Lezione 2.

Atomi, Molecole e Ioni

2018

2

Teoria Atomica di Dalton (1808)

1. Gli elementi sono composti da particelle estremamente

piccole, gli atomi.

2. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici. Hanno

la stessa dimensione, massa e proprietà chimiche. Gli

atomi di un elemento differiscono da quelli degli altri

elementi.

3. I composti sono costituiti da atomi di differenti elementi.

Gli atomi che li costituiscono sono sempre presenti in un

rapporto numerico definito.

4. Una reazione chimica comporta una differente

associazione/combinazione di atomi, non la loro

creazione o distruzione.

3

Teoria Atomica di Dalton

Legge delle proporzioni multiple

4

8 X2Y16 X 8 Y+

Legge di Conservazione della Massa

5

Tubo a Raggi Catodici

J.J. Thomson, misura il rapporto massa/carica

dell’elettrone e- (1906 Premio Nobel per la Fisica)

6

Tubo a Raggi Catodici

7

Carica dell’elettrone e- = -1.60 x 10-19 C

Rapporto carica/massa dell’elettrone = -1.76 x 108 C/g

Massa dell’elettrone = 9.10 x 10-28 g

Misura la massa di e-

1923 Premio Nobel per

la Fisica

Esperimento di Millikan

8

RadioattivitàI nuclei di molti isotopi che si trovano in natura

decadono spontaneamente emettendo particelle

alfa, beta o raggi gamma

9

Esperimento di Rutherford

10

1. La carica positiva è concentrata nel nucleo

2. I protoni (p) hanno carica opposta (+) a quella degli elettroni (-)

3. La massa di p è 1840 volte la massa di un e- (1.67 x 10-24 g)

velocità particelle ~ 1.4 x 107 m/s

(~5% velocità della luce )

(1908 Premio Nobel per la Chimica)

Esperimento di Rutherford

raggio atomico ~ 100 pm = 1 x 10-10 m

raggio nucleare ~ 5 x 10-3 pm = 5 x 10-15 m

Modello dell’atomo di Rutherford

Tutta la massa di un atomo è concentrata

nel suo centro occupando un volume molto

piccolo

12

Chadwick’s Experiment (1932)(1935 Noble Prize in Physics)

H atoms - 1 p; He atoms - 2 p

mass He/mass H should = 2

measured mass He/mass H = 4

+ 9Be 1n + 12C + energy

neutron (n) is neutral (charge = 0)

n mass ~ p mass = 1.67 x 10-24 g

NO

13

massa p ≈ massa n ≈ 1840 x massa e-

Proprietà delle particelle subatomiche

14

Numero Atomico (Z) = numero di protoni nel nucleo

Numero di Massa (A) = numero di protoni + numero di neutroni

= numero atomico (Z) + numero di neutroni

Isotopi sono atomi di uno stesso elemento (X) aventi un

differente numero di neutroni nei loro nuclei

XAZ

H11 H (D)

21 H (T)

31

U23592 U238

92

Numero di Massa

Numero AtomicoSimbolo dell’elemento

Numero Atomico, Numero di Massa e Isotopi

15

Gli Isotopi dell’ Idrogeno

idrogeno deuterio trizio

16

6 protoni, 8 (14 - 6) neutroni, 6 elettroni

6 protoni, 5 (11 - 6) neutroni, 6 elettroni

Quanti protoni, neutroni, ed elettroni ci sono nel C14

6 ?

Quanti protoni, neutroni, ed elettroni ci sono nel C11

6 ?

esempi

17

La Tavola Periodica degli Elementi

Periodo

Gru

ppo

Meta

llialc

alin

i

Ga

s n

ob

ili

Alo

geni

Meta

llialc

alin

ote

rrosi

18

Abbondanza naturale degli elementi chimiciNella crosta terrestre

Nel corpo umano

19

Una molecola è un aggregato di due o più atomi uniti

fra loro da legami chimici

H2 H2O NH3 CH4

Una molecola biatomica è costituita da due atomi

H2, N2, O2, Br2, HCl, CO

Una molecola poliatomica è costituita da più di due

atomi O3, H2O, NH3, CH4

diatomic elements

20

Uno ione è un atomo, o un gruppo di atomi, che

possiede una carica netta positiva, o negativa.

