Struttura Atomica A - Prof. Corrado Berti

Classificazione della materia
MATERIA
spazio
massa
Composizione
Struttura
Proprietà
Trasformazioni
3 STATI DI AGGREGAZIONE
SOLIDO (Volume e forma propri)
LIQUIDO (Volume definito e forma indefinita)
GASSOSO (Volume e forma indefiniti)
1
Classificazione della materia
PASSAGGI DI STATO
sublimazione
evaporazione
fusione
Stato solido
Stato liquido
solidificazione
liquefazione
Stato gassoso
condensazione
brinamento
endotermici
esotermici
2
Classificazione della materia
3
Classificazione della materia
Miscele omogenee o soluzioni
Hanno la stessa composizione
liquide (es. acqua di mare)
gassose (es. aria)
solide (es. ottone)
Miscele eterogenee
Hanno diversa composizione nelle varie parti (fasi; es. granito)
Separazione componenti miscele
Miscele omogenee ed eterogenee
Metodi fisici
Composti
(distillazione, filtrazione, etc.)
Composti
Metodi chimici
(elettrolisi, etc.)
Elementi
4
Classificazione della materia
Separazioni componenti miscele / Separazione elementi
Metodi fisici:
Distillazione
Metodi chimici
Elettrolisi
5
Classificazione della materia
Elemento
Sostanza (o sostanza elementare) costituita da atomi aventi tutti lo
stesso numero atomico (numero dei protoni presenti nel nucleo).
Ogni elemento è definito da un Nome e da un Simbolo Chimico
(internazionale).
La maggior parte degli elementi è presente in natura in tracce; i 13
elementi più abbondanti costituiscono il 98% della massa della
crosta terrestre.
6
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)
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
Classificazione della materia
Composti
Sostanza a composizione costante costituita da due o più elementi
(es. H2O, H: 11,9% O: 88,81%)
Le proprietà chimico-fisiche delle sostanze elementari e dei
composti dipendono:
1) Tipo di legame (C (diamante)*; C (grafite)**);
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2) Natura elementi (NaCl, KCl);
3) Modo in cui gli atomi sono legati reciprocamente
(isomeria: es. CH3CH2OH, CH3OCH3).
CH3CH2OH
CH3OCH3
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Struttura atomica della materia
La MATERIA è costituita da particelle estremamente piccole:
gli ATOMI
ATOMO: particella neutra a forma sferica estremamente piccola
Atomo
ra≈ 10-8 cm
elettroni
(e-)
ra/rnucl ≈ 10.000
nucleo
(rnucl≈ 10-12-10-13 cm)
protoni
(p+)
neutroni
(n)
quarks
quarks
10
L’atomo
11
Struttura atomica - Le particelle fondamentali
Particella
simbolo
Massa
SI (g)
Carica
uma
SI (C)
u.c.atom.
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 = carica dell’elettrone = 1.602·10-19 C
unità di massa atomica = 1/12 massa 12C = 1.6606 · 10-24 g
massa protone = 1836 volte massa elettrone
Nel NUCLEO è concentrata la maggior parte della
MASSA dell’atomo
12
La struttura del nucleo atomico
Protoni
Neutroni
Nucleoni
Numero atomico (Z)
(Z = numero protoni (uguale al numero degli
elettroni essendo gli atomi particelle neutri).
