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ATOMI

Dalton formulò la sua teoria atomica avvalendosi delle conoscenze chimiche che possedeva:

➢ la legge della conservazione della massa (di Lavoisier) ➢ la legge delle proporzioni definite (di Proust)

Solo all'inizio del XIX secolo J. Dalton propose la teoria atomica moderna

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Legge della conservazione della massa

in un sistema chiuso: in una reazione chimica, la massa dei reagenti è esattamente

uguale alla massa dei prodotti

nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si trasforma

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Legge delle proporzioni definite

quando due o più elementi reagiscono, per formare un determinato composto, si combinano sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti

Secondo Proust, "...un composto è un prodotto privilegiato al quale la natura ha dato una

composizione costante".

Esempio: carbonato di rame, CuCO3, naturale o preparato in laboratorio,

contiene rame, carbonio e ossigeno sempre nelle stesse proporzioni.

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La teoria atomica di Dalton la materia è formata da piccolissime particelle

indivisibili e indistruttibili (gli atomi) che non possono essere né create né distrutte

gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro

gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi

gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli, dando così origine a composti

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Legge delle proporzioni definite

In un dato composto, gli elementi che lo costituiscono sono sempre

combinati nelle stesse proporzioni in peso, indipendentemente dall’origine e dal metodo di preparazione.

H2 + Cl

2 → 2 HCl

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Legge proporzioni multipleSe due elementi formano più di un composto,

i vari pesi di uno di essi che si combinano con lo stesso peso dell’altro

stanno nel rapporto di numeri interi piccoli.

N2O , NO , NO2

16 grammi di ossigeno si combinano rispettivamente con 28, 14, 7 grammi di azoto.Rapporto 4 : 2 :1

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Problema per i chimici dell’800: come determinare i pesi atomici e le formule molecolari simultaneamente

Gay-Lussac (1808)i volumi delle sostanze che si combinano (P,T costanti) stanno tra loro in rapporto di numeri interi semplici.

NH3 (g)

+ H2CO

3 (aq)

→ NH4HCO

3(aq)

2 NH3 (g)

+ H2CO

3 (aq)

→ (NH4)

2CO

3(aq)

Rapporto 1:2 (valida la legge delle proporzioni multiple)

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AvogadroIntuizione: gli atomi in fase gassosa possono essere molecole biatomiche!

azoto + ossigeno → ossido di azoto1 volume + 1 volume → 2 volumin molecole + n molecole → 2n molecole N2 + O2 → 2NO

2H2 + O2 → 2 H2O

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Cannizzaro (1858)

Ogni molecola contiene un numero intero di atomi di ogni elemento.

Ax B

y C

z

HClO HClO2

HClO3

HClO4

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facendo uso del principio di Avogadro…

“…nelle stesse condizioni di pressione e temperatura volumi uguali di gas contengono lo stesso numero di molecole, le masse di questi volumi devono stare tra loro come le masse delle molecole, ovvero come i pesi molecolari”.

Con questo insieme di pesi molecolari relativi, Cannizzaro definì che il peso molecolare dell’idrogeno doveva essere 2 e fissò i valori dei pesi molecolari assoluti degli altri elementi.

Il riferimento attuale è il peso del 12C che è definito esattamente 12.

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Elettroni, protoni e neutroni

Gli atomi, quindi tutta la materia, sono formati da tre particelle fondamentali: gli elettroni, i protoni ed i neutroni.Le masse del protone e del neutrone sono quasi uguali, mentre la massa dell’elettrone è molto più piccola.La carica del neutrone è nulla. La carica dell’elettrone è uguale a quella del protone, ma di segno contrario.

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Struttura dell’atomo

L’atomo è soprattutto spazio vuoto!

La figura non è in scala: se il nucleo fosse di queste dimensioni la nube elettronica si estenderebbe per 200m!

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Proprietà delle particelle atomiche

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Numero Atomico “Z”

La carica netta di un atomo è zero, quindi il numero di protoni e di elettroni è uguale.

Il numero atomico “Z” di un elemento è definito come il numero di protoni

presenti nel nucleo.

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Numero di massa AIl numero di massa A è pari alla somma delle masse di tutti i protoni e neutroni presenti in un atomo

Quando di un elemento si vuole specificare il numero di massa, lo si scrive in alto (in posizione apice), a sinistra del simbolo chimico

AZX→simbolo elemento

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Esempio

Qual'è numero di massa di un atomo di fosforo con 16 neutroni? Se l'atomo ha una massa effettiva di 30.9738u,

qual'è la sua massa in grammi? Qual'è la massa dell'atomo di fosforo

relativamente a quella del carbonio con numero di massa 12?

