Definizione di Chimica

LEGGE DELLE PROPOSIZIONI MULTIPLE

Quando due elementi formano più di un composto tra loro, le masse di uno degli elementi

che si combinano con una massa uguale dell’altro elemento sono fra loro in rapporti dati

da numeri interi e piccoli. Esempio:

- Se consideriamo C e O, in condizioni diverse, avremo due composti diversi A e B. A

contiene 1,333 grammi di O per 1,000 grammi di C, e B contiene 2,667 grammi di

O per 1,000 grammi di C. avremo che 2,667/1,333=2.

Detto ciò possiamo dire che B contiene il doppio degli atomi di ossigeno rispetto ad

A

LEGGE DI COMBINAZIONE DEI VOLUMI

Il chimico francese Joseph Gay Lussac portò a termine degli esperimenti fondamentali sui

volumi di gas che reagiscono tra loro per formare altri gas:

- I volumi di due gas che reagiscono tra loro (nelle stesse condizioni di temperatura

e di pressione) stanno in un rapporto dato da numeri piccoli e interi. Inoltre anche il

rapporto tra il volume di ciascun prodotto gassoso e il volume di ciascun reagente

è dato da numeri piccoli e interi

2 volumi di idrogeno + 1 volume di ossigeno 2 volumi di vapore acqueo



1 volume di azoto + 1 volume di ossigeno 2 volumi di ossido di azoto (NO)



L’IPOTESI DI AVOGADRO

Volumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni di temperatura e di

pressione, contengono lo stesso numero di particelle.

STRUTTURA FISICA DELL’ATOMO

La teoria atomica di Dalton e l’ipotesi di Avogadro rafforzarono l’originale concezione

greca che l’atomo fosse il mattone finale e indivisibile della materia.

La storia inizia alla fine del XIX secolo, ovvero quando vennero accettate le legge

dell’elettrolisi di Faraday. Egli studiò a lungo le reazioni elettrochimiche, ovvero reazioni

nelle quali il passaggio di cariche elettriche produce modificazioni chimiche. Un esempio

di reazioni elettrochimiche è l’elettrolisi dell’acqua, sostanzialmente quando una carica

elettrica passa attraverso l’acqua, la decompone negli elementi H ed O. egli scoprì che la

quantità di acqua decomposta e la quantità di idrogeno e ossigeno, erano direttamente

proporzionali alla quantità di carica circolata. Egli quindi presuppose che vi fosse

l’esistenza di una unità fissa di elettricità che viene trasferita in tutte queste reazioni, egli

chiamò questa entità carica elettricamente ioni, dal greco vagabondo

I componenti elettrici delle sostanze gassose vennero scopeti mediante studi su scariche

luminose, un processo nel quale quando si produce una scarica elettrica attraverso un

gas a bassa pressione viene emessa una luce lieve. Il tubo di vetro contiene due elettrodi

ad una certa distanza e una grande differenza di potenziale, una corrente passa

attraverso il gas e la scarica si illumina. Il vetro all’estremità sulla destra è ricoperto di

fosforo che si illumina quando è colpito da una radiazione. Poiché questi raggi misteriosi

persistono anche quando non vi è gas nel tubo, essi devono essere emessi dal cotodo e

per questo vennero chiamati raggi catodici.

Nel 1897 Thomson condusse una serie di esperimenti che dimostrarono che i raggi

catodici erano costituiti da particelle cariche negativamente, chiamate elettroni

Thomson misurò solamente il rapporto carica/massa, quindi nel 1906 il fisico americano

Robert Millikan. Misurò il valore assoluto della carica elementare con un semplice

esperimento. Il valore calcolato da Millikan per l’elettrone era 1.59 x 10^-19 C, molto

simile a 1.60 x 10^-19 di oggi

CARICA POSITIVA E NUCLEO

Attente osservazioni delle scariche nei tubi di Crookes mostrarono che c’erano dei bagliori

dietro il catodo. Venne quindi ideato un tubo di Crookes in cui i buchi del catodo

permettevano a parte della scarica di attraversarli e creare pennelli di luce che vennero

chiamati raggi canale:

- I raggi canale passanti attraverso il catodo erano deviati da campi magnetici in una

direzione tale da indicare che essi erano costituiti da particelle cariche

positivamente

- Queste particelle erano deviate da campi elettrici e magnetici maggiori di quelli

usati negli esperimenti di Thomson e quindi dovevano avere una massa molto più

grande degli elettroni

MODELLO ATOMICO PLANETARIO DI RUTHERFORD

Nel 1911 Ernest Rutheford eseguì un importante esperimento. Egli bombardò con

particelle alfa (nuclei di elio) caricate positivamente, una sottile lamina d’oro (oro perché

è duttile e può essere ridotto a una lamina molto sottile), notò che la maggior parte dei

proiettili attraversò l’ostacolo mentre alcune tornarono indietro, altre vennero fortemente

deviate nella loro traiettoria, come se fossero passate vicino ad un corpo con la stessa

carica positiva. Ne scaturì la seguente teoria:

- La massa dell’atomo non è distribuita uniformemente come invece sosteneva

Thomson ma è concentrata in una piccola zona, il nucleo, carico positivamente

- Gli elettroni, leggerissimi, occupano tutto lo spazio intorno al nucleo e ruotano

intorno ad esso su orbite circolari come i pianeti intorno al sole

LO SPETTOMETRO DI MASSA

Lo spettrometro di massa è un metodo preciso per la determinazione delle masse

atomiche degli atomi. Questo portò alla scoperta di ulteriori particelle subatomiche in

aggiunta a elettroni e protoni. Si sviluppa subito dopo la scoperta di Thomson e il risultato

più sorprendente fu la scoperta di uno ione con massa relativa 22 che non corrispondeva

a nessun elemento noto. Questo risultato venne ottenuto con tutti i campioni di gas neon

studiati, compresi quelli di eccezionale purezza.

