Il documento spiega le differenze tra elementi, composti e sostanze pure, chiarendo che le sostanze pure non possono essere separate fisicamente e che i composti sono formati da molecole di atomi combinati. Viene introdotto il concetto di atomo e il numero atomico, evidenziando che ogni elemento ha un numero di protoni specifico che ne determina le proprietà. Inoltre, si discute la tavola periodica degli elementi, la massa atomica e le formule chimiche, fornendo esempi pratici per il calcolo delle masse molecolari.

1. 1
Prof. Vittoria Patti
MOLECOLE -2
elementi e composti

2. materia
miscugli sostanze pure
composti elementi
2

3. Le sostanze pure
Una sostanza pura
è una materia in cui non è possibile
separare componenti diversi
usando semplici metodi fisici
(quelli sfruttati dai metodi di separazione che abbiamo studiato
nella presentazione sui miscugli:
filtrazione, distillazione,cromatografia, ecc.)
3

4. Le sostanze pure
Se, usando reazioni chimiche
ed elevata energia,
riesco a separare
componenti diversi
che le compongono,
si tratta di un composto,
a sua volta fatto di due o più elementi combinati
insieme.
4

5. I composti e le molecole
Un composto è fatto di
molecole tutte uguali fra loro.
5

6. Icomposti e le molecole
Le molecole sono aggregazioni stabili
di atomi di elementi diversi
che sono combinati fra loro
in proporzioni fisse.
6

7. I composti e le molecole
Una molecola è formata
da due o più atomi,
uguali (negli elementi)
o diversi fra loro (nei composti).
7

8. Le sostanze pure
Se invece in una sostanza pura
non è possibile in alcun modo
separare componenti diversi,
si ha a che fare con una sostanza
fatta di atomi tutti uguali:
si tratta di un elemento.
8

9. Gli elementi
Gli elementi sono sostanze pure
fatte di atomi tutti uguali,
che solitamente si legano fra loro
formando molecole.
9

10. Gli elementi
In natura esistono
un centinaio di
elementi diversi.
10
H2
idrogeno
Cl2
cloro
O2
ossigeno
N2
azoto

11. 11

12. 12
cesio
gasnobili
carbonio
bromo
zolfo
oro

13. I simboli degli elementi
Ogni elemento ha un nome e un simbolo
(la prima o le prime 2 lettere del suo nome in latino).
Nei simboli, la prima lettera è sempre maiuscola; la
seconda, se c’è, è sempre minuscola.
Esempi:
⚫ Fe (ferro),
⚫ Na (sodio),
⚫ Mn (manganese)
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14. I simboli degli elementi
Leggendo un simbolo di un elemento,
si devono pronunciare le due lettere
staccate.
Ad esempio: il simbolo dell’elemento ferro è Fe,
e si legge “effe-e” e non “fe”.
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15. I simboli degli elementi
Tutti gli elementi
coi loro simboli e tutte le loro principali caratteristiche
sono raccolti in una speciale tabella,
detta tavola periodica degli elementi
(ci torniamo fra poco)
15

16. Gli atomi
16
Un atomo è la più piccola parte
di ogni elemento,
che ne conserva le caratteristiche chimiche.

17. Gli atomi
17
Un “cluster” di 30000 atomi
di argento visto al
microscopio elettronico
Gli atomi NON
sono visibili
direttamente
(con le tecniche
oggi disponibili)...
sono troppo
piccoli!

18. Gli atomi
18
La struttura
schematica di un
atomo di elio.
Nel disegno non
sono rispettate le
proporzioni delle
varie parti.

19. Le particelle subatomiche
massa carica posizione
PROTONI unitaria positiva nucleo
NEUTRONI unitaria nulla nucleo
ELETTRONI trascurabile negativa
“guscio” esterno =
nube elettronica

20. La struttura di un atomo
20

21. La struttura di un atomo
21
In proporzione,
se il nucleo fosse grande
come una mela,
gli elettroni
si muoverebbero attorno
ad una distanza
pari a circa un chilometro!

