Peso atomico - numero atomico
ATOMO
MODELLI ATOMICI: Il termine atomo (dal greco: indivisibile) fu ripreso dal filosofo
greco Democrito che per primo, nel IV sec. a.C., aveva ipotizzato che la materia fosse
costituita da particelle indivisibili. Quella di Democrito era una teoria filosofica, non si
basava cioè su dati oggettivi e non incontrò daltronde un grande favore. Nei secoli che
seguirono, infatti, le interpretazioni più seguite furono altre e fu necessario aspettare 2000
anni perchè queste idee riprendessero piede.
La materia è composta da atomi. L’atomo è
la più piccola particella che è formata la materie ed è indivisibile ed indistruttibile. Un
insieme di atomi che hanno la stessa dimensione e la stessa massa (per cui hanno le
stesse proprietà chimico fisiche) sono chiamati elementi.
Ogni elemento è rappresentabile
da un simbolo.
IL MODELLO ATOMICO DI DALTON: John Dalton (1766 – 1844), insegnante di
matematica e filosofia naturale a Manchester, prese spunto dalle ricerche di Lavoisier e
Proust per elaborare la prima teoria atomica nel 1803, che si basa sulle seguenti
assunzioni
La materia è fatta di atomi piccolissimi, che sono indivisibili e
indistruttibili.
Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno la
stessa massa.
Gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in
atomi di altri elementi.
Gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si
trasferiscono interi da un composto all’altro
Anche la teoria di Dalton tuttavia dovette ben presto essere modificata. Le nuove scoperte
fatte tra la fine del 1800 e l'inizio del 1900 dimostrarono infatti che l'atomo è divisibile e
costituito da particelle più piccole dette subatomiche. Rimane valida la seguente
definizione di atomo:
LA NATURA ELETTRICA DELLA MATERIA Fin dall'antichità erano note le proprietà di
alcuni materiali quali l'ambra (nome greco "electron") di attirare, in seguito a strofinio,
corpi di piccole dimensioni come pezzetti di carta o peli.W. Gilbert, nel XVI secolo,
catalogò un vasto insieme di materiali che avevano proprietà simili e li definì elettrizzati.
Non tutti i materiali elettrizzati sono però in grado di attirare gli stessi piccoli oggetti e ciò
è dovuto al fatto che esistono due tipi diversi di elettricità: quella definita positiva e quella
definita negativa. Convenzionalmente i materiali dal comportamento analogo al vetro si
dice che acquistano carica elettrica negativa (-), mentre quelli che si comportano come
l'ambra si dice che acquistano carica elettrica positiva (+).
Tra due elementi elettrizzati
dello stesso tipo, si manifesta sempre una forza repulsiva. Nella figura è mostrata la
repulsione tra due corpi carichi positivamente; tra due corpi carichi negativamente si
osserva il medesimo effetto.
Tra due elementi di diverso tipo, ad esempio vetro e ambra, si manifesta sempre una
forza attrattiva
Queste esperienze rivelano una delle proprietà fondamentali della materia cioè la sua
carica elettrica. Prima dello strofinio nella materia esiste un ugual numero di particelle
positive e negative, la materia ci appare dunque neutra. Strofinando l'ambra alcune
particelle di carica elettrica negativa le vengono tolte e rimangono sul panno di lana; per
questo l'ambra si carica positivamente. Nel caso del vetro, invece, è la lana a rilasciare
alcune particelle negative al materiale caricandolo quindi negativamente.
LE PARTICELLE SUBATOMICHE
Vari esperimenti condotti all'inizio del 1900
dimostrarono che gli atomi non sono indivisibili ma costituiti da particelle più piccole
(elementari).
Se a due elettrodi posti alle estremità di un tubo di Crokes in cui è fatto il
vuoto viene applicato un alto voltaggio (pila), dall'elettrodo negativo (catodo) si dipartono
dei raggi detti raggi catodici.
Thomson dimostrò che tali raggi sono costituiti da un flusso di
particelle cariche negativamente che chiamò
elettroni.
I raggi catodici mettono in moto la ruota a pale (hanno natura
corpuscolare).
I raggi catodici vengono attratti dal piatto metallico carico
positivamente (hanno carica negativa).
