Mario Focaccio
Prof.ssa Santoro
II B
29/01/2010
La chimica si divide in due aspetti fondamentali: l’aspetto pratico, l’aspetto teorico. Il primo
aspetto citato, si occupa della mutazione della materia. L’aspetto della figura chimico pratico risale alla notte dei tempi. L’aspetto teorico invece, cerca di rispondere alle
domande sulla natura dell materia e perché avvengono le mutazioni della materia.
La materia è tutto ciò che possiede una massa e che quindi occupa un proprio volume. Si
può trovare in tre principali stati fisici: solida, liquida o gassos
gassosa. È caratterizzata
principalmente da proprietà fisiche: ovvero quelle proprietà che non alterano lo stato
chimico della materia; da proprietà chimiche: quelle che appunto andremo a trattare, tutte
quelle proprietà che riguardano la capacità di una materia di trasformarsi in una o più
sostanze differenti da quella iniziale; da proprietà estensive: ovvero tutte quelle proprietà
che caratterizzano la materia a seconda delle dimensioni del campione (ad esempio la
massa, il volume, la superficie … ); da proprietà
proprietà intensive: ovvero che non dipendono dalle
dimensioni del campione ( ad esempio il calore, la conducibilità elettrica, punto di fusione e
di ebollizione).
Inoltre la materia è costituita da sostanze diverse e possono trovarsi allo stato solido, liquido e
gassoso.
Ogni corpo naturale è costituito da miscugli, cioè da più sostanze mescolate
insieme casualmente. Tuttavia ogni elemento che costituisce il corpo è detta sostanza pura.
Si arriva quindi alla fine del ‘700; quando ormai gli scienziati arrivano a dire che la materia, in
qualunque modo si presenti è sempre scindibile in parti più piccole detti atomi degli
elementi.
Si è arrivato quindi a dire che:
•
Un atomo è la parte più piccola di un elemento e questo atomo conserva tutte
le proprietà chimiche dell’elemento a cui appartiene.
•
Un elemento è costituito da atomi aventi tutti la stessa struttura e stesse
proprietà chimiche.
Il noto scienziato Dalton avendo avanzato delle ipotesi, tentò di spiegarle servendosi dei
quattro punti fondamentali sui quali si articolava la sua teoria
•
La materia è costituita da atomi di materia, indistruttibili e indivisibili. Cioè non
esisteva parte della materia più piccola che non fosse l’atomo.
•
Un elemento chimico è costituito da atomi tutti uguali fra di loro. Affermava
cioè che una molecola di oro era costituita da atomi di oro aventi stesso
numero atomico e stesso numero di massa.
•
Elementi diversi sono formati da atomi diversi per volume, massa e proprietà
chimiche. Ovvero un atomo di Fluoro è diverso per volume, massa e proprietà
chimiche da un atomo di Ferro.
•
Atomi uguali o diversi tra loro possono unire per formare dei composti chimici.
Ovvero ogni atomo di qualsiasi materia poteva legare con qualsiasi atomo
appartenente ad un altro elemento.
Alcuni dei punti fondamentali sui quali la teoria dello scienziato Dalton si basava, erano falsi.
La definizione “ Un elemento chimico è costituito da atomi tutti uguali fra di loro” è falsa;
infatti per quasi tutti gli elementi chimici appartenenti alla tavola periodica, esiste almeno un
isotopo. Infatti molte volte ci si è posta una domanda “ perché il valore della massa atomica
(A) scritta nella tavola periodica è di valore frazionario?”. Questo spiega molte cose infatti,
la massa atomica riportata sulla tavola periodica è il risultato della media ponderale delle
diverse masse atomiche di ciascun isotopo presente nella miscela naturale. La media
ponderale si calcola attraverso la seguente formula:
La percentuale di ogni isotopo presente nell’elemento, è dato dallo spettrometro di massa.
