Appunti sulla Teoria atomica della materia, corso di Chimica generale ed inorganica con elementi di organica, Prof.ssa Daniela Pappalardo, Libro consigliato "Fondamenti di chimica" Lanfredi, Tiripicchio

A A B B

ᾠ ᾠ

d = d / d = /

La densità relativa del gas A rispetto al gas B sarà data da: rel A B A B

ᾠ ᾠ

Poiché e hanno lo stesso numero di molecole, il loro rapporto deve essere uguale a quello

A B

tra i pesi molecolari M e M intesi come sommatoria dei pesi atomici degli aotmi costituenti le

A B

molecole. Quindi: d = d /d = M /M

rel A B A B

Se il secondo gas viene identificato come l’idrogeno al quale Cannizzaro conferì peso atomico 1 e

peso molecolare 2 la densità relativa viene espressa come:

d = M /2 M = d ∙ 2

da cui

rel A A rel

I pesi molecolari ottenuti da misure di densità relative rispetto all’idrogeno permisero a Cannizzaro

di determinare, attraverso l’analisi chimica, la quantità con cui un elemento era contenuto in una

quantità di composto numericamente uguale al suo peso molecolare. I risultati ottenuti gli permisero

di risolvere il problema della determinazione dei pesi atomici.

Regola di Cannizzaro: il peso atomico di un elemento è dato dalla più piccola quantità in peso con

cui l’elemento si ritrova nei pesi molecolari dei suoi vari composti.

I pesi molecolari e atomici così determinati sono pesi relativi (avendone fissato uno arbitrariamente)

e adimensionali. Nel 1860 al primo Convegno internazionale della Chimica Cannizzaro presentò

una relazione scientifica che permise di conoscere il peso molecolare (massa molecolare) degli

elementi, il peso atomico (massa atomica) degli elementi e di assegnare ai vari composti chimici

un’esatta formula molecolare che esprime il numero degli atomi costituenti una determinata

molecola. Il lavoro di Cannizzaro rese giustizia all’ipotesi di Avogadro. Restò il problema della

definizione dei pesi atomici, specie dei metalli, che non formano facilmente composti gassosi. A

questo scopo venne usata la regola di Pierre Louis Dulong e Alexis Petit.

c ∙ A ≡ 6.4 -1 -1

Regola di Dulong – Petit: cal K mol

s

Il calore atomico (cioè il prodotto del calore specifico (c ) per il peso atomico A) è un valore

s

-1 -1 -1 -1

costante pari a circa 6.4 cal K mol o 26.8 J K mol . Dei metodi più moderni permettono di

determinare i pesi atomici e molecolari con grande precisione.

Equazioni chimiche. Relazione massa – energia.

La legge della conservazione della massa interpretata alla luce della teoria di Dalton come la legge

della conservazione degli atomi ha come importante conseguenza l’uso di indicare le reazioni

chimiche in modo sintetico con delle equazioni in cui il numero degli atomi rimane invariato nei

due membri dell’equazione. Il concetto di atomo che si conserva immutato nel susseguirsi delle

reazioni chimiche è alla base di tutta la chimica teorica e pratica. Un’equazione chimica indica solo

i rapporti quantitativi con cui reagiscono le sostanze di partenza e si formano i prodotti di reazione

ma non indica la resa della reazione (il rapporto tra le molecole che hanno reagito e quelle di

partenza), non fornisce indicazioni sull’energia messa in gioco nella reazione e non fornisce

informazioni sula velocità e sul meccanismo con cui questa avviene. Il meccanismo è l’insieme

degli stadi intermedi attraverso cui i reagenti devono passare per trasformarsi in prodotti e la cui

somma dà l’equazione stechiometrica. Tutti questi aspetti sono fondamentali per promuovere e

controllare un processo chimico. Attualmente si sa che la legge di Lavoisier non è rigorosa perché

in una reazione vi è sempre energia assorbita dal sistema di reazione per rompere i legami delle

molecole reagenti (energia in entrata) ed energia emessa in seguito alla formazione dei legami nelle

molecole prodotte (energia in uscita) e il bilancio è quasi mai perfettamente nullo. Quindi per la

legge enunciata da Albert Einstein anche la massa subisce una variazione.

2

∆m = E/c

Legge di Einstein:

∆m è la variazione di massa

E è l’energia in gioco 8 -1 -1

c (velocità della luce) = 2.997292 ∙ 10 m s = 300 000 km s

Attualmente si sa che l’atomo non è indivisibile e che le caratteristiche degli atomi dipendono dal

numero atomico.

Particelle fondamentali dell’atomo.

Nel 1834 gli studi condotti da Michael Faraday sui processi elettronici che avvengono in soluzioni

acquose di acidi, basi e Sali e permettono il passaggio di corrente con migrazione di ioni positivi al

catodo e migrazione di ioni negativi all’anodo, avevano già messo in evidenza una natura elettrica

degli atomi. Tuttavia solo gli studi successivi hanno permesso di scoprire la struttura intima degli

atomi. Gli atomi non sono particelle indivisibili ma sistemi di struttura complessa la cui conoscenza

viene considerata il punto di partenza indispensabile per una corretta interpretazione delle proprietà

della materia che dipendono dalle proprietà degli atomi costituenti. Gli atomi, supposti di forma

