Appunti lezioni Elementi di chimica - primo parziale

Modelli atomici

Il modello atomico comunemente accettato

Il modello atomico che si usa in tempi odierni è comunemente accettato dalla scienza: esso prevede che la materia sia composta da particelle molto piccole dette atomi, a sua volta formato da altre particelle subatomiche:

• Protone: carica elettrica scoperto nel 1917 = +1,602 ∗ 10^-19
• Elettrone: carica elettrica scoperto nel 1897 = −1,602 ∗ 10^-19
• Neutrone: carica elettrica = 0, scoperto nel 1932

Modelli atomici storici

• Modello di Dalton – 1805
• Modello di Thomson – 1908
• Modello di Rutherford – 1911
• Modello di Bohr
• Modello di Schroedinger

Esperimento di Rutherford – lamina d’oro bersagliata da particelle alfa

Una particella alfa è il nucleo dell’atomo di elio, formata quindi da due protoni caricati positivamente (e da due neutroni che però non erano ancora stati scoperti). Le particelle alfa sono sparate contro la lamina d’oro, e si distinguevano tre risultati diversi:

• Alcune particelle attraversavano la lamina e venivano deviate di poco
• Alcune particelle attraversavano la lamina e non venivano deviate
• Alcune particelle non attraversavano la lamina e tornavano indietro

Interpretazione di Rutherford

L’atomo doveva essere una particella molto piccola e vuota, dove la massa doveva essere concentrata quasi tutta nel centro. A questa parte centrale solida e massiccia si assegnò il nome di nucleo e possedeva carica complessiva positiva. Complessivamente l’atomo doveva essere neutro: per cui doveva esistere un'altra zona dell’atomo in cui si concentrava tutta la carica negativa (erano già stati scoperti gli elettroni). Questa zona ha raggio mentre il nucleo aveva raggio pari a = 10^-15 m, e visto che l’atomo era complessivamente neutro, gli elettroni = 10^-10 m = 1Å dovevano essere in numero uguale ai protoni.

Rutherford riuscì inoltre a stabilire, studiando la distribuzione angolare delle particelle alfa, il numero di protoni dell’atomo di oro, ma si accorse che la massa complessiva dell’atomo con quel numero di protoni doveva pesare il doppio. Non erano infatti scoperti i neutroni, dove quasi tutta la massa dell’atomo è concentrata.

Struttura del nucleo

• Protoni e neutroni sono detti nucleoni
• Numero di massa A = Z + N
• Numero atomico Z = P ne consegue che il numero di neutroni è N = A − Z

Il numero atomico Z descrive quella che è l’identità chimica dell’atomo, ovvero di quale elemento si sta trattando. Atomi con numero atomico uguale avranno comportamento chimico uguale e avranno lo stesso simbolo chimico.

• Tutte le specie chimiche con atomi con Z=8 saranno atomi di ossigeno, tutti rappresentati col simbolo O
• Tutte le specie chimiche con atomi con Z=6 saranno atomi di carbonio, tutti rappresentati col simbolo C

Nuclidi

• Si definiscono nuclidi isobari atomi con uguale A ma diverso Z
• Si definiscono nuclidi isotoni atomi con uguale numero di neutroni ( N = A − Z )
• Si definiscono nuclidi isotopi atomi con uguale numero atomico Z ma diverso numero di massa A (neutroni in più)

Isotopi

Quasi tutti gli elementi presenti in natura sono presenti come miscela di isotopi dello stesso elemento: quindi gli elementi non sono corpi semplici, non sono atomi tutti uguali. Si indica con l’abbondanza percentuale di ogni isotopo: queste proporzioni restano costanti per ogni elemento, e non cambia né se si prendono quantità diverse dello stesso elemento, né se si svolge una reazione chimica (le proporzioni tra isotopi si mantengono costanti nei reagenti come nei prodotti).

