Autore: Vittorio Maceratesi

LA COSTANTE D’EQUILIBRIO

La costante d’equilibrio (K_c) è una grandezza che permette di determinare la quantità di reagenti e prodotti una volta raggiunta la condizione di equilibrio chimico.

Il suo valore si ottiene facendo il rapporto tra il prodotto delle concentrazioni molari dei prodotti, ciascun elevato al proprio coefficiente stechiometrico, rispetto al prodotto delle concentrazioni molari dei reagenti, ciascun elevato al proprio coefficiente stechiometrico, all’equilibrio.

Espressione dell’azione di massa

In una reazione reversibile, il raggiungimento della condizione di equilibrio prevede che la velocità della reazione diretta sia uguale a quella della reazione inversa.

Si consideri la seguente reazione:

aA + bB ⇄ rR + sS

A, B, R, S sono le specie chimiche coinvolte nella reazione.

a, b, r, s sono i coefficienti stechiometrici della reazione.

Al raggiungimento dell’equilibrio, il rapporto tra la quantità dei prodotti e quella dei reagenti può essere riportato secondo una formula chiamata espressione dell’azione di massa.

$\mathbf{K_{c}=\frac{[R]^{r}\times [S]^{s}}{[A]^{a}\times [B]^{b}}}$

K_c = costante di equilibrio. Il pedice c indica che l’espressione dell’azione di massa fa utilizzo della concentrazioni molari.

Il valore della costante di equilibrio dipende solo dalla temperatura.

Se K_c>> 1 la reazione va a completamento. L’equilibrio è spostato verso i prodotti e, una volta raggiunto, la quantità di reagente rimasto è trascurabile.

Se K_c= 1 all’equilibrio le concentrazioni di reagenti e prodotti sono molto simili tra loro.

Se K_c<< 1 l’equilibrio è spostato verso i reagenti e, una volta raggiunto, la quantità di prodotti presenti è esigua.

IMPORTANTE! Nell’espressione dell’azione di massa i prodotti della reazione sono sempre posti al numeratore mentre i reagenti al denominatore.

Reazioni in fase gassosa

Nel caso tutti i reagenti e prodotti si trovino in fase gassosa, l’espressione dell’azione di massa può essere formulata sia considerando le concentrazioni molari che le pressioni parziali.

Si consideri la reazione di formazione dell’Acido Iodidrico gassoso (HI) a partire dalle molecole di Idrogeno e Iodio:

H_2(g) + I_2(g) ⇄ 2HI_(g)

Come visto in precedenza, K_c può essere scritto:

$\mathbf{K_{c}=\frac{[HI]^{2}}{[H_{2}]\times [I_{2}] }}$

Invece K_p utilizza i rapporti tra le pressioni parziali dei prodotti e reagenti, ciascuno elevato al proprio coefficiente stechiometrico:

$\mathbf{K_{p}=\frac{P_{HI}^{2}}{P_{H_{2}}\times P_{I_{2}}}}$

Per la legge dei gas ideali:

$\mathbf{P=\frac{nRT}{V}= \frac{n}{V}\times RT = CRT}$

A questo punto è possibile riscrivere K_p secondo la seguente espressione:

$\mathbf{K_{p}= \frac{[HI]^{2}RT^{2}}{[H_{2}]RT\times [I_{2}]RT }= \frac{[HI]^{2}}{[H_{2}]\times [I_{2}]}\times RT^{2-1-1}=K_{c}\times RT^{2-1-1}=K_{c}}$

Per reazioni che avvengono senza variazione del numero di moli, K_p è uguale a K_c_.

Per una generica reazione:

aA + bB ⇄ rR + sS

$\mathbf{K_{p}= K_{c}\times (RT)^{(r+s)-(a+b)}}$

Reazioni omogenee ed eterogenee

Con reazioni omogenee s’intendono quelle reazioni in cui i reagenti e prodotti si trovano nella stessa fase. La sintesi dell’Acido Iodidrico in cui sia reagenti che prodotti si trovano in fase gassosa, rappresenta un valido esempio di reazione omogenea. Quando in una reazione le specie chimiche si trovano in fasi diversi allora si parla di reazione eterogenea.

