1

Struttura atomica

della materia

2

FASE

fase 2fase 1

fase 3

FASE: porzione di materia

chimicamente e fisicamente

omogenea delimitata da superfici

di separazione ben definite

3

Classificazione della materia

MATERIA

Sistemi fisicamente eterogenei(proprietà diverse –insieme di più fasi)

elementi

Sistemi chimicamente eterogenei (più specie

chimiche)

Sistemi fisicamente omogenei(proprietà identiche in ogni punto-

fasi singole)

Sistemi chimicamente omogenei (1 sola specie

chimica)

composti

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ElementiSono 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 13elementi.

CompostiSono 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)

Classificazione della materia

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Oltre il 98% della massa della crosta terrestre è costituita dai

seguenti 13 elementi

• Ossigeno (O) 46.1

• Silicio (Si) 25.7

• Alluminio (Al) 7.51

• Ferro (Fe) 4.70

• Calcio (Ca) 3.99

• Sodio (Na) 2.64

• Potassio (K) 2.40

• Magnesio (Mg) 1.94

• Cloro (Cl) 1.88

• Idrogeno (H) 0.88

• Titanio (Ti) 0.580

• Fosforo (P) 0.120

• Carbonio (C) 0.087

% in massa

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�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

TEORIA ATOMICA di DALTON (1808)

La MATERIA è costituita da particelle estremamente piccole: gli ATOMI

Fine 800-inizio 900 demolizione della teoria atomica di Dalton

Atomos = indivisibile

Le origini della teoria atomicaDemocrito (468-370 a.c.)Epicuro (341-270 a.c.)Lucrezio (96-11 a.c.)

7

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

8

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.

++

+--

--

--

Modello atomico di Rutherford Nucleo contenente

particelle cariche positivamente (protoni) ed altre particelle (neutroni)

Elettroni, che ruotano intorno al nucleo

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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 sonda

Gli atomi e le molecole esistono davvero!

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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)

protoni(p+)

neutroni(n)

quarks quarks

Struttura atomica: le particelle fondamentali

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 ππππ (chiamai anche pioni) di tipo diverso.

Questi ultimi sono particelle con massa 264-273

volte quella dell’elettrone

11

1 nm (nanometro) = 10–9 m1 Å (Ångstrom) = 10–10 m1 pm (picometro) = 10–12 m

Struttura atomica – Le dimensioni degli atomi

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

12

Esempio: Rame (Cu), Ferro (Fe), ...

Raggio nucleare

Valore sperimentale: rnucl ≈ 10-4 Å

rat/rnucl ≈ 10000 (in alcuni casi anche

100000)

≈ 1 cm

Struttura atomica – Le dimensioni degli atomi

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Particella Massa Carica

simbolo SI (g) atomica SI (C) atomica

e- 9.109·10-28 5.486 ·10-4 -1.602·10-19 -1

p+ 1.673·10-24 1.0073 +1.602·10-19 +1 n 1.675·10-24 1.0087 0 0

unità di carica atomica: 1.602·10-19 Cunità di massa atomica: 1.6606 · 10-24 g

massa elettrone 1836 volte < massa protone

Nel NUCLEONUCLEO è concentrata la MASSAMASSA dell’atomo

Struttura atomica: le particelle fondamentali

14

Atomi con uguale numero atomico Z hanno uguali proprietà

chimiche, sono classificati come atomi dello stesso elemento e

identificati dallo stesso simbolo chimico

Carica nucleare (+ Z)

La struttura dell’atomo

Numero di massa (A) = numero protoni + numero neutroni=numero nucleoni

A - Z = numero dei neutroni

Numero atomico (Z) = numero di protoni (corrisponde anche al numero di elettroni essendo gli atomi neutri).