Lo spettrometro di massa è uno strumento che serve a calcolare la massa di ioni presenti in
ogni elemento. È in grado di separare ogni elemento avente carica diversa e unire quelli
con carica identica. Nello stesso modo avviene la separazione
separazione dei diversi isotopi presenti in
un determinato elemento.
Tuttavia solo tre elementi della tavola periodica non hanno alcun isotopo e sono: fluoro,
alluminio e fosforo.
Inoltre ogni elemento riportato sulla tavola
periodica degli elementi è denominato nuclide
poiché è caratterizzato da Z (numero atomico) e
da A (massa atomica). Con il termine nucleone
invece si indica la somma dei protoni e dei
neutroni appartenenti al nucleo
cleo di un elemento.
L’atomo di Thomson veniva paragonato ad un
Figura 1 l'atomo di Thomson,
Thomson paragonato ad un panettone.
panettone poiché lo scienziato affermava che il
nucleo fosse interamente di carica positiva e che sparso qua e là ci fosse qualche elettrone.
Questo modello atomico decadde e con esso anche tutte le ipotesi appartenenti a Dalton.
Si infranse infatti il dogma dell’indivisibilità
dell’atomo con la scoperta dell’elettrone,
del protone e del neutrone. Per primo si
scoprì l’elettrone. Si era messo un gas
dentro un tubo di vetro ai cui estremi
erano applicati due elettrodi collegati
rispettivamente al polo positivo (anodo)
(
e
al polo negativo (catodo).
). Questi tubi
chiamati tubi di crookes per via del suo
inventore, potevano essere collegati ad
una pompa a vuoto, la quale era in
grado di portare la pressione del gas a
livelli molto bassi, circa 0,1 Pa. Si era
notato che comunque dalla parte del
Figura 2 Tubo di Crookes
catodo
veniva
emessa
una
insolita
fluorescenza, questi raggi vennero chiamati raggi catodici. Questi si propagavano in linea
retta. Questi raggi passando tra due piastre, venivano attratte da quella positiva e pertanto
le
e particelle dei raggi catodici erano di segno negativo. Inoltre questi raggi negativi,
colpendo un mulinello che era stato posto all’interno del tubo di Crookes, riuscivano a farlo
mettere in moto. Perciò questi raggi non erano semplicemente fasci luminosi
luminos ma erano
composti da particelle. Per comprendere tuttavia la natura di queste particelle, Thomson
determinò il rapporto carica/massa che risultò indipendente dalla natura del gas e sia dalla
natura degli elettrodi. Pertanto si giunse a tali conclusioni:
i raggi catodici emessi da un catodo di qualsiasi sostanza, sono sempre uguali, gli atomi di
qualsiasi
elemento
contengono
le
quindi
stesse
particelle negative.
Allo stesso modo venne
scoperta
un’altra
particella, questa volta
di segno positivo, che
prese
il
nome
protone.
vennero
di
Dall’anodo
emessi
dei
Figura 3 Tubo di Crookes
raggi
che
poi
oltrepassando un foro presente nella piastra catodica divennero raggi fluorescenti. Questa
fluorescenza
scenza dovendo passare per uno spazio fra due piastre (una positiva e l’altra
negativa), si notò che
questi raggi venivano
attirati
dalla
piastra
negativa e pertanto
erano
di
segno
positivo.
Infranto
ormai
il
dogma
dell’indivisibilità
dell’atomo, bisognava
definire
la
struttura
dell’atomo. Un grande
Figura 4: Illustrazione dell'esperimento di Rutherford
passo avanti venne dato dallo scienziato Rutherford. Egli si serviva di un modesto laboratorio,
nel quale vi erano alcuni pannelli fluorescenti, i ricevitori disposti a cerchio e al centro di ciò
vi era una sottile lamina d’oro. Scagliò contro questa lamina d’oro alcune particelle alpha e
con grande meraviglia lo scienziato notò che:
gran parte delle particelle riusciva ad oltrepassare la lamina d’oro, altre invece venivano
bloccate altre ancora invece venivano riflesse.
