Atomo

STRUTTURA DELL'ATOMO

L'atomo è formato da tre particelle fondamentali:

• protoni e neutroni che formano il nucleo
• elettroni che si muovono lungo gli orbitali

U.M.A = unità di massa atomica = 1/2 della massa dell'atomo di carbonio

La massa dei protoni e dei neutroni è pressoché simile e notevolmente maggiore della massa degli elettroni

I nuclidi

Un nuclide è un atomo caratterizzato dal numero atomico Z (numero di protoni) e dal numero di massa A (numero di neutroni e di protoni)

Il nuclide neutro ha un numero di elettroni uguale a quello di protoni.

Na: 11 protoni, 11 elettroni, 12 neutroni

Leggi fondamentali della chimica note all'inizio del XIX secolo

Nozioni note: concetto di massa

Legge della conservazione della massa

Obiettivo: contare il numero di atomi di ciascun elemento che prende parte alla reazione

In ogni procedimento chimico la quantità di materia prende parte alla reazione prima e dopo il procedimento rimane

costante.Il vero progresso poté essere fatto solo attraverso l'uso dellabilancia per determinare il cambiamento di massa nelle Lavoisier fu così ilprimo ad osservarereazioni chimiche.' La bilancia era uno strumento che una reazioneconosciuto sin dall'antichità, ma era usato chimica èessenzialmente nel commercio e nelle valutazioni rappresentabi lecome un'equazionemonetarie. Il grande chimico francese Antoine Lavoisier algebrica.uso la bilancia per dimostrare che la somma delle massedei prodotti di una reazione chimica è uguale alla sommadelle masse dei reagenti.

La legge delle proporzioni definite (Proust)In un dato composto chimico i rapporti degli elementi di cui esso è costituitosono costanti indipendentemente dall'origine del composto o il modo dipreparazioneIl cloruro di sodio contiene il 60,66% di cloro in massa sia che venga ottenutodall'acqua marina, dalle miniere di sale o per sintesi degli elementi.

Questalegge fa eccezione per i composti non stechiometrici, la cui composizione varia con continuità a seconda del metodo di preparazione.

La legge delle proporzioni 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 rapporto 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. Pertanto B contiene il doppio degli atomi di ossigeno rispetto ad A.

Dalla interpretazione di queste tre leggi J. Dalton nel 1803 arrivò alla conclusione che la materia è discontinua cioè formata da particelle e formulò la prima teoria atomica della materia.

Teoria atomica di Dalton 1808:

Lo scienziato inglese John Dalton non fu il primo a proporre l'esistenza

1. La materia è costituita da particelle microscopiche indivisibili e indistruttibili denominate atomi.
2. Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici ed hanno le stesse dimensioni, masse e proprietà chimiche, ma differiscono dagli atomi di tutti gli altri elementi.
3. Dagli atomi di un elemento non è possibile ottenere atomi di un altro elemento.
4. I composti sono formati da atomi di almeno due elementi diversi. In qualsiasi composto, il rapporto del numero di atomi di qualsiasi coppia di elementi presenti è o un numero intero o una frazione semplice.
5. Una reazione chimica coinvolge solo la separazione,

La combinazione, o il riarrangiamento di atomi; ciò implica che, in una reazione chimica, gli atomi di un elemento non possono né essere creati dal nulla né distrutti. Ad un esame moderno, la teoria di Dalton contiene delle imprecisioni. Gli atomi sono divisibili (anche se la loro divisione non avviene nei processi chimici) e quelli di uno stesso elemento possono avere masse leggermente diverse (concetto di isotopo) e addirittura alcuni atomi dello stesso elemento possono trasformarsi in atomi di elementi diversi (sono gli atomi degli elementi radioattivi). Malgrado questo, la teoria di Dalton interpreta in modo corretto ed immediato le leggi delle combinazioni chimiche.

La legge di combinazione dei volumi: Al tempo il chimico francese Joseph Gay-Lussac compì degli esperimenti fondamentali sui volumi dei gas che reagiscono tra loro per formare altri gas. Egli scoprì così la legge dei rapporti in volume: I volumi di due gas che reagiscono tra di loro (nelle

stessecondizioni di temperatura e di pressione) stanno in unrapporto dato da numeri piccoli e interi. Inoltre, anche ilrapporto tra il volume di ciascun prodotto gassoso e ilvolume di ciascun reagente è dato da numeri piccoli einteri. Uso frequente negli esperimenti, deigas perche non tra le particelle non c'èAd esempio: quasi interazione2 volumi di idrogeno + 1 volume di ossigeno = 2 volumi di vapore acqueoGay-Lussac non elaborò i risultati delle sue scoperte, ma poco dopo la loropubblicazione lo scienziato italiano Avogadro li usò per formulare un ipotesifondamentale.

