Lezione 2.
Atomi, Molecole e Ioni
2018
2
Teoria Atomica di Dalton (1808)
1. Gli elementi sono composti da particelle estremamente
piccole, gli atomi.
2. 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.
3. I composti sono costituiti da atomi di differenti elementi.
Gli atomi che li costituiscono sono sempre presenti in un
rapporto numerico definito.
4. 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
8 X2Y16 X 8 Y+
Legge di Conservazione della Massa
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
Carica dell’elettrone e- = -1.60 x 10-19 C
Rapporto carica/massa dell’elettrone = -1.76 x 108 C/g
Massa dell’elettrone = 9.10 x 10-28 g
Misura la massa di e-
1923 Premio Nobel per
la Fisica
Esperimento di Millikan
8
RadioattivitàI nuclei di molti isotopi che si trovano in natura
decadono spontaneamente emettendo particelle
alfa, beta o raggi gamma
9
Esperimento di Rutherford
10
1. La carica positiva è concentrata nel nucleo
2. I protoni (p) hanno carica opposta (+) a quella degli elettroni (-)
3. La massa di p è 1840 volte la massa di un e- (1.67 x 10-24 g)
velocità particelle ~ 1.4 x 107 m/s
(~5% velocità della luce )
(1908 Premio Nobel per la Chimica)
Esperimento di Rutherford
raggio atomico ~ 100 pm = 1 x 10-10 m
raggio nucleare ~ 5 x 10-3 pm = 5 x 10-15 m
Modello dell’atomo di Rutherford
Tutta la massa di un atomo è concentrata
nel suo centro occupando un volume molto
piccolo
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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
+ 9Be 1n + 12C + energy
neutron (n) is neutral (charge = 0)
n mass ~ p mass = 1.67 x 10-24 g
NO
13
massa p ≈ massa n ≈ 1840 x massa e-
Proprietà delle particelle subatomiche
14
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
XAZ
H11 H (D)
21 H (T)
31
U23592 U238
92
Numero di Massa
Numero AtomicoSimbolo dell’elemento
Numero Atomico, Numero di Massa e Isotopi
15
Gli Isotopi dell’ Idrogeno
idrogeno deuterio trizio
16
6 protoni, 8 (14 - 6) neutroni, 6 elettroni
6 protoni, 5 (11 - 6) neutroni, 6 elettroni
Quanti protoni, neutroni, ed elettroni ci sono nel C14
6 ?
Quanti protoni, neutroni, ed elettroni ci sono nel C11
6 ?
esempi
17
La Tavola Periodica degli Elementi
Periodo
Gru
ppo
Meta
llialc
alin
i
Ga
s n
ob
ili
Alo
geni
Meta
llialc
alin
ote
rrosi
18
Abbondanza naturale degli elementi chimiciNella crosta terrestre
Nel corpo umano
19
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
H2, N2, O2, Br2, HCl, CO
Una molecola poliatomica è costituita da più di due
atomi O3, H2O, NH3, CH4
diatomic elements
20
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.
Quando un atomo neutro acquista uno o più
elettroni diventa un anione.
Na11 protoni
11 elettroni Na+ 11 protoni
10 elettroni
Cl17 protoni
17 elettroni Cl-17 protoni
18 elettroni
21
Uno ione monoatomico contiene solo un atomo
Uno ione poliatomico contiene più di un atomo
Na+, Cl-, Ca2+, O2-, Al3+, N3-
OH-, CN-, NH4+, NO3
-
22
Gli Ioni più comuni e loro posizione
nella Tavola Periodica
23
13 protoni, 10 elettroni (13 – 3)
34 protoni, 36 (34 + 2) elettroni
Quanti protoni ed elettroni sono presenti Al2713
3+
Quanti protoni ed elettroni sono presenti Se7834
2-
esempi
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
H2OH2O
molecolare empirica
C6H12O6 CH2O
O3 O
N2H4 NH2
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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
The most reactive metals (green) and the most reactive
nonmetals (blue) combine to form ionic compounds.
NO
28
Formula dei Composti Ionici
Al2O3
2 x +3 = +6 3 x -2 = -6
Al3+ O2-
CaBr2
1 x +2 = +2 2 x -1 = -2
Ca2+ Br-
Na2CO3
1 x +2 = +2 1 x -2 = -2
Na+ CO32-
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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
3232
Acido Anione
HClO4 (acido perclorico) ClO4– (perclorato)
HClO3 (acido clorico) ClO3– (clorato)
HClO2 (acido cloroso) ClO2– (clorito)
HClO (acido ipocloroso) ClO– (ipoclorito)
Ossiacidi e relativi anioni che
contengono atomi di cloro
3333
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
3434
Gli Idrati sono composti che contengono un
certo numero di molecole d’acqua.
BaCl2•2H2O
LiCl•H2O
MgSO4•7H2O
Sr(NO3)2 •4H2O
Cloruro di bario diidrato
Cloruro di litio monoidrato
Solfato di magnesio eptaidrato
Nitrato di stronzio tetraidrato
CuSO4•5H2O CuSO4
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
esempi