MODELLO ATOMICO DI THOMSON:
Nel 1897 Thomson identificò gli elettroni, particelle
subatomiche con carica elettrica negativa e con massa trascurabile. Quindi la teoria
atomica di Dalton fu messa in discussione. Thomson poi propose il primo modello di
atomo in cui si facesse riferimento a particelle subatomiche, cioè a particelle più piccole
dell’atomo: egli ipotizzò che l’atomo fosse una sferetta carica positivamente all’interno
della quale erano disposti gli elettroni in modo tale da neutralizzare la carica positiva.
Il
modello di Thomson rappresentò un importante passo avanti, ma non era del tutto
convincente: infatti se c’erano delle particelle subatomiche negative dovevano esserci
anche delle subparticelle positive. Difatti il modello atomico di Thomson si rappresenta :
MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD
Rutherford propose un modello secondo cui protoni e neutroni erano disposti nel nucleo,
mentre gli elettroni erano liberi di muoversi attorno al nucleo stesso. Questo scienziato
bombardando una sottile lamina d’oro, con delle particella alfa (particelle positive),
avevano osservato che la maggior parte delle particelle riuscivano a passare indisturbate e
soltanto una su ottomila rimbalzava in direzione opposta. Grazie a questo esperimento
dedussero che l’atomo è per la maggior parte costituito da spazio vuoto. Il modello
atomico di Rutherford considera l’atomo formato da un nucleo centrale, ne l quale risiede
la quasi totalità della massa (poiché gli elettroni hanno una massa trascurabile) e dagli
elettroni che ruotano intorno al nucleo descrivendo delle orbite, per la sua somiglianza con
il sistema solare viene detto modello atomico planetario
Questo modello atomico non era, tuttavia, in grado di dare una valida spiegazione agli
esperimenti che avevano messo in evidenza la capacità degli elettroni di assorbire e di
emettere energia.
LE PARTICELLE SUBATOMICHE
CARICA
MASSA
PROTON
I
ELETTRO
NI
NEUTRO
NI
+ 1C
- 1C
NON
CARICA
1 uma
DOVE
SI
NELL’ATOMO
NEL NUCLEO
TRASCURABI RUOTANO
SU
LE
ORBITE
HANNO 1 uma
NEL NUCLEO
TROVA
SETTE
LA SOMMA DELLE MASSE DI PROTONI E NEUTRONI DÀ LA MASSA ATOMICA.
Un
atomo individuato da queste due grandezze (A e Z) si chiama nuclide:
NUMERO ATOMICO (Z) indica il numero di protoni contenuti in un atomo. In un atomo
neutro il numero atomico indica anche il numero di elettroni.
INUMERO DI MASSA (A) esprime il numero totale di protoni e neutroni contenuti in un
atomo. Il numero di protoni può essere dato dalla differenza A–Z.
Il numero di neutroni è
estremamente variabile da un atomo di un elemento all’altro; aumenta con l’aumentare
del numero di protoni senza una regola fissa o di stretta proporzionalità.
Le proprietà chimichedell’ atomo sono legate al numero di elettroni, e precisamente a
quelli più esterni (ELETTRONI DI VALENZA). LE PROPRIETÀ CHIMICHE
DELL’ATOMO SONO QUINDI LEGATE AL NUMERO ATOMICO.
6
11
12
17
8
PROTONI
ELETTRONI
6
11
12
17
8
NEUTRONI
6
12
14
18
8
QUANTO
PESA 12
23
26 uma 35
16
L’ATOMO?
uma uma
uma uma
ISOTOPI sono atomi che presentano lo stesso numero atomico ma un diverso numero di
massa cioè hanno tra di loro un diverso numero di neutroni. Gli elementi presenti in natura
sono, di solito, un misto di vari isotopi. (rispettivamente i nuclidi H prozio, H deuterio
e
H trizio).
PROTONI
1
1
1
ELETTRONI
1
1
1
NEUTRONI
0
1
2
QUANTO
PESA 1
2
3
L’ATOMO?
