Chimica

1. Chimica di Pietro Gemmellaro

2. La struttura dell’atomo L’atomo è il mattone della chimica. Esso è costituito da una parte centrale – chiamata nucleo, carico positivamente – e da una periferica (orbitali), dove vi sono particelle sub-atomiche chiamate “elettroni”, cariche negativamente. Le particelle sub-atomiche che costituiscono il nucleosono i “nucleoni”, chiamate “protoni” e “neutroni”.

3. Particella Simbolo Carica assoluta (C) Carica relativa Massa (Kg) Massa (u.m.e.) Massa (u.m.a.) Elettrone e- – 1,602 * 10-19 – 1 9,11 * 10-31 1 0,00055 Protone p + 1,602 * 10-19 + 1 1,67 * 10-27 ~ 1840 1 Neutrone n 0 0 1,67 * 10-27 ~ 1840 1

4. Un atomo… Anzi due!

5. La quasi totalità della massa di un atomo è concentrata nel nucleo, e le masse del protone e del neutrone sono quasi uguali tra loro (come riferimento si prende il 12C). Si definisce “numero atomico” e si indica con Z il numero di protoni (oppure di elettroni in un sistema neutro) contenuti in un atomo. Il numero atomico rappresenta la “carta di identità” di ogni elemento, in quanto lo individua univocamente (come vedremo è il criterio di classificazione di tutti gli elementi chimici nella tavola periodica). Si definisce “numero di massa” e si indica con A la somma del numero di protoni e del numero di neutroni (cioè il numero di nucleoni) contenuti in un atomo.

6. Di conseguenza se indichiamo con X un generico elemento chimico avremo: Conosciuto il numero di massa A e il numero atomico Z, il numero di neutroni si può ricavare dalla seguente equazione: A = Z + N  N = A – Z

7. La massa atomica, meglio conosciuta come peso atomico (differenza tra massa e peso!), come già detto, dipende fondamentalmente dai protoni e dai neutroni. Dato che la massa delle due particelle è unitaria (e quasi uguale tra loro), il peso atomico di un elemento è dato dalla somma del numero di protoni e del numero di neutroni (cioè il numero di nucleoni) contenuti in un atomo. Come si deduce il peso atomico è strettamente correlato con il numero di massa A. Ad esempio l’atomo di carbonio è costituito da 6 protoni, 6 neutroni e 6 elettroni, e il peso atomico – espresso in u.m.a. – è 12 u.m.a. (o Dalton).

8. 2003, AB, NAZ, 13 Una specie atomica che contiene 19 protoni, 20 neutroni e 19 elettroni ha numero di massa pari a: A) 19 B) 20 C) 39 D) 58 2004, AB, NAZ, 04 Il numero di massa di un atomo, avente numero atomico uguale a 13, è 27, perciò i neutroni contenuti nel suo nucleo sono: A) 20 B) 13 C) 8 D) 14

9. ISOTOPI(= stessa posizione, ma dove???)

10. Dato che l’identità chimica di un elemento è determinata dal numero atomico (n. di protoni oppure di elettroni in un atomo neutro), il numero di neutroni potrebbe “variare” senza che nessuno se ne accorgesse. In realtà un isotopo è un atomo di uno stesso elemento che possiede lo stesso numero atomico (cioè lo stesso numero di elettroni e di protoni), ma differente numero di massa (cioè diverso numero di neutroni). Come si riconosce un isotopo da un altro?

11. Gli isotopi (a parte una eccezione) NON hanno nomi propri né simboli propri e di conseguenza per essere identificati si deve esplicitare A (meglio se si scrive pure Z): L’unica eccezione è rappresentata dagli isotopi dell’idrogeno: o H, protio o D, deuterio o T, tritio

12. Di cui abbiamo una diapositiva… Dunque… Un elemento è costituito da atomi aventi tutti ugual numero atomico (cioè ugual numero di protoni), e quindi è una miscela di isotopi! Cosa è un “nuclide”?

