondamentali
Particella
simbolo
Massa
SI (g)
atomica
Carica
SI (C)
atomica
e-
9.109·10-28
5.486 ·10-4
-1.602·10-19
-1
p+
n
1.673·10-24
1.675·10-24
1.0073
1.0087
+1.602·10-19
0
+1
0
unità di carica atomica: 1.602·10-19 C
unità di massa atomica: 1.6606 · 10-24 g
massa elettrone 1836 volte < massa protone
Nel NUCLEO è concentrata la MASSA dell’atomo
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8
struttura atomica della materia
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La struttura dell’atomo
Numero atomico (Z) = numero di protoni (corrisponde
anche al numero di elettroni essendo gli atomi neutri).
Numero di massa (A) = numero protoni + numero neutroni=
numero nucleoni.
Carica nucleare (+ Z)
A - Z = numero dei neutroni
Atomi con uguale numero atomico Z hanno uguali proprietà
chimiche, sono classificati come atomi dello stesso elemento e
identificati dallo stesso simbolo chimico.
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La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi
Nuclide
Una specie atomica caratterizzata
composizione del nucleo.
da
Per scrivere un nuclide occorre:
simbolo elemento (X)
Z (in basso a sinistra)
A (in alto a sinistra)
una
ben
A
Z
determinata
X
Esempio: nuclide elemento azoto
14
7
N
7
Z = 7 A = 14 A-Z = 7
7 e-, 7 n; carica nucleare: +7
p+,
18
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struttura atomica della materia
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La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi
Isotopi
Nuclidi di uno stesso elemento (isos topos = stesso posto), quindi
con uguale numero atomico Z ma diverso numero di massa A e
quindi diverso numero di neutroni.
12
16
C
13
C
6
14
C
O
17
C
O
8
18
O
O
Isobari
Nuclidi di elementi diversi, quindi con diverso numero atomico Z ma
con uguale numero di massa A (isos baros = stesso peso).
54
26
Fe
54
24
Cr
19
La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi
Tutti gli isotopi di un elemento hanno lo stesso nome. Fa
eccezione l’idrogeno:
1
1
H = H = idrogeno 12 H = D = deuterio 13 H = T = trizio
L’idrogeno naturale contiene il 99.985% di H, lo 0.015% di D
ed una percentuale pressoché inapprezzabile di T.
Le proprietà chimiche e chimico-fisiche dipendono solo dal
numero di elettroni (e quindi da Z) e conseguentemente diversi
isotopi di uno stesso elemento hanno uguali proprietà chimiche e
chimico-fisiche. Fanno eccezione gli isotopi degli elementi leggeri,
in particolare dell’idrogeno:
H2O p.f. 0.00°C
p.e. 100.00°C ad 1 atm
D2O p.f. 3.82°C
p.e. 101.42°C ad 1 atm
Esistono elementi come F, Al e P che hanno un solo isotopo
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20
10
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La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi
Gli elementi in natura sono costituiti da miscele di isotopi con
composizione costante.
Quando si indica un
elemento con il solo
simbolo (Ne) ci si
riferisce alla sua miscela
isotopica naturale.
20
10
21
10
22
10
Ne (90.51%)
Ne (0.27%)
Ne (9.22%)
Spettro di massa
del Neon
21
La struttura del nucleo atomico
Nuclidi stabili e radionuclidi
Nuclidi noti > 1000
Nuclidi stabili (naturali) ≈ 270
Nuclidi instabili naturali ≈ 30
Stabilità
Numero PROTONI (Z)