Attraverso una celebre frase, si comprende immediatamente il grande stupore che ha
provato Rutherford in quel momento:
"E' come sparare un proiettile di 14 pollici contro un foglio di carta e vederselo tornare
indietro."
Ma dopo alcune analisi, e geniali intuizioni, Rutherford comprese che la maggior parte delle
particelle alpha passava attraverso la lamina d'oro perché questa era formata da elementi
aventi un nucleo e un orbitale elettronico tenuto a distanza da esso. Il nucleo dell'atomo, in
confronto al suo diametro totale tenendo conto delle orbite degli elettroni. è
proporzionalmente molto piccolo perché, secondo il suo esperimento, una gran parte delle
particelle alpha non colpisce il nucleo. Quelle poche che lo fanno o vengono respinte o
vengono deviate.
Gli elettroni non sono stazionari, come previsto da Thomson (il quale comunque non ammise
l'esistenza degli orbitali) ma sono in continuo movimento intorno al nucleo proprio come i
pianeti del sistema solare lo sono intorno al sole. Inoltre il nucleo non era composto da soli
protoni ma da altre particelle sub-atomiche che, comunque, vennero scoperte decenni più
tardi.
Sebbene gli esperimenti e le analisi del professor Rutherford fossero state di fondamentale
importanza per colmare la lacune introdotte dal modello atomico di Thomson non era
ancora stato spiegato come mai gli elettroni non cedevano energia all'esterno mentre
orbitavano attorno al nucleo. La eventuale spinta cinetica, ovvero l'energia di movimento,
poteva far orbitare l'elettrone per poco tempo e avrebbe dovuto essere rinnovata da
qualcosa, a discapito di un consumo energetico, ma così non era. Eppure l'elettrone
l'ele
doveva orbitare intorno al nucleo ma, allo stesso tempo, non perdere energia evitando così
di collassare dopo breve tempo.
L’idea dell’atomo come sistema planetario doveva essere abbandonata, altrimenti non si
sarebbe spiegato come mai l’elettrone non andasse a unirsi con i nucleoni. Pertanto si
introduce una nuova teoria, la teoria quantistica.
Questa teoria affermava che il trasferimento di
energia che avveniva nei processi fisici, non avveniva
in modo conitnuo bensì in piccoli pacchetti di
energia, ben definiti, detti quanti.
quanti
Questa teoria venne applicata alla struttura
atomica di Bohr il quale affermava quindi che le
variazioni
zioni
quantizzate..
energetiche
Secondo
il
di
un
atomo
erano
fisico danese, gli elettroni
potevano ruotare esclusivamente su orbite circolari. Le orbite possibili dell’atomo erano 7 e il
raggio di ognuna era 53n2 . Dove n è l’orbita sulla quale era situato l’elettrone. L’elettrone
viene attratto dal nucleone e pertanto si trova sull’orbita più piccola ovvero la prima, che
dista 53 pm dal nucleo. Per vincere questa forza di attrazione, bisogna fornirgli energia.
Tuttavia quando viene fornita energia all’elettrone, esso non può rimanere sull’orbita più
grande a lungo e pertanto è costretto a cedere energia in quanti.
Le orbite elettroniche vanno considerate come livelli quantizzati di energia, le varie orbite
possibili, di raggio crescente avranno corrispondenti contenuti o livelli energetici crescenti (E1
– E2 – E3 – E4 – E5 – E6 – E7 ). A Bohr è anche dovuto il numero massimo di elettroni che poteva
contenere un’orbita (ogni livello energetico); tale numero era espresso dalla relazione 2n2.
Per trovare l’energia che veniva fornita al nucleo per avanzare di livello energetico in livello
energetico, Bohr ideò una formula:
ܧ− ܧଵ = ℎݒ
∆ = ܧℎݒ
Dove h è la costante di Planck che è uguale a 6,625 × 10ିଷସ
Il modello atomico di Bohr però si è rivelato valido solo per l’atomo di Idrogeno.
