Corso di Chimicadott.ssa Paola Scarfato

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Ed. CEA

Lezione 1 Presentazione del Corso. Finalit didattiche ed organizzazione. Materia e sostanza. Atomo e particelle atomiche: elettrone, protone e neutrone. Modelli atomici di Thomson e di Rutherford. Numero atomico ed isotopi. Formule chimiche. Peso atomico. Peso molecolare. Mole.

Finalit del corso Studio, comprensione e razionalizzazione della struttura chimica della materia: struttura atomica e propriet periodiche; legami chimici; stati di aggregazione.

Studio, comprensione e razionalizzazione delle trasformazioni chimiche e chimico-fisiche: reazioni chimiche; equilibri chimici; equilibri di fase.

Sistemi omogenei ed eterogenei. Fasi.Un sistema (sostanza pura o miscela) si dice: omogeneo quando presenta in ogni punto composizione uniforme costituito da una sola fase es.: le soluzioni, i gas, ecc.

eterogeneo quando la sua composizione dipende dalla porzione di sistema che si sta esaminando al suo interno si distinguono pi fasi es.: acqua/ghiaccio, acqua/olio, ecc.

I componenti della materia Sostanze pure Sono sistemi omogenei solidi, liquidi o gassosi, aventi una composizione definita e costante in qualunque modo essi siano preparati. Le sostanze pure possono essere elementari o composte.

Miscele Sono gruppi di due o pi sostanze mescolate fisicamente, con rapporti di massa variabili. Possono essere separate nei loro componenti mediante trasformazioni fisiche.

Elementi e composti Elementi Sono costituiti da una sola specie di atomo

Composti Sono costituiti da due o pi elementi diversi legati chimicamente tra loro In essi gli elementi sono presenti in rapporti di massa fissi Hanno propriet diverse da quelle degli elementi componenti Possono essere scomposti in sostanze pi semplici mediante trasformazioni chimiche

Alcune propriet del sodio, del cloro e del cloruro di sodioPropriet T di fusione (C) T di ebollizione (C) Colore Densit (g/cm3) Comportamento in acqua Sodio (Na) 97.8 881.4 argenteo 0.97 reattivo Cloro (Cl) -101 -34 giallo-verde 0.0032 poco solubile Cloruro di sodio (NaCl) 801 1413 incolore-bianco 2.16 solubile

La concezione atomica della materia: le leggi di massa Legge di conservazione della massa (o di Lavoisier) Legge della composizione definita e costante (o di Proust) Legge delle proporzioni multiple (o di Dalton)

Legge di conservazione della massaLa massa totale delle sostanze rimane invariata durante una reazione chimica(Lavoisier, XVIII secolo) Esempio: metabolismo del glucosio 180 g di glucosio + 192 g di ossigeno 372 g di reagenti

264 g di biossido di carbonio + 108 g di acqua372 g di prodotti

In realt, le variazioni di massa connesse alle reazioni chimiche ordinarie sono cos piccole da risultare inapprezzabili. Per, nelle reazioni nucleari le variazioni di massa possono essere misurate facilmente.

Legge della composizione definita e costanteIndipendentemente dalla sua fonte, un particolare composto chimico costituito dagli stessi elementi negli stessi rapporti in massa(J.-L. Proust, XVIII secolo)

Pertanto, nota la frazione in massa di un elemento in un composto, possibile calcolare la massa effettiva dellelemento in un qualsiasi campione di quel composto.

Esempio: calcolo della massa di un elemento in un compostoIl carbonato di calcio (CaCO3) un composto costituito da calcio, carbonio e ossigeno. Lanalisi indica che 40.0 g di carbonato di calcio contengono 16.0 g di calcio, 4.8 g di carbonio e 19.2 g di ossigeno. Quanti g di calcio sono contenuti in un campione di 25 kg di carbonato di calcio?massa di calcio nel campione 10 kg massa dellelemento nel campione = = massa del campione di carbonato di calcio 25 kg massa del composto nel campione x x frazione in massa del calcio nel composto 16g / 40g = 0.4

=

x

frazione in massa dellelemento nel composto

Legge delle proporzioni multipleSe due elementi A e B reagiscono per formare due composti, le differenti masse di B che si combinano con una massa fissa di A possono essere espressi come rapporto di numeri interi piccoli(Dalton, XVIII secolo)

Esempio. Consideriamo due composti formati da carbonio e ossigeno, Ossido I: CxOy, e Ossido II: CzOw, aventi le seguenti composizioni in massa: Ossido I: 57.1% O e 42.9% C g di O / g di C = 57.1 / 42.9 = 1.33 Ossido II: 72.7% O e 27.3% C g di O / g di C = 72.7 / 27.3 = 2.66 2.66 g di O / g di C in ossido II 1.33 g di O / g di C in ossido I 2 1

I postulati della teoria atomica di Dalton1. Tutta la materia costituita da atomi, particelle indivisibili di un elemento che non possono essere create n distrutte. 2. Gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di un altro elemento. 3. Gli atomi di ciascun elemento sono identici tra loro nella massa e nelle altre propriet e sono diversi dagli atomi di ogni altro elemento. 4. I composti sono formati dalla combinazione chimica di uno specifico rapporto di atomi di differenti elementi.Da tali dati, e posta uguale a 1 la massa di un atomo preso come riferimento (ad esempio lidrogeno), si doveva poter calcolare la massa atomica di ogni altro elemento.

