Visione atomica della materia

Visione atomica della materia

Premessa

Dalla proprietà atomica si passa a delle leggi nell'800. Inizio della stechiometria.

Le sostanze hanno una loro identità chimica.

La materia è formata da atomi indivisibili di massa diversa da elemento ad elemento.

La combinazione di vari elementi in rapporti espressi da numeri interi semplici porta alla formazione di composti.

• Legge delle proporzioni definite: si esprimono in termini ponderali: indipendentemente dall'origine, la % in massa di ciascuno degli elementi costituenti un composto, è sempre la stessa. % di un elemento è la % di massa totale di una data quantità di un composto dovuta a quell’elemento.
• Legge delle proporzioni multiple: 2 elementi si combinano tra loro per formare composti diversi secondo rapporti espressi da numeri interi, generalmente piccoli.
• Si introduce l’idea di valenza = osservazione sui tipi di legame – legame atomi del composto.
• Più chiara → si riconosce l’esistenza dell’atomo, capito dall’analisi dei rapporti ponderali una volta purificati i composti.
• L’idea di molecola: confermata indivisibilità degli atomi, che si combinano sempre come interi molecole.
• Problema => determinare pesi molecolari e pesi atomici relativi introducendo il concetto di Avogadro = Volumi uguali di gas diversi, alle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di particelle.
• Considerazioni sperimentali rispetto a teoria → elementi costituiti da molecole, cioè aggregati di atomi, anziché da atomi singoli.
• Pesi molecolari e pesi atomici: a partire da ipotesi di Avogadro ⇒ il rapporto tra i pesi di due gas deve essere uguale al rapporto tra i pesi molecolari degli stessi => viene fissato convenzionalmente il peso molecolare di un gas di riferimento, possibilità ricavare il PM relativo di ogni altro gas.
• Poi ciascuna molecola è composta da un numero intero di atomi e la quantità in peso di un certo elemento presente nella molecola risulta pari al peso atomico relativo dell'elemento o multipli di esso.
• Per determinare peso atomico relativo di un elemento:
  • Possibilità – determinare il peso molecolare di un largo numero di suoi composti.
  • Dedurre attributo analisi elementare - (supposizione degli elementi) – grammi di elemento contenuti nelle quantità di composto pari ai rispettivi pesi molecolari.
  • Il minore valore tra quelli ottenuti = corrisponde al peso atomico cercato. (Il minimo direttamente colume).

(3) Visione atomica della materia

Premessa

Dalla proposta atomica si passa a delle leggi nell'800. Inizio della stechiometria.

Le sostanze hanno una loro identità chimica.

La materia è formata da atomi indivisibili: di massa diversa da elemento ad elemento.

La combinazione di vari elementi in rapporti espressi da numeri interi semplici porta alla formazione di composti.

• Legge delle proporzioni definite: si esprime in termini ponderali. Indipendentemente dall'origine, la % in massa di ciascuno degli elementi costituenti un composto, è sempre la stessa. % di un elemento è la % di massa totale di un dato quantità di un composto dovuto a quell'elemento.
• Legge delle proporzioni multiple: 2 elementi si combinano tra loro per formare composti diversi secondo rapporti espressi da numeri interi, generalmente piccoli.
• Si introduce l'idea di atomo = osservazione sui tipi di legame – legame all'interno del composto.
• Più chiare - si riconosce l'esistenza dell'atomo, capito dall'analisi dei rapporti ponderali una volta purificati i composti.
• L'idea di molecola: confermata indivisibilità degli atomi che si combinano sempre come interi molecole.
• Problema: determinare pesi molecolari e pesi atomici relativi introducendo il concetto di Avogadro.
• Avogadro = Volumi uguali di gas diversi, alle stesse condizioni di temperatura e pressione contengono lo stesso numero di particelle.
• Convalidazioni sperimentali rispetto alla teoria = elementi costituiti da molecole, cioè aggregati di atomi, anziché da atomi singoli.
• Pesi molecolari e pesi atomici: a partire da ipotesi di Avogadro => il rapporto tra i pesi di due gas deve essere uguale al rapporto tra i pesi molecolari degli stessi => viene fissato convenzionalmente il peso molecolare di un gas di riferimento = possibilità ricavare il PM relativo di ogni altro gas.
• Poiché ogni molecola è composta da un numero intero di atomi, la quantità in peso di un certo elemento presente nella molecola risulta pari al peso atomico relativo dell'elemento o a multipli di esso.
• Per determinare peso atomico relativo di un elemento:
  • 1) Possibilità - determinare il peso molecolare di un largo numero dei suoi composti.
  • 2) Dedurre attraverso analisi elementare: - (supposizioni degli elementi - grammi di elemento contenuti nelle quantità di composto più ripetibili) pesi molecolari.
  • 3) Il minore valore tra quelli trovati = corrisponde al peso atomico cercato. (Il minimo di questo gruppo.)

