STECHIOMETRIA PARTE 1
Aprile 5, 2023NOZIONI DI BASE
ELEMENTI ATOMI E IONI
OGNI SOSTANZA CHE NON PUO’ ESSERE SCISSA IN SOSTANZE PIU’ SEMPLICI ED E’ COSTITUITA DA PARTICELLE TUTTE DELLA STESSA SPECIE PRENDE IL NOME DI ELEMENTO CHIMICO.
OGNI ELEMENTO E’ RAPPRESENTATO DA UN SIMBOLO OPPURE INDICANDO LA STRUTTURA ATOMICA.
I SIMBOLI DEGLI ELEMENTI SONO FORMATI IN GENERALE DALLE PRIME DUE LETTERE CHE COSTITUISCONO IL NOME ( PER QUALCUNO DEGLI ELEMENTI IL NOME DERIVA DAL NOME LATINO).
SE LE PRIME DUE LETTERE SONO UGUALI PER DUE (O PIU’) ELEMENTI ALLORA IL SIMBOLO E’ COSTITUITO DALLA PRIMA E DALLA TERZA LETTERA DEL NOME (es MAGNESIO Mg E MANGANESE Mn ).
OGNI ELEMENTO E’ COSTITUITO DA PARTICELLE CHE NEL LORO INSIEME FORMANO UN ATOMO DI ELEMENTO E CIOE’:
PROTONI (dove risiede quasi tutta la massa)CON CARICA +1
NEUTRONI (che hanno una massa uguale a quella dei protoni) CARICA ZERO
ELETTTRONI (che si muovono intorno al nucleo e preferiscono zone che chiamiamo orbitali)
UNO STESSO ATOMO CHE ABBIA ANCHE NEUTRONI VIENE CHIAMATO ISOTOPO DI QUELL’ ATOMO AD es
H (IDROGENO) POSSIEDE 1 PROTONE ED 1 ELETTRONE
D (DEUTERIO) POSSIEDE 1 PROTONE ED 1 ELETTRONE MA ANCHE 1 NEUTRONE
T (TRITIO) POSSIEDE 1 PROTONE ED 1 ELETTRONE MA ANCHE 2 NEUTRONI
DEUTERIO E TRITIO SONO CHIAMATI ISOTOPI DELL’IDROGENO. ESSI DAL PUNTO DI VISTA CHIMICO SI COMPORTANO COME L’IDROGENO (D INFATTI FORMA L’ACQUA PESANTE D2O) E DIFFERISCONO TRA LORO PER LA DIVERSA MASSA E QUINDI DIFFERISCONO DAL PUNTO DI VISTA FISICO.
IL NUMERO DI PROTONI (CHE IN UN ATOMO ELETTRICAMENTE NEUTRO E’ UGUALE AL NUMERO DI ELETTRONI) VIENE CHIAMATO NUMERO ATOMICO E CONVENZIONALMENTE SI INDICA CON LA LETTERA Z POSTA IN BASSO A SINISTRA DEL SIMBOLO es.
zA
IL NUMERO DI PROTONI + IL NUMERO DI NEUTRONI E’ CHIAMATO NUMERO DI MASSA (IN QUANTO RAPPRESENTA LA MASSA DELL’ATOMO) E SI INDICA IN ALTO A SINISTRA DEL SIMBOLO es
16O 17O 18O
E’ FACILE CALCOLARE IL NUMERO DI NEUTRONI DI UN ATOMO : BASTA CONOSCERE IL NUMERO DI ELETTRONI (QUINDI DI PROTONI).
