Riassunto esame Chimica generale e inorganica, Prof. Motta Alessandro, libro consigliato Chimica un approccio molecolare, Tro

Un atomo è l'unità più piccola identificabile in un elemento.

Nel 1808 il chimico inglese John Dalton propose la Teoria atomica: tutta la materia è composta da particelle indistruttibili chiamate atomi.

Questa teoria si sviluppò a partire da 3 leggi: la legge di conservazione della massa, la legge delle proporzioni definite e la legge delle proporzioni multiple.

LEGGE di CONSERVAZIONE della MASSA

Formulata da Lavoisier afferma che:

in una reazione chimica, la materia non si crea e non si distrugge

durante una reazione chimica la massa totale delle sostanze coinvolte non cambia.

LEGGE delle PROPORZIONI DEFINITE

Nel 1799, un chimico francese di nome Joseph Proust trovò che gli elementi che costituivano un dato composto erano presenti sempre in proporzioni fisse in tutti i campioni del composto, al contrario i componenti di una miscela potevano essere presenti in qualsiasi proporzione.

Riassunse le sue osservazioni così:

Tutti i campioni di un dato composto, indipendentemente dalla loro origine o da come sono preparati, hanno la stessa proporzione dei loro elementi costitutivi.

Per esempio la decomposizione di 18 g di acqua porta a 16 g di ossigeno e 2 g di idrogeno, o ad un rapporto fra la massa dell'ossigeno e quella dell'idrogeno di: ¹⁶/₂ = 8 o 8:1

Questo rapporto vale per ogni campione di acqua.

LEGGE delle PROPORZIONI MULTIPLE

Nel 1804 Dalton pubblicò questa legge che afferma:

Un atomo è l'unità più piccola identificabile in un elemento. Nel 1808 il chimico inglese John Dalton propose la Teoria atomica → tutta la materia è composta da particelle indistruttibili chiamate atomi. Questa teoria si sviluppò a partire da 3 leggi: la legge di conservazione della massa, la legge delle proporzioni definite e la legge delle proporzioni multiple.

LEGGE di CONSERVAZIONE della MASSA

Formulata da Lavoisier afferma che:

in una reazione chimica, la materia non si crea e non si distrugge

durante una reazione chimica la massa totale delle sostanze coinvolte non cambia.

LEGGE delle PROPORZIONI DEFINITE

Nel 1797, un chimico francese di nome Joseph Proust trovò che gli elementi che costituivano un dato composto erano presenti sempre in proporzioni fisse in tutti i campioni del composto, al contrario i componenti di una miscela potevano essere presenti in qualsiasi proporzione.

Riassunse le sue osservazioni così:

Tutti i campioni di un dato composto, indipendentemente dalla loro origine o da come sono preparati, hanno la stessa proporzione dei loro elementi costitutivi.

Per esempio la decomposizione di 18 g di acqua porta a 16 g di ossigeno e 2 g di idrogeno, o ad un rapporto fra la massa dell'ossigeno e quella dell'idrogeno di: ¹⁶/₂ = 8 o 8:1. Questo rapporto vale per ogni campione di acqua.

LEGGE delle PROPORZIONI MULTIPLE

Nel 1804 Dalton pubblicò questa legge che afferma:

Quando due elementi chiamati A e B formano due composti differenti, le masse dell'elemento B che si combinano con 1 g dell'elemento A possono essere espresse come un rapporto di numeri interi piccoli.

Esempio. NO₂ ON₂

2,28 g di O 0,570 g di O

1 g di N 1 g di N

2,28 : 1 0,570 : 1

^2,28⁄_0,570 = 4

^0,250⁄_0,125 = 2

coerenti con la legge delle proporzioni multiple

TEORIA ATOMICA

1. Ciascun elemento è formato da particelle molto piccole e indivisibili chiamate atomi.
2. Tutti gli atomi di uno specifico elemento hanno la stessa massa e proprietà che li distinguono dagli altri elementi.
3. Gli atomi si combinano in rapporti espressi da numeri interi piccoli quando formano i composti.
4. Gli atomi di un elemento non possono essere trasformati in atomi di un altro elemento. In una reazione chimica avviano solo modi in cui gli atomi sono legati agli altri atomi.

Nel 1897 Thomson scoprì l'elettrone, particella subatomica che viaggia secondo linee rette e con carica negativa.

Thomson propose che gli elettroni carichi negativamente fossero piccole particelle all'interno di una sfera carica positivamente.

/elettrone

Modello a panettone:

Sfera carica positivamente

Nel 1909 Rutherford dimostrò che il modello di Thomson non era corretto e al contrario del “modello a panettone”, la materia non è così uniforme come appare, deve contenere grandi regioni di spazio vuoto, costellato da piccole regioni di materia molto densa. Basandosi su questa idea, propose la TEORIA NUCLEARE dell’atomo con tre principi basilari:

1. La maggior parte della massa dell’atomo e tutta la sua carica positiva sono contenute in una piccola regione centrale chiamata nucleo.
2. La maggior parte del volume dell’atomo è spazio vuoto; in questo spazio sono dispersi gli elettroni, piccole particelle cariche negativamente.
3. Ci sono tanti elettroni carichi negativamente al di fuori del nucleo quanti sono le particelle cariche positivamente (protoni) all’interno del nucleo; così che l’atomo è elettricamente neutro.

Nel 1932 Chadwick scoprì i neutroni già teorizzati da Rutherford.

Costituzione e dimensione dell’atomo

Tutti gli atomi sono costituiti da neutroni, protoni ed elettroni.

Un’unità molto più comune per esprimere queste masse è l’unità di massa atomica.

Ciò che differenzia gli atomi di elementi diversi è il numero delle particelle che contengono.

Numero di massa

Numero di protoni e neutroni

Simbolo chimico dell’elemento

Numero atomico

Numero di protoni

Indica il numero di protoni

Ciò che definisce l'identità di un elemento

Tutti gli atomi di un dato elemento hanno lo stesso numero di protoni, tuttavia non possiedono necessariamente lo stesso numero di neutroni. Al contrario di quanto detto da Dalton nella teoria atomica, NON tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa. Atomi con lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni si chiamano isotopi.

La quantità relativa di ciascun isotopo in un campione naturale di un dato elemento è di solito costante. Queste percentuali sono chiamate abbondanza naturale.

• Simbolo
• Nome
• Numero protoni/neutroni
• Numero di massa
• Abbondanza naturale

Il numero di elettroni di un atomo è uguale al numero di protoni nel suo nucleo. Durante le reazioni chimiche tuttavia gli atomi possono perdere o acquistare elettroni e diventare particelle cariche chiamate ioni.

• carichi positivamenteCationi
• carichi negativamenteAnioni

Massa Atomica

È riportata sotto il simbolo dell'elemento nella tavola periodica e rappresenta la massa media degli isotopi che costituiscono quell'elemento, "pesata" in base all'abbondanza naturale di ciascun isotopo.

Es. Cl esiste in natura come atomi di cloro-35 75.77% (34,97 u) e atomi di cloro-37 24,23% (36,97 u)

Massa atomica = (34,97 * 75,77 + 36,97 * 24,23) / 100 = 35,45 u

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