Chimica inorganica

C

di carbonio che possiede 6 protoni, 6 neutroni e 6 elettroni 6

126

massa C -

= = × 27

. . . .

1

u m a 1 6605 10 Kg

12

Per la carica

carica elementare (e)= la più piccola carica elettrica misurata,

cioè quella trasportata dall’elettrone e dal protone

. -19

e = 1.6022 10 C

Carica elettrica Massa

Carica Massa

elettrica (C) (u.m.a.)

(e) (Kg)

´ ´

Protone (p) -1.6022 10 +1 1.673 10 1.0073

-19 -27

´

Neutrone (n) 0 0 1.675 10 1.0087

-27

´ ´

Elettrone (e) -1.6022 10 -1 9.109 10 5.486 10

-19 -31 . -4

@

Massa p/Massa e 1840 atomo

nucleo

Le dimensioni del nucleo sono circa

10.000 volte più piccole di quelle

dell’atomo

Il numero di protoni contenuti nel nucleo identificano gli

atomi dei vari elementi

La tavola periodica degli elementi

Gli elementi nella tavola periodica sono ordinati sulla base del numero di protoni

Z= numero atomico (numero dei protoni)

N= numero dei neutroni

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

= N + Z

La modalità comunemente accettata per indicare il numero

atomico e il numero di massa di un elemento generico X è

A X Nuclide: ciascuna specie atomica

Nuclide caratterizzata da un definito numero

Z di protoni e neutroni.

L’atomo nel suo complesso è un sistema elettricamente neutro

n° protoni = n° elettroni

nuclide Z N elettroni

C

12 6

6 12-6=6

6

3 He 2 3-2=1 2

2

Ioni: si originano per perdita o acquisto di elettroni a partire da

un atomo neutro.

NB: Z, N, A non cambiano !!

Cationi: ioni carichi positivamente e si originano per perdita di

+ 2+ n+

uno o più elettroni. (M ; M …M )

®

C C + e

12 126 + -

6 ®

C C + e

12 + 126 2+ -

6

Anioni: ioni carichi negativamente e si originano per acquisto di

- 2- n-

uno o più elettroni. (X ; X …X )

®

C + e C

12 - 126 -

6

I cationi e gli anioni possono anche essere costituiti da

raggruppamenti atomici: 4+ 42-

NH SO

Elemento: insieme di nuclidi di stesso Z

Isotopo: insieme di nuclidi di stesso Z e differente A

La maggior parte degli elementi è presente in natura come

miscela di isotopi. La percentuale con cui ogni isotopo di un

elemento è presente in natura è chiamata abbondanza

isotopica percentuale.

La massa atomica di ciascun elemento è in realtà la media

pesata delle masse atomiche dei suoi isotopi.

abbondanza isotopica

å

= )

Massa atomica (m nuclide i 100

i

Esempio:

Il cloro esistente in natura è costituito da due isotopi:

35 37

Cl (75.77%) e Cl (24.23%)

17 17

aventi massa 34.97 uma e 36.97 uma, rispettivamente. Calcolare la massa atomica

media del cloro . .

75 77 24 23

= + =

. . .

Massa atomica 34 97 36 97 35 45

uma

Cl 100 100

Difetto di massa e energia nucleare

Energia nucleare: energia necessaria per frammentare il nucleo nei suoi

componenti, protoni e neutroni

Il concetto di energia nucleare si è sviluppato a partire dagli studi che hanno

mostrato come le masse dei nuclei (degli atomi) fossero sempre inferiori alla

somma delle masse dei protoni e neutroni contenuti in tali nuclei

Esempio: He

4

Si consideri la formazione di un nucleo di a partire da 2 protoni e 2

2

neutroni.

m = 1.0073 uma

p

m = 1.0087 uma

n

Þmassa nuclide = 2 m + 2 m = 2 (1.0073) + 2 (1.0087) uma

p n

Þ -27 -27

= 4.032 uma = 4.032 · 1.66 ·10 kg =6.693 ·10 kg

He

4 -27

In realtà si trova che m = 6.644·10 Kg

2

La differenza tra la massa di un atomo e la somma delle masse dei nuclidi è

chiamato difetto di massa.

