Corso diCHIMICA INORGANICA

Lezione Seconda• La teoria atomica• La massa atomica e il concetto di Isotopi• Dentro l’atomo, le particelle subatomiche• La Tavola Periodica degli Elementi

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Il concetto di atomo fu formulato circa 2500 anni fa e non ha avuto alcuna ricaduta scientifica fino alla formulazione di due importanti leggi:

• la legge della conservazione della massa• la legge delle proporzioni definite.

Queste leggi riassumono i risultati ottenuti da osservazioni sperimentali compiute da parecchi scienziati nel diciottesimo secolo e nella prima parte del diciannovesimo secolo.

2 Gli atomi di un certo elemento mostrano proprietà comuni

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Durante la prima lezione abbiamo affermato che la materia è costituita da atomi;

ora approfondiamo questo argomento

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Legge della conservazione della massa:nelle reazioni chimiche non si osserva né acquisto né perdita di

massa; la massa si conserva.

Vuol dire che in una reazione chimica, ad esempio:A + B AB

la massa di A più la massa di B devono essere uguali alla massa di ABQuesto deve valere per tutte le reazioni chimiche

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Legge delle proporzioni definite e costanti:in un dato composto chimico, gli elementi si trovano sempre

combinati nello stesso rapporto di massa.

Vuol dire che, considerando ad esempio il composto CuS

Cu (Rame) S (Zolfo)

2grammi 1gr

4gr 2gr

1gr 0,5gr

Rapporto tra atomi 1 : 1

Rapporto tra masse 2 : 1

2.1 Leggi fondamentali della Chimica

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Legge delle proporzioni multiple:quando due elementi formano più di un composto, le diverse masse di

uno che si combinano con la medesima massa dell'altro sono in un rapporto di numeri piccoli interi.

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Esempio:ogni molecola di entrambi i composti ha un atomo di zolfo, quindi la stessa massa si zolfo. Diverso è il numero di atomi di ossigeno, quindi il rapporto tra le masse e tra gli atomi di ossigeno è 3:2

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La teoria atomica di Dalton:

La materia è costituita da minuscole particelle chiamate atomi.

Gli atomi sono indivisibili, nelle reazioni chimiche essi si

trasformano ma non si rompono in frazioni più piccole.

Tutti gli atomi di un elemento puro sono identici tra loro sia per

la massa sia per le altre proprietà.

Gli atomi di elementi diversi hanno massa e proprietà diverse.

Gli atomi che costituiscono i composti sono sempre combinati

in un rapporto numerico definito.

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Le leggi della conservazione della massa e delle proporzioni definite forniscono la base teorica per la teoria atomica.

2.2 La Teoria atomica di Dalton

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In base alla teoria di Dalton gli atomi di un elemento hanno una massa atomica costante**.

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2.3 Il concetto di Massa Atomica

** Per quanto microscopico possa essere un atomo, esso ha sempre e comunque una massa

Per esempio, per qualsiasi campione di fluoruro di idrogeno (HF):• rapporto tra atomi F-H: 1 a 1• rapporto di massa: 19,0 a 1,00

Ciò è vero perché l’atomo di fluoro è 19,0 volte più pesante di quello di idrogeno.

Quando parliamo della massa degli atomi ci riferiamo:

• non alla loro massa reale e assoluta (che è infinitesimamente piccola 0,0000000000…..)• ma alle loro masse relative, cioè quanto un atomo è più grande o più piccolo di un altro atomo.

Ovviamente per fare questo ci occorre la massa di un atomo da prendere come riferimento e a cui dare il valore unitario (valore = 1 u)

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Gli atomi dello stesso elemento con masse differenti vengono chiamati isotopi.

Tutti gli isotopi di un certo elemento possiedono stesse proprietà chimiche.

I rapporti relativi tra isotopi diversi dello stesso elemento sono costanti.

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In realtà quasi tutti gli elementi si trovano in natura come miscele uniformi di due o più tipi di atomi con masse

leggermente differenti.

Isotopi dell’IdrogenoIsotopi dei primi 15 elementi

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Una scala uniforme della masse atomiche relative richiede quindi una massa di riferimento.

