Lezione 2. Atomi, Molecole e Ioni

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1 Lezione 2. Atomi, Molecole e Ioni
2018 Lezione 2. Atomi, Molecole e Ioni

2 Teoria Atomica di Dalton (1808)
1. Gli elementi sono composti da particelle estremamente piccole, gli atomi. Tutti gli atomi di un certo elemento sono identici. Hanno la stessa dimensione, massa e proprietà chimiche. Gli atomi di un elemento differiscono da quelli degli altri elementi. I composti sono costituiti da atomi di differenti elementi. Gli atomi che li costituiscono sono sempre presenti in un rapporto numerico definito. Una reazione chimica comporta una differente associazione/combinazione di atomi, non la loro creazione o distruzione.

3 Teoria Atomica di Dalton
Legge delle proporzioni multiple

4 Legge di Conservazione della Massa
16 X 8 Y + 8 X2Y

5 Tubo a Raggi Catodici J.J. Thomson, misura il rapporto massa/carica dell’elettrone e- (1906 Premio Nobel per la Fisica)

6 Tubo a Raggi Catodici

7 Esperimento di Millikan
Misura la massa di e- 1923 Premio Nobel per la Fisica Carica dell’elettrone e- = x C Rapporto carica/massa dell’elettrone = x 108 C/g Massa dell’elettrone = 9.10 x g

8 Radioattività I nuclei di molti isotopi che si trovano in natura
decadono spontaneamente emettendo particelle alfa, beta o raggi gamma

9 Modello di Thomson

10 (1908 Premio Nobel per la Chimica)
Esperimento di Rutherford (1908 Premio Nobel per la Chimica) velocità particelle ~ 1.4 x 107 m/s (~5% velocità della luce ) La carica positiva è concentrata nel nucleo I protoni (p) hanno carica opposta (+) a quella degli elettroni (-) La massa di p è 1840 volte la massa di un e- (1.67 x g)

11 Modello dell’atomo di Rutherford
Tutta la massa di un atomo è concentrata nel suo centro occupando un volume molto piccolo raggio atomico ~ 100 pm = 1 x m raggio nucleare ~ 5 x 10-3 pm = 5 x m

12 Chadwick’s Experiment (1932) (1935 Noble Prize in Physics)
H atoms - 1 p; He atoms - 2 p mass He/mass H should = 2 measured mass He/mass H = 4 a + 9Be 1n + 12C + energy neutron (n) is neutral (charge = 0) n mass ~ p mass = 1.67 x g

13 massa p ≈ massa n ≈ 1840 x massa e-
Proprietà delle particelle subatomiche massa p ≈ massa n ≈ 1840 x massa e-

14 Numero Atomico, Numero di Massa e Isotopi
Numero Atomico (Z) = numero di protoni nel nucleo Numero di Massa (A) = numero di protoni + numero di neutroni = numero atomico (Z) + numero di neutroni Isotopi sono atomi di uno stesso elemento (X) aventi un differente numero di neutroni nei loro nuclei Numero di Massa X A Z Simbolo dell’elemento Numero Atomico H 1 H (D) 2 H (T) 3 U 235 92 238

15 Gli Isotopi dell’ Idrogeno
idrogeno deuterio trizio

16 Quanti protoni, neutroni, ed elettroni ci sono nel C ?
esempi Quanti protoni, neutroni, ed elettroni ci sono nel C 14 6 ? 6 protoni, 8 (14 - 6) neutroni, 6 elettroni Quanti protoni, neutroni, ed elettroni ci sono nel C 11 6 ? 6 protoni, 5 (11 - 6) neutroni, 6 elettroni

17 La Tavola Periodica Metalli alcalino terrosi Metalli alcalini
Gas nobili Alogeni Metalli alcalini Gruppo Periodo

18 Abbondanza naturale degli elementi chimici
Nella crosta terrestre Nel corpo umano

19 Una molecola biatomica è costituita da due atomi
Una molecola è un aggregato di due o più atomi uniti fra loro da legami chimici H2 H2O NH3 CH4 Una molecola biatomica è costituita da due atomi diatomic elements H2, N2, O2, Br2, HCl, CO Una molecola poliatomica è costituita da più di due atomi O3, H2O, NH3, CH4