5) Tabella periodica originale di Mendeleev

Costruì mettendo in sequenza i pesi atomici crescenti e in funzione delle proprietà chimico fisiche comuni (nella stessa colonna). ➔ Elementi non sono scoperti ➔ si posizionano gli elementi e le proprietà in base alle lacune delle tabelle.

Primitiva forma di struttura di molecole con rapporto fra atomi di numeri interi semplici ➔ intuitivamente si conosceva che la chimica si basa su rapporti quantitativi fra gli elementi che si combinano uno con uno, uno con due, ecc...

Elementi di riferimento con i quali misura degli atomi alla base della stechiometria.

La maggior parte di elementi si lega con degli idrogeno, RH e ossidi RO.

6) Primi modelli atomici

• A) Ambiente di raggi catodici ➔ tubo di vetro, dentro è vuoto → inserto un gas ➔ applicata tensione agli estremi → luce.
• B) Relazione fra luce e materia ➔ si comincia a proporre l’idea che all’interno della materia ci sono cariche negative (viste da osservazioni) ➔ devono esistere cariche positive ➔ escluso il modello nucleo.

7) Esperienza di J.J. Thomson

Determinare rapporto carico/massa elettrone.

(Disegno del tubo catodico con descrizioni).

2 elettrodi dove si formano il flusso di elettroni che illuminano lo schermo ➔ oso = + ➡ che si muovono gli elettroni.

Dischetto che fa da collimate.

Campi di E e B posizionati e modulati volontariamente ➔ a secondo del loro orientamento il raggio veniva afflesso | uno vale α ➔ in alto è la base essendo E in verticale e B in oriza.

⇒ q/m = 2 tan α/l E/H²(10⁷) = 1,76 · 10⁷ C/g.

8) Dalla materia

Dalla materia es neò che si potranno estraporare cariche negative.

Cariche positive si potranno ottenere a partire dalla radioattività.

Gli elementi radioattivi emetterono un raggio ➔ che poteva posizionare un campo elettrostatico veniva diviso in 3 parti:

• 1) Raggi α ➔ particelle cariche positivamente con rapporto q/m = 2e/4H.
• 2) Raggi β ➔ fasci di elettroni. A contatto con raggi e generano atomi di He.
• 3) Raggi δ (γ) ➔ radiazioni elettromagnetiche ad alta energia, molto penetranti con λ minor di raggi X.

➔ Conclusione ➔ atomo non è più indivisibile.

9) Atomo di Thomson

Sostanza deve essere fatta di particelle + e -.

Carica complessiva deve essere 0 -> presenti in numero uguale. In modo da giustificare l'elettro-neutralità.

Inteso massa fatta di cariche disperse omogeneamente.

10) Esperimento di Rutherford

Studia impatto radiazioni con lamina d’oro -> osservano una parte deviata. Una parte viene attraverso una parte respinta.

Secondo il modello di Thomson sarebbe dovuto passare tutto attraverso, essendoci una densità così poco elevata.