Atomi con uguale numero atomico Z sono classificati come atomi
dello stesso elemento e identificati dallo stesso simbolo chimico
Carica nucleare = + Z (in unità di carica atomica)
13
La struttura del nucleo atomico - Nuclidi e isotopi
Numero di massa (A) = numero protoni + numero neutroni
A - Z = numero dei neutroni
Nuclide: specie atomica definita in modo univoco da un numero
atomico e da un numero di massa
Per indicare un definito nuclide
occorre specificare:
- simbolo dell’elemento
- Z (in basso a sinistra)
- A (in alto a sinistra)
A
Z
X
14
La struttura del nucleo atomico - Nuclidi e isotopi
Nuclide dell’azoto
14
7
N
Z = 7 A = 14 A-Z = 7
7 p+, 7 e-, 7 n; carica nucleare: +7
Isotopi
nuclidi di uno stesso elemento (con uguale
numero atomico Z) aventi diverso numero di
massa A (isos topos = stesso posto)
12
C
13
6
C
C
C
14
Isobari
nuclidi con diverso numero atomico Z
ma con uguale numero di massa A
(isos baros = stesso peso)
54
26
Fe
54
24
Cr
15
La struttura del nucleo atomico - Nuclidi e isotopi
Le proprietà chimiche e chimico-fisiche dipendono dal numero di
elettroni (e quindi da Z)
Diversi isotopi di uno stesso elemento hanno uguali proprietà
chimiche e chimico-fisiche
C
12
6
C
13
Eccezioni:
H2 p.f. 13,96 K p.e. 20,4 K
D2 p.f. 18,73 K p.e. 23,7 K
T2 p.f. 20,62 K p.e. 25,0 K
14
C
C
1
1
2
1
3
1
H=H
H=D
H=T
16
La struttura del nucleo atomico - Nuclidi e isotopi
Gli elementi in natura sono costituiti da miscele di isotopi con
composizione costante
Intensità del segnale
Spettro di massa
del Neon
Neon-20 (
20
10
Ne )
90.51%
Neon-21 (
21
10
Ne )
0.27%
Neon-22 (
22
10
Ne)
9.22%
17
Massa
Determinazione delle masse atomiche assolute
Spettrometria di massa
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Massa campione per le masse atomiche
• La massa campione è definita come la dodicesima parte
della massa del carbonio-dodici (12C).
• Il peso atomico di un atomo viene definito come il rapporto
tra la massa dell’atomo considerato ed un dodicesimo della
massa di un atomo di carbonio-dodici.
• Quindi in base a questa definizione i pesi atomici, essendo
calcolati come rapporti tra masse, sono grandezze
adimensionali.
• Considerato che la massa di un atomo di carbonio-12
corrisponde a 19,92·10-24 g, la massa campione corrisponde
a:
19,92 ⋅10 −24 g
= 1,660 ⋅10 −24 g
12
19
Peso atomico naturale
• Dalla tavola periodica vediamo che per il sodio il valore del
peso atomico corrisponde a 22,98977. Questo significa che
la massa di un atomo di sodio corrisponde a 22,98977 la
massa campione (il sodio è presente in natura sotto forma di
un singolo nuclide).
• In generale, gli elementi si presentano costituiti da miscele
di isotopi (oltre l’80%). Quindi nel calcolo del peso
atomico naturale di un elemento si deve tenere conto sia
della massa dei singoli isotopi sia della loro abbondanza
relativa; in altre parole, si calcola una media ponderata.
20
Calcolo del peso atomico naturale del carbonio
In natura il carbonio è costituito per il 98,89% di atomi di 12C e
per l’1,11% si atomi di 13C; in realtà è presente anche il 14C ma la
sua concentrazione è bassissima e quindi trascurabile in questo
tipo di calcolo.
6C
12
6
C
13
6
C
98,89%
1,11%
I pesi atomici dei due isotopi calcolati sempre facendo
riferimento alla massa campione sono:
12C
peso atomico = 12
13C
peso atomico = 13,0034
21
Peso atomico naturale del carbonio
Usando questi dati il peso atomico naturale viene calcolato nel
seguente modo:
PA
C
12 ⋅ 98 , 89 + 13 , 0034 ⋅ 1 ,11
=
= 12 , 0111
100
Questo è il valore riportato sulla tavola periodica ed è quello che
viene usato per i calcoli stechiometrici nonostante che in natura
non sia presente un solo atomo con questa massa effettiva.