22. Il numero atomico Z
Il numero atomico Z
(dal tedesco Zahl = numero)
corrisponde al
numero di protoni
contenuti nel nucleo
di un atomo.
22

23. Il numero atomico Z
In un atomo “normale”, elettricamente neutro,
il numero atomico (cioè il numero dei protoni)
è uguale al numero di elettroni,
perché le cariche positive devono essere controbilanciate
da un numero uguale di cariche negative;
in caso contrario l'atomo è detto ione.
Uno ione, infatti, è un atomo che
ha acquistato o perduto elettroni
(rispetto alla situazione di partenza,
che prevede tanti elettroni quanti protoni)
23

24. Il numero atomico Z
Si usa scrivere il numero atomico Z come pedice
sinistro del simbolo dell'elemento chimico in
questione:
per esempio:
6
C, poiché il carbonio ha sei protoni.
24

25. Il numero atomico Z
Ad ogni numero atomico
corrisponde un diverso elemento chimico!
Il numero di protoni
è la “carta d’identità” di un elemento:
da esso dipendono
tutte le sue proprietà fisiche e chimiche!
25

26. Quanto “pesa” un atomo?
Se lo misurassimo in grammi,
l’atomo di H avrebbe una massa di 1,6 x10-24
g,
cioè di 0,000000000000000000000016 g.
E’ evidente che, avendo a che fare
con atomi e molecole,
il grammo è un’unità di misura
un po’ troppo scomoda da usare!
26

27. Quanto “pesa” un atomo?
Serve quindi una nuova unità di misura più pratica…
...ed ecco come si è arrivati alla
u.m.a. = unità di massa atomica.
27

28. Quanto “pesa” un atomo?
Per convenzione, si è scelto di assegnare
un valore arbitrario (12)
alla massa di un atomo di carbonio,
e si confrontano con questa massa
le masse degli altri atomi.
Un’ unità di massa atomica (u.m.a.) è pari a
1/12 della massa di un atomo di carbonio.
28

29. L’unità di massa atomica
Ad esempio, dire che l’elio (He) ha massa atomica di 4
u.m.a. significa che la massa di un atomo di He è 1/12
della massa di un atomo di Carbonio, moltiplicata
quattro volte.
29

30. L’unità di massa atomica
Perché proprio il numero 12?
Beh, perché la forma più diffusa dell’atomo di carbonio
ha 6 protoni e 6 neutroni.
Inoltre sappiamo che un protone e un neutrone
hanno una massa molto simile.
Quindi...
30

31. L’unità di massa atomica
1 u.m.a. corrisponde all’incirca alla massa di un
protone o di un neutrone.
31
Questo fatto rende molto facile
calcolare approssimativamente la
massa atomica relativa dell’atomo
di un certo elemento: basta
sommare il numero dei suoi
protoni e dei suoi neutroni.

32. Massa atomica
relativa e assoluta
La massa atomica di ciascun elemento,
espressa in u.m.a.,
viene chiamata massa atomica relativa,
o talvolta – più impropriamente –
peso atomico.
32

33. Massa atomica
relativa e assoluta
Per conoscere la massa assoluta di un atomo
(ad esempio del sodio), cioè la sua massa
espressa in g, basta moltiplicare la sua
massa atomica relativa (23) per il peso
(espresso in g) di 1 u.m.a.:
23 u.m.a. x 1,6 x 10-24
g = 3,68 x 10-23
g =
0,00000000000000000000368 g.
(quando si dice essere precisi!....)
33
sodio

34. Massa molecolare
La massa di una molecola (massa
molecolare) è data dalla somma delle
masse di tutti gli atomi che costituiscono
la molecola.
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35. Massa molecolare
Generalmente si esprime in unità di massa
atomica (u.m.a.) e viene quindi chiamata massa
molecolare relativa.
Se la si esprime in grammi, viene chiamata
invece massa molecolare assoluta.
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36. Ricorda!
36
⦿ Massa atomica (o molecolare) assoluta →
massa di un atomo (o di una molecola)
espressa in grammi
⦿ Massa atomica (o molecolare) relativa →
massa di un atomo (o di una molecola)
espressa in u.m.a.

37. Come si calcola la massa molecolare
Facciamo un esempio: calcoliamo
la massa molecolare dell’acido solforico,
la cui formula è H2
SO4.
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38. Facciamo un esempio: calcoliamo
la massa molecolare dell’acido solforico,
la cui formula è H2
SO4.
La molecola dell’acido solforico quindi è formata da:
• 2 atomi di idrogeno
(massa di un atomo di idrogeno = 1 u.m.a.)
• 1 atomo di zolfo
(massa di un atomo di zolfo = 32 u.m.a.)
• 4 atomi di ossigeno
(massa di un atomo di ossigeno =16 u.m.a.)
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Come si calcola la massa molecolare