Z = numero di elettroni (e quindi di protoni) NUMERO ATOMICO
A = protoni + neutroni
NUMERO DI MASSA
A - Z = numero di neutroni
M = peso atomico o MASSA ATOMICA (in
uma)
La massa atomica non coincide col numero atomico per varie ragioni:
le masse di protoni e neutroni non sono proprio uguali a 1
in uno stesso elemento spesso ci sono isotopi diversi
(diverso numero di neutroni, vedi sotto), che
contribuiscono ognuno per una certa percentuale al peso
atomico medio finale
se si potesse pesare, un nucleo peserebbe meno della somma
dei pesi dei protoni e neutroni che contiene: all’atto della
sua formazione, si libera una grande quantità di energia
(energia di legame nucleare), che comporta una perdita di
massa (difetto di massa). L’energia che si libera all’atto
della formazione dei legami tra nucleoni è la stessa che
occorre per scindere il nucleo nei suoi componenti.
L’atomo nel suo complesso risulta elettricamente neutro, perché anche se protoni ed
elettroni sono portatori di carica elettrica, queste sono della stessa entità, ma di segno
opposto; infatti in un atomo il numero dei protoni è sempre uguale al numero degli
elettroni
IONE
atomi o gruppi di atomi con carica elettrica positiva o negativa. Tipici ioni sono, lo
ione sodio Na+, lo ione Cl-. Gli ioni positivi sono chiamati cationi, quelli negativi anioni
Cl-.
CATIONI: sono i metalli che hanno perso o uno o più elettroni di valenza per avere
l’ultimo livello completo
ANIONI: sono non metalli che acquistano uno o più elettroni per
avere l’ultimo livello completo
STRUTTURA DELL’ATOMO.
Al centro dell’atomo c’è il nucleo (109 volte più piccolo del
diametro dell’atomo!). Il nucleo è formato da due tipi di particelle (nucleoni): i protoni
(carica positiva) ed i neutroni (nessuna carica). Queste particelle, che immaginiamo
sferiche, hanno massa di circa 1 uma (unità di massa atomica, è la massa dell’atomo di
idrogeno).
Attorno al nucleo ruotano, a grandissima distanza e velocità (circa 1/100 della
velocità della luce), gli elettroni: piccole particelle aventi carica negativa e massa 1837
volte più piccola dei nucleoni. Nell’insieme, l’atomo è elettricamente neutro.
Il volume
dell’atomo corrisponde di fatto allo spazio in cui ruotano gli elettroni: il suo diametro è
dell’ordine degli Angstrom (1 Å = 10-10 m). Il diametro del nucleo è invece molto più
piccolo del diametro dell’atomo: circa 10.000 volte inferiore. Ciò significa che l’atomo è
per la maggior parte spazio vuoto! Tutta la massa dell’atomo è praticamente
situata nel nucleo (essendo la massa degli elettroni trascurabile rispetto a
quella dei nucleoni)
La massa degli atomi dei vari elementi è compresa tra 10-24 e 1022 g: per evitare numeri così piccoli, la massa dell’atomo si misura in unità di massa
atomica (uma): 1 uma è per convenzione la dodicesima parte della massa del carbonio 12
(l’isotopo più comune del carbonio). 1 uma = 1.66 x 10-24 g
Massa protone: 1.00757 uma (circa 1)
Massa neutrone: 1.00893 uma (circa 1)
Massa
elettrone: 0.000548 uma(circa zero)
La somma delle masse di protoni e neutroni dà la
massa atomica. Esempi: idrogeno 1 uma; carbonio 12 uma; ossigeno 16 uma; sodio 23
uma; cloro 35 uma. La somma delle masse atomiche dei vari atomi in una molecola dà la
massa molecolare.
Esempi: H2O 18 uma; NaCl 58 uma.
Il grammo-atomo è il peso atomico
espresso in g (12g per il carbonio); la grammo-molecola è il peso molecolare espresso in g
(18g per l’acqua). In un grammo-atomo e in una grammo-molecola è contenuto lo stesso
numero di atomi o di molecole: il numero di Avogadro o mole.