Il metodo prevedeva la rimozione di elettroni da ciascun atomo, ottenendo così degli ioni

(+) che venivano accelerati da un campo elettrico e quindi fatti passare attraverso un

campo magnetico. In base al raggio di curvatura delle traiettorie delle particelle, è

possibile individuare le specie di particelle con massa differente. Questo esperimento

esercitato su un elemento gassoso puro come il neon, portò alla scoperta di atomi dello

stesso elemento che differiscono per la loro massa relativa. Queste differenti forme

vengono chiamati isotopi (dal greco isos uguale e topos posto)

L’ATOMO

L’atomo è la parte più piccola della materia, che mantiene le proprietà dell’elemento da

cui proviene, ovvero quelle particelle che non possono essere ulteriormente suddivise o

trasformate, senza modificarne le proprietà. L’atomo è costituito da:

massa (grammi) massa (U.M.A.) carica elettrica

- PROTONE 1,67265 X 10^-24 1,0072 +1

- NEUTRONE 1,67495 X 10^-24 1,0086 0

- ELETTRONE 0,00091 X 10^-24 0,000 -1

U.M.A. unità di massa atomica = 1,66 x 10^-24 grammi 1/12 della massa dell’atomo



I neutroni che si trovano al centro, dividono i protoni che avendo carica positiva si

respingerebbero tra di loro. Il nucleo atomico comprende protoni e neutroni. Di solito le

due parti sono nella stessa quantità.

- Le sostanze semplici sono costituiti da atomi della stessa specie

- Le sostanze composte sono costituite da atomi di specie diverse ma in rapporti

numerici ben definiti e semplici

- Più atomi legati tra loro formano le molecole, ogni molecola è rappresentata da

una formula chimica (H2O per acqua)

STRUTTURA DEL NUCLEO: PROTONI NEUTRONI E ISOTOPI

Il nucleo più piccolo è quello dell’atomo di idrogeno, ovvero il protone, dal greco protos

(primo), così chiamato perché è il componente fondamentale di tutti i nuclei. Esso ha una

carica positivca della stessa entità della carica negativa dell’elettrone, ma la sua massa è

1.67262x10^-27 kg, ovvero, 1836 volte quella dell’elettrone.

Alcuni elementi contengono Z volte la carica del protone però le loro masse possono

essere più grandi di Z volte la massa del protone (l’elio per esempio ha numero atomico 2

ma la sua massa è di circa quattro volte quella del protone)

- Z prende il nome di numero atomico (numero protoni di un atomo) mentre N è il

numero di neutroni

- X è il simbolo dell’elemento

- A è il numero di massa ed equivale a Z+N

Gli atomi sono caratterizzati da Z ed A infatti gli elementi si esprimono con …

Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero atomico Z e dal numero di massa A. un

nuclide neutro ha un numero di elettroni uguale a quelli di protoni Gli isotopi sono atomi

della stessa specie chimica, cioè hanno lo stesso valore di Z ma diverso valore di A

MODELLO ATOMICO BOHR

La teoria di Bohr è ispirata a quella di Rutherford. Bohr sviluppò il modello planetario di

Rutherford assumendo che un elettrone di massa m(e) si muovesse su di un’orbita

circolare di raggio r intorno al nucleo, assunto come fisso. La fisica classica prevedeva

che un elettrone in movimento emetteva una frequenza via via crescente e gradualmente

finisca per cadere con un moto a spirale sul nucleo.

Bohr aggirò questo problema postulando che solo certe orbite siano permesse e che della

luce veniva emessa o assorbita solo quando l’elettrone saltava da un’orbita stabile

all’altra

Con ciò egli voleva giustificare l’esistenza di atomi stabili, visto che questo era un dato

sperimentale inconfutabile. Il passo successivo nello sviluppo di tale modello fu

l’osservazione che il momento angolare dell’elettrone fosse quantizzato e quindi ben

preciso, comportando come conseguenza la presenza di orbite discrete e di energie

quantizzate. Tale modello permette di costruire un diagramma energetico a livelli discreti

per l’atomo con un solo elettrone. Pertanto l’energia degli atomi deve essere quantizzata

in stati discreti. Il primo strato viene definito stato fondamentale ed è quello ad energia

più bassa, dove gli elettroni trascorrono la maggior parte della loro vita. Tutti gli altri stati,

al di sopra di quello fondamentale, vengono definiti stati eccitati ed hanno energia più

alta. Un elettrone per passare da uno stato fondamentale ad uno stato eccitato, ha

bisogno di un’energia quantizzata (ben precisa) pari a per cui l’atomo

assorbe energia. Per passare da uno stato eccitato a uno fondamentale, per la

conservazione dell’energia, l’atomo emette un’energia pari a quella assorbita per

consentire all’elettrone di arrivare a quello stato

Quindi la radiazione assorbita dall’atomo per arrivare allo stato eccitato e la radiazione

emessa per tornare allo stato fondamentale hanno la stessa lunghezza d’onda (infatti

corrispondono le stesse linee dello spettro).

- Spettro insieme delle frequenze delle radiazioni elettromagnetiche emesse o



assorbite dagli elettroni di un atomo

Ogni atomo è caratterizzato da u