Si consideri la reazione di decomposizione termica del bicarbonato di sodio:

2NaHCO_3(s)⇄ Na₂CO_3(s)+ H₂O_(g) + CO_2(g)

Secondo quanto visto finora, la legge di equilibrio può essere scritta come:

$\mathbf{K^{'}= \frac{[Na_{2}CO_{3 (s)}]\times [CO_{2 (g)}]\times [H_{2}O_{(g)}]}{[NaHCO_{3 (s)}]^2}}$

Nella reazione si denota la presenza di due fasi: solida per il carbonato di sodio (Na₂CO₃) e il bicarbonato di sodio (NaHCO₃), gassosa per acqua e anidride carbonica.

I pedici dentro le parentesi rotonde sono utilizzati per indicare la fase in cui si trovano le specie chimiche coinvolte. Le specie solide possono essere considerate come dei solidi puri, la cui concentrazione rimane costante nel corso di tutta la reazione.

L’espressione dell’azione di massa può essere riscritta come:

K’·[NaHCO_3(s)]²·[Na₂CO_3(s)] = [CO_2(g)]·[H₂O_(g)] = K_c

Nelle formule per esprimere la legge d’equilibrio si considera solo la concentrazione di specie gassose o di soluti disciolti nel solvente. Liquidi e solidi puri, indicati con i pedici l e s dentro parentesi rotonde, hanno concentrazioni che non variano nel corso della reazione e che non vengono inglobati nella formula.

Pertanto, per la reazione di decomposizione del bicarbonato di sodio:

K_c =[CO_2(g)]·[H₂O_(g)]

Come faccio a capire se la reazione ha raggiunto l’equilibrio?

Se conosco la concentrazione dei reagenti e dei prodotti in uno specifico momento è sufficiente calcolare il quoziente di reazione Q e confrontarlo con il valore di K_c

aA + bB ⇄ rR + sS

$\mathbf{Q=\frac{[R]^{r}\times [S]^{s}}{[A]^{a}\times [B]^{b}}}$

Q < K_c allora saranno presenti più reagenti e meno prodotti rispetto a quelli che vi sarebbero all’equilibrio. Pertanto, la reazione è spontanea in senso diretto.

Q > K_c allora saranno presenti meno reagenti e più prodotti rispetto a quelli che vi sarebbero all’equilibrio. Pertanto, la reazione è spontanea in senso inverso.

Q = K_c in questo caso il sistema è all’equilibrio.

CONCETTI CHIAVE:

Le reazioni reversibili giungono sempre a un equilibrio che può essere descritto dall’espressione dell’azione di massa.
Per reazioni in fase gassosa possono essere utilizzate le pressioni parziali delle specie coinvolte nella reazione.
Per una generica reazione aA + bB ⇄ rR + sS la relazione tra K_p e K_c è la seguente: K_p = K_c (RT)^(r+s)-(a+b)
Per reazioni eterogenee, nell’espressione dell’azione di massa non compaiono le specie solide e liquide.
Per capire se una reazione ha raggiunto l’equilibrio occorre calcolare il quoziente di reazione e confrontarlo con il valore della costante d’equilibrio.

ESERCIZIO SVOLTO:

Si consideri la seguente reazione bilanciata:

PCl_3(g) + Cl_2(g) ⇄ PCl_5(g)

La costante d’equilibrio per questa reazione è K_c è 0,180.

Sapendo che [PCl₃] = 0,200 M; [Cl₂] = 0,350 M; [PCl₅] = 0,050 M, prevedere in quale direzione la reazione è spontanea.