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Gli atomi di P hanno 15 protoni (ricavabile da numero atomico Z); quindi posso ricavare il numero di massa pari a protoni + neutroni: (15+16)= 31

La massa dell'atomo in grammi si ottiene usando il fattore di conversione

1u = 1.66054 x 10-24 gmassa31P=(30.9738u) x (1.66054 10-24 g/u)= 15.14332 x 10-23 g La massa rispetto al carbonio sarà

30.9738/12.0000=2.58115ovvero l'atomo di fosforo-31 è 2.58115volte più pesante del carbonio-12.

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Elementi Ioni ed Isotopi Ad ogni numero atomico corrisponde un

diverso elemento chimico. In un atomo neutro il numero atomico è pari

anche al numero di elettroni; in caso contrario l'atomo è detto ione.

Atomi aventi stesso numero atomico ma diverso numero di neutroni (quindi diverso numero di massa A) sono detti isotopi.

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Abbondanza Isotopica %

(Numero atomi di un isotopo)

(Numero totale atomi di tutti isotopi dell'elemento)

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Peso AtomicoDa dati sperimentali risulta evidente che ogni elemento ha una sua massa e che questa è relativa agli altri elementi.In base a questo è possibile definire una scala relativa delle masse atomiche.

Viene introdotta una scala di pesi atomici relativi basati sull’unità di massa atomica (uma) che è chiamata anche peso atomico.

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umal’unità di massa atomica viene definita come

1/12 esatto della massa di un particolare atomo di carbonio,

chiamato carbonio-12

In questa scala, il peso atomico dell’idrogeno è 1.00794 uma, quello del sodio 22.989768 uma.

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Peso atomico e abbondanza isotopica

La massa atomica di un elemento è sempre più vicino alla massa dell'isotopo

più abbondante.

Peso Atomico = [(abbondanza% dell'isotopo1)/100] x (massa isotopo1)+[(abbondanza% dell'isotopo2)/100] x (massa isotopo2) +.....

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Esempio

Il bromo ha 2 isotopi : uno con massa 78.918338 u e abbondanza 50.69%, l'altro di massa 80.916291 u con abbondanza 49.31%. Calcola peso atomico del bromo.

Peso atomico del bromo = [(50.69/100) x 78.918338] + [(49.31/100) x 80.916291] =79.90

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Tavola Periodica degli elementi

La tavola periodica degli elementi

è lo schema con il quale vengono

ordinati gli elementi sulla base del

loro numero atomico Z.

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Tavola periodica di Mendeleev

Ideata dal chimico russo Dimitrij Mendeleev nel 1869,

contemporaneamente ed indipendentemente dal

chimico tedesco J. L. Meyer, inizialmente contava

numerosi spazi vuoti, previsti per gli elementi che

sarebbero stati scoperti in futuro, alcuni nella seconda

metà del 1900. Si basava sui pesi atomici, poichè il

concetto di numero atomico divenne chiaro solo agli

inizi del XX secolo.

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Gruppi e Periodi

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Gruppi

Ogni gruppo (colonna) della tabella comprende gli elementi che hanno la

stessa configurazione elettronica esterna: all'interno di ogni gruppo si trovano elementi con caratteristiche

chimiche simili

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I e II Gruppo:

metalli alcalini e alcalino-terrosi

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Gruppo 4

Carbonio (in basso)Silicio (centro a sin)Stagno (centro dx)Piombo (in alto)

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Gruppo 5

N e P non metalliAs e Sb semimetalliBi metallo

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Gruppo 7

Cloro (gassoso, a sin); bromo (liquido, al centro);

iodio (solido, a dx)

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Ogni periodo (riga) della tabella inizia con un elemento il cui atomo ha

come configurazione elettronica esterna un elettrone di tipo s, e procedendo verso gli atomi

successivi nel periodo, il numero atomico Z aumenta di una

unità ad ogni passaggio.