Così facendo, usando il concetto di mole, saremo in grado di
“contare” gli atomi di carbonio naturale per mezzo di semplici
pesate.
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Massa molecolare (peso molecolare)
Molecole (aggregati poliatomici)
massa molecolare
somma delle masse atomiche degli
atomi presenti in una sua molecola
MC2H6O = 2 MC + 6 MH + MO =
= 2 x 12,011 + 6 x 1,0079 + 15,999 = 46,068
23
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 (mol)
Quantità di sostanza che contiene
tante entità elementari (atomi, ioni,
molecole, ecc.) quanti sono gli
atomi di 12C contenuti in 12 g esatti
di 12C.
Numero di Avogadro
NA = 6.022·1023 mol-1
24
Mole
12
massa
di
1
mole
C
12
n ° atomi C in 1 mole =
massa di 1 atomo 12 C
-1
12
,
0000
g
⋅
mol
n ° atomi 12 C in 1 mole =
12 ⋅ 1,6606 ⋅ 10 - 24 g
n° atomi 12C in 1 mole = 6,022 1023 mol-1
25
Mole
pa Ca = 40,08
Peso di un atomo di Ca
40 , 08
=
= 3 , 34
12
Peso di un atomo di C
12
x(g)
Peso di N A atomi di Ca
= 3 , 34
12
Peso di N A atomi di C
12 (g)
x (g)
= 3,34
12 (g)
x (g) = 3,34 ⋅ 12 = 40,08 g
Quindi NA atomi di Ca (1 mole) pesano 40,08 g
26
Massa molare (di un elemento o di un composto)
Massa molare
massa (g) di 1 mole di qualsiasi sostanza (g · mol-1)
La massa molare è numericamente uguale alla massa atomica o
alla massa molecolare.
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
n (mol) =
m (g)
M (g mol-1)
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Massa molare (di un elemento o di un composto)
Stessa massa
Diverso numero di
moli
Diversa massa
Uguale numero
di moli
28
Massa molare (di un elemento o di un composto)
n = 1 mole
18 g di acqua
180 g di glucosio
46 g di alcol etilico
342 g di saccarosio
29
Volume molare
Volume molare
Volume (l) occupato da 1 mole di gas in determinate condizioni di
TeP
Vm (l·mol-1)
In condizioni normali (c.n.) 0°C, 1 atm
Vm (c.n.) = 22,414 l·mol-1
n (mol) =
V(c.n.) (l)
Vm (c.n.) (l mol-1)
30
Una MOLE di sostanza
corrisponde a:
Una MASSA in g pari
al p.a., PM, PF di una
sostanza
Un NUMERO di entità
elementari di sostanza
pari a 6.022 x 1023
Un VOLUME in L pari
a 22.414 di sostanza
gassosa in condizioni
normali
31
V (L) sostanza a c.n.
m (g) sostanza
M (g mol-1)
Vm (L mol-1) a c. n.
corrispondono a n
(mol) di sostanza
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Struttura atomica - Le dimensioni degli atomi
Esempio: RAME (Cu)
Densità δ = 8.96 g/cm3 (20°C)
Massa molare M = 63.546 g/mol
Volume molare Vm = M/δ = 63.546 (g/mol) / 8.96 (g/cm3) =
= 7.09 cm3/mol
Volume atomico Vat = Vm/NA = 7.09 (cm3/mol) / 6.022×1023(mol-1)
= 1.18×10-23 (cm3)
Atomo = Sfera
rat = (Vm3/4π)1/3 = 1.41×10-8 cm =
1.41 Å (1 Å = 10-8 cm)
Valore sperimentale: rat = 1.20 Å
33
Struttura atomica - Le dimensioni degli atomi
Esempio: Rame (Cu), Ferro (Fe), ...
Raggio nucleare
Valore sperimentale: rnucl ≈ 10-4 Å
rat/rnucl ≈ 10000
≈ 1 cm
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