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Struttura atomica della materia

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FASE

fase 2fase 1

fase 3

FASE: porzione di materia chimicamente e fisicamente omogenea delimitata da superfici di separazione ben definite

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

Atomos = indivisibileLa materia é costituita da atomi

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


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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 proprietàchimiche diverse�Gli atomi di elementi diversi si combinano fra loro in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli

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

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Esperimenti con raggi catodici: scoperta dell’elettroneIn 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

L’atomo è neutro per cui devono esistere anche delle cariche positive, i protoni


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.

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L’esperimento di RuthefordL’esistenza del nucleo


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++

+--

--

--

Modello atomico di Rutherford

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.


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

Elettroni, che ruotano intorno al nucleo

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ATOMO: particella neutra a forma sferica con al centro un piccolissimo nucleo positivo

Atomora� 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

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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

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Atomi con uguale numero atomico Z hanno uguali proprietàchimiche, 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 elettroni (corrisponde anche al numero di protoni 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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Isotopinuclidi 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

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

Fe54

26 Cr54

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O18

O16

O17

O8

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�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


idrogenoHH ==11 deuterioDH ==2

1 trizioTH ==31

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

Ne (9.22%)2210

Ne (0.27%)2110

Ne (90.51%)2010

Spettro di massa del Neon


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Numero PROTONI (Z)

Numero NEUTRONI (A-Z)

Nuclidi conosciuti ad oggi � 2200Nuclidi stabili (naturali) � 270

Stabilità

La struttura del nucleo atomico: nuclidi stabili e radionuclidi

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.

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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 =

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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 isotopiMassa 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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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 x 12.011 + 6 x 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 (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 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 x 1,6606 10-24 g

n° atomi 12C in 1 mole = 6,022 1023

Mole

Massa molare di una sostanza

massa (espressa in g) di 1 mole della sostanza

La massa molare è numericamente uguale alla massa atomica (per gli elementi) o alla massa molecolare (per i composti).

In generale, se un campione contiene N entità, il numero di moli n:

n = NNA

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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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)

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)

IMPORTANTEIMPORTANTE

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Stessa massa Diverso numero di moli

Diversa massaUguale numero di moli

Massa molare (di un elemento o di un composto)

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LA MASSA MOLARE SC

HgPbCu

n = 1 mole

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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)

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Esempio: RAME (Cu)Densità δ = 8.96 g/cm3 (20°C)Massa molare M = 63.546 g/molVolume molare Vm = M/δ = 63.546 (g/mol) / 8.96 (g/cm3) =

7.09 cm3/molVolume atomico Vat = Vm/NA = 7.09 (cm3/mol) / 6.022×1023(mol-1)

= 1.18×10-23 (cm3)

Atomo = Sferarat = (Vat 3/4π)1/3 = 1.41×10-8 cm = 1.41 Å (1 Å = 10-8 cm)Valore sperimentale: rat = 1.20 Å

Struttura atomica – Le dimensioni degli atomi

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

Valore sperimentale: rnucl � 10-4 Årat/rnucl � 10000 (in alcuni casi anche

100000)

� 1 cm

Struttura atomica – Le dimensioni degli atomi

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