Periodi

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Regioni

Metalli Metalli di transizione

MetalloidiNon metalli

Metalli: solidi, duttili malleabili, conduttori di calore ed elettricità

Metalloidi: ambiguità di comportamento

Non metalli: solidi gassosi o liquidi, non conduttori (eccezione per carbonio-grafite)

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Metalli: filo di molibdeno, oggetto in bismuto, grani di rameNon metalli: Bromo liquido, iodio solidoMetalloidi: silicio

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Le MolecoleLa molecola è la parte più piccola di un elemento o di un composto che può esistere libera e stabile in natura

Modelli in scala approssimativa delle molecole diatomiche

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Modello Molecole

Molecole di fosforo bianco P4

Molecole di zolfo rombicoS8

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Le Formule Chimiche

La formula chimica di una sostanza descrive la sua composizione chimica

Riporta il tipo di atomo

e il numero di essi presenti

AxB

yC

z

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Formule Molecolari e Formule di Struttura

La formula molecolare fornisce il numero di atomi di ciascun tipo all’ interno della

molecola.La formula di struttura evidenzia la

connessione tra gli atomi.

I trattini che uniscono i simboli degli atomi rappresentano i legami chimici.I legami sono forze che uniscono gli atomi a distanze e angoli caratteristici.

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Formule e modelli strutturaliBall-and-stick mette in evidenza la struttura 3D e i legami delle molecole, con sfere di colore diverso per i diversi atomi;

Space-filling mostra le dimensioni relative di atomi e la forma della molecola.

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Il metano CH4

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I Composti IoniciAlcuni composti come “NaCl” sono formati da un raggruppamento di ioni.

Ioni sono atomi o gruppi di atomi con carica elettrica

Cationi, ioni positivi, da atomi che tendono a cedere e-( es. Na+)

Anioni, ioni negativi, da atomi che tendono ad acquisire e-(es. Cl-)

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Catione o anione?Un atomo di un elemento formerà preferenzialmente un catione o un anione?

I metalli generalmente cedono elettroni formando cationi

I non metalli frequentemente acquistano uno o più elettroni dando origine agli anioni

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Ioni

Li→Li++e-

e-+F→F-

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Ioni monoatomici- Metalli

I metalli dei Gruppi 1A-3A formano ioni positivi con carica pari al gruppo di appartenenza Gruppo 1A Na -1e- → Na+

Gruppo 2A Ca -2e- → Ca2+

Gruppo 3A Al -3e- → Al3+

I metalli di transizione formano cationi, ma il comportamento non è facilmente prevedibile.

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Ioni monoatomici-non metalli

I non metalli formano spesso ioni con carica negativa pari al (n°del gruppo-8)

5A N(7p 7e-) +3e- → N3-(7p 10e-) 6A S(16p 16e-) +2e- → S2-(p 16 18e-) 7A Br(35p 35e-) +1e- → Br-(35p 36e-)

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Cariche di cationi e anioni monoatomici

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Ioni Poliatomici

Gli ioni poliatomici sono costituiti da 2 o più atomi e l'insieme possiede carica

elettrica

NH4+, catione ammonio

CO32- , anione carbonato

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Esercizio

Scrivere gli ioni presenti in: Li

2CO

3

Fe2(SO)

4

CaCl2

Ca3(PO

4)

2

Scrivere la formula di : anione floruro, nitrato, solfuro

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Nomi dei composti ionici

Nella formula il catione precede l'anione

Nella lettura l'anione è seguito dalla specificazione del catione

CaBr2

bromuro di calcio

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Alcuni Composti Ionici

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Proprietà dei composti ionici

Legge di Coulomb : Fattraz

= K (n+e)(n-e)

d2

In base alla legge di Coulomb la forza di attrazione tra ioni con carica opposta aumenta con

L'aumento di carica dello ione La diminuzione di distanza tra ioni

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Proprietà strutturali

La struttura reticolare propria dei composti ionici è responsabile di:

Stato solido

Durezza

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Fratture nei solidi ionici

Un colpo sul cristallo avvicina ioni di carica uguale: la repulsione causa la rottura del cristallo.

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Composti MolecolariSebbene molte sostanze abbiano una formula chimica associata, non sempre tali sostanza sono costituite da molecole.Molte sostanze comuni sono composte da molecole (l'acqua, lo zucchero da tavola, i gas che costituiscono l'aria), mentre altre sostanze altrettanto comuni non lo sono (il sale è un composto ionico, per esempio).

saccarosio

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Composti molecolari binari (2 elementi)

Molti composti molecolari binari sono combinazione tra elementi dei gruppi 4A-7A,o tra questi e l'idrogeno.

La formula è scritta elencando gli elementi in ordine crescente

Nella pronuncia viene prima l'elemento maggioritario con il giusto prefisso

NF3 trifloruro d'azoto

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Nomenclatura composti non ionici

Scrivere la formula di

Biossido di carbonio Dicloruro di zolfo Trifluorurodi boro Triossido di fosforo