Quando un atomo neutro perde uno o più

elettroni diventa un catione.

Quando un atomo neutro acquista uno o più

elettroni diventa un anione.

Na11 protoni

11 elettroni Na+ 11 protoni

10 elettroni

Cl17 protoni

17 elettroni Cl-17 protoni

18 elettroni

21

Uno ione monoatomico contiene solo un atomo

Uno ione poliatomico contiene più di un atomo

Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3-

OH-, CN-, NH4+, NO3

-

22

Gli Ioni più comuni e loro posizione

nella Tavola Periodica

23

13 protoni, 10 elettroni (13 – 3)

34 protoni, 36 (34 + 2) elettroni

Quanti protoni ed elettroni sono presenti Al2713

3+

Quanti protoni ed elettroni sono presenti Se7834

2-

esempi

24

Formule e Rappresentazione delle Molecole

25

La formula molecolare indica il numero dei

differenti atomi presenti in una molecola

La formula empirica è la più semplice formula

chimica che si può scrivere per un composto

H2OH2O

molecolare empirica

C6H12O6 CH2O

O3 O

N2H4 NH2

26

I composti ionici sono formati da cationi ed anioni

• La formula è la medesima della formula empirica

• La somma delle cariche dovute ai cationi è pari a quella

dovuta agli anioni

Il composto ionico NaCl

27

The most reactive metals (green) and the most reactive

nonmetals (blue) combine to form ionic compounds.

NO

28

Formula dei Composti Ionici

Al2O3

2 x +3 = +6 3 x -2 = -6

Al3+ O2-

CaBr2

1 x +2 = +2 2 x -1 = -2

Ca2+ Br-

Na2CO3

1 x +2 = +2 1 x -2 = -2

Na+ CO32-

29

Un acido può essere definito come una sostanza

che libera ioni (H+) quando viene disciolta in acqua.

Per esempio: HCl gassoso e HCl in acqua

Fase gassosa(molecola di HCl)

In acqua, (H3O+ e Cl−)

(ioni idronio e cloruro)

30

Idracidi

31

Un ossoacido è un acido che contiene idrogeno,

ossigeno e un non-metallo

HNO3 Acido nitrico

H2CO3 Acido carbonico

H3PO4 Acido fosforico

3232

Acido Anione

HClO4 (acido perclorico) ClO4– (perclorato)

HClO3 (acido clorico) ClO3– (clorato)

HClO2 (acido cloroso) ClO2– (clorito)

HClO (acido ipocloroso) ClO– (ipoclorito)

Ossiacidi e relativi anioni che

contengono atomi di cloro

3333

Una base è una sostanza che disciolta in acqua libera

ioni idrossido (OH-).

NaOH Idrossido di sodio

KOH Idrossido di potassio

Ba(OH)2 Idrossido di bario

3434

Gli Idrati sono composti che contengono un

certo numero di molecole d’acqua.

BaCl2•2H2O

LiCl•H2O

MgSO4•7H2O

Sr(NO3)2 •4H2O

Cloruro di bario diidrato

Cloruro di litio monoidrato

Solfato di magnesio eptaidrato

Nitrato di stronzio tetraidrato

CuSO4•5H2O CuSO4

Nomenclatura composti

inorganici

Sono due i principali sistemi di nomenclatura:

- IUPAC (International Union of Pure and Applied

Chemistry), più razionale mette in evidenza i vari

atomi di ciascun composto

-TRADIZIONALE che mette in evidenza la

distinzione tra metalli e non metalli

esempi