-10 -10

sferica, hanno un raggio d’ordine di 10 m (10 m = 1 Å) con un volume quasi completamente

vuoto in quanto la massa è concentrata nel nucleo. Il nucleo contiene numerose particelle nucleari

diverse legate tra loro attraverso interazioni estremamente forti. Le particelle più importanti del

nucleo sono i protoni e i neutroni indicati generalmente con il nome di nucleoni. I protoni sono

carichi positivamente mentre i neutroni non presentano una carica elettrica e hanno una massa

uguale a quella dei protoni. Lo spazio intorno al nucleo è occupato dagli elettroni, particella di

massa trascurabile ed inferiore rispetto a quella dei nucleoni ma con carica uguale a quella dei

-19

protoni ma di segno opposto. Il valore assoluto della carica dell’elettrone (1.6022 ∙ 10 C) viene

assunto come valore della carica elementare (quantità fondamentale di elettricità) cosicché qualsiasi

altra carica elettrica portata da un atomo o da un raggruppamento di atomi deve risultare un suo

multiplo. Nel complesso l’atomo risulta un sistema elettricamente neutro poiché il numero di

protoni è uguale a quello degli elettroni. Quando ad un atomo vengono sottratti uno o più elettroni si

forma uno ione carico positivamente detto catione mentre quando un atomo assume uno o più

elettroni si forma uno ione carico negativamente detto catione. I cationi e gli anioni possono essere

composti da raggruppamenti atomici. La massa del protone è approssimativamente uguale a quella

del neutrone ed è migliaia di volte più grande di quella dell’elettrone quindi si può affermare che la

massa di un atomo corrisponde alla massa del suo nucleo.

Numero atomico, numero di massa. Isotopi.

Il numero di protoni o degli elettroni caratterizza l’atomo e le sue proprietà. Questo viene chiamato

numero atomico ed è rappresentato con la lettera Z. il numero totale dei nucleoni viene detto

numero di massa e viene rappresentato con la lettera A.

A = Z + N N = A – Z

A = numero di massa

Z = numero atomico

N = numero di neutroni

Il numero atomico e il numero di massa caratterizzano i nuclei degli elementi e di qualsiasi

particella atomica e subatomica mediante la notazione generalizzata:

A X

Z

X = simbolo della particella

Gli elementi sono sostanze costituite da atomi chimicamente identici e con lo stesso numero

atomico (Z). Gli atomi di uno stesso elemento possono avere diverso numero di neutroni e sono

chiamati isotopi.

Definizione di isotopi: gli isotopi sono atomi di uno stesso elemento che differiscono per il numero

di massa.

Alcuni elementi stabili non presentano isotopi mentre vi sono numerosi isotopi instabili come quelli

radioattivi. Gli isotopi radioattivi sono atomi naturali o prodotti artificialmente i cui nuclei sono

instabili e in un tempo più o meno breve si trasformano in altri nuclei. L’idrogeno è l’unico

elemento i cui isotopi hanno nome e simbolo differenti e un numero di massa diverso e

caratteristiche fisiche molto differenti. Le quantità con cui gli isotopi sono presenti nella miscela

isotopica vengono espresse con l’abbondanza percentuale (numero di atomi di un determinato

isotopo su 100 atomi della miscela) o con l’abbondanza relativa (frazione con cui l’isotopo si

ritrova nella miscela di atomi o anche abbondanza percentuale /100). La composizione isotopica di

un elemento sul nostro pianeta si può considerare costante indipendentemente dal luogo di

provenienza.

Pesi atomici e unità di massa atomica.

Non potendo pensare singolarmente agli atomi si è pensato già dal XIX secolo di considerare come

peso atomico di un atomo un peso fissato arbitrariamente cioè il rapporto tra il peso dell’atomo

considerato e il peso di un atomo preso come riferimento. Il peso atomico di un atomo viene inteso

anche come rapporto tra la massa dell’atomo considerato e la massa dell’atomo di riferimento. Il

peso atomico è una massa atomica relativa. La scala dei pesi atomici è una scala variabile al variare

del valore assegnato alla massa dell’atomo di riferimento chiamata unità di massa atomica. Con la

scoperta degli isotopi nacque la scala fisica dei pesi atomici dettata dall’esigenza di riferirla alla

massa atomica di un singolo isotopo e quindi tale da risultare indipendente da una possibile

variazione della composizione isotopica dell’ossigeno. Essendo i chimici restii ad accettare questa

nuova scala nel 1961 in base ad un accordo internazionale si è assunta come unità di massa atomica

12

C

(u) una unità di massa uguale a 1712della massa dell’isotopo del carbonio. In questa nuova

6

scala il peso atomico del carbonio 12 viene così ad essere per definizione 12.

Peso atomico (massa atomica relativa) = massa dell’atomo considerato / massa dell’atomo di

riferimento 12

C

Unità di massa atomica (u) = 1/12 della massa dell’isotopo 6

12

C

Peso atomico dell’isotopo = 12

6

Peso atomico del protone = 1.007276

Peso atomico del neutrone = 1.008665

Peso atomico dell’elettrone = 0.000548

Poiché i pesi atomici dei nucleoni hanno valori vicini all’unità è evidente che il numero di massa di

un elemento (se presente con un isotopo) si può considerare il valore arrotondato del peso atomico

dell’elemento stesso. Il peso atomico di un elemento composto da miscele di isotopi rappresenta la

massa media della miscela isotopica naturale di quell’elemento. Tale peso atomico si colloca

mediante la relazione

Peso atomico di un elemento in una miscela isotopica = ∑ x ∙ m

i i

In cui x rappresenta l’abbondanza relativa (frazione con cui l’isotopo i-esimo si trova nella miscela)

m è la massa relativa del singolo isotop