Per quanto riguarda la parte respinta -> densità molto elevata -> non può essere che la massa è distribuita su tutto il volume.

Proposta di un proprio modello: un atomo essenzialmente vuoto, con un piccolissimo nucleo centrale carico positivamente in cui risiede il 99% massa dell’atomo.

Volume atomico: è occupato da elettroni; il numero tale da neutralizzare la carica nucleare positiva che ruotano intorno al nucleo costituendo una nube elettronica praticamente priva di massa.

Rapporto tra il volume nucleare e il volume atomico -> ordini di 10^-12.

11) Esperimento di Millikan

Determinazione della carica dell’elettrone.

• A) Spruzzino che nebulizza un liquido che cade lentamente e arriva su un elettrodo posto.
• B) Nello spazio tra i 2 elettrodi (forno che permette di irradiare all’interno radiazioni):
• C) Cronometro.

Radiazioni e raggi X, strappando elettroni, generano goccioline con carica positiva.

Queste risentiamo del campo E del condensatore (sono suscettibili al campo) v non cadono + in base sull’intensità di E.

C) Quando si fermano -> m . g = n . e . E forza del campo che la tiene fermo.

v = (m . g) .(E . g)6π . η . r -> velocità con cui posso farle muovere nel condensatore.

Tutti i risultati danno questo numero o suoi multipli.

12) Scoperta degli isotopi

Da qui si procede a determinare la massa dell’elettrone a partire del rapporto g/m il cui valore è noto.

- Scoperta degli isotopi -

Premessa: non è vero che tutti gli atomi dello stesso elemento hanno lo stesso peso.

- Con l'utilizzo di un tubo catodico, con i campi ⃗ ≠ 0 e ⃗ alternati.

- Bassa pressione → piccole quantità di gas → si studiano l’impatto forze nel tubo ed elettroni emessi.

Atomi di neon ionizzati

• A) Elettroni strappati dal catodo impattano atomi di neon.
• B) Si generano ioni di neon positivi x impatto elettronico.
• C) Ioni positivi non soggetti ai due campi o verso opposto rispetto agli elettroni.

→ Forza applicata sugli ioni → viene curvata la traiettoria.

→ Sullo schermo si osservano 3 archi di parabola.

Si ha una distribuzione d'energia che sono fagli ioni.

- Passando davanti al campo: 1) primo arco = ionizzazione 2) 2° arco = doppia ionizzazione 3) cambia la massa.

- Esistono ioni neon con stessa natura con massa diversa => isotopi - atomi dello stesso elemento, ma con massa differente.

Notazione di atomi e molecole

• Notazione di atomi e molecole:

- Notazione elementare - notazione completa - notazione isotopica.

Simbolo:

Carica elettrica pseudototale (anche 2 dati).

Num. di atomi legati chimicamente (basso, al centro).

Simbolo:

Nome, nucleoni, protoni + neutrone => (alte lieviti).

Num. elettroni: (sotto simboli).

Composizione isotopica

• Composizione isotopica: => distribuzione degli isotopi: esistenti in natura di quell’elemento.

- Utilizzando lo spettrometro di massa si può determinare la massa assoluta e abbondanza relativa di ciascun isotopo naturale di un elemento.

- Massa atomica (peso atomico) di un elemento è la media delle masse dei suoi isotopi naturali pesato per le loro abbondanze percentuali.

* A secondo di dove va a finire.

Si è quanto vale il raggio di:

- Curvatura {Estensione 0 pannetto di sopra}.

- Ioni = h / q/m.

È poi è portato alla distribuzione isotopica si risale al numero di molecole a seconda di come si combinano isotropi.

Spettrometro di massa a quadrupolo

• Spettrometro di massa a quadrupolo:

- Si separano gli ioni nello strumento.

- Ci sono puntoni in un quadrupolo (bacche di metallo).

- Campi compluvi di campi e affilanti vengono selezionato gli ioni di fa zonda diritto se k he determinato rapporto q/m.

- A cibi bistrattore a su schermo o su quadrupolo.