La struttura atomica - corso di chimica

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
Struttura atomica della materia
Le origini della teoria atomica
Democrito (468-370 a.c.)
Epicuro (341-270 a.c.)
Lucrezio (96-11 a.c.)
La materia é costituita da atomi
Atomos = indivisibile
Lavoisier (1785) enuncia la legge di conservazione della massa
Proust (1799) enuncia la legge delle proporzioni definite
Dalton (1807) enuncia la legge delle proporzioni multiple
6
Struttura atomica della materia
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
Fine 800-inizio 900 demolizione della teoria atomica di Dalton
7
Struttura atomica della materia
Esperimenti con raggi catodici: scoperta dell’elettrone
In un tubo contenente gas rarefatto sottoposto ad elevate differenze di
potenziale (tubo di Crookes), dall’elettrodo negativo, chiamato catodo,
venivano emessi questi raggi. Essi si rivelarono costituiti da particelle
materiali portatrici di cariche negative, che si rivelarono sempre
identiche indipendentemente dalla natura del gas e del catodo. Si
concluse
che
queste
particelle
fossero
dei
costituenti fondamentali di
tutti gli atomi e che questi,
conseguentemente
non
fossero unità indivisibili.
A queste particelle fu dato
il nome di ELETTRONI.
L’atomo è neutro per cui devono esistere anche delle cariche
8
positive, i protoni
Struttura atomica della materia
L’esperimento di Rutheford
L’esistenza del nucleo
9
Struttura atomica della materia
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.
10
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
(rnucl
nucleo
10-12-10-13 cm)
protoni
(p+)
neutroni
(n)
quarks
quarks
11
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
12
La struttura dell’atomo
Numero atomico (Z) = numero di elettroni (corrisponde
anche al numero di protoni essendo gli atomi neutri).
Atomi con uguale numero atomico Z hanno uguali proprietà
chimiche, sono classificati come atomi dello stesso elemento e
identificati dallo stesso simbolo chimico
Numero di massa (A) = numero protoni + numero neutroni=
numero nucleoni
Carica nucleare (+ Z)
A - Z = numero dei neutroni
13
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
14
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
15
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
16
La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi
Gli elementi in natura sono costituiti da miscele di isotopi con
composizione costante
Spettro di massa
del Neon
Per vedere questa immagine
occorre QuickTime™ e un
decompressore Animation.
20
10
Ne (90.51%)
21
Ne (0.27%)
10
22
Ne (9.22%)
10
17
La struttura del nucleo atomico: nuclidi stabili e radionuclidi
Nuclidi conosciuti ad oggi 2200
Nuclidi stabili (naturali) 270
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 radiazione elettromagnetica.
Legami chimici, stato di aggregazione, P, T, campi elettrici e campi
magnetici NON influenzano i processi di decadimento radioattivo. 18
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
19
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
M i pi
100
i
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
20
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 x 12.011 + 6 x 1.0079 + 15.999 =
= 46.068
21
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 (abbrevazione S.I. 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
22
Mole
n° atomi
12C
in 1 mole =
12.0000 g
massa di 1 atomo
12C
=
12,0000 g
12 x 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
In generale, se un campione contiene N entità, il numero di moli n:
n= N
NA
Massa molare di una sostanza
massa (espressa in g) di 1 mole della sostanza
La massa molare è numericamente uguale alla massa atomica 23
(per gli elementi) o alla massa molecolare (per i composti).
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
n (mol) =
m (g)
M (g mol-1)
IMPORTANTE
24
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
25
C
LA MASSA MOLARE
S
n = 1 mole
Cu
Pb
Hg
26
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
27
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 = (Vat 3/4π)1/3 = 1.41×10-8 cm = 1.41 Å (1 Å = 10-8 cm)
Valore sperimentale: rat = 1.20 Å
28
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
29