Download
1 / 17
E N D
Finalità della chimica Studiare la composizione, la struttura, le caratteristiche e le modificazioni della materia o meglio dei vari tipi di materia, comunemente detti materiali. La chimica è la scienza della materia e dei cambiamenti che essa è in grado di subire. Quindi il mondo della chimica abbraccia tutto ciò che intorno a noi ha natura materiale.
LEGGI PONDERALI DELLA CHIMICA La legge della conservazione della massa(Antoine Lavoisier) La massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti. o In una reazione chimica nulla si crea, nulla si distrugge, tutto ciò che c'era prima si trova anche dopo che la reazione è avvenuta. La legge delle proporzioni definite(Joseph Proust) In un determinato composto trovato allo stato puro, gli elementi conservano sempre la stessa proporzione in massa. o Quando due o più elementi reagiscono, per formare un determinato composto, si combinano sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti. La legge delle proporzioni multiple(John Dalton) Quando due elementi si combinano in modi diversi per formare diversi composti, posta fissa la quantità di uno dei due elementi, la quantità dell'altro elemento necessaria a reagire per formare un diverso composto risulterà essere un multiplo o sottomultiplo di se stessa, in rapporti esprimibili con numeri piccoli ed interi.
Legge della conservazione della massa di Lavoisier La massa totale delle sostanze che prendono parte ad una reazione chimica rimane costante durante la reazione. Oppure In una trasformazione chimica la massa delle sostanze inizialmente presenti si trova inalterata durante la reazione
Reazioni chimiche viste alla luce della teoria atomica a) Reazione di combustione del mercurio Mercurio + Ossigeno = Ossido di Mercurio Hg + ½ O2 = HgO b) Reazione di combustione del propano Propano + Ossigeno = Anidride Carbonica + Acqua C3H8 + 5 O2 = 3 CO2 + 4 H2O
Schema di modello atomico r = 10-10 m o A (A = 10-10 m) Questo atomo è formato da: 1 NUCLEO carico positivamente Nel nucleo è concentrata la massa e vi sono protoni e neutroni (detti nucleoni). Gli elettroni carichi negativamente ruotano intorno al nucleo. La carica totale portata dagli elettroni compensa quella portata dal nucleo.
M A S S A C A R I C A U M A C U C E - 2 4 - 1 9 + 1 P R O T O N E 1 , 6 7 3 1 0 1 , 0 0 7 + 1 , 6 0 2 1 0 - 2 4 0 N E U T R O N E 1 , 6 7 5 1 0 1 , 0 0 9 0 - 2 8 - 1 9 - 1 E L E T T R O N E 9 , 1 1 1 0 0 , 0 0 0 5 - 1 , 6 0 2 1 0 LE PARTICELLE FONDAMENTALI DELL’ATOMO g
Carica e massa delle particelle fondamentali dell’atomo La carica in Coulomb dei protoni è numericamente identica a quella degli elettroni ma di segno opposto. Infatti, perché un atomo si dica neutro il numero degli elettroni deve essere = a quello dei protoni. La carica espressa in cariche elementari è: +1 per i protoni -1 per gli elettroni 0 per i neutroni
Numero atomico e Numero di massa Il numero atomico (Z) = numero di protoni che si trovano nel nucleo; Il numero di massa (A) = numero totale di protoni (Z) e neutroni (N) che si trovano nel nucleo. A = Z + N; N = A - Z AZX dove X è il simbolo della particella. Es. 126C
Isotopi Gli isotopi sono atomi con lo stesso numero atomico (Z) ma con diverso numero di massa (A) cioè hanno lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni. Es. isotopi dell’H 11H prozio 21H deuterio 31H trizio
Peso atomico Peso atomico = massa dell’atomo considerato / massa dell’atomo di riferimento Questo concetto è stato raggiunto per ovviare al problema della misurazione di unità così piccole come gli atomi! In definitiva non si tratta del peso effettivo di un atomo, ma del numero di volte che quell’atomo è contenuto in un atomo di riferimento. Cioè è adimensionale.
Unità di massa atomica Nel 1961 si convenne di assumere come u.m.a.1/12 della massa dell’isotopo 126C. Quindi il peso atomico dell’isotopo 126C nella scala dell’unità di massa atomica è = a 12 u.m.a.
Carica e massa delle principali particelle atomiche Il Protone è circa = a 1 u.ma. Il neutrone è circa = a 1 u.m.a. L’elettrone è circa = a 0 u.m.a. Questo ci porta a dire che il peso atomico di un atomo è molto vicino alla massa atomica!
Peso molecolare Peso molecolare = Somma dei pesi atomici di tutti gli atomi che costituiscono la molecola. Es. acqua di formula H2O Peso molecolare = 1 x 15,999 + 2 x 1,008 = 18,015 uma
Concetto di mole mole = quantità di sostanza che contiene tante particelle (atomi, molecole, ioni, elettroni ecc) quanti sono gli atomi (NA) contenuti in 12 g di 126C. NA(Numero di Avogadro) = 6,022 x 1023 particelle/mole In altre parole per mole intendiamo una quantità di sostanza che contiene un numero NA di particelle.
Determinazione della massa effettiva di un atomo o di una molecola a) Poiché in una massa molare M (g/mole) di una qualsiasi sostanza è contenuto un numero di Avogadro, NA, di atomi o di molecole per trovare la massa in g di un atomo o di una molecola, basta dividere la massa di una mole per il numero di Avogadro: M (g/mole) / NA(atomi o molecole/mole) = g/atomo o molecola Es. vogliamo calcolare la massa di un atomo di 126C 12 (g/mole) / 6,002 . 1023(atomi/mole) = 1,992 . 10-23 g/atomo di 126C
b) Un altro modo per determinare la massa effettiva di un atomo è di moltiplicare il suo peso atomico (uma) per la massa dell’unità uma (g). Nel caso volessimo farlo per una molecola dobbiamo moltiplicare il peso molecolare (uma) per la massa dell’unità uma (g). Sappiamo già che la massa in g dell’unità uma è 1/12 della massa assoluta di un atomo 126C, cioè: 1/12 (1,992 . 10-23 g = 1,66 . 10-24 g Ora, questo valore moltiplicato per il peso atomico (uma) ci dà la massa effettiva dell’atomo in g; mentre moltiplicato per il peso molecolare (uma) ci dà la massa effettiva della molecola in g. Peso atomico (uma) x 1,66 . 10-24(g) = massa effettiva dell’atomo (g) Peso molecolare (uma) x 1,66 . 10-24 (g) = massa effettiva della molecola (g)
Massa effettiva di un atomo di Na Il Na ha peso atomico = 22,98977 uma a) 22,98977 (g mol-1) / 6,022 . 10-23(g mol-1) = 3,8163 . 10-23 g b) 22,98977 (uma) . 1,66 . 10-24 g = 3,8163 . 10-23 g