Il quoziente di reazione Q può essere calcolato in accordo con la seguente formula:

$\mathbf{Q= \frac{[PCl_{5 (g)}]}{[PCl_{3 (g)}]\times{[Cl_{2 (g)}]}}= \frac{0,050}{0,200\times{0,350}}=0,714}$

Dal momento che Q>K_c la reazione è spontanea nella direzione inversa.

ISOTOPI

Due elementi chimici, con lo stesso numero atomico (Z), ma un differente numero di massa (A), prendono il nome di ISOTOPI.

Vediamo un esempio:

$\mathbf{_{6}^{12}\textrm{C}}$ → Chiamato anche Carbonio-12, è costituito da 6 protoni, 6 neutroni, 6 elettroni;

$\mathbf{_{6}^{13}\textrm{C}}$ → Chiamato anche Carbonio-13, è costituito da 6 protoni, 7 neutroni, 6 elettroni;

$\mathbf{_{6}^{14}\textrm{C}}$ → Chiamato anche Carbonio-14, è costituito da 6 protoni, 8 neutroni, 6 elettroni.

Le tre specie nucleari hanno lo stesso numero di protoni e di elettroni, ma differiscono per il numero di neutroni.

Due elementi chimici, con lo stesso numero atomico (Z), ma un differente numero di massa (A), prendono il nome di ISOTOPI. Gli isotopi hanno lo stesso numero di protoni ed elettroni ma differiscono per il numero di neutroni.

Ciascun elemento della Tavola Periodica è presente sotto forma di diversi isotopi. Il Carbonio è presente come miscela di Carbonio-12, Carbonio-13 e Carbonio-14.

L’isotopo-12 è si trova in una percentuale pari al 98,89%, l’isotopo-13 in percentuale pari all’1,11% mentre l’isotopo-14 è presente solo in piccolissime tracce.

Se fossimo bravi a isolare 1000 atomi di carbonio scopriremmo che 988 sono Carbonio-12, 11 sono Carbonio-13 e, se fossimo molto fortunati, troveremmo un solo Carbonio-14.

I tre isotopi dell’Idrogeno prendono il nome di Prozio (¹H), Deuterio (²H), Trizio (³H). Il Prozio rappresenta l’isotopo più abbondante (99,985%), il Deuterio è presente allo 0,015% e si trova nella cosiddetta acqua pesante. Il Trizio è presente in natura in quantità trascurabili.

Figura 1 – Miscela di isotopi che costituiscono gli elementi chimici carbonio e idrogeno

CONCETTI CHIAVE:

Due elementi chimici con lo stesso numero atomico ma diversi numeri di massa si definiscono ISOTOPI.
Due isotopi differiscono per il numero di neutroni.
Un elemento della tavola periodica è costituito da diversi isotopi che hanno differente abbondanza in natura.

ESERCIZIO SVOLTO:

Dati i seguenti numeri atomici e numeri di massa Z=8 e A=16, quale elemento tra quelli sottoelencati può considerarsi isotopo?

a) Un elemento neutro con 10 elettroni e 10 neutroni;

b) Un elemento neutro con 10 neutroni e 9 protoni;

c) Un elemento neutro con 10 neutroni e 8 elettroni;

d) Un elemento con 8 elettroni e 9 protoni;

Prendiamo in considerazione ciascuna delle opzioni:

a) L’elemento è elettricamente neutro. Questo implica che il numero di elettroni coincida con il numero di protoni. Pertanto, l’elemento è costituito da 10 protoni, 10 neutroni e 10 elettroni. Z=10, pertanto non è questo l’isotopo ricercato.

b) Il numero di protoni è uguale a 9. Z=9 pertanto, non è questo l’isotopo ricercato.

c) L’elemento è elettricamente neutro. Questo implica che il numero di elettroni coincida con il numero di protoni. Pertanto, l’elemento è costituito da 8 protoni, 10 neutroni e 8 elettroni. Z=8 pertanto questo è l’isotopo ricercato.

d) L’elemento chimico ha un numero di elettroni inferiore di un’unità rispetto al numero di protoni. Pertanto, si tratterà di un catione con una singola carica positiva. Il numero di protoni è tuttavia differente rispetto all’elemento in esame. Dalle informazioni presenti nel punto d non è possibile ricavare il numero di neutroni.

