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

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 x10^-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

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:

• 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:

⁶³ ₂₉Cu

• n° protoni = 29
• n° elettroni = 29
• n° neutroni = 63-29 = 34

Stabilità dei Nucledi

Al interno della fascia rossa sono presenti nucléidi stabili perciò chiamata FASCIA di STABILITÀ

Al di fuori di questa fascia i nuclèidi 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 + 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 + 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 Xkè 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

^{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

considere 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 misurabilemediante esperimento di massa, risulta inferiore alla sommadelle masse dei nucleoni componenti.

Esempio

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

Il ₁H ha massa sperimentale = 2.01300 u.m.a., mentrela somma di un neutrone e un protone è di =

• 1.00867 uma + 1.00728 uma = 2.01595 uma

Possiamo notare che 2.01300 ≠ 2.01595Quindic'è differenza tra la massa sperimentale e la somma delle masse dei nucleoni

Def.

La differenza tra la massa ottenuta attraverso la sommadelle masse dei nucleoni componenti il nucleo e ilvalore sperimentale effettivo della massa nucleareè 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