In base alla teoria della relatività la massa è convertita in energia (energia

nucleare) DE=E Dm 2

= c

nucleare -27 8 -1 2

E = (6.693 – 6.644) · 10 kg ·(3.00·10 ms )

nucleare -12

=4.32 ·10 J (per un nucleo)

Se invece di avere un nucleo avessimo 6.022 x 10 nuclei (una quantità

23 Þ

apprezzabile dai nostri sensi chiamata mole) corrispondente a 4 g di elio

-12 23 12

E = 4.32·10 J· 6.022 ·10 =2.6 · 10 J (per una mole)

nucleare (2.6 miliardi di kJ)

Questa quantità di energia corrisponde all’energia ottenuta dalla combustione

di 50 tonnellate di metano (a pressione e temperatura ambiente)

Peso atomico di un elemento (IUPAC-International Union of

Pure and Applied Chemistry; 1979)

Il peso (massa) atomico di un elemento è il rapporto fra il

peso (massa) medio dell’atomo di quell’elemento e il peso di

126

1/12 dell’atomo C , adottato come unità di peso atomico

-27

(1 uma= 1.66 ·10 Kg )

Il peso atomico è una grandezza adimensionale (rapporto di

pesi) Il PA di C è12

126

´ ´ -27

12 1.66 10 Kg

= =

12

PA ( C) 12

6 ´ - 27

1.66 10 Kg

Esempio

L’atomo di Al pesa 44.7901 · 10 Kg

-27

× -27

44.7901 10 Kg

Þ = =

PA (IUPAC) .

26 982

-

× 27

.

1 66 10 Kg

Il PA può trovarsi espresso in uma 1

u

.

m

.

a

.

= = ´ = ´

PA di X (uma) P A di X Kg P A di X 1 Kg PA di X -

× 27

1

.

6605 10

-

= × 27

1

u

.

m

.

a

. 1

.

6605 10 Kg

1

u

.

m

.

a

=

1

Kg -

× 27

1

.

6605 10

Calcolare il PA di Al in uma 1 uma

-

= × =

27

PA (uma) 44 .

7901 10 26.982 uma

× - 27

1.66 10 Il valore numerico resta

Il PA di Al è 26.982 uma inalterato

Calcolare il PA (in Kg) di un atomo di Ossigeno

PA (O) =15.999

( )

PA Kg

=

PA (IUPAC) -

× 27

.

1 66 10 Kg

-27

PA (Kg)= PA (IUPAC) x 1.66·10 Kg

- -

= ´ × = ×

27 26

( ) . . .

PA Kg 15 999 1 66 10 Kg 2 656 10 Kg

Nella pratica non è possibile maneggiare direttamente i singoli atomi o molecole, per

Þ

cui conviene fare riferimento ad una quantità macroscopica

La mole (mol)

1 mole è la quantità di sostanza che contiene tante entità elementari (da

12

specificare) quanti sono gli atomi in 0.012 Kg (esatti) di C

6

1 mole di oggetti è un insieme di oggetti in numero pari al numero di atomi

presenti in 12 g esatti di C

12

La costante di Avogadro (N ) indica che il numero di atomi contenuti in 0.012 Kg

A

(1 mol) di è pari a 6.022 x 10

23

12

C

6 12 23

1 mol di C pesa 0.012 Kg (12 g) e contiene 6.022 x10

6

atomi L’unità di misura della costante di Avogadro è mol -1

Mole è un termine collettivo che indica una ben definita

quantità di oggetti, così come… Dozzina di uova

Risma di fogli Paio di guanti

Un cielo stellato, un oceano, un deserto sconfinato producono in tutti noi un senso di

ammirazione misto a stupore.