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XA

Z

NuclideUna specie atomica caratterizzata da una ben determinata composizione del nucleo

Per scrivere un nuclide occorre:simbolo elemento (X)

Z (in basso a sinistra)A (in alto a sinistra)

La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi

N Z = 7 A = 14 A-Z = 7 7 p+, 7 e-, 7 n; carica nucleare: +7

14

7

Esempio: nuclide elemento azoto

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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

C14

C12

C13

C6

Isobari

Nuclidi di elementi diversi, quindi con diverso numero atomico Z ma con uguale numero di massa A (isos baros = stesso peso)

Fe54

26 Cr54

24

La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi

O18

O16

O17

O8

17

�Tutti gli isotopi di un elemento hanno lo stesso nome. Fa eccezione l’idrogeno:

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

La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi

idrogenoHH ==11 deuterioDH ==

21 trizioTH ==

31

18

Gli elementi in natura sono costituiti da miscele di isotopi concomposizione costante

Ne (9.22%)22

10

Ne (0.27%)21

10

Ne (90.51%)20

10Spettro di

massa del

Neon

La struttura del nucleo atomico: nuclidi e isotopi

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

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.

19

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–

IONI

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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

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

1961 definita scala unificata delle masse atomiche

Con questa unità di misura sono state tabulate le masse atomiche

relative (Mr).

Massa atomica

massa atomica assoluta (g) dell’isotopomassa (g) corrispondente all’unità di massa atomicaMr =

21

1.9926·10-23 g

Mr23Na =

38.163·10-24 g

1.6606·10-24 g= 22.9898

1.6606·10-24 gMr12C = = 12.0000

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).

C (98.89%) M = 12.000012

6 C (1.11%) M = 13.00335136

12.0000 x 98.89 + 13.00335 x 1.11MC = = 12.01

100

Massa atomica (peso atomico)

100p M

M i iiE

∑=

ME = massa atomica media dell’elementoMi = massa atomica dell’isotopo i-esimo;pi = abbondanza relativa dell’isotopo i–esimo (%)

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I pesi atomici degli elementi sono tabulati nella tavola

periodica degli elementi

Numero atomico

Simbolo

Peso atomico

Metallo

Semimetallo

Non metallo

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Le specie chimiche si rappresentano sinteticamente con delle notazioni dette formule chimiche.

Le formule chimiche indicano quali elementi sono presenti in unadata 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 èdata dagli indici numerici che indicano i rapporti di combinazione (coefficienti stechiometrici).

Quando l’indice è 1, per semplicità si omette.

FORMULE CHIMICHE

24

Alcol etilico

(C2H6O)

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

MC2H6O = 2 MC + 6 MH + MO = 2 · 12.011 + 6 · 1.0079 + 15.999 =

= 46.068

Massa molecolare (peso molecolare)

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Le reazioni chimiche osservabili sperimentalmente coinvolgono unnumero enorme di atomi, molecole o ioni. È conveniente definire una nuova grandezza che rappresenta un numero grande e fisso di particelle e comparabile alle quantitàutilizzate 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 NA

Numero di Avogadro

NA = 6.022·1023 entità/mol

Mole

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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

Mole

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)

o alla massa molecolare (per i composti).

1 mole Fe contiene un numero NA di atomi di Fe1 mole di H2O contiene un numero NA di molecole di H2O

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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

Analogamente per gli elementi, essendo MCa = 40.08, 1 mole di Ca (NA atomi) pesa 40.08 g

numericamente uguale alla massa molecolare (18.02)

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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:

Il numero di particelle elementari contenute nella quantità di una certa sostanza sarà pari a:

n (mol) =m (g)

M (g mol-1)

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

n (mol) = 100.0 g /22.990 g mol–1 = 4.350 molnumero di atomi di sodio = 4.350 mol · 6.02213 · 1023 mol-1 = 2.620 · 1024

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Per vedere questa immagineoccorre QuickTime™ e un

decompressore Animation.

Stessa massa

Diverso numero

di moli

Diversa massa

Uguale numero

di moli

Massa molare (di un elemento o di un composto)

30

LA MASSA MOLARE S

C

HgPbCu

n = 1 mole

31

Per vedere questa immagineoccorre QuickTime™ e un

decompressore Animation.

n = 1 mole

46 g di alcol etilico

18 g di acqua180 g di glucosio

342 g di saccarosio

Massa molare (di un elemento o di un composto)