PETROLIO IN MARE

Perché quando ci sono sversamenti di petrolio in mare si vedono immagini catastrofiche come quella riportata sotto?

La risposta è legata alla scarsa solubilità in acqua del petrolio. Sebbene abbia una composizione variabile, il petrolio è costituito per la gran parte da idrocarburi con una densità compresa tra 0,8 e 0,95 g/cm³.

Le forze d’interazione tra le molecole di idrocarburo sono prevalentemente deboli forze di London. Come visto nel capitolo sulle soluzioni, queste deboli forze d’interazioni li rendono poco miscibili all’acqua, le cui molecole interagiscono invece attraverso legami a idrogeno.

Il principio che vale è il simile scioglie il simile. Il petrolio, costituito da molecole apolari non si scioglie nell’acqua, le cui molecole sono invece polari.

In queste due fasi ben separate, il petrolio, avente densità inferiore, galleggia al di sopra dell’acqua (principio di galleggiamento).

STAPPIAMO!!!!

Cosa succede quando apriamo una bottiglietta d’acqua frizzante come quella del video sotto?

La risposta va ricercata nella legge di Henry

L’acqua frizzante è acqua potabile a cui è stata addizionata anidride carbonica. La legge di Henry afferma che esiste un equilibrio tra la CO₂ presente nel collo della bottiglia in fase aeriforme e quella disciolta nell’acqua (Figura 1).

Figura 1 – Bottiglietta d’acqua frizzante con rappresentazione dell’equilibrio dell’anidride carbonica tra la fase liquida e quella aeriforme

Quando la bottiglietta viene mantenuta chiusa, una certa quantità di CO₂ lascia il liquido e si va a posizionare nello spazio di testa dove è presente dell’aria. Questo processo continuerà fintanto che non si raggiunge un equilibrio tra l’anidride carbonica nel collo della bottiglia e quella disciolta nell’acqua. La pressione al di sopra della superficie del liquido è superiore rispetto a quella atmosferica e questo favorisce la solubilizzazione dell’anidride carbonica. Ricordiamo che la legge di Henry ci mostra come la solubilizzazione di un gas sia favorita a pressioni maggiori.

Non appena apriamo il tappo si assiste a un repentino abbassamento della pressione che ha come conseguenza il fenomeno dell’effervescenza, ovvero il rapido sviluppo nel liquido di piccole bollicine gassose che risalgono verso l’alto.

Se richiudiamo il tappo assisteremo al ripetersi dell’intero processo con l’anidride carbonica rimasta disciolta nell’acqua che riandrà a occupare lo spazio di testo fino al raggiungimento di un nuovo equilibrio. Questa volta, in virtù di una minore quantità di anidride carbonica rimasta, la pressione sul collo della bottiglia sarà minore e alla successiva stappatura l’effervescenza sarà meno evidente.

I cicli successivi d’effervescenza diventeranno via via meno intensi, sfavoriti anche dall’abbassamento del livello del liquido (nel caso bevessimo l’acqua) che aumenterà lo spazio di testa, riducendo la pressione esercitata dal gas al di sopra della superficie libera.

L’EBOLLIZIONE

Perché l’acqua bolle proprio a 100°C?

La risposta va ricercata nel significato del termine ebollizione. Un liquido bolle quando la sua tensione di vapore uguaglia la pressione esterna. Il fenomeno dell’ebollizione non va confuso con quello dell’evaporazione. Infatti, l’ebollizione riguarda tutta la massa di liquido mentre l’evaporazione coinvolge solo lo strato superficiale.

