Struttura della materia e teoria atomica

Evaporazione ed ebollizione

• L’

evaporazione è il

passaggio dallo stato

liquido a quello aeriforme

che avviene a qualunque

temperatura e riguarda solo

gli strati superficiali del

liquido

• L’ebollizione invece avviene tumultuosamente

all’interno del liquido ed ad un ben determinato

valore di temperatura: la temperatura di

ebollizione

Pressione e passaggi di stato

• Tutti i passaggi di stato dipendono dalla

pressione esterna

• Ad esempio nel caso della fusione del

ghiaccio, un aumento della pressione

esterna favorisce il passaggio di stato

• Nel caso dell’ebollizione sappiamo che essa

avviene quando la pressione interna al liquido

(tensione del vapore saturo) eguaglia la

pressione esterna

• Se la pressione esterna diminuisce diminuisce

anche la temperatura di ebollizione e

viceversa

Tensione di vapore saturo

• Il vapore si dice saturo quando è in equilibrio con il

proprio liquido, cioè quando il numero di particelle che

passano dal liquido al vapore è in media uguale a quello di

quelle che passano dal vapore al liquido

I COMPOSTI CHIMICI

SI CLASSIFICANO IN

MOLECOLARI O IONICI 17

MOLECOLA

Raggruppamento di atomi legati fra di loro,

in modo definito, distinto ed elettricamente

neutro. 18

MOLECOLA

La molecola è un raggruppamento

discreto di atomi legati stabilmente tra

loro a formare unità poliatomiche. 19

IONE

Lo ione è un atomo o un raggruppamento di

atomi elettricamente carico positivamente o

negativamente 20

TEORIA ATOMICA CENNI STORICI

Legge di Lavoisier o della conservazione della

massa.

Legge di Proust o delle proporzioni definite.

Legge di Dalton o delle proporzioni multiple.

21

LEGGE DI LAVOISIER O DELLA

CONSERVAZIONE DELLA MASSA

(fine ‘700)

Nel corso di una reazione chimica la massa totale del sistema

sottoposto a reazione non cambia: nulla si crea e nulla si

distrugge, tutto si trasforma.

2Hg + O → 2HgO (300°C)

2

2HgO → O + 2Hg (500°C)

2

1) La "calce di mercurio“(HgO) per riscaldamento perde peso.

2) Il gas liberato era “simile” a quello usato per la preparazione

della "calce di mercurio" da mercurio e aria.

3) Il gas prodotto dalla reazione aveva lo stesso peso perso 22

dalla "calce di mercurio".

LEGGE DI PROUST

DELLE PROPORZIONI DEFINITE

(inizio ‘800):

In un composto il rapporto in peso tra gli elementi

è definito e costante, qualunque sia la sua origine o

provenienza.

Per esempio la composizione dell’acqua è sempre la

stessa: 11,2 di H e 88,8 di O (in peso). 23

LEGGE DI DALTON

DELLE PROPORZIONI MULTIPLE:

Quando due elementi possono combinarsi in differenti rapporti

ponderali, le quantità in peso di un elemento che si combinano con una

quantità fissa dell'altro, stanno fra loro in rapporti di numeri piccoli e

interi.

Composti azoto % ossigeno % azoto fisso fattore ossigeno F/E

protossido 63,63 36,37 63,63 1,0000 36,37 1,0

di azoto N O

2

ossido di 46,67 53,33 63,63 1,3634 72,71 2,0

azoto NO

anidride 63,63

36,84 63,16 1,7272 109,09 3,0

nitrosa N O 3

2 3

biossido di 30,40 69,60 63,63 2,0931 145,68 4,0

azoto N O

2 4

anidride 25,92 74,08 63,63 2,4549 181,86 5,0 24

nitrica N O

2 5 TEORIA ATOMICA DI DALTON

1) Tutta la materia è costituita da atomi che

sono le particelle ultime, indivisibili e

indistruttibili della materia.

2) Tutti gli atomi di un dato elemento hanno

massa uguale ed uguali proprietà chimiche.

3) Atomi di elementi diversi hanno massa e

proprietà chimiche differenti.

4) Atomi di elementi diversi possono combinarsi

fra di loro secondo numeri interi e piccoli dando

luogo alla formazione di composti. 25

TEORIA ATOMICA DI DALTON

VALIDITA’

1) In realtà esistono molte reazioni nucleari

spontanee e indotte, nelle quali si verificano

scissioni o trasformazioni degli atomi di

molti elementi.

2) In realtà oggi si sa che esistono atomi di uno

stesso elemento con masse diverse (isotopi).

26

ATOMO NUCLEARE

Secondo Dalton gli atomi sono sfere prive di

struttura propria: piccole biglie senza “volto”.

L’indagine scientifica ha disegnato l’attuale

modello dell’atomo che prende il nome di

atomo nucleare. 27

ATOMO NUCLEARE

1) Gli atomi sono costituiti da

particelle subatomiche: elettroni,

protoni e neutroni.

