Atomi, modelli atomici, ioni…

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Atomi, modelli atomici, ioni…
Un primo “studio” atomico nasce con l’idealismo i cui iniziatori furono Platone ed Aristotele. Secondo
questa corrente, non esistono “particelle fondamentali”.
Un'altra corrente fu quella dell’atomismo i cui fautori furono Leucippo e Democrito. Secondo questa
corrente, la materia è formata da particelle fondamentali (atomi).
La teoria che prevalse fu quella dell’idealismo anche grazie alla grande influenza della chiesa, infatti
bisognerà aspettare il 1800 circa con John Dalton affinché vengano riprese le teorie dell’atomismo.
Dalton elaborò una teoria atomica che prende il suo nome (teoria atomica di Dalton).
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La materia è formata da piccolissime particelle indivisibili chiamate atomi
Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno la stessa massa
Gli atomi di un elemento NON possono essere trasformati in atomi di altri elementi mediante
reazioni chimiche. Si scoprirà successivamente che è invece possibile mediante reazioni nucleari
Gli atomi di un elemento si legano agli atomi di altri elementi solo per numeri interi
Gli atomi non possono essere creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da un composto all’altro
Secondo il modello atomico di Thomson, l’atomo è una sfera di carica positiva
all’interno del quale sono sepolti gli elettroni di carica negativa.
Successivamente, Rutherford avanzò un altro modello atomico, più
complesso di quello di Thomson che prende il nome di modello atomico
planetario. Secondo questo modello, la massa dell’atomo risiede quasi
interamente nella regione centrale (nucleo) e la
maggior parte del volume è vuoto e al suo interno si
muovono gli elettroni. Rutherford dimostrò la
validità di questo modello tramite l’esperimento
dello “sparpagliamento”, cioè irradiò con raggi
radioattivi un lastra molto sottile di oro e verificò
che una parte del fascio di luce veniva deviato.
Questo dimostrò che il modello del “budino” era
inesatto, perché, se così fosse stato, i fascio di luce avrebbe dovuto attraversare
perfettamente la lastra d’oro senza nessuna deviazione. Perché avvengono tali
deviazioni? Perché il nucleo è carico positivamente proprio come le particelle α che
attraversano la lastra e quindi avviene repulsione.
Le particelle subatomiche sono:
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Protoni, carichi positivamente e situati nel nucleo. Hanno una grande massa rispetto ai neutroni
Neutroni, hanno carica neutra e una massa poco più grande di quella dei protoni. Essi sono il
risultato della “fusione” tra un protone ed un elettrone

Elettroni, sono particelle cariche negativamente e di massa quasi trascurabile. Essi ruotano attorno
al nucleo
Le particelle situate nel nucleo (protoni e neutroni) vengono chiamati nucleoni. Esistono alcuni importanti
punti:
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Gli atomi di uno stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni
Un atomo è carico in modo neutro perché il numero di elettroni è lo stesso dei protoni
Un elemento può avere diversi isotopi, ovvero atomi dello stesso elemento con lo stesso numero
di elettroni e protoni ma diverso numero di neutroni. Il comportamento chimico degli isotopi è
sempre lo stesso, cambia solo il comportamento fisico. Un esempio sono prozio, deuterio e trizio
dove il prozio e il deuterio NON sono radioattivi, mentre il trizio lo è.
In natura esistono diversi isotopi di uno stesso elemento e il numero di isotopi è direttamente
proporzionale al numero di protoni nel nucleo, al crescere dei protoni cresce anche il numero di isotopi
che l’elemento può avere. I neutroni hanno il compito di “schermare” il nucleo.
Gli elementi chimici sono presenti in natura in percentuali diverse (Si e O sono quelli più abbondanti sulla
terra) e con diverso numero di isotopi.
Gli atomi potrebbero cedere o acquistare elettroni formando ioni
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Un atomo che acquista elettroni è detto anione e la sua carica è negativa tante volte quanti sono
gli elettroni acquistati. Un esempio è
Un atomo che cede elettroni è detto catione e la sua carica è positiva tante volte quanti sono gli
elettroni ceduti. Un esempio è
In chimica esistono alcune leggi fondamentali:
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Legge di Lavoisier o della conservazione della massa: in una reazione chimica la massa si conserva,
nulla si crea, nulla si distrugge, ma tutto si conserva
Legge di Proust o delle proporzioni definite: due o più reagenti si combinano per formare composti
sempre secondo proporzioni in massa definite e costanti
Legge delle proporzioni multiple: due o più reagenti combinandosi possono dare diversi composti,
rispettando sempre la legge di Proust. Un esempio è il monossido di carbonio (CO) e il diossido di
carbonio (CO2)
Da queste leggi nasce la formula molecolare che permette di esprimere il numero di atomi di un composto
e anche il modo in cui essi si legano. Per esempio, CO indica che nel formare il monossido di carbonio
partecipano C (carbonio) e O (ossigeno) e che un atomo di carbonio si lega con un atomo di ossigeno. Un
altro esempio, CO2 indica che un atomo di carbonio lega con due atomi di ossigeno.
Importanti sono il peso atomico, spesso indicato con PA, e il peso molecolare, spesso indicato con PM. E’
possibile esprimere il peso (si fa riferimento alla massa) di un determinato atomo sotto forma di peso
assoluto, oppure si può utilizzare il peso atomico relativo che fa riferimento ad 1/12 della massa del
carbonio 12. L’unità di massa atomica è l’u.m.a. E’ preferibile utilizzare il peso atomico relativo che, tra
l’altro, è anche quello utilizzato nella tavola periodica degli elementi.
Il peso molecolare lo si ottiene sommando i singoli pesi atomici degli atomi che partecipano in un
determinato composto. Esempio:
(
)
( )
( )
Importante è la mole, ovvero la quantità di sostanza che contiene un numero di Avogadro (NA) di unità
chimiche elementari (ioni, atomi, molecole…). Il numero di Avogadro vale
. Un esempio:




Sostanze diverse hanno PM e PA diversi, quindi moli di sostanze diverse hanno peso diverso. Se prendessi
una massa in grammi pari al suo peso atomico molecolare otterrei perfettamente una mole di quella
sostanze (18,01 grammi di acqua sono pari ad una mole di acqua).
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