L’ATOMO DI BOHR
Il modello di Bohr si basa su alcune ipotesi fondamentali:
PRIMA
IPOTESI: Nell'atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo su 7 orbite circolari. Ognuna
di queste orbite ha un raggio ben determinato
SECONDA IPOTESI: Il momento angolare
degli elettroni é quantizzato. Esso può assumere soltanto certi valori (valori permessi), ma
non può assumere i valori intermedi fra quelli permessi.
Dopo aver introdotto queste
ipotesi, Bohr studia la situazione dell'elettrone utilizzando le leggi della fisica classica.
L'elettrone é soggetto alla forza di attrazione del nucleo. Questa forza provoca il suo moto
di rotazione e quindi costituisce la forza centripeta. Gli elettroni nelle loro orbite
possiedono una certa quantità di energia; essi infatti sono in moto, e quindi hanno energia
cinetica; inoltre hanno energia potenziale dovuta all'attrazione elettrostatica tra elettrone e
nucleo.
TERZA IPOTESI: Finché un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non
assorbe energia.
Per passare da un'orbita con energia minore a un'orbita con energia
maggiore (cioè da un'orbita più interna a una più esterna), l'elettrone deve ricevere
dall'esterno una quantità di energia corrispondente alla differenza di energia fra le due
orbite; se invece passa da un'orbita con energia maggiore a un'orbita con energia minore,
l'elettrone emette una quantità di energia pari alla differenza di energia fra le due orbite.
L'energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica. Esiste una
relazione matematica fra i valori di energia delle orbite di partenza e di arrivo e la
frequenza della radiazioni:
L’ipotesi più accreditata rimane quella di Bohr, secondo cui gli elettroni si muovono
attorno al nucleo (in cui sono contenuti protoni e neutroni) descrivendo delle orbite
stazionarie ben delimitate. Bohr considera l’atomo formato da un nucleo centrale, nel
quale risiede quasi tutta la massa, e dagli elettroni che ruotano intorno al nucleo
descrivendo orbite ben precise (stazionarie). Gli elettroni possono acquistare o cedere
energia per passare da un orbita all’altra, la quantità di energia acquistata o ceduta è pari
alla differenza di energia esistente tra le due orbite.
Nella figura accanto sono rappresentate le sette orbite stazionarie ipotizzate da Bohr.
Secondo Bohr l’elettrone emette o assorbe energia soltanto se questa gli consente di
passare daun orbita stazionaria all’altra. Attorno al nucleo possono esserci al massimo 7
gusci con elettroni orbitanti. Ogni guscio può contenere solo un numero limitato di
elettroni
LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA: Serve a conoscere gli elettroni esterni (di
valenza) e quindi a sapere quali e quanti elettroni prenderanno parte alla formazione dei
legami. Di seguito elenchiamo alcune regole che servono a stabilire la configurazione
elettronica degli elementi:
Teoricamente il numero di livelli è infinito, ma per gli elementi
noti è stato individuato un numero massimo di 7 strati (o
livelli o gusci) di elettroni intorno al nucleo
Gli strati o livelli possono contenere numeri differenti di
elettroni. Questo numero aumenta andando dallo strato
più vicino al nucleo alla periferia.
Il numero di elettroni che ogni livello può contenere e dato
dalla formula 2n2, n è il numero di livello
Gli elettroni degli strati più vicini al nucleo possiedono energie
minori degli elettroni appartenenti agli strati più lontani dal
nucleo.
Gli elettroni si dispongono sempre negli strati di minor energia
e riempiono questi prima di occupare posizioni più lontane
dal nucleo a maggiore energia; solamente l'ultimo strato
può quindi essere incompleto.
Nella tabella che segue vengono indicati i numeri massimi di elettroni che possono
occupare i primi quattro livelli. Ricordiamo che questo numero può essere calcolato dalla
formula: 2n2 in cui n rappresenta il numero che contraddistingue il livello. Es: il livello
numero 3 può contenere 2 x 9 =18 elettroni.
livello
1°
2°
3°
4°
n° di elettroni
2
8
18
32
SOTTOLIVELLI
Da un'analisi più approfondita dei dati sperimentali in ogni livello sono
stati inoltre individuati dei sottolivelli che vengono indicati con le lettere s, p, d e f.