Ipotesi di AvogadroVolumi uguali di gas diversi, misurati nelle stesse condizioni di temperaturae di pressione, contengono lo stesso numero di particelle.Su questa ipotesi sorse subito li problema: le "particelle" degli elementi sonoel stesse ipotizzate da Dalton? Avogadro pensò che non eranonecessariamente le stesse; anzi, gli elementi potevano esistere come particellebiatomiche,

Le "molecole". Così Avogadro poté spiegare la legge di Gay-Lussac dei volumi.

Teoria di Thomson

Nel 1897 Thomson scoprì l'elettrone e propose il primo modello fisico dell'atomo.

Immaginò che un atomo fosse costituito da una sferetta di materia caricata positivamente (protoni e neutroni non erano stati ancora scoperti) in cui gli elettroni negativi erano immersi.

Esperimento di Thomson

Thomson inserì un gas nella sezione C, applicando una certa differenza di potenziale. Notò infatti che sugli schermi A e B si formavano due puntini, il che suggeriva che la specie presa in considerazione fosse formata da qualcosa di negativo e qualcosa di positivo.

Successivamente

Elettrodi in cui si applica differenza di potenziale

Schermi che si illuminano applicando una stessa se colpiti da qualche carica differenza di potenziale ad A e B, notò che i puntini deviavano di un certo valore.

Inoltre la specie negativa (l'elettrone) si spostava di

Un valore maggiore verso il polo positivo, rispetto invece alla specie positiva che si spostava di un valore minore. Pertanto Thomson fu in grado di fornire tre informazioni fondamentali:

1. La diversa deviazione identifica una diversa massa delle particelle
2. Esistono cariche positive e negative
3. Quantizza il rapporto carica/massa

Nota:

1. La stessa differenza di potenziale fra gli elettrodi nella zona A e B provocano deviazioni maggiori nelle cariche negative (massa inferiore a quelle positive)
2. Le particelle negative mostrano un comportamento indipendente dalla natura chimica del gas contenuto nel tubo, non altrettanto si può dire di quelle positive, per quanto riguarda la loro inerzia
3. Ciò porta a pensare che le particelle negative sono frammenti elementari presenti in tutti gli atomi e che quelle positive sono costituite dagli atomi privati di cariche negative

Particelle negative = elettroni

Carica elettrica / massa

Esperimento di Milikan: Nel 1906 il fisico americano Robert

Millikan con il suo studente misurò il valore assoluto della carica elettrica elementare con un elegante esperimento in cui delle minuscole gocce di olio venivano caricate elettricamente mediante collisioni con aria ionizzata. Una goccia carica con carica complessiva Q e massa M situata in un campo elettrico è soggetta a due forze: alla forza di gravità Mg che la fa muovere verso il basso e alla forza elettrostatica che la fa risalire. Regolando il campo elettrico per bilanciare le due forze, Millikan suggerì che le varie gocce trasportavano multipli interi della stessa carica fondamentale ipotizzata essere la carica dell'elettrone.

Modello atomico di Rutherford

Nel 1911 Ernest Rutherford formulò un nuovo modello atomico con il seguente esperimento: bombardò con particelle alfa (nuclei di elio), cariche positivamente, una sottilissima lamina di oro. La maggior parte dei "proiettili" attraversò l'ostacolo, ma alcune particelle alfa tornarono indietro.

altre vennerofortemente deviate nella loro traiettoria, come fossero passate vicine ad un corpo con la stessa carica positiva. Ne scaturì la seguente teoria:

• la massa dell'atomo non è distribuita uniformemente (come 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

Energia di ionizzazione

Si definisce come la quantità di energia necessaria per strappare un elettrone ad un atomo isolato.

Gli atomi possono anche acquistare elettroni secondo l'affinità elettronica

Spettrometro di massa

La spettrometria di massa è il metodo più diretto ed accurato per determinare la massa atomica e molecolare ed è in grado di dimostrare l'esistenza dei vari isotopi. Un campione gassoso viene bombardato da un fascio di elettroni ad alta energia. Le collisioni