Per l’unità di massa atomica (simbolo u) il riferimento è l’atomo di carbonio (isotopo12):

• 1 atomo di carbonio (isotopo12) = 12 u (esatte)• 1 u = 1/12 della massa di un atomo di carbonio (isotopo12)

(In base a questa definizione, l’atomo più leggero è l’atomo di idrogeno con massa di circa 1u, circa uguale alla dodicesima parte della massa del Carbonio(isotopo 12))

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Esempio: Il cloro è presente in natura come miscela di due isotopi.In ogni campione di questo elemento, il 75,77 % degli atomi è rappresentato da 35Cl e il 24,23 % da 37Cl.La misura accurata della massa atomica del cloro dà 34,9689 u per 35Cl e 36,9659 u per 37Cl. La massa atomica media del cloro risulta pertanto:

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Le masse atomiche relative di tutti gli elementi possono essere agevolmente trovate sulla Tavola Periodica

Masse atomiche relative degli

elementi chimici

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Tra la fine dell’Ottocento e l’inizio del Novecento una serie di esperimenti dimostrò che l’atomo è costituito da particelle subatomiche.

Le principali particelle subatomiche sono:• protoni: hanno una carica positiva e si trovano nel nucleo• neutroni: non hanno carica, si trovano nel nucleo

• elettroni: hanno una carica negativa, si trovano al di fuori del nucleo (la massa di un elettrone è circa 2000 volte più piccola di quella di protoni e neutroni)

2.4 Gli atomi sono costituiti da particelle più piccole (particelle subatomiche)

L’atomo è quindi costituito da:• una parte centrale piena (nucleo) con carica positiva (protoni + neutroni);• una parte esterna “semivuota” con carica negativa (elettroni) 10

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I PROTONI NON SI TOCCANO, SE CAMBIA IL NUMERO DI PROTONI CAMBIA L’ELEMENTO CHIMICO

b) Gli isotopi hanno invece diverso numero di massa (A), perché pur restando costante il numero di protoni varia il numero di neutroni

• numero atomico, Z = numero di protoni• numero di massa, A = (numero di protoni) +(numero di neutroni)

c) Un atomo allo stato naturale è un atomo neutro, dove cioè il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni.

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Esempio 2: uranio (isotopo-235)• numero dei protoni = 92 ( = numero degli elettroni)• numero dei neutroni = 143• numero atomico (Z) = 92• numero di massa (A) = 92 + 143 = 235• simbolo chimico = U

Numero Atomico = numero di PROTONI

Numero di Massa = PROTONI + NEUTRONI

ISOTOPI con relativa abbondanza % in natura

Esempio 1: carbonio (isotopo-13)• numero dei protoni = 6 ( = numero degli elettroni)• numero dei neutroni = 7• numero atomico (Z) = 6• numero di massa (A) = 6 + 7 = 13• simbolo chimico = C

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Riassumendo:

ALL’INTERNO DEL NUCLEO SI TROVANO LE SEGUENTI PARTICELLE SUBATOMICHE

• PROTONI: --- nel nucleo--- carica positiva--- il loro numero indica il tipo di elemento--- il loro numero è Z (numero atomico)

• NEUTRONI:--- nel nucleo--- nessuna carica--- il loro numero può essere variabile (ISOTOPI)--- definiscono numero A (numero di massa = protoni

+ neutroni)

• ELETTRONI:--- esterni al nucleo--- carica negativa--- in numero uguale ai protoni 13

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La tavola periodica riassume le proprietà chimiche e fisiche degli elementi.

Nella moderna tavola periodica gli elementi sono disposti secondo un ordine crescente di numero atomico:

(cioè secondo numero crescente di protoni)

• gli elementi sono disposti in righe chiamati periodi

• le colonne verticali sono chiamate gruppi o famiglie

2.5 La tavola periodica è utilizzata per organizzare e correlare le proprietà diverse degli elementi chimici

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Tavola periodica moderna

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Terminologia della tavola periodica moderna

Gruppi A = elementi rappresentativi o elementi dei gruppi principali(i principali elementi chimici)

• I A = metalli alcalini (IDROGENO – SODIO – POTASSIO)• II A = metalli alcalino-terrosi (MAGNESIO – CALCIO)• IV A = (CARBONIO – SILICIO)• V A = (AZOTO – FOSFORO)• VI A = (OSSIGENO – ZOLFO)• VII A = alogeni (FLUORO – CLORO)• VIII = gas nobili (ELIO – NEON – ARGO)

Gruppi B = elementi di transizione (molti dei principali metalli, possono realizzare numerosi legami)

• (FERRO – CROMO – ZINCO – ARGENTO – ORO)

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Tavola periodica e carattere metallico degli elementi

Metalli• Sono lucenti• Possono essere lavorati, in lamine sottili (malleabilità) o in fili (duttilità)• Solidi a temperatura ambiente (tranne Hg), conducono la corrente elettrica

Non-metalli• Non presentano le proprietà dei metalli• Reagiscono con i metalli per formare composti (ionici)

Metalloidi• Hanno proprietà intermedie tra quelle dei metalli e quelle dei non-metalli

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