Immaginiamo di mettere una pentola con dell’acqua sul fornello. Nelle prime fasi di riscaldamento del liquido, si iniziano a formare sul fondo e sulle pareti della pentola delle bollicine di gas. Queste non sono costituite da vapore acqueo ma da gas disciolti come azoto, ossigeno e anidride carbonica. In virtù della legge di Henry, questi gas, al crescere della temperatura, diventano meno solubili nel liquido. Man mano che la temperatura sale si inizia ad assistere, sulla zona superficiale, a marcati fenomeni di evaporazione, mentre sul fondo (nella zona più calda) alla formazione di vere e proprie bolle di vapore, aventi minore densità rispetto al liquido, che proveranno a risalire verso l’alto. La loro pressione interna non è ancora sufficientemente elevata da permettere loro il raggiungimento della superficie e pertanto imploderanno per effetto della pressione del liquido circostante. All’interno della pentola si verrà creare un gradiente di temperatura:

– La parte superficiale sarà quella a più bassa temperatura per la continua evaporazione che assorbirà calore dal liquido sottostante.

– Il fondo sarà quello a più caldo a diretto contatto con la fiamma del fornello.

Al raggiungimento del punto di ebollizione le bolle prenderanno forma su tutta la massa di liquido e avranno una pressione sufficiente a raggiungere la superficie del liquido e allontanarsi per rilasciare il vapore nell’aria. 100°C (373,15K) è la temperatura in cui il valore di tensione o pressione di vapore dell’acqua raggiunge 1 atm.

L’acqua bolle sempre a 100°C?

Si può facilmente intuire come all’aumentare dell’altitudine vi sia una costante diminuzione della pressione atmosferica e pertanto anche un abbassamento della temperatura di ebollizione. In linea approssimativa, si può considerare come un abbassamento di 1°C ogni 300 m di altitudine dal livello del mare. Al contrario l’utilizzo della pentola a pressione porterà con sé un drastico aumento di questa temperatura. Un altro piccolo espediente per innalzare la temperatura di ebollizione è quello di aggiungere un po’ di sale. Tuttavia, sappiate che per alzare di 1°C la temperatura di 1 litro d’acqua occorrono ben 58 g di sale. Una quantità notevolmente superiore rispetto a quella che si utilizza di solito per preparare la pasta.

CONDENSAZIONE O LIQUEFAZIONE?

Lo sapete qual è la differenza tra la CONDENSAZIONE e la LIQUEFAZIONE?

Apparentemente nessuna, dal momento che in entrambi i casi si tratta di una trasformazione di stato della materia dalla fase aeriforme alla fase liquida. Nella realtà qualche differenza esiste. E nello specifico nel modo con cui questa trasformazione di stato è condotta.

Il processo di CONDENSAZIONE riguarda il passaggio di stato di un VAPORE dallo stato aeriforme allo stato liquido. Tale processo può essere condotto in tre modalità:

a) RAFFREDDAMENTO condotto a pressione costante;

b) AUMENTO DELLA PRESSIONE a temperatura costante;

c) Effetto sinergico di un AUMENTO DI PRESSIONE e DIMINUZIONE DELLA TEMPERATURA.

Il processo di LIQUEFAZIONE riguarda il passaggio di stato di un GAS dallo stato aeriforme allo stato liquido. Tale processo può essere condotto in una sola modalità:

a) INIZIALE RAFFREDDAMENTO DEL GAS al di sotto della TEMPERATURA CRITICA e successivo AUMENTO DI PRESSIONE.

Per comprendere questi processi occorre indagare con più attenzione la differenza che vi è tra un GAS e un VAPORE.

Tutte le sostanze che si trovano in fase aeriforme hanno una temperatura caratteristica al di sopra della quale il vapore diventa un gas. Quando la sostanza aeriforme si trova al di sotto di questa temperatura critica può essere definita come VAPORE ed è possibile CONDENSARLA a temperatura costante per il solo effetto della PRESSIONE.

Quando la sostanza aeriforme si trova al di sopra di questa temperatura critica può essere definita come GAS e non è possibile CONDENSARLA a temperatura costante per il solo effetto della PRESSIONE. Occorre dapprima raffreddarla al di sotto della sua temperatura critica (e renderla pertanto un VAPORE) e successivamente comprimerla fino a ottenere la fase liquida.

