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Atomi, Molecole e Ioni Lezione 2
2017
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2
Teoria Atomica 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 (diverso mumero di protoni)
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.
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Teoria Atomica di Dalton
Legge delle proporzioni multiple
Monossido di carbonio
Anidride carbonica
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4
8 X2Y 16 X 8 Y +
Legge di Conservazione della Massa
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5
J.J. Thomson, misura il rapporto massa/carica dell’elettrone e- (1906 Premio Nobel per la Fisica)
Tubo a Raggi Catodici
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6
Tubo a Raggi Catodici
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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
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Radioattività I nuclei di molti elementi che si trovano in natura decadono spontaneamente emettendo particelle alfa, beta o raggi gamma
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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)
α velocità particelle ~ 1.4 x 107 m/s (~5% velocità della luce )
(1908 Premio Nobel per la Chimica)
Esperimento di Rutherford
Conclusioni
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10
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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11
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
α + 9Be 1n + 12C + energy
neutron (n) is neutral (charge = 0)
n mass ~ p mass = 1.67 x 10-24 g
Pagina vuota
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massa p ≈ massa n ≈ 1840 x massa e-
Proprietà delle particelle subatomiche
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Numero Atomico (Z) = numero di protoni nel nucleo (definisce l’elemento)
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
X A Z
H 1 1 H (D) 2
1 H (T) 3 1
U 235 92 U 238
92
Numero di Massa Numero Atomico Simbolo dell’elemento
Numero Atomico, Numero di Massa e Isotopi
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Gli Isotopi dell’ Idrogeno
Idrogeno deuterio trizio
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6 protoni, 8 neutroni, 6 elettroni
6 protoni, 5 neutroni, 6 elettroni
Quanti protoni, neutroni, ed elettroni ci sono nel C 14
6 ?
Quanti protoni, neutroni, ed elettroni ci sono nel C 11
6 ?
(14 - 6)
(11 - 6)
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La Tavola Periodica
Periodo G
ruppo
Metalli alcalini
Gas nobili
Alogeni
Metalli alcalino terrosi
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Abbondanza naturale degli elementi chimici Nella crosta terrestre
Nel corpo umano
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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
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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.
Na 11 protoni 11 elettroni Na+ 11 protoni
10 elettroni
Cl 17 protoni 17 elettroni Cl-
17 protoni 18 elettroni
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20
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
-
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Gli Ioni più comuni e loro posizione nella Tavola Periodica
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13 protoni, 10 elettroni
34 protoni, 36 elettroni
Quanti protoni ed elettroni sono presenti Al 27 13
3+
Quanti protoni ed elettroni sono presenti Se 78 34
2-
(13 – 3)
(34 + 2)
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Formule e Rappresentazione delle Molecole
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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 H2O 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
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The most reactive metals (green) and the most reactive nonmetals (blue) combine to form ionic compounds.
Pagina vuota
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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-
bilanciamento delle cariche
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Un acido può definirsi come una sostanza che libera ioni (H+) quando viene disciolta in acqua.
Per esempio: HCl gas e HCl in acqua Fase gassosa
In acqua, (H3O+ e Cl−)
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30
Un ossiacido è un acido che contiene idrogeno, ossigeno e un non-metallo
HNO3 Acido nitrico
H2CO3 Acido carbonico
H3PO4 Acido fosforico
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31 31
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
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Mappa dei compos, inorganici