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.

1. 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.

2. 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.

3. L’idea di molecola:

   • Confermato 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.

4. 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:
   1. Possibilità – Determinare il peso molecolare di un largo numero di suoi composti
   2. Dedurre attributo analisi elementare - (supposizione degli elementi) – grammi di elemento contenuti nelle quantità di composto pari ai rispettivi pesi molecolari.
   3. 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 dello 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.

1. 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.
2. 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.
3. 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.
4. 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(10⁸) = 1,76 · 10⁸ ^C/_g

8) Dalla materia es neò che si potranno estraporare cariche negative

• Cariche positive si potranno ottenare a partir 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 altà 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 vengono attraver 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) 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.

1. 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 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: => 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:

- 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