13. 2000, C, REG, 18 + 2001, Altro, CeCh, 20 Il magnesio (massa atomica: A = 24,305 u) è un elemento formato da tre isotopi: 24Mg (A = 23,98 u), 25Mg (A = 24,98 u), 26Mg (A = 25,98 u). Sapendo che la percentuale dell’isotopo 25Mg è il 10%, la percentuale di 24Mg è: A) 33 % B) 79 % C) 25 % D) 45 %

14. Ai fini chimici, il nucleo atomico è statico, mentre gli elettroni sono dinamici. A questo punto sorge spontanea una domanda: come sono distribuiti gli elettroni all’interno dell’atomo? Essi si trovano negli orbitali, dove per orbitale si intende quella regione dello spazio intorno al nucleo dove è probabile (e quindi non certo!) trovare l’elettrone. L’orbitale non si deve confondere con l’orbita! L’orbita rappresenta una traiettoria e fa parte della fisica classica.

15. Numeri Quantici Per rispondere in modo completo alla domanda precedente dobbiamo prima conoscere i numeri quantici. I numeri quantici si possono considerare come le “coordinate elettroniche e orbitaliche” all’interno dell’atomo. Essi sono quattro e sono:

16. Numero quantico Simbolo Grandezza (informazione) Valori numerici Principale n Energia (e dimensione) degli orbitali n = 1, 2, 3, …, +∞ Secondario (azimutale o angolare) l Forma degli orbitali (tipologia degli orbitali) l= 0, … (n - 1) l = 0 s l = 1 p l = 2 d l = 3 f Magnetico m Orientamento degli orbitali nello spazio (e numero) m = - l, ..., 0, ..., + l Spin s “senso” di rotazione dell’ elettrone intorno al proprio asse s = - ½ o + ½

17. 2 elettroni 6 elettroni 10 elettroni 14 elettroni

18. Ogni orbitale contiene al massimo due elettroni con spin opposto o anti-parallelo (principio di esclusione di Pauli). Perché è importante conoscere la configurazione elettronica? Perché dalla configurazione si possono avere informazioni importanti, ad esempio il numero di elettroni nel livello più esterno. Ai fini della reattività chimica prenderemo in considerazione solo gli elettroni più esterni, chiamati “elettroni di valenza”. In natura tutto tende alla massima stabilità (minima energia); in chimica la maggior parte degli elementi tende ad avere otto elettroni nel livello più esterno (elettroni di valenza).

19. 2001, AB, NAZ, 10 Indicare la frase che completa in modo corretto la seguente espressione: “Gli orbitali caratterizzati dai numeri quantici n = 3 e l = 1”: A) hanno la stessa energia ovvero sono degeneri B) non hanno la stessa energia e non sono degeneri C) hanno simmetria sferica D) possono formare solo legami di tipo pi-greco

20. 2007, C, REG, 01 Ogni elettrone è individuato da 4 numeri quantici: n, l, ml, ms i cui valori sono legati tra loro. Indicare quale tra i seguenti NON è una combinazione valida: A) 3, 3, 2, ½ B) 4, 2, -1, ½ C) 2, 0, 0, -½ D) 3, 2, 2, ½

21. Prima di fare qualche esempio alla lavagna, ricordiamo che:il numero di sottolivelli per ogni livello energetico è pari al valore numerico del livello stesso:1°  1 (s)2° 2 (s, p)3°  3 (s, p, d)4° 4 (s, p, d, f) Gli elettroni prima tendono ad occupare tutti orbitali a loro disposizione e successivamente si accoppiano con spin opposto o antiparallelo (regola di Hund). Il numero totale di elettroni contenuto in ogni livello energetico è pari a 2 n2, dove n è il numero quantico principale.

22. Perché un atomo perde o acquista (o mette in comune) elettroni?Per avere maggiore stabilità (ottetto)… Molecola: insieme di 2 o più atomi, dotata di esistenza propria, e che conserva le caratteristiche chimiche. Ione: atomo (o molecola) elettricamente carico. Quando un atomo (neutro) perde uno o più elettroni, si carica positivamente formando un catione (+); Quando un atomo (neutro) acquista uno o più elettroni, si carica negativamente formando un anione (-).

23. Alcuni ioni hanno nomi propri, come ad esempio: H+ idrogenione (o ione idrogeno o protone). H3O+ idronio (o idrossonio). OH- ossidrilione (o ione ossidrile o idrossido). NH4+ ammonio. H- idruro. O2- ossido.

24. Se tenete la foto del vostro “amore” sulla scrivania… non dico di sostituirla, ma almeno di affiancare la Tavola Periodica!

25. Simboli chimici!!!