Chimica (per Ingegneria) - Riassunto Completo

Chimica

Struttura dell’atomo

• Atomo composto da elettroni, protoni e neutroni

Elettroni

• Thompson (1856-40) dimostra che sono carichi negativamente grazie ad un esperimento (all’interno di un tubo di vetro

deviavano verso il polo positivo) e ne determina anche il rapporto carica/massa (e/m) sottoponendoli

contemporaneamente ad un campo elettrico e magnetico:

→

o 2 2 11

Hev=mv /r | Hev=Ee e/m=E/H r dove E,H e r sono noti perciò è stato possibile definire e/m=-1.76 ∙ 10 C/kg

• Millikan (1860-53) misurò la carica dell’elettrone con un esperimento: tramite delle gocce d’olio rimaste in equilibrio tra

forza di gravità e forza elettrica è stato possibile ricavare la carica dell’elettrone mg=zeE, Millikan trovo tutti multipli di -

-19

1.6 ∙ 10 C

• -31

Essendo noto il rapporto carica/massa si ricavò anche la massa dell’elettrone: 9 ∙ 10 kg

Protoni

• -19

Poiché gli atomi erano elettricamente neutri dovevano avere anche una particela carica positivamente di 1.6 ∙ 10 C

• -27

La massa del protone fu misurata tramite un catione dell’idrogeno: 1.67 ∙ 10 kg

Neutroni

• Alcuni atomi avevano peso maggiore, così furono scoperti successivamente i neutroni con massa leggermente superiore

ai protoni e carica neutra

Modelli atomici

• Thompson pensava all’atomo come una sfera di protoni nella quale erano distribuiti gli elettroni, ma Rutherford(1871-

37) smentì questo modello grazie al suo esperimento (particelle α [He senza elettroni] su lamina d’oro: deviate e non

deviate = nucleo – vuoto - elettroni)

Numero atomico e di massa

• Numero atomico (Z): numero di protoni (e di elettroni)

• Numero di massa (A): numero di protoni + neutroni (nucleoni)

• A – Z = numero di neutroni

• Isotopi: stessi elementi con diversi neutroni

o Il peso atomico presente sulla tavola periodica è una media ponderata fatta sulle misurazioni dei vari isotopi

mediante uno spettrometro di massa

Radiazione elettromagnetica

• In un’onda elettromagnetica campo elettrico e campo magnetico oscillano perpendicolarmente tra di loro e rispetto alla

direzione dell’onda

o Lunghezza d’onda (λ): distanza tra due minimi (o massimi) [m]

o -1

Frequenza (ν): onde al secondo [Hz=s ]

o Ampiezza (): altezza di un massimo [m]

o Velocità nel vuoto (c): 300.000 km/s

• L’insieme delle onde elettromagnetiche è riportata nello spettro elettromagnetico

Spettri atomici

• Spettro di emissione: mediante l’eccitamento di una sostanza

• Spettro di assorbimento: mediante l’attraversamento di una luce bianca attraverso la sostanza

Spettro di emissione di un corpo nero

• Corpo nero: sostanza capace di assorbire tutte le

radiazioni elettromagnetiche

• Il grafico sperimentale dell’irradiazione di energia

da parte di un corpo nero era in contrasto con il

grafico teorico: teoricamente al diminuire della

frequenza l’energia sarebbe dovuta salire

all’infinito, cosa che non succedeva

• Planck spiegò questo fenomeno grazie

all’introduzione del quantum(pacchetto) di energia (sotto al quale valore l’energia non può scendere) tramite la

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relazione E=hν dove h è la costante di Planck (6,626∙10 J∙s)

Effetto fotoelettrico

Modello atomico di Bohr

Principio d’esclusione di Pauli

Ogni orbitale atomico può contenere al massimo 2 elettroni purché di spin opposto

Principio d’indeterminazione di Heisenberg

Non è possibile determinare con sufficiente precisione la posizione e la velocità di una particella microscopica.

L’errore che si commette è inversamente proporzionale alla massa della particella in esame. (Per particelle macroscopiche es

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automobile o pallone l’errore che si commette è insignificante, ma invece per gli elettroni (m=9x10 kg) è molto significativo)

ℎ

∆