Al di sopra di questa temperatura critica qualunque pressione venga esercitata sulla sostanza aeriforme non è possibile condensarla.

Sostanza	Temp. Critica (°C)	Temp. Critica (K)
Acqua	373,9	647,1
Alluminio	7577	7850
Argon	−122,4	150,8
Azoto	-146,95	126,2
Bromo	310,8	584
Cloro	143,8	417
CO₂	30,95	304,1
Elio	−267,96	5,19
Ferro	8227	8500
Fluoro	−128,85	144,3
Idrogeno	−239,95	33,2

Tabella 1 – Temperature critiche di alcune sostanze espresse in gradi Celsius e gradi Kelvin

Come riportato in Tabella 1, l’azoto ha una temperatura critica inferiore rispetto alla temperatura ambiente. Occorrerà dapprima raffreddarlo al di sotto della sua temperatura critica (-146,95°C) e successivamente applicare una pressione esterna fino a ottenere la completa liquefazione.

IONI MONOATOMICI

Uno ione è un atomo o un gruppo di atomi dotati di carica elettrica. Se la carica è positiva si parla di CATIONI, se negativa si parla invece di ANIONI.

Un ulteriore classificazione può essere fatta in:

Ione monoatomico quando costituito da un singolo atomo. Esempi sono Na⁺, Fe³⁺, Ca²⁺, Cl^–, S^2-.
Ione poliatomico quando costituito da più atomi. Esempi sono NH₄⁺, VO²⁺, CO₃^2-, SO₄^2-, PO₄^3-.

CATIONI

Si prenda in considerazione il seguente ione monoatomico:

La carica positiva +1, riportata come apice in alto a destra, sta a indicare che il numero di protoni è maggiore di 1 unità rispetto al numero di elettroni.

Questo lo si ottiene sottraendo un elettrone all’elemento neutro e NON addizionando un protone:

Li⁺ 3 protoni; 4 neutroni; 2 elettroni

(se non ti è chiaro il calcolo delle particelle subatomiche clicca qui).

Uno ione positivo, ottenuto dalla RIMOZIONE di uno o più elettroni da un elemento neutro, prende il nome di CATIONE.

I cationi monoatomici sono elementi che hanno carattere metallico e che tendono facilmente a ossidarsi in presenza di un elemento non metallico.

ANIONI

Consideriamo lo ione monoatomico F^– ottenuto a partire dal seguente elemento neutro:

L’elemento neutro Fluoro è costituito da 9 protoni, 10 neutroni, 9 elettroni. L’addizione di un elettrone a questo elemento, permette di ottenere lo ione negativo F^– .

F^– 9 protoni; 10 neutroni; 10 elettroni

Uno ione negativo, ottenuto dall’ADDIZIONE di uno o più elettroni a un elemento neutro, prende il nome di ANIONE.

Un errore da NON commettere assolutamente è quello di sottrarre un protone anziché addizionare un elettrone. Tale errore comporterebbe come risultato il cambiamento del Numero Atomico.

Gli anioni monoatomici sono elementi che hanno un carattere non metallico e che tendono facilmente a ridursi in presenza di un metallo.

CONCETTI CHIAVE:

Un catione monoatomico è uno ione positivo, costituito da un singolo atomo, ottenuto rimuovendo uno o più elettroni dall’elemento neutro.
Un anione monoatomico è uno ione negativo, costituito da un singolo atomo, ottenuto addizionando uno o più elettroni all’elemento neutro.

ESERCIZIO SVOLTO:

Determinare il numero di protoni, neutroni ed elettroni dello ione S^2- a partire dal seguente elemento:

La struttura atomica dell’elemento neutro è costituita da 16 protoni, 16 neutroni e 16 elettroni;

Occorre addizionare o rimuovere un numero di elettroni coerente con la carica dello ione;

La struttura finale dello ione è fatta di 16 protoni, 16 neutroni e 18 elettroni.