39. Facciamo un esempio: calcoliamo
la massa molecolare dell’acido solforico,
la cui formula è H2
SO4.
La molecola dell’acido solforico quindi è formata da:
• 2 atomi di idrogeno
(massa di un atomo di idrogeno = 1 u.m.a.)
• 1 atomo di zolfo
(massa di un atomo di zolfo = 32 u.m.a.)
• 4 atomi di ossigeno
(massa di un atomo di ossigeno =16 u.m.a.)
Quindi la sua massa molecolare si calcola così:
2x1 + 1x32 + 4x16 = 98 u.m.a.
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Come si calcola la massa molecolare

40. Gli isotopi
40
Come abbiamo visto, tutti gli atomi che contengono
lo stesso numero di protoni
appartengono allo stesso elemento.
Ma lo stesso elemento può presentare atomi con
diverso numero di neutroni.
Atomi con diverso numero di neutroni,
ma stesso numero di protoni,
si chiamano isotopi.

41. Gli isotopi
41

42. La tavola periodica degli elementi
42

43. 43
Nella Tavola
periodica, la
posizione
occupata da
ogni elemento
non è casuale.
GRUPPI

44. 44
GRUPPI
Le colonne della
Tavola si
chiamano
gruppi.
Gli elementi
che fanno parte di
uno stesso gruppo
hanno un
comportamento
chimico simile.

45. 45
PERIODI
Lungo i periodi, che corrispondono alle
righe della Tavola, le caratteristiche
degli elementi cambiano gradualmente.

46. 46
Ogni casella
della Tavola
contiene
molte
informazioni.

47. 47
Ogni casella
della Tavola
contiene
molte
informazioni.
Nome
dell’elemento
Numero atomico “Z”
= n° di protoni
presenti nel nucleo
Simbolo
dell’elemento
Massa atomica
= somma del n° di
protoni e di neutroni
presenti nel nucleo

48. 48
Altre versioni della Tavola forniscono anche altre
informazioni, come ad esempio:
● il raggio atomico (cioè quanto è grande l’atomo di
quell’elemento),
● la sua elettronegatività (cioè la sua tendenza ad
attirare elettroni),
● lo stato solido, liquido o gassoso a T ambiente,
● le temperature di fusione ed ebollizione...
… ed altro ancora.

49. 49
Altre versioni della Tavola forniscono anche altre
informazioni, come ad esempio:
● il raggio atomico (cioè quanto è grande l’atomo di
quell’elemento),
● la sua elettronegatività (cioè la sua tendenza ad
attirare elettroni),
● lo stato solido, liquido o gassoso a T ambiente,
● le temperature di fusione ed ebollizione...
… ed altro ancora.
Prova a consultare
questa pagina web per
fartene un’idea:
https://goo.gl/2RsVi2

50. 50
metalli
● solidi, lucenti, duttili e malleabili
● conduttori di calore e elettricità
● la conducibilità elettrica diminuisce
con la temperatura
non-metalli
● non lucenti
● cattivi conduttori di
calore
● isolanti (non
conducono elettricità)
● i solidi si rompono
facilmente
semi-metalli
● proprietà intermedie fra metalli e
non-metalli
● la conducibilità elettrica aumenta
con la temperatura

51. 51
i gas nobili non si combinano
con nessun altro atomo, e neanche fra loro!
Formano infatti molecole mono-atomiche.
nella prossima
presentazione,
MOLECOLE-3,
scopriremo perché
sono così
schizzinosi!

52. Le formule chimiche
Usando simboli degli elementi e numeri,
è possibile scrivere una formula chimica,
che è una sintetica rappresentazione
di quali elementi fanno parte
della molecola di un composto,
e in quali esatte proporzioni.
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53. Le formule chimiche
Accanto ad ogni simbolo degli elementi,
in basso a destra, si scrive l’indice,
che è il numero di atomi
di quell’elemento
che fanno parte della molecola.
Se c’è un solo atomo, non si mette il numero.
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54. Le formule chimiche
Qualche esempio:
H2
O → formula dell’acqua:
2 atomi di idrogeno, 1 di ossigeno.
H2
SO4
→ formula dell’acido solforico:
2 atomi di idrogeno, 1 di zolfo, 4 di ossigeno.
NaCl → formula del cloruro di sodio
(sale comune): 1 atomo di sodio, 1 di cloro.
CO2
→ formula del diossido di carbonio:
1 atomo di carbonio, 2 di ossigeno.
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