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Jay Phelan, Maria Cristina Pignocchino
Le scienze naturali
Osservare la Terra e la materia
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La teoria
atomica
e la materia
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Lezione 1
Che cosa sono
gli atomi
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1. La teoria atomica
L’atomo è la più piccola particella di un elemento che ne
conserva le proprietà; le molecole sono particelle formate da
atomi uguali o diversi uniti tra loro; gli ioni sono atomi o
molecole che hanno carica elettrica.
Una molecola di acqua è formata da
un atomo di ossigeno e due atomi di
idrogeno.
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2. La teoria atomica di Dalton
Dalton attribuisce agli atomi proprietà che deduce dallo studio
delle leggi ponderali, cioè dalle leggi di conservazione della
massa, delle proporzioni definite e costanti, delle proporzioni
multiple.
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3. Le proprietà elettriche della materia
I corpi possono essere dotati di carica elettrica positiva (+),
negativa (–) o neutri, cioè privi di carica. Le cariche presenti in
un corpo si sommano algebricamente; cariche opposte si
attirano; cariche uguali si respingono.
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4. Le particelle subatomiche
Gli atomi sono costituiti di particelle subatomiche: protoni (p)
con carica +1 e massa pari a 1,673 x 10–27 kg; elettroni (e–)
che hanno carica –1 e massa trascurabile; neutroni (n) che
sono neutri e hanno massa pari a 1,675 x 10–27 kg.
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5. Numero atomico e numero
di massa
Ogni atomo viene identificato con un numero atomico (Z)
e un numero di massa (A): Z è il numero di protoni e indica
anche il numero di e– dell’atomo neutro; il numero di massa
A è dato dalla somma di protoni e neutroni (p+n).
Numero di massa = numero di p + n
Numero atomico = numero p
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Lezione 2
L’atomo non è
una sfera
omogenea
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6. Il nucleo atomico
L’atomo è formato da un nucleo
denso e minuscolo di carica
positiva che contiene i protoni e
i neutroni, circondato da un
enorme spazio vuoto in cui si
muovono gli elettroni, che non si
allontanano perché attratti dal
nucleo.
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7. L’atomo, il nucleo e la forza
nucleare
La forza nucleare è quella forza che mantiene uniti i protoni
e i neutroni all’interno del nucleo atomico; essa è più forte
della repulsione generata da cariche dello stesso segno come
i protoni.
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8. Gli isotopi di un elemento
contengono un diverso numero
di neutroni
Sono isotopi gli atomi che hanno il medesimo numero
atomico e diverso numero di massa. Hanno carica nucleare e
proprietà chimiche uguali, ma differiscono per massa e
alcune proprietà fisiche.
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9. Dagli atomi derivano gli ioni
Gli atomi possono perdere o acquistare elettroni,
trasformandosi in ioni positivi (quando perdono uno o più
elettroni) o negativi (quando acquistano uno o più elettroni).
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Lezione 3
Le formule
rappresentano
le sostanze
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10. La scrittura delle formule chimiche
Elementi e composti si rappresentano mediante formule
chimiche: la formula indica il tipo e il numero di atomi o ioni
presenti nella più piccola particella che possiede tutte le
caratteristiche chimiche della sostanza.
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11. Le formule degli elementi
In natura sette elementi sono formati da molecole biatomiche,
quattro contengono più atomi, gli altri sono costituiti da singoli
atomi.
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12. Le formule dei composti
La formula di un composto
molecolare descrive la
composizione di una singola
molecola.
La formula di un composto
ionico indica il rapporto
numerico tra gli ioni, senza
riportare le loro cariche.
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13. Molti composti ionici contengono
ioni poliatomici
Molecole che acquistano o perdono elettroni possono
formare ioni poliatomici negativi o positivi.
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Lezione 4
La massa
degli atomi
e delle molecole
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14. L’unità di massa atomica
La massa relativa di atomi e molecole si determina per
confronto con l’unità di massa atomica (u):
1u = 1/12 della massa di un atomo di 12C.
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15. La massa atomica
La massa atomica (MA) di un elemento è la massa media
espressa in u degli isotopi presenti in un suo campione
naturale.
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16. Massa molecolare e massa
formula
La massa molecolare è la massa relativa di una molecola, si
calcola sommando la masse in u degli atomi della sua formula;
nei composti ionici si calcola la massa formula.
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17. La mole: contare atomi e molecole
senza vederli
La mole è una quantità di sostanza che contiene 6,02 x 1023
particelle. La massa molare è la massa in grammi di una mole;
numericamente è uguale alla massa in u di una particella della
sostanza.
Massa (g)
Quantità di
sostanza (mol)
Massa molare
(g/mol)
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Lezione 5
Equazioni
e reazioni
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18. Rappresentare le reazioni: le
equazioni chimiche
Le equazioni chimiche descrivono le reazioni, indicando come
cambiano la composizione e i rapporti numerici tra le particelle
di reagenti e di prodotti.
Il coefficiente 2
indica 2 molecole
di idrogeno.
Il coefficiente 2
indica 2 molecole
di acqua.
Davanti all’ossigeno non c’è
nessun coefficiente: ciò
significa che si forma una sola
molecola.
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19. Il bilanciamento delle equazioni
chimiche
Una equazione chimica è bilanciata se il numero complessivo
di atomi di ciascun elemento è uguale tra i reagenti e i prodotti.
Per eseguire il bilanciamento si devono rispettare tre regole:
1. non si possono mai modificare le formule;
2. il coefficiente 1 non si scrive, perché la formula indica
già una particella;
3. i coefficienti devono essere numeri interi e con il
minimo valore possibile.
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20. Impariamo a bilanciare:
tre regole pratiche /1
Per bilanciare un’equazione è conveniente operare in
quest’ordine:
•si bilanciano per primi i metalli e i non metalli presenti nei
composti;
•anche quando sono presenti nei composti, ossigeno e
idrogeno si bilanciano dopo gli altri elementi perché spesso
compaiono in molte formule;
•le molecole di acqua e gli elementi puri si bilanciano per
ultimi.
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20. Impariamo a bilanciare:
tre regole pratiche /2
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