Non è un caso, quindi, che, volendo indicare in forma iperbolica una moltitudine di oggetti, di

persone, si ricorre solitamente a espressioni del tipo “numero astronomico”, “folla oceanica”,

ecc. Non fanno eccezione i testi letterari.

Così, nel libro della Genesi, l’Angelo del Signore promette ad Abramo “una discendenza

numerosa come le stelle del cielo o i granelli di sabbia delle spiagge…“, mentre, nelle

Metamorfosi di Ovidio, la Sibilla Cumana, dovendo esprimere un desiderio che Apollo le

esaudirà, prende un pugno di sabbia e chiede che le siano concessi tanti anni di vita quanti

sono i granelli di sabbia in quel mucchietto (dimenticando, purtroppo, di aggiungere che siano

anni di giovinezza!).

A nessuno (o quasi) verrebbe mai in mente di usare per gli stessi scopi immagini prese dalla

Chimica, la scienza dell’immensamente piccolo. Eppure, in tema di grandi numeri, la Chimica

non è seconda ad alcun’altra disciplina. Vediamo perché, introducendo, innanzitutto, il numero

della Chimica per antonomasia, il Numero di Avogadro.

Si stima che il numero di stelle della nostra galassia sia compreso tra 200 e 600 miliardi (2 –

6 x 10¹¹)

Ancora, quanti granelli di sabbia ci sono nel Sahara? Navigando in internet, si scopre che

più di una persona si è cimentata in un calcolo del genere e, incredibilmente, i risultati, come

ordine di grandezza, collimano. Ebbene, nell’intero deserto, ci sono solo tremila miliardi di

miliardi di granelli di sabbia (3 x 10² ), un numero duecento volte più piccolo del numero di

1

Avogadro

Dalla definizione di mol e dalla costante di Avogadro possiamo calcolare quanti Kg

corrispondono a 1 u.m.a.

Ricordiamo che 12

C

Unità di massa atomica: 1/12 della massa di un atomo di 6

Si ricava che 126 126

massa di un atomo di massa di una mol di

C 1 C

= =

1 uma 12 12 N A

0.012

1 Kg

= × =

1 . .

u m a × 23

6.022 10

12 1 -

= = × 27

. . . 1.66 10

1 u m a Kg

× 26

6.022 10

Massa molare

Esprime in g la massa di un numero di atomi pari alla costante di Avogadro (esprime

la massa di una mol di atomi)

Massa (in g) di una mol di atomi di C

12

6

= massa (in g) di un atomo di C x numero di atomi contenuti in una mol

12

6

g g

= × × × =

- 24 -

1

23

u.m.a 1.66 10 x . mol

12 6 022 10 12

u.m.a mol

La massa molare di un elemento è la massa (in g) di una

mol di atomi ed è numericamente uguale alla massa

atomica dell’elemento espressa in g/mol

La massa molare di un elemento è la massa (in g) di una mol di atomi ed è

numericamente uguale alla massa atomica dell’elemento espressa in g/mol

Massa atomica Massa atomica in

elemento Massa molare

relativa uma

Cu 63.55 63.55 u.m.a. 63.55 g/mol

O 15.99 15.99 u.m.a. 15.99 g/mol

Conversione tra massa, mole e numero di particelle

Calcolare il numero di mol contenute in 50 g di Zn

Il peso atomico di Zn è 65.41 (vedi tavola periodica)

Þ1 mol di atomi di Zn pesa 65.41 g (massa molare di Zn= 65.41 g/mol)

Þ 1 mol: 65.41 g = x: 50 g

×

50 g 1 mol

= =

x 0.76 mol

65.41 g

In generale: massa sostanza (in g)

=

mol massa molare (in g/mol)

Calcolare il numero di atomi contenuti in 50 g di Zn

atomi

g mol

g 50 g