Numero NEUTRONI (A-Z)
Processo di decadimento radioattivo è un processo di trasformazione di un
nuclide in un altro nuclide (stabile o meno) con emissione di PARTICELLE
e a volte di radiazione elettromagnetica.
Legami chimici, stato di aggregazione, P, T, campi elettrici e campi
magnetici NON influenzano i processi di decadimento radioattivo.
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IONI
In particolari condizioni e senza alterare la composizione del
nucleo, un atomo può perdere o acquistare elettroni, diventando
così una specie elettricamente carica detta ione.
Un atomo che perde uno o più elettroni diventa carico
positivamente, ovvero uno ione positivo (catione).
Un atomo che acquista uno o più elettroni diventa carico
negativamente, ovvero uno ione negativo (anione).
Simbologia: simbolo dell’elemento, carica ionica (numero di
cariche + o –) in alto a destra.
ESEMPI:
Na+
Al3+
O2–
Cl–
23
Massa atomica
Le masse atomiche assolute degli atomi si possono determinare
sperimentalmente con la spettrometria di massa. I valori sono molto
piccoli:
H
1.66 x 10-24 g
Fe
9.30 x 10-23 g
1961 definita scala unificata delle masse atomiche
Unità di Massa Atomica (u.m.a.)
1 u.m.a. = 1/12 della massa assoluta di 12C = 1 /12 1.9926·10-23 g
= 1.6606·10-24 g
Con questa unità di misura sono state tabulate le masse atomiche
relative (Mr).
massa atomica assoluta (g) dell’isotopo
Mr = massa (g) corrispondente all’unità di massa atomica
24
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Massa atomica (peso atomico)
Mr
12C
=
Mr
23Na
1.9926·10-23 g
1.6606·10-24 g
= 12.0000
38.163·10-24 g
1.6606·10-24 g
=
= 22.9898
Elementi in natura
miscele di diversi isotopi
Massa atomica media relativa di un elemento
Quale massa
riportiamo nella tavola periodica???? La media pesata delle masse
atomiche relative degli isotopi costitutivi (peso atomico).
ME =
12
6
!i M i p i
100
ME = massa atomica media dell’elemento
Mi = massa atomica dell’isotopo i-esimo;
pi = abbondanza relativa dell’isotopo i–esimo (%)
13
C
6
C (98.89%) M = 12.0000
MC =
(1.11%) M = 13.00335
12.0000 x 98.89 + 13.00335 x 1.11
= 12.01
25
100
FORMULE CHIMICHE
Le specie chimiche si rappresentano sinteticamente con delle
notazioni dette formule chimiche.
Le formule chimiche indicano quali elementi sono presenti in una
data specie chimica (o quale elemento, nel caso di una specie
elementare) e in quali rapporti essi si trovano.
ESEMPI:
H2O
S8
C2H6O
CaSO4
L’informazione qualitativa è contenuta nei simboli degli elementi
costituenti la specie chimica, mentre l’informazione quantitativa è
data dagli indici numerici che indicano i rapporti di combinazione
(coefficienti stechiometrici).
Quando l’indice è 1, per semplicità si omette.
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13
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Massa molecolare (peso molecolare)
Le
molecole
sono
aggregati
poliatomici, vengono rappresentate da
una formula chimica che fornisce
una descrizione della composizione in
maniera qualitativa e quantitativa

massa molecolare

somma delle masse atomiche degli
atomi presenti in una sua molecola
Alcol etilico
(C2H6O)
MC2H6O = 2 MC + 6 MH + MO = 2 · 12.011 + 6 · 1.0079 + 15.999 =
= 46.068
27
Mole
Le reazioni chimiche osservabili sperimentalmente coinvolgono un
numero enorme di atomi, molecole o ioni.
È conveniente definire una nuova grandezza che rappresenta un
numero grande e fisso di particelle e comparabile alle quantità
utilizzate in un esperimento reale.
Mole (simbolo mol)
Quantità di sostanza che contiene
tante entità elementari (atomi, ioni,
molecole, ecc.) quanti sono gli
atomi contenuti in 12 g esatti di
12C, il cui valore corrisponde ad N
A
Numero di Avogadro
NA = 6.022·1023 entità/mol
28
A. Avogadro
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Mole
n° atomi 12C in 1 mole =
12.0000 g
massa di 1 atomo 12C
=
12,0000 g
12 · 1,6606 10-24 g
n° atomi 12C in 1 mole = 6,022 1023
1 mole Fe contiene un numero NA di atomi di Fe
1 mole di H2O contiene un numero NA di molecole di H2O
Massa molare di una sostanza
La massa di una mole di atomi o di molecole si dice massa
molare ed è espressa in g/mol
Come conseguenza della definizione di mole, la massa molare
è numericamente uguale alla massa atomica (per gli elementi)
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o alla massa molecolare (per i composti).
Verifica. Calcolo massa molare di H2O (MH2O):
MH2O = n° molecole H2O in 1mole · massa di una molecola H2O =
MH2O =6.022 1023 mol-1 · 1.660610-24 g · 18.02 = 18.02 g mol-1
numericamente uguale alla
massa molecolare (18.02)
Analogamente per gli elementi, essendo MCa = 40.08, 1 mole di Ca
(NA atomi) pesa 40.08 g
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CALCOLO DEL NUMERO DI MOLI
Il numero di moli contenuto nella massa (in g) di una certa quantità di
sostanza è dato da:
n (mol) =
m (g)
M (g mol-1)
Il numero di particelle elementari contenute nella quantità di una certa
sostanza sarà pari a:
numero particelle = n (mol) · NA (mol–1)
ESEMPIO: Quante moli e quanti atomi sono contenuti in 100.0 g di sodio?
La massa molare del sodio, numericamente pari al suo peso atomico, è 22.990 g mol–1
31
n (mol) = 100.0 g /22.990 g mol–1 = 4.350 mol
numero di atomi di sodio = 4.350 mol · 6.02213 · 1023 mol-1 = 2.620 · 1024
Massa molare (di un elemento o di un composto)
Stessa massa
Diverso numero
di moli
Diversa massa
Uguale numero
di moli
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Massa molare (di un elemento o di un composto)
n = 1 mole
18 g di acqua
46 g di alcol
etilico
C
180 g di
glucosio
342 g di saccarosio
LA MASSA MOLARE
33
S
n = 1 mole
Cu
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Pb
Hg
34
17