Limiti del modello di Dalton non era in grado di spiegare perch gli elementi si combinano nei rapporti di composizione conosciuti non era in grado di spiegare lorigine n la natura delle particelle elettricamente cariche rivelate in numerosi esperimenti

La scoperta dellelettrone: lesperimento di ThomsonThomson impieg campi magnetici ed elettrici per misurare il rapporto massa/carica delle particelle costituenti i raggi catodici. Confrontando il valore di questo rapporto con quello delle particelle pi piccole in soluzione, stim che la massa delle particelle dei raggi catodici inferiore di oltre 1000 volte rispetto a quella dellidrogeno. Ci implicava che, contrariamente alla teoria di Dalton, gli atomi fossero divisibili in particelle pi piccole.

La scoperta dellelettrone

Lesperimento di Thomson

La carica dellelettrone: lesperimento di Millikan

Carica dellelettrone: -1.602 x 10-19 C Massa dellelettrone: 9.109 x 10-28 g

Il modello atomico di ThomsonPer spiegare le seguenti osservazioni: la materia macroscopica neutra, quindi devono essere neutri anche gli atomi di cui costituita lelettrone ha carica negativa e massa molto inferiore a quella di un atomoThomson propose un modello di atomo sferico costituito da materia diffusa, carica positivamente, in cui sono immersi gli elettroni.

Il nucleo atomico: lesperimento di Rutherford

Il modello atomico di RutherfordSulla base dei suoi esperimenti, Rutherford ipotizz che gli atomi fossero costituiti in prevalenza da spazio occupato da elettroni e da un piccolo nucleo a cui si deve tutta la carica positiva ed essenzialmente tutta la massa dellatomo. Calcol la carica nucleare con notevole accuratezza, ma non riusc a spiegare tutta la massa dellatomo.

La struttura dellatomo

10-10 m

10-14 m

Propriet delle tre particelle subatomiche fondamentaliCarica Nome (simbolo)Protone (p+) Neutrone (n0)Elettrone (e-) relativa assoluta (C) relativa (uma)*

MassaAssoluta (g)

Posizione nellatomo

1+ 01-

+ 1.602 x 10-19 0-1.602 x 10-19

1.00727 1.008660.00054858

1.67262 x 10-24 nucleo 1.67493 x 10-24 nucleo9.10939 x 10-28 allesterno del nucleo

* lunit di massa atomica (simbolo: uma) uguale a 1.660540 x 10-24 g.

Numero atomico, numero di massa e simbolo atomico Il numero atomico (Z) di un elemento uguale al numero di protoni nel nucleo di ciascuno dei suoi atomi. Atomi con lo stesso numero di protoni hanno propriet identiche. Il numero di massa (A) di un elemento il numero totale di protoni e di neutroni nel nucleo.

Numero di neutroni N = A - ZNumero di massa (numero di p+ + numero di n0)

A ZNumero atomico (numero di p+)

X

Simbolo dellelemento

Isotopi e masse atomiche Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero atomico ma non lo stesso numero di massa. Si dicono isotopi di un elemento gli atomi dellelemento che hanno differenti numeri di neutroni e quindi differenti numeri di massa. Poich le propriet chimiche sono determinate principalmente dal numero di elettroni, tutti gli isotopi di un elemento hanno un comportamento chimico quasi identico. La massa atomica (o peso atomico) la somma delle masse di tutte le particelle che compongono l'atomo. Lunit di massa atomica (simbolo: uma) definita pari a 1/12 della massa dellatomo di carbonio-12. E chiamata anche Dalton (simbolo: Da). La massa atomica di un elemento viene espressa come media delle masse dei suoi isotopi naturali ponderata secondo le rispettive abbondanze.

Lo spettrometro di massa

Isotopi e massa atomica del Cl

La tavola periodica

I compostiLa grande maggioranza degli elementi esistono in combinazione chimica con altri elementi. Gli elettroni degli atomi degli elementi interagenti intervengono nella formazione dei composti. Gli elementi si combinano in due modi generali: Trasferimento di uno o pi elettroni dagli atomi di un elemento a quelli di un altro per la formazione dei composti ionici. Condivisione di elettroni tra atomi di differenti elementi per formare composti covalenti.

Tipi di formule chimicheIn una formula chimica, i simboli degli elementi e i pedici numerici indicano la specie e il numero di ciascun atomo presente nella pi piccola unit di sostanza. La formula empirica mostra il numero relativo di atomi di ciascun elemento nel composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula empirica HO poich contiene 1 parte in massa di H per ogni 16 parti in massa di O. La formula molecolare mostra il numero reale di atomi di ciascun elemento in una molecola del composto. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula molecolare H2O2. La formula di struttura mostra il numero di atomi e i legami tra di essi. Per esempio, il perossido di idrogeno ha formula di struttura HOOH.

La moleLa mole (simbolo: n; unit di misura: mol) definita come la quantit di sostanza che contiene tante unit elementari (atomi, molecole, ioni, ) quanti sono gli atomi contenuti in 12 g esatti di 12C. Tale numero conosciuto come numero di Avogadro (o costante di Avogadro) ed indicato con il simbolo NA.

NA = 6.022 x 1023 mol-1La mole, a differenza della massa, tiene conto della struttura a particelle della materia: una mole di una qualunque sostanza contiene lo stesso numero di unit elementari, cosa che non accade per 1 kg di qualunque sostanza.

Massa molareLa massa in grammi di una mole di qualunque sostanza espressa dallo stesso numero che ne esprime il peso atomico, il peso molecolare o il peso formula.La massa di una mole di 12C 12 g per definizione. Dato che la massa atomica media del carbonio 12.011 volte 1/12 di quella del nuclide 12C, anche la massa di 1 mole di carbonio sar 12.011 volte 1/12 della massa di una mole del nuclide 12C, cio 12.011 g.

La IUPAC definisce massa molare (M) il rapporto fra massa e quantit di sostanza.M m (g) n (mol)