Isotopi dell’idrogeno

Gli isotopi dell’idrogeno prendono nomi particolari (unico caso nella tavola periodica):

• Prozio o idrogeno leggero, simbolo alternativo → H, abbondanza = 99,984%
• Deuterio o idrogeno pesante, simbolo alternativo → D, abbondanza = 0,016%
• Trizio, simbolo alternativo → T, abbondanza = 10^-15%

Massa atomica

Massa atomica assoluta

Le unità di misura per la massa atomica fanno riferimento alla massa assoluta dell’atomo di carbonio-12: ed è la misura di massa presa come riferimento per m_C= 1,99272 ∗ 10^-26 kg, definire l’unità di massa atomica definita come la dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio-12.

u = m_C/12 = 1,6606 ∗ 10^-27 kg

Massa atomica relativa

Conoscendo quindi la massa assoluta di un atomo, si riesce a stimare la massa relativa di tutti gli atomi della tavola periodica: M_r = m_a/u.

Massa atomica media (peso atomico)

È semplicemente la massa media di un elemento considerando i suoi isotopi e la loro abbondanza percentuale: M_p = ∑ (m_i ∗ abbondanza_i). Dove m_i è la massa atomica in uma del singolo isotopo, e l’abbondanza percentuale è la proporzione di quell'isotopo.

Esempio: miscela di isotopi e peso atomico dell’ossigeno

• ¹⁶O: m = 15,9949 uma; abbondanza = 99,759%
• ¹⁷O: m = 16,991 uma; abbondanza = 0,037%
• ¹⁸O: m = 17,9932 uma; abbondanza = 0,204%

Si ottiene che il peso atomico dell’ossigeno è:

15,9949 ∗ 99,759 + 16,991 ∗ 0,037 + 17,9932 ∗ 0,204 = 15,9994

che è il numero che si trova come peso dell’elemento ossigeno nella tavola periodica.

Massa molecolare

Definita come la massa complessiva di tutti gli atomi che formano una molecola:

M_m = 2 ∗ H + O = 2 ∗ 1,0079 + 1 ∗ 15,994 = 18,015

Concetto di mole

La mole è un numero che esprime un quantitativo fisso di particelle elementari (atomi, ioni, molecole) che è indipendente dalla natura dell’elemento. Una mole di una qualsiasi sostanza contiene quindi lo stesso numero di particelle.

Definizione

Una mole è la quantità di sostanza che contiene tante particelle elementari quanti sono gli atomi contenuti in 12g di carbonio-12. Si calcola in via sperimentale come:

1 mole = 12 / 12 ∗ 1,6606 ∗ 10^-27 = 6,022 ∗ 10²³ particelle

Questo numero è costante per tutte le sostanze e viene detto Numero di Avogadro.

Massa assoluta di una mole di sostanza (massa molare)

La massa molare di una sostanza è numericamente pari al peso molecolare in uma, però espresso in grammi. Infatti, se consideriamo l’acqua, il suo peso molecolare è di 18,015 uma. Se la massa assoluta di una molecola d’acqua è 18,015 ∗ 1,6606 ∗ 10^-27 kg. Per il concetto di mole, in 18,015 grammi di acqua ci sono 6,022 ∗ 10²³ molecole: la massa in grammi di una mole d’acqua sarà 18,015 g.

Ne segue una proporzione:

• [grammi] : [uma] = 1 mole : N_A

In simboli:

g : uma = 1 : 6,022 ∗ 10²³

Elementi e composti

Le sostanze che si trovano in natura (pure) possono essere elementi oppure composti:

• Elementi: costituiti da un solo tipo di atomo
• Composti: molecole formate da più elementi

Sostanze elementari

Possono presentarsi come:

• Atomi isolati (gas nobili)
• Atomi combinati in molecole (O₂)
• Aggregati di atomi dove non sono distinguibili molecole (strutture CCC, CFC, esagonali... dove non esistono molecole ma solo strutture distinte: grafite, barretta di sodio...)

Composti

Possono presentarsi come:

• Molecole distinte (metano CH₄, un tetraedro con C al centro e quattro atomi di H ai vertici)
• Insiemi di ioni tenuti insieme da forze elettrostatiche (legami ionici) (NaCl)
• Concatenazioni infinite di atomi (silice = biossido di silicio SiO₂, dove la molecola non può essere distinta perché un atomo della prima cella fa da ponte tra le celle, e contemporaneamente è un atomo ponte in un'altra cella)