NEL CASO DELL’ OSSIGENO SAPPIAMO CHE Z = 8 QUINDI POSSIEDE 8 ELETTRONI (ED 8 PROTONI ESSENDO UN ATOMO NEUTRO) QUINDI
16O SIGNIFICA CHE HA MASSA 16 (PROTONI + NEUTRONI) QUINDI IL NUMERO DI NEUTRONI E’ 8 (INFATTI POSSIEDE 8 PROTONI ED 8 NEUTRONI)
17O SIGNIFICA CHE HA MASSA 17 (PROTONI + NEUTRONI) QUINDI IL NUMERO DI NEUTRONI E’ 9 (INFATTI POSSIEDE 8 PROTONI E 9 NEUTRONI)
18O SIGNIFICA CHE HA MASSA 18 (PROTONI + NEUTRONI) QUINDI IL NUMERO DI NEUTRONI E’ 10 (INFATTI POSSIEDE 8 PROTONI E 10 NEUTRONI)
TUTTI E TRE SONO ISOTOPI DELL’OSSIGENO ED IN NATURA ESSO E’ COSTITUITO DAI TRE ISOTOPI CON LA SEGUENTE %
16O 99,759%
17O 0,0374 %
18O 0,2039%
ALTRI ELEMENTI SONO COSTITUITI DA ISOTOPI PER ESEMPIO
35Cl nucelo con 17 protoni e 18 neutroni abbondanza 75,77%
37Cl nucelo con 17 protoni e 20 neutroni abbondanza 24,23 %
79Br nucelo con 35 protoni e 44 neutroni abbondanza 50,54%
81Br nucelo con 35 protoni e 46 neutroni abbondanza 49,46%
l’osmio con n.a. 76 è costituito da 7 isotopi con numero di massa compreso tra 184 e 192 e lo stagno con n.a. 50 possiede 10 isotopi con numero di massa compreso tra 112 e 124 .
sodio, fluoro e bismuto sono invece costituiti da un solo isotopo stabile
Facciammo qualche esempio
calcoliamo quanti protoni e neutroni vi sono nel catione potassio K+
(Z=19, A=39)
soluzione
protoni = Z=19
neutroni 39-19=20
elettroni: essendo un catione significa che vi è un elettrone in meno rispetto all’atomo neutro quindi gli elettroni sono 19-1 = 18
NOTA IMPORTANTE!
QUANDO DEVI CALCOLARE IL NUMERO DI NEUTRONI DI UN CATIONE O UN ANIONE, NON DEVI TENERE CONTO DEGLI ELETTRONI MA SOLO DEI PROTONI. uN ANIONE HA ELETTRONI IN PIU’ RISPETTO ALL’ATOMO NEUTRO ED UN CATIONE HA ELETTRONI IN MENO, MA IL NUMERO DI PROTONI NON CAMBIA!!!
MASSA DEGLI ATOMI
La massa di un atomo è compresa tra 10-22 e 10-24 g e come sipuò osservare è molto difficile misurare il peso reale di un atomo. La soluzione al problema è semplice. Infatti si considera un atomo di riferimento cioè il carbonio C cui si attribuisce un peso di 12 unità di massa atomica (perchè costituito da 12 protoni cui si attribuisce ARBITRARIAMENTE il peso di 1 u.m.). Questo non è quindi il peso reale di un atomo ma solo un riferimento cui si devonono riferIre i pesi degli altri atomi. (Una unità di massa atomica corrisponde a 1,66057 x 10 -27 Kg ed è detta anche Dalton e si indica con u)
Ad esempio l’idrogeno ha peso atomico relativo a quello del carbonio pari ad 1 u cioè pesa 1/12 del peso del carbonio.
Il p.a. dello iodio che ha n.a.53 ha massa atomica 126,90447 u cioè pesa 126,90447 volte 1/12 dell’atomo di 12C.
Per essere più chiari immagina di dover pesare lo iodio con una bilancia.Immagina di porre su uno dei piatti lo iodio e sull’altro, per raggiungere l’equilibrio occorre mettere TANTI ATOMI DI C SINO A RAGGIUNGERE IL PESO DI 126,90447 G per bilanciare.
C’è però un piccolo problema: abbiamo detto che l’idrogeno pesa 1 u cioè 1/12 del C (cioè ci vogliono 12 atomi di idrogeno che pesano 1g sino a raggiungere il peso di un atomo di C che pesa 12 g) ma se guardiamo la tavola di mendeleev vediamo che il peso di un atomo di H è invece 1,008 perchè? Il motivo è che in natura l’idrogeno ha 3 isotopi ognuno con una percentuale di cui occorre tener conto ed il risultato è il valore medio dei pesi ottenuti.
Facciamo l’esempio del cromo.
esistono 4 isotopi del Cr
50Cr che pesa 49,9461 u 4,353 % in natura
52 Cr che pesa 51,9405 u 81,764% in natura
53Cr che pesa 52,9407 u 9,509 % in natura
54Cr che pesa 53,9389 u 2,375 % in natura
pertanto occorre considerare il contributo di ogni isotopo al peso del cromo
49,9461 x 4,353 per 50Cr
51,9405 u 81,764 per 52 Cr
52,9407 x 9,509 per 53 Cr
53,9389 x 2,375 per 54Cr
il risultato finale è il valore medio di questi prodotti cioè 52.00 u che è il valore presente nella tavola periodica.