LINK COLLEGATI:

LA STRUTTURA ATOMICA

L’atomo è costituito da particelle subatomiche chiamate PROTONI, NEUTRONI ed ELETTRONI.

I protoni sono particelle subatomiche cariche positivamente;
I neutroni sono particelle subatomiche senza carica elettrica;
Gli elettroni sono particelle subatomiche cariche negativamente.

Come mostrato nella Figura 1 sottostante, un atomo è composto da un nucleo interno con protoni e neutroni, chiamati per questo anche nucleoni, con gli elettroni collocati esternamente.

Figura 1 – Rappresentazione della struttura atomica

Tutta la carica positiva è concentrata al centro dell’atomo mentre le cariche negative sono distribuite esternamente. Il ruolo dei neutroni (neutri elettricamente) è quello di aumentare la distanza tra i protoni ed evitare che le forze di repulsione protone-protone destabilizzino la struttura dell’atomo.

La massa delle particelle subatomiche risulta essere estremamente piccola:

Massa del protone: 1,673×10⁻²⁷ kg
Massa del neutrone: 1,675×10⁻²⁷ kg
Massa dell’elettrone: 9,109×10⁻³¹ kg

I valori elencati indicano la trascuratezza della massa dell’elettrone confrontata a quella del protone e del neutrone. Da un calcolo più dettagliato risulta che la massa dell’elettrone è circa 2000 inferiore rispetto a quella delle altre due particelle subatomiche.

Anche la carica di una particella subatomica assume valori di ridotta entità:

Carica del protone: + 1,602×10⁻¹⁹ C
Carica del neutrone: 0 C
Carica dell’elettrone: – 1,602×10⁻¹⁹ C

La carica di un singolo protone è uguale a quella di un elettrone sebbene con valore opposto. Nella suo insieme, l’atomo è elettricamente NEUTRO. La carica positiva dei protoni nel nucleo viene neutralizzata dalla carica negativa degli elettroni fuori dal nucleo.

Se teniamo in considerazione che la carica di un protone uguaglia quella di un elettrone, si può facilmente dedurre che:

IN UN ATOMO IL NUMERO DI PROTONI UGUAGLIA ESATTAMENTE IL NUMERO DI ELETTRONI

Numero Atomico e Numero di Massa

Gli atomi vengono identificati attraverso due numeri:

IL NUMERO ATOMICO (Z) che indica il numero di protoni presenti;
IL NUMERO DI MASSA (A) che indica la somma di protoni e neutroni.

La differenza tra NUMERO DI MASSA e NUMERO ATOMICO (A-Z) dà come risultato il numero di neutroni.

In Figura 2, in una rappresentazione schematica di un elemento chimico, il NUMERO ATOMICO (Z) è riportato in basso a sinistra mentre il NUMERO DI MASSA (A) è riportato in alto a sinistra.

Figura 2 – Rappresentazione schematica del NUMERO ATOMICO (Z) e NUMERO DI MASSA (A)

Concetti chiave:

Il NUMERO DI MASSA (protoni + neutroni) è sempre riportato in alto a sinistra;
Il NUMERO ATOMICO (protoni) è sempre riportato in basso a sinistra;
In un atomo il numero di elettroni uguaglia il numero di protoni;
Per ottenere il numero di neutroni è sufficiente calcolare la differenza tra NUMERO DI MASSA e NUMERO ATOMICO.

ESERCIZIO SVOLTO:

Determinare il numero di protoni, neutroni ed elettroni del seguente atomo:

Il numero atomico rappresenta il numero di protoni ed è riportato in basso a sinistra. p⁺= 6
Il numero di elettroni è uguale al numero di protoni. e^–= 6
(Numero di massa – Numero atomico)= Numero di neutroni. n = 12-6 = 6

RISULTATO:

p⁺= 6;

n = 6;

e^–= 6