Significa che all'interno di un singolo livello non tutti gli elettroni possiedono la stessa
energia anche se le differenze fra di essi sono sicuramente minori che tra elettroni che
occupano livelli differenti. Riassumiamo alcune informazioni riguardanti il riempimento
elettronico dei sottolivelli:
Nel
Nel
Nel
Nel
1° livello esiste solamente il sottolivello s.
2° livello esistono i sottolivelli s e p.
3° livello esistono i sottolivelli s, p e d.
4° livello e in tutti quelli successivi esistono i sottolivelli s,
p, d e f.
Il sottolivello s può contenere 2 elettroni, il sottolivello p ne
può contenere 6, il sottolivello d ne può contenere 10 e
quello f 14.
All'interno di ogni livello l'energia dei sottolivelli cresce
nell'ordine s, p, d, f e questo quindi è anche l'ordine con
cui vengono riempiti
L’ ORBITALE l’orbitale è la regione di spazio dove si ha il 90% della probabilità di
trovare l’elettrone.
Gli orbitali possono essere rappresentati graficamente con superfici che
rappresentano la nube di densità elettronica; essi comprendono il 90 % di probabilità che
l’elettrone si trovi al loro interno.
n = 1 orbitale s
n = 2 orbitali s e p
n = 3 orbitali s, p e d
n = 4 orbitali s, p, d e f
.
spin (s): indica il senso di rotazione dell’elettrone. Assume solo valori che siano – ½ o +
½.
Il sottolivello s possiede un solo orbitale e può contenere due elettroni.
Il sottolivello p,
possiede tre orbitali e può contenere sei elettroni.
Il sottolivello d possiede cinque orbitali e
può contenere dieci elettroni.
Il sottolivello f possiede sette orbitali e può contenere
quattordici elettroni.
PRINCIPIO DI PAOLI: Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni che si
disporranno con spin opposto. Quindi il primo livello energetico può contenere al massimo
due elettroni, il secondo otto, il terzo sedici, il quarto trentadue. Gli elettroni occuperanno
per primi gli orbitali di più bassa energia. L’energia cresce con il livello energetico e con la
complessità della forma degli orbitali. In uno stesso livello energetico l’energia cresce nel
seguente ordine: s < p < d < f, gli orbitali appartenenti allo stesso sottolivello energetico
hanno la stessa energia ( orbitali degeneri ). Quando gli elettroni vanno ad occupare
orbitali con uguale energia li riempiono prima parzialmente, disponendosi con lo stesso
spin, e poi li completano
L’ordine di riempimento degli orbitali, che si può ricavare ricorrendo alla regola della
diagonale, è il seguente:
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6,7s2, 5f14,
6d10, 7p6.
Il riempimento dei sottolivelli non avviene però sempre con la regolarità che abbiamo
indicato sopra perchè nei livelli più lontani dal nucleo le differenze di energia fra i diversi
sottolivelli tendono a diminuire sempre più e anzi in alcuni casi avvengono delle
"sovrapposizioni" tra sottolivelli. Per poter stabilire le configurazioni elettroniche di tutti gli
elementi chimici è però sufficiente seguire lo schema riportato sotto, chiamato anche
REGOLA DELLA DIAGONALE:
A volte può essere utile scrivere la struttura elettronica rappresentando gli orbitali con dei
quadratini e gli elettroni con delle frecce orientate in modo da tenere conto dello spin.
IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG:
Date le caratteristiche
dell’elettrone, Heisemberg formulò il suo principio di indeterminazione, secondo cui è
impossibile determinare con eguale precisione la velocità e la posizione dell’elettrone.Il
principio di esclusione di Pauli (1925) afferma che gli elettroni di uno stesso atomo non
possono a vere tutti e 4 i numeri quantici uguali (almeno uno deve essere diverso).
REGOLA DI HUND:
La regola di Hund, o principio della massima molteplicità afferma che gli elettroni si
dispongono ad occupare il massimo numero di orbitali in un sottolivello.
PRINCIPIO DI AUFBAU:
Per il principio di Aufbau, gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali seguendo l’ordine di
energia crescente.