2) Protoni e neutroni formano un

corpo centrale compatto, detto

nucleo dell’atomo.

3) Gli elettroni si distribuiscono nello

spazio a guisa di nuvola intorno al

nucleo. 28

ATOMO NUCLEARE

MODELLO DI THOMPSON

J.J.Thompson (1897) studiò i raggi

catodici, cioè raggi emessi da un catodo

metallico sottoposto ad una forte

differenza di potenziale e nel vuoto.

Thomson constatò che tali particelle,

cariche negativamente, erano sempre

uguali, qualunque metallo si adoperasse

per costruire i catodi.

Le suddette particelle furono

successivamente dette elettroni. 29

ATOMO NUCLEARE

MODELLO DI THOMPSON

Gli elettroni hanno carica negativa, ma

l’atomo, nel suo complesso, è privo di carica.

Quindi esso deve contenere anche una carica

positiva sufficiente a neutralizzare la carica

negativa dell’elettrone.

Il modello di Thompson prevedeva che gli

atomi fossero grumi di materiale informe a

carica positiva, una specie di gelatina, nella

quale gli elettroni si trovassero sospesi. 30

ESPERIMENTO DI RUTHERFORD

Rutherford pensò di inviare particelle

positive (α), provenienti da un gas

radioattivo (rado), contro una lamina di oro

sottilissima (spessa pochi atomi). Se

davvero gli atomi fossero stati grumi di

gelatina positiva le particelle α sarebbero

passate indenni attraverso la lamina, o, al

massimo con una lieve deviazione. 31

32

ATOMO NUCLEARE

MODELLO DI RUTHERFORD

Effettivamente quasi tutte le particelle

passavano indenni, ma circa 1 su 20000 subiva

una deviazione di 90° e qualcuna rimbalzava

indietro. La spiegazione non poteva essere

altra che gli atomi dovessero essere centri

puntiformi e masssivi di carica positiva

circondati da un grande volume di spazio

vuoto. 33

ATOMO NUCLEARE

MODELLO DI RUTHERFORD

Gli atomi contengono centri puntiformi e

massivi, a carica positiva, circondati da un

grande volume di spazio vuoto. Rutherford

diede il nome di nucleo atomico alla regione

puntiforme positiva. 34

ATOMO NUCLEARE

MODELLO DI RUTHEFORD

Secondo questo modello la massa dell’atomo è

quasi tutta concentrata nel nucleo (nucleo

atomico) molto piccolo (r 10 -10 pm) che

-2 -3

nucl

contiene anche le cariche positive dell’atomo,

mentre gli elettroni, in numero pari alle

cariche positive presenti nel nucleo, ruotano

intorno a questo, a distanze

proporzionalmente molto grandi (100-200

pm), quasi a dare un sistema planetario in

miniatura. 35

GRANDEZZA E MASSA DEGLI ATOMI:

PROTONE: p positiva 1,6723 10 g 1,602 10 coulomb

-24 -19

NEUTRONE: n neutra 1,6745 10 g nulla

-24

ELETTRONE: e negativa 9,1083 10 g 1,602 10 coulomb

-28 -19

NUCLEONI: protoni e neutroni

NUMERO ATOMICO (Z): numero di protoni presenti nel nucleo.

NUMERO DI NEUTRONI (N)

NUMERO DI MASSA: A = Z + N

NUCLIDE: Atomo contrassegnato dal numero di massa e dal numero

atomico. Es. H Idrogeno.

11

ISOTOPI: Atomi con lo stesso Z e differente N (differente A). 36

Es. H Deuterio.

12

MASSE (PESI) ATOMICHE E MOLECOLARI:

MASSA (PESO) ATOMICA: di un generico elemento X è uguale

al rapporto tra la massa atomica dei suoi atomi contenuti nella

miscela isotopica naturale, e la dodicesima parte della massa

dell’isotopo C.

12

PESO MOLECOLARE (PESO FORMULA): somma dei singoli

pesi atomici degli elementi presenti nella sostanza, ciascuno

moltiplicato per il pedice che rappresenta il numero relativo

dei suoi atomi presenti nella formula chimica della sostanza.

37

DIFETTO DI MASSA

La massa di un atomo dovrebbe consistere

della somma delle masse di Z protoni + N

neutroni, trascurando la piccola massa

degli elettroni. Invece la massa di un atomo

è minore di questa somma. La differenza

fra i due valori è detto Difetto di massa

Equazione di Einstein: E = mc 2

Il difetto di massa è dovuto a quella parte

della massa dei nucleoni che si è

trasformata in energia di legame fra i

38

protoni e i neutroni di un atomo (0.1-0,7%)

MOLE

La mole (unità di misura della quantità di

sostanza) è la quantità di sostanza

chimica che contiene un numero di

particelle pari al numero di Avogadro

(N ).

