Struttura atomica
della materia
1
FASE
fase 3
fase 1
fase 2
FASE:
porzione di materia
chimicamente
e
fisicamente
omogenea delimitata da superfici
di separazione ben definite
2
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
3
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)
4
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
5
Le origini della teoria atomica
Democrito (468-370 a.c.)
Epicuro (341-270 a.c.)
Lucrezio (96-11 a.c.)
La MATERIA è costituita da particelle estremamente piccole:
gli ATOMI
Atomos = indivisibile
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
6
Fine 800-inizio 900 demolizione della teoria atomica di Dalton
Dopo la scoperta degli elettroni, essendo l’atomo neutro, si ipotizzò
che esistessero delle cariche positive, i protoni
⇓
l’esistenza del nucleo
⇓
l’esperimento di Rutheford
7
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.
8
Gli atomi e le molecole esistono davvero!
Immagine ottenuta con un microscopio a
scansione a effetto tunnel (STM) di un
singolo atomo di Xenon depositato su una
superficie di Nickel(110)
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 sonda9
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-)
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
nucleo
(rnucl≈ 10-12-10-13 cm)
protoni
(p+)
neutroni
(n)
quarks
quarks
10
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
11
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
12
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
13
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
14
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
Z = 7 A = 14 A-Z = 7
7 p+, 7 e-, 7 n; carica nucleare: +7
15
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
16
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
2
1
H = D = deuterio
3
1
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
17
La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi
Gli elementi in natura sono costituiti da miscele di isotopi con
composizione costante
20
Spettro di
massa del
Neon
Ne (90.51%)
10
21
10
22
10
Ne (0.27%)
Ne (9.22%)
Quando si indica un
elemento con il solo
simbolo (Ne) ci si
riferisce alla sua miscela
isotopica naturale.
Nuclidi conosciuti ad oggi ≈ 2200
Nuclidi stabili (naturali) ≈ 270
Processo di decadimento radioattivo è un
processo di trasformazione di un nuclide in un
altro nuclide (stabile o meno) con emissione di
Stabilità
PARTICELLE e a volte di radiazione
elettromagnetica.
Legami chimici, stato di aggregazione, P, T,
Numero PROTONI (Z) campi elettrici e campi magnetici
NON
18
Numero NEUTRONI (A-Z) influenzano i processi di decadimento
radioattivo.
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–
19
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
20
Massa atomica (peso atomico)
Mr
Mr
12C
=
23Na
1.9926·10-23 g
1.6606·10-24 g
38.163·10-24 g
1.6606·10-24 g
=
= 12.0000
= 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
C (98.89%) M = 12.0000
MC =
ME = massa atomica media dell’elemento
Mi = massa atomica dell’isotopo i-esimo;
pi = abbondanza relativa dell’isotopo i–esimo (%)
13
C
6
(1.11%) M = 13.00335
12.0000 x 98.89 + 13.00335 x 1.11
100
= 12.01
21
I pesi atomici degli elementi sono tabulati nella tavola
periodica degli elementi
Numero atomico
Simbolo
Metallo
Semimetallo
Non metallo
Peso atomico
22
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.
23
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
24
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 (smbolo 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
25
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)
26
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
27
CALCOLO DEL NUMERO DI MOLI
Il numero di moli contenuto nella massa (in g) di una certa quantità di
sostanza è dato da:
m (g)
n (mol) =
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
28
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
Per vedere questa immagine
occorre QuickTime™ e un
decompressore Animation.
Diversa massa
Uguale numero
di moli
29
C
LA MASSA MOLARE
S
n = 1 mole
Cu
Pb
Hg
30
Massa molare (di un elemento o di un composto)
n = 1 mole
Per vedere questa immagine
occorre QuickTime™ e un
decompressore Animation.
18 g di acqua
180 g di glucosio
46 g di alcol etilico
342 g di saccarosio
31
