Appunti di Chimica

Chimica

Teoria atomica di Dalton

Ogni elemento è costituito da minuscole particelle dette atomi. Tutti gli atomi di un dato elemento sono uguali. Atomi di elementi sono naturalmente differenti. Le reazioni chimiche non creano o distruggono atomi di un elemento in quelli di un altro elemento. Nel corso delle reazioni chimiche gli atomi non si creano né si distruggono. I composti esistono grazie alla combinazione di atomi di almeno due elementi. In un dato composto il numero relativo e le specie degli atomi sono costanti.

Leggi fondamentali nella chimica

Conservazione della massa (Lavoisier)

La somma delle masse delle sostanze che si trovano in una reazione chimica è uguale alla somma delle masse dei suoi reagenti.

Proporzioni definite (Proust)

Il rapporto tra le masse degli elementi che formano un dato composto è costante e indipendente dal modo in cui il composto si è formato e dalla natura degli atomi.

Proporzioni multiple (Dalton)

Quando due elementi si combinano fra loro per formare più di un composto, le masse di uno degli elementi che si combinano con una data massa dell'altro elemento stanno fra loro in un rapporto esprimibile da numeri interi piccoli.

Cenni di chimica nucleare

Elemento radioattivo (nuclei → reazioni)

• α le masse maggiori e quindi raggi di curvatura maggiore
• γ il raggio incoccia con quello dei protoni e per questo non curvo
• β la massa vicina a quella degli elettroni e quindi raggi di curvatura minore

Struttura atomica moderna

e = 1,602 × 10^-19 C

u.m.a. = 1,6605 × 10^-27 kg

Isotopi

Nuclei con uguale numero atomico ma diverso numero di massa.

Elementi

Nuclei con diverso numero atomico (sono differenti con nome e simbolo).

Unità di massa atomica

u.m.a. 1,6605 × 10^-27 Kg = 1/12 della massa del carbonio 12, pari a 1,992 × 10^-23 g.

Massa atomica relativa

La massa atomica relativa di una molecola è il rapporto tra la massa del nucleo considerato e 1/12 della massa del carbonio 12. È quindi un numero adimensionale che esprime quante volte il nucleo pesa più dell’u.m.a.

Nelle tavole periodiche la massa atomica indicata per ogni elemento è la media ponderata delle masse degli isotopi dell’elemento, in base al loro abbondanza percentuale sulla Terra.

Difetto di massa

Δm = [ Z m_p + (A - Z) m_n ] - m_nuc

m_p = massa protoni = 1,0013

m_n = massa neutroni = 1,0037

m_nuc = massa dell’elemento misurata sperimentalmente

Il difetto di massa Δm è la differenza tra la massa di un elemento calcolato sommando le masse dei protoni e dei neutroni che lo compongono e la massa dello stesso elemento calcolata sperimentalmente. Il difetto di massa è relativo all’energia del legame del nucleo, detta energia nucleare, ovvero quell’energia che libera quando i neutroni e i protoni si aggregano, ed è la stessa energia che serve a spezzare il legame. Il difetto di massa e l’energia nucleare sono in relazione secondo la formula E = mc².

Mole e grammo mole

1 mole è una quantità di sostanza che contiene tante particelle come quelle contenute in 12 g di ¹²C. Questo numero è pari al numero di Avogadro N_A = 6,022 × 10²³. Una quantità in grammi di sostanza per il MAR è 1 mole. Questa quantità è detta grammomole, misurata in g/mole.

Modello di Bohr per l’atomo di idrogeno

L’elettrone di un atomo attorno al nucleo è soggetto a due forze, quella di attrazione coulombiana e quella centrifuga.

^F_centrifuga/₌/4πε₀/^{= e²}/_r²

_Fcentrifuga = (mv²)/r²

Modelli lo ruotatoria attorno al nucleo di deve essere l’equilibrio tra queste due forze.

e² nπ² = mv² r = e² mν²r = n²h² 4π²