Particelle e Numero Atomico (Z)

Particelle dell'Atomo

• L'atomo ha un nucleo centrale composto da protoni e neutroni.
• I protoni e i neutroni occupano uno spazio minimo rispetto al volume atomico totale.
• Gli elettroni occupano lo spazio vuoto attorno al nucleo, essendo molto leggeri.
• Il protone ha carica elettrica positiva (+); la massa è 1,67 * 10-27 kg che è 1836 volte più pesante dell'elettrone.
• Il neutrone non ha carica elettrica (neutro); la massa è leggermente maggiore di quella del protone (1839 volte quella dell'elettrone).
• L'elettrone ha carica elettrica negativa (-); la massa è 9,1 * 10-31 kg.

Numero Atomico (Z)

• Rappresenta l'identità di un elemento attraverso il numero di protoni nel nucleo.
• Un atomo con 1 protone è idrogeno, uno con 6 protoni è carbonio.
• Il numero atomico è indicato con la lettera Z.
• Il numero atomico corrisponde al numero di elettroni in un atomo neutro.
• Gli atomi neutri possono acquisire o perdere elettroni.
• Il numero di elettroni in una specie chimica può variare quando un atomo neutro perde o acquista elettroni, formando cationi (n+) o anioni (n-).

Numero di Massa (A)

• Gli atomi di uno stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni, ma possono avere un numero diverso di neutroni.
• Il numero di massa è la somma di protoni e neutroni nel nucleo di un atomo.
• Il numero di massa è indicato con la lettera A.
• Il numero di neutroni (n) si ottiene da A-Z.

Isotopi

• Elementi chimici sono caratterizzati da atomi con lo stesso numero atomico Z, ma diverso numero di massa A.
• Isotopi sono atomi dello stesso elemento con lo stesso numero atomico (stesso numero di protoni) ma massa differente (diverso numero di neutroni).
• Idrogeno e carbonio hanno 3 isotopi ognuno.

Abbondanza Isotopica

• Gran parte degli elementi esistenti in natura si presentano come miscele di isotopi.
• ¹²C è la forma isotopica più diffusa in natura.
• Gli isotopi di un elemento possono essere instabili e soggetti a decadimento radioattivo, ad esempio ¹⁴C.
• La presenza variabile di neutroni influenza la massa e le proprietà fisiche dell'atomo, ma non le sue proprietà chimiche.

Massa Atomica

• Gli elettroni hanno una massa circa 1836 volte inferiore a quella del protone.
• La massa di un atomo dipende principalmente dalla somma delle masse di protoni e neutroni nel nucleo.
• La massa atomica assoluta è un valore molto piccolo, difficile da misurare direttamente.
• L'unità di massa atomica (u) è stata introdotta per misurare la massa in modo relativo, confrontandola con un atomo di riferimento.
• L'isotopo carbonio-12 è l'atomo di riferimento dal 1961 per calcolare le masse atomiche relative.
• Unità di massa atomica (u): 1u = 1,661 * 10⁻²⁷ kg.
• L'unità di massa atomica (u) è definita come 1/12 della massa del carbonio-12.
• La massa atomica relativa (MA) è il rapporto tra la massa di un atomo e l'unità di massa atomica (u).

Massa Atomica Relativa (MA)

• La massa atomica relativa del ¹²C è pari a 12u.
• L'atomo di ossigeno ha MA = 16,00 perché la sua massa è sedici volte più grande della dodicesima parte della massa di un atomo di carbonio-12.
• La massa atomica in grammi si ottiene moltiplicando il valore di MA per il valore dell'unità di massa atomica.
• La massa atomica di un elemento è la media delle masse dei suoi isotopi, ponderata per la loro abbondanza relativa.
• Esempio: il cloro è una miscela di cloro-35 (75,53%) e cloro-37 (24,47%), la sua massa atomica media è 35,45.

Massa Molecolare (MM)

• La massa molecolare relativa (MM) è la somma delle masse atomiche relative degli atomi in una molecola.
• Per i composti ionici si utilizza il termine "peso formula" anziché massa molecolare.
• La massa molecolare dell'H₂O è 18.

La Mole

• Le sostanze sono composte da atomi, molecole e ioni troppo piccoli per essere manipolati singolarmente.
• La mole (mol) è l'unità di quantità di sostanza, contenente un numero di particelle pari al numero di atomi di carbonio in 12 g di carbonio-12.
• La mole consente di collegare il mondo microscopico al mondo macroscopico in chimica.
• La mole è l’unità di misura della quantità di sostanza, una delle sette grandezze fondamentali nella scienza.
• 1 atomo di ¹²C : 1,99 ∙ 10⁻²³ g = X atomi di ¹²C : 12 g. Di conseguenza in 12g di carbonio-12 ci sono: X= (12g ∙ 1 atomo di ¹²C )/1,99 ∙ 10⁻²³ g = 6,022 ∙ 10²³ atomi.
• 6,022 ∙ 10²³ è noto come il Numero di Avogadro (Nᴀ) e corrisponde al numero di particelle in una mole.
• Il Numero di Avogadro è una costante: Nparticelle = Nᴀ ∙ n.
• L'unità di misura del numero di Avogadro è mol⁻¹.
• La mole di atomi di ferro contiene 6,022∙1023 atomi di ferro e una mole di molecole di acqua contiene 6,022∙1023 molecole di acqua.
• Una mole (n) di sostanza ha una massa (m) in grammi pari alla massa molare (M).