A

N = 6,02213x10 23

A 39

MOLE

La mole è la quantità di sostanza chimica che

contiene un numero di particelle pari a quante

ne sono contenute in 12 g esatti di C.

12 40

MOLE

La mole è la quantità di sostanza chimica,

espressa in grammi, numericamente uguale

al suo peso atomico. 41

MOLE

Massa di un atomo dell’isotopo C = 1,99265

12

x 10 g

-23

12 g di C contengono 12: 1,99265x10 =

12 -23

= 6,02213x10 atomi

23

6,02213x10 = N = Numero di Avogadro

23 A

N atomi di C corrispondono al numero di

12

A

particelle elementari contenute in una mole

di qualsiasi sostanza. 42

NUMERI QUANTICI

I numeri quantici sono:

 n, numero quantico principale, indica il livello

energetico e le dimensioni degli orbitali.

l

Insieme ad determina l’energia dell’orbitale.

Può assumere valori interi, in genere,

compresi tra 1 e 7.

 l, numero quantico secondario o angolare,

indica il sottolivello energetico e la forma

degli orbitali. Dipende dal valore di n. Può

assumere tutti i valori compresi tra 0 e n-1.

 m, numero quantico magnetico, indica

l’orientamento nello spazio della nuvola

elettronica ed il numero degli orbitali.

l.

Dipende dal valore di Può assumere tutti i

-1 +l.

valori compresi tra e

 s, numero quantico magnetico di spin, indica

il senso di rotazione dell’elettrone intorno al

proprio asse, può avvenire in senso orario o

2) Struttura elettronica degli elementi

I numeri quantici e gli orbitali

I sottolivelli energetici ed i relativi orbitali

vengono indicati da alcune lettere minuscole

dell’alfabeto. In questo corso prenderemo in

considerazione gli orbitali s, p, d, f . l=0,

Il sottolivello s è identificato dal valore

possiede un solo orbitale e può contenere due

elettroni. l=1,

Il sottolivello p è identificato dal valore

possiede tre orbitali e può contenere sei

elettroni. l=2,

Il sottolivello d è identificato dal valore

possiede cinque orbitali e può contenere dieci

elettroni.

Il primo livello energetico possiede soltanto il

sottolivello s, e quindi un solo orbitale.

Il secondo livello energetico possiede i

sottolivelli s e p, per un totale di quattro

orbitali.

Il terzo livello energetico possiede i sottolivelli

s, p e d, per un totale di nove orbitali.

Il quarto livello energetico possiede i sottolivelli

s, p, d e f, per un totale di sedici orbitali.

Regole per disporre gli elettroni begli orbitali:

Principio di esclusione del Pauli in un



orbitale 2 soli elettroni con spin opposto:

(↑↓)

Regola di Hund :in orbitali degeneri gli

elettroni si dispongono uno per orbitale con

spin parallello e quindi si va al successivo

riempimento

n=1 l=0 m=0 1s I livello

energetico

n=2 l=0 m=0 2s II livello

energetico

m=-1

l=1 m=0 2p

m=+1

n=3 l=0 m=0 3s III livello

energetico

l=1 m=+1 3p

m=-1

m=0

l=2 m=+2 3d

m=+1

m=0

m=-1

m=-2

n=4 l=0 m=0 4s IV livello

energetico

l=1 m=+1; m=-1 4p

m=0

l=2 m=+2; m=+1; 4d

m=0; m=-1

m=-2

l=3 m=+3; m=+2; 4f

m=+1 m=0;

m=-1; m=-2;

m=-3

Ogni orbitale può contenere al massimo due

elettroni che si disporranno con spin.Quindi il

primo livello energetico può contenere al

massimo due elettroni, il secondo otto, il terzo

sedici, il quarto trentadue. Gli elettroni

occuperanno per primi gli orbitali di più bassa

energia. L’energia cresce con il livello

energetico e con la complessità della forma

degli orbitali. In uno stesso livello energetico

l’energia cresce nel seguente ordine: s < p < d

< f, gli orbitali appartenenti allo stesso

sottolivello energetico hanno la stessa energia

( orbitali degeneri ). Quando gli elettroni

vanno ad occupare orbitali con uguale energia

li riempiono prima parzialmente, disponendosi

con lo stesso spin, e poi li completano.

L’ordine di riempimento degli orbitali, che si può

ricavare ricorrendo alla regola della diagonale, è

il seguente:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f,

5d, 6p,7s, 5f, 6d, 7p.

A volte può essere utile scrivere la struttura

elettronica rappresentando gli orbitali con dei

quadratini e gli elettroni con delle frecce

orientate in modo da tenere conto dello spin.

1s Regola della

diagonale

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d

7s 7p

1s Ar Z= 18

2 Esempi di

2s 2p strutture

2 6 elettronich

e

3s 3p

2 6

1s S Z= 16

2

2s 2p

2 6

3s 3p

2 4

numero di protoni è chiamato

numero atomico .