Massa atomica, peso Atomico, mole grammole, difetto di massa - Chimica

Chimica: l'atomo

L'atomo è costituito da particelle subatomiche:

• Protone: carica positiva; massa 1,0073 u.m.a.
• Neutrone: carica zero; massa 1,0087 u.m.a.
• Elettrone: carica negativa; massa 5,48x10^-4 u.m.a.

u.m.a = Unità di Massa Atomica = 1,6605 x10^-24 g.

e^- = carica elettrone elementare = 1,6022·10^-19 C.

Isotopi

Gli isotopi sono nuclidi che hanno uguale numero atomico, ma diverso numero di massa.

Nuclide A Nu Z.

Z (numero atomico) = n° di protoni.

A (numero di massa) = n° di protoni + n° di neutroni.

Elementi

Sono nuclidi che hanno diverso numero atomico. [e a questo è dato un nome e rappresentato da simbolo]

Esempio:

Rame: Cu 63 29 n° protoni = 29 n° elettroni = 29 n° neutroni = 63 - 29 = 34.

Chimica: l'atomo

Costituito da particelle subatomiche:

• Protone: carica positiva, massa 1,0073 u.m.a.
• Neutrone: carica zero, massa 1,0087 u.m.a.
• Elettrone: carica negativa, massa 5,48x10^-4 u.m.a.

u.m.a = Unità di Massa Atomica = 1,6605 x 10^-24 g.

e^- = carica elettrone elementare = 1,6022·10^-19 C.

Isotopi

Sono nuclidi che hanno uguale numero atomico, ma diverso numero di massa.

Nuclide ^A_ZNu.

Z (numero atomico) = n° di protoni.

A (numero di massa) = n° di protoni + n° di neutroni.

Elementi

Sono nuclidi che hanno diverso numero atomico. (a questa è dato un nome e rappresentato da simbolo)

Esempio: ⁶³₂₉Cu n° protoni = 29 n° elettroni = 29 n° neutroni = 63-29 = 34.

Stabilità dei nuclidi

All'interno della fascia rossa sono presenti nuclidi stabili perciò chiamata fascia di stabilità.

Al di fuori di questa fascia i nuclidi sono instabili e radioattivi, ovvero quelli instabili decompongono con un processo definito come radioattività.

Cenni storici: chimica nucleare

Becquerel e Curie, nel 1896 notarono che i sali di uranio posti accanto a lastre fotografiche ne provocavano l'annerimento.

Tali sali emettevano radiazioni più penetranti [luce con frequenza più elevata e quindi a migliore contenuto di energia di quelle luminose].

Poi Curie scoprì che esisteva un altro elemento, che chiamò "Radio", che era 106 volte più radioattivo dell’uranio.

E = fotone.

E = hν.

Dove h = costante di Planck = 6.626 x 10^-34 J sec.

Dato che ν = c/λ.

E = ch/λ.

E = Nhν = Nhc/λ.

Ovvero:

L'energia è corpuscolare, fissata una certa frequenza l'energia è E = hν dove h è la costante di Planck.

h= 6.626×10^-34 J.

E= hν.

Numero di Avogadro = N = 6,022×10²³ che corrisponde a 1 mole.

Energia portata da una mole di fotoni = 1 Einstein [E].

E = N hν J/mol.

ν = "ni" dove ν = c/λ dove c = 2.998×10⁸ m/s c = velocità della luce.

Concetto: come la materia anche l'energia è corpuscolare ovvero è quantizzata.

Fotone: pacchetto di energia che viaggia alla velocità della luce, ma non ha massa.

Se esso ha massa = allora è relativistica, solo perché si muove alla velocità della luce.

Il fotone riesce ad arrivare alla velocità della luce perché ha massa a riposo uguale a zero.

Radiazioni

Radiazione α = nucleo d'elio. Velocità ≈ 2×10⁶ m/s = 1/10 c dove c = velocità della luce. Hanno vita breve nell'aria (a P atm) percorrono solo 1.8 cm.

Radiazioni β = elettroni. Velocità V_β≈ c ovvero molto meno della velocità della luce. Attraversano solchi fogli metallici.

Radiazioni γ = di natura elettromagnetica. λ = 4·1·10^-3 Å per lunghezze d'onda molto piccole, quindi frequenze molte elevate.

Massa atomica relativa o peso atomico

u.m.a = 1.6605 x 10^-24 g ovvero 1.6605 x 10^-27 Kg.

Protone: massa pari a 1.0073 u.m.a ovvero 1.6726 x 10^-24 g.

Neutrone: massa pari a 1.0087 u.m.a ovvero 1.6749 x 10^-24 g.

Massa atomica relativa [MAR] = [o peso atomico] di un nuclide è il rapporto tra la massa effettiva dell’elemento considerato e la massa campione pari a 1/12 della massa del ¹²C [1.6605 x 10^-24 g].

MAR = numero adimensionale che dice quante volte il nuclide considerato pesa più dell’unità chimica di massa.

Cenno storico

Prima usavano l'idrogeno [H].

Poi l’ossigeno [O] ma ci sono troppi isotopi e si creavano scale diverse.

Poi cambieranno nel carbonio ¹²C e lo divisero per 12.

Esempio

Calcolati il peso atomico dell'¹⁴N la cui massa per atomo è 2.3252 x 10^-23 g.

MAR = 2.3252 x 10^-23 / 1.6605 x 10^-24 = 14.003.

Esempio

Il magnesio ha 3 isotopi.

MAR = Massa Atomica Relativa Media.

MAR = Σ_i=1ⁿ m_i χ_i / 100.

MAR = (MAR₁ m₁ %) / 100 + (MAR₂ χ) / 100 + (MAR₃ χ) / 100.

= (23.993 x 0.786) + (24.994 x 0.1011) + (25.991 x 0.1129) = 24.3195.

Mole

Mole: numero di atomi = grammi di una sostanza / MAR x 1.6605x10^-24 g.

Mole corrisponde a 6.02282x10²³ atomi.

La mole è l'inverso dell'unità di massa atomica.

Ovvero: mole = 1 / 1 . 1.6605x10^-24.

Questo avviene quando la quantità in grammi della sostanza considerata è uguale alla MAR della sostanza stessa.

=> Questo significa che stiamo prendendo una mole di quella sostanza.

Grammole

Grammole è la quantità di grammi di una sostanza che contiene 1 mole di unità.

Ovvero: se prendo 12 grammi di carbonio, che è uguale alla MAR del carbonio, ho preso una grammole.

Chimica

Difetto di massa

Si è notato che la massa di un qualsiasi nucleo è misurabile mediante esperimento di massa, risulta inferiore alla somma delle masse dei nucleoni componenti.

Esempio

Immaginiamo di dover costruire il nucleo di deuterio, ovvero un isotopo dell'idrogeno: dobbiamo aggiungere un protone all'atomo dell'idrogeno.

Il ₁H ha massa sperimentale = 2.01300 u.m.a., mentre la somma di un neutrone e un protone è di =1.00867 uma + 1.00728 uma = 2.01595 uma.

Possiamo notare che 2.01300 ≠ 2.01595.

Quindi c'è differenza tra la massa sperimentale e la somma delle masse dei nucleoni.

Definizione

La differenza tra la massa ottenuta attraverso la somma delle masse dei nucleoni componenti il nucleo e il valore sperimentale effettivo della massa nucleare è detto difetto di massa.

Difetto di massa = Δ_m = [Σm_p + (A-Z)m_n] - m_{sperim. nu}.

Dove m_p = massa protone, m_n = massa neutrone.