20 Quando un atomo neutro perde uno o più elettroni diventa un catione.
Uno ione è un atomo, o un gruppo di atomi, che possiede una carica netta positiva, o negativa. Quando un atomo neutro perde uno o più elettroni diventa un catione. Na 11 protoni 11 elettroni Na+ 11 protoni 10 elettroni Quando un atomo neutro acquista uno o più elettroni diventa un anione. Cl- 17 protoni 18 elettroni Cl 17 protoni 17 elettroni

21 Uno ione monoatomico contiene solo un atomo
Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3- Uno ione poliatomico contiene più di un atomo OH-, CN-, NH4+, NO3-

22 Gli Ioni più comuni e loro posizione nella Tavola Periodica

23 Quanti protoni ed elettroni sono presenti Al
esempi Quanti protoni ed elettroni sono presenti Al 27 13 3+ 13 protoni, 10 elettroni (13 – 3) Quanti protoni ed elettroni sono presenti Se 78 34 2- 34 protoni, 36 (34 + 2) elettroni

24 Formule e Rappresentazione delle Molecole

25 La formula molecolare indica il numero dei differenti atomi presenti in una molecola
La formula empirica è la più semplice formula chimica che si può scrivere per un composto H2O molecolare empirica H2O C6H12O6 CH2O O3 O N2H4 NH2

26 Il composto ionico NaCl
I composti ionici sono formati da cationi ed anioni La formula è la medesima della formula empirica La somma delle cariche dovute ai cationi è pari a quella dovuta agli anioni Il composto ionico NaCl

27 NO The most reactive metals (green) and the most reactive nonmetals (blue) combine to form ionic compounds.

28 Formula dei Composti Ionici
2 x +3 = +6 3 x -2 = -6 Al2O3 Al3+ O2- 1 x +2 = +2 2 x -1 = -2 CaBr2 Ca2+ Br- 1 x +2 = +2 1 x -2 = -2 Na2CO3 Na+ CO32-

29 Per esempio: HCl gassoso e HCl in acqua
Un acido può essere definito come una sostanza che libera ioni (H+) quando viene disciolta in acqua. Per esempio: HCl gassoso e HCl in acqua Fase gassosa (molecola di HCl) In acqua, (H3O+ e Cl−) (ioni idronio e cloruro)

30 Idracidi

31 Un ossoacido è un acido che contiene idrogeno, ossigeno e un non-metallo
HNO3 Acido nitrico H2CO3 Acido carbonico H3PO4 Acido fosforico

32 Ossiacidi e relativi anioni che contengono atomi di cloro
Acido Anione HClO4 (acido perclorico) ClO4– (perclorato) HClO3 (acido clorico) ClO3– (clorato) HClO2 (acido cloroso) ClO2– (clorito) HClO (acido ipocloroso) ClO– (ipoclorito) 32

33 Una base è una sostanza che disciolta in acqua libera
ioni idrossido (OH-). NaOH Idrossido di sodio KOH Idrossido di potassio Ba(OH)2 Idrossido di bario 33

34 Cloruro di bario diidrato
Gli Idrati sono composti che contengono un certo numero di molecole d’acqua. BaCl2•2H2O Cloruro di bario diidrato LiCl•H2O Cloruro di litio monoidrato MgSO4•7H2O Solfato di magnesio eptaidrato Sr(NO3)2 •4H2O Nitrato di stronzio tetraidrato CuSO4•5H2O CuSO4 34

35 Nomenclatura composti inorganici
Sono due i principali sistemi di nomenclatura: - IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), più razionale mette in evidenza i vari atomi di ciascun composto TRADIZIONALE che mette in evidenza la distinzione tra metalli e non metalli

36 esempi

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