La Massa Molare (M)

• Una mole di sostanza contiene sempre lo stesso numero di particelle.
• Quando n = 1, allora m = M, la massa molare.
• La massa molare (M) corrisponde numericamente alla massa atomica relativa (MM) espressa in g/mol.
• Determinare la massa molare significa pesare in una bilancia una quantità in grammi uguale alla massa molare di una sostanza.
• 12 g di ¹²C contengono 6,022 ∙ 10²³ atomi (M = 12 g/mol).
• 1 g di idrogeno contiene 6,022 ∙ 10²³ atomi (M = 1 g/mol).
• 16 g di ossigeno contengono 6,022 ∙ 10²³ atomi (M = 16 g/mol).
• La massa molare è la massa di una mole di particelle, ovvero 6,022 ∙ 10²³ particelle.

Calcolo della Massa Molare di un Composto

• La massa molare di un composto si calcola sommando le masse molari degli elementi, moltiplicate per i rispettivi indici nella formula.
• Esempio: H₂O ha M = (2 ∙ 1 g/mol) + (16 g/mol) = 18 g/mol.
• 18 g di acqua contengono 6,022 ∙ 10²³ molecole.
• Esempio: NH₃ ha M = (14 g/mol) + (3 ∙ 1 g/mol) = 17 g/mol.
• 17 g di ammoniaca contengono 6,022 ∙ 10²³ molecole.

Calcoli con le Moli

• Per calcolare le moli (n), si divide la massa del campione (m) per la massa molare (M): n = m/M.
• Per calcolare la massa (m), si moltiplica il numero di moli (n) per la massa molare (M): m = n ∙ M.
• Per convertire tra numero di particelle (Np) e moli (n) si usa il numero di Avogadro: Np = NA ∙ n

Gas e Volume Molare

• Una mole di atomi, molecole o ioni occupa un certo volume.
• Il volume occupato da una mole di gas è lo stesso indipendentemente dal tipo di gas, a parità di condizioni di temperatura e pressione.
• Avogadro ha studiato le sostanze gassose, scoprendo che volumi uguali di gas diversi contengono lo stesso numero di molecole nelle stesse condizioni.
• Il volume molare (Vm) è il volume occupato da una mole di sostanza allo stato aeriforme, misurato in L/mol.
• Il volume molare cambia variando temperatura e pressione.
• In condizioni standard (STP: 1 atm e 273,15 K), il volume molare (Vm) è 22,4 L.

Volume molare (VM)

• Se VM = 22,4 L/mol possiamo calcolare il numero di moli (n) dividendo il volume a STP (VSTP) per il volume molare (VM)
• Il volume a STP di n moli può essere calcolato come segue: VSTP(L) = n ∙ 22,4 L/mol

Formule Chimiche e Composizione Percentuale

• Formule molecolari (H₂O, H₂O₂, C₆H₁₂O₆) indicano la formula effettiva dei composti.
• La formula minima indica il rapporto di combinazione minimo tra gli atomi in una molecola.
• La formula minima dell’acqua è H2O.
• La formula minima dell'acqua ossigenata è HO.
• La formula minima del glucosio è CH2O.
• La formula minima dell'acqua coincide con la sua formula molecolare.
• H2O2 può essere espressa come 2x(HO).
• La formula molecolare del glucosio può essere espressa come 6x(CH2O)
• La formula molecolare è un multiplo della formula minima.
• La formula molecolare precisa il numero effettivo di atomi per elemento nella molecola.
• Composti diversi possono avere la stessa formula minima, ma diverse formule molecolari.
• I composti con formula minima CH₂O sono: formaldeide, acido acetico, acido lattico, eritrosio, ribosio, glucosio
• La formula minima non è sufficiente a determinare il tipo di sostanza.
• La composizione percentuale in massa degli elementi e la massa molecolare sono necessarie per definire in modo univoco la formula di un dato composto.
• In 100g di composto ci sono 53,3g di O, 40g di C e 6,67g di H. (Esempio).
• Dividendo numero delle moli si ottiene il rapporto. Esempio :CH2O (formula minima)..
• Calcolo della massa di una molecola dalla formula minima
• MM(CH2O) = MA(C) + 2 ∙ MA(H) + MA(O) = 12,01 + 2 ∙ 1,008 + 16,00 = 30,03
• Calcolo degli indici :
• formula minima per il valore ottenuto per ottenere la formula molecolare C6H12O6