Lo stato fondamentale di un atomo è quello in cui questo è neutro e
non eccitato
Fonte: http://www.liceocottini.it/documenti/FAD/chimica/modelli%20atomici.doc
Peso atomico - numero atomico
Da Wikipedia, l'enciclopedia libera.
Tabella degli elementi chimici ordinati per numero
atomico colorati in funzione del tipo. È riportato anche il nome, il simbolo, il gruppo, la
massa atomica e lo scopritore.
N
Nome
o.
Period
Simbo
o,
Gru Massa
(g/mol)
lo
ppo
Densità
temperatura
di
(g/cm³)
fusione
(°C)
a 20 °C
temperatur
a
di
ebollizione
(
°C)
1
Idrogeno
H
1, 1
1.00794(7)[1] [2] [3]
0.084
g/l
-252.9
2
Elio
He
1, 18
4.002602(2)[1] [3]
0.17 g/l
3
4
5
Litio
Berillio
Boro
Li
Be
B
2, 1
2, 2
2, 13
6.941(2)[1] [2] [3] [4]
9.012182(3)
10.811(7)[1] [2] [3]
0.53
1.85
2.46
-272.2
MPa)
180.5
1278
2300
6
Carbonio
C
2, 14
12.0107(8)[1] [3]
3.51
3550
4827
7
8
9
1
0
1
1
1
2
1
3
1
4
1
5
1
6
1
7
1
8
1
9
2
0
2
1
2
2
2
3
2
Azoto
Ossigeno
Fluoro
N
O
F
2, 15
2, 16
2, 17
14.0067(2)[1] [3]
15.9994(3)[1] [3]
18.9984032(5)
1.17 g/l
1.33 g/l
1.58 g/l
-209.9
-218.4
-219.6
-195.8
-182.9
-188.1
Neon
Ne
2, 18
20.1797(6)[1] [2]
0.84 g/l
-248.7
-246.1
Sodio
Na
3, 1
22.98976928(2)
0.97
97.8
892
Magnesio
Mg
3, 2
24.3050(6)
1.74
648.8
1107
Alluminio
Al
3, 13
26.9815386(8)
2.70
660.5
2467
Silicio
Si
3, 14
28.0855(3)[3]
2.33
1410
2355
Fosforo
P
3, 15
30.973762(2)
1.82
44 (P4)
280 (P4)
Zolfo
S
3, 16
32.065(5)[1] [3]
2.06
113
444.7
Cloro
Cl
3, 17
35.453(2)[1] [2] [3]
2.95 g/l
-34.6
-101
Argon
Ar
3, 18
39.948(1)[1] [3]
1.66 g/l
-189.4
-185.9
Potassio
K
4, 1
39.0983(1)
0.86
63.7
774
Calcio
Ca
4, 2
40.078(4)[1]
1.54
839
1487
Scandio
Sc
4, 3
44.955912(6)
2.99
1539
2832
Titanio
Ti
4, 4
47.867(1)
4.51
1660
3260
Vanadio
V
4, 5
50.9415(1)
6.09
1890
3380
Cromo
Cr
4, 6
51.9961(6)
7.14
1857
2482
-259.1
(a
2.5
-268.9
1317
2970
2550
4
2
5
2
6
2
7
2
8
2
9
3
0
3
1
3
2
3
3
3
4
3
5
3
6
3
7
3
8
3
9
4
0
4
1
4
2
4
3
4
4
4
5
4
6
4
7
4
8
Manganes
e
Mn
4, 7
54.938045(5)
7.44
1244
2097
Ferro
Fe
4, 8
55.845(2)
7.87
1535
2750
Cobalto
Co
4, 9
58.933195(5)
8.89
1495
2870
Nichel
Ni
4, 10
58.6934(2)
8.91
1453
2732
Rame
Cu
4, 11
63.546(3)[3]
8.92
1083.5
2595
Zinco
Zn
4, 12
65.409(4)
7.14
419.6
907
Gallio
Ga
4, 13
69.723(1)
5.91
29.8
2403
Germanio
Ge
4, 14
72.64(1)
5.32
937.4
2830
Arsenico
As
4, 15
74.92160(2)
5.72
613
613 (subl.)
Selenio
Se
4, 16
78.96(3)[3]
4.82
217
685
Bromo
Br
4, 17
79.904(1)
3.14
-7.3
58.8
Kripton
Kr
4, 18
83.798(2)[1] [2]
3.48 g/l
-156.6
-152.3
Rubidio
Rb
5, 1
85.4678(3)[1]
1.53
39
688
Stronzio
Sr
5, 2
87.62(1)[1] [3]
2.63
769
1384
Ittrio
Y
5, 3
88.90585(2)
4.47
1523
3337
Zirconio
Zr
5, 4
91.224(2)[1]
6.51
1852
4377
Niobio
Nb
5, 5
92.906 38(2)
8.58
2468
4927
Molibdeno
Mo
5, 6
95.94(2)[1]
10.28
2617
5560
Tecnezio
Tc
5, 7
[98.9063][5]
11.49
2172
5030
Rutenio
Ru
5, 8
101.07(2)[1]
12.45
2310
3900
Rodio
Rh
5, 9
102.90550(2)
12.41
1966
3727
Palladio
Pd
5, 10
106.42(1)[1]
12.02
1552
3140
Argento
Ag
5, 11
107.8682(2)[1]
10.49
961.9
2212
Cadmio
Cd
5, 12
112.411(8)[1]
8.64
321
765
4
9
5
0
5
1
5
2
5
3
5
4
5
5
5
6
5
7
5
8
5
9
6
0
6
1
6
2
6
3
6
4
6
5
6
6
6
7
6
8
6
9
7
0
7
1
7
2
7
Indio
In
5, 13
114.818(3)
7.31
156.2
2080
Stagno
Sn
5, 14
118.710(7)[1]
7.29
232
2270
Antimonio
Sb
5, 15
121.760(1)[1]
6.69
630.7
1750
Tellurio
Te
5, 16
127.60(3)[1]
6.25
449.6
990
Iodio
I
5, 17
126.90447(3)
4.94
113.5
184.4
Xeno
Xe
5, 18
131.293(6)[1] [2]
4.49 g/l
-111.9
-107
Cesio
Cs
6, 1
132.9054519(2)
1.90
28.4
690
Bario
Ba
6, 2
137.327(7)
3.65
725
1640
Lantanio
La
6
138.90547(7)[1]
6.16
920
3454
Cerio
Ce
6
140.116(1)[1]
6.77
798
3257
Praseodim
io
Pr
6
140.90765(2)
6.48
931
3212
Neodimio
Nd
6
144.242(3)[1]
7.00
1010
3127
Promezio
Pm
6
[146.9151][5]
7.22
1080
2730
Samario
Sm
6
150.36(2)[1]
7.54
1072
1778
Europio
Eu
6
151.964(1)[1]
5.25
822
1597
Gadolinio
Gd
6
157.25(3)[1]
7.89
1311
3233
Terbio
Tb
6
158.92535(2)
8.25
1360
3041
Disprosio
Dy
6
162.500(1)[1]
8.56
1409
2335
Olmio
Ho
6
164.93032(2)
8.78
1470
2720
Erbio
Er
6
167.259(3)[1]
9.05
1522
2510
Tulio
Tm
6
168.93421(2)
9.32
1545
1727
Itterbio
Yb
6
173.04(3)[1]
6.97
824
1193
Lutezio
Lu
6, 3
174.967(1)[1]
9.84
1656
3315
Afnio
Hf
6, 4
178.49(2)
13.31
2150
5400
Tantalio
Ta
6, 5
180.9479(1)
16.68
2996
5425
3
7
4
7
5
7
6
7
7
7
8
7
9
8
0
8
1
8
2
8
3
8
4
8
5
8
6
9
7
Tungsteno
W
6, 6
183.84(1)
19.26
3407
5927
Renio
Re
6, 7
186.207(1)
21.03
3180
5627
Osmio
Os
6, 8
190.23(3)[1]
22.61
3045
5027
Iridio
Ir
6, 9
192.217(3)
22.65
2410
4130
Platino
Pt
6, 10
195.084(9)
21.45
1772
3827
Oro
Au
6, 11
196.966569(4)
19.32
1064.4
2940
Mercurio
Hg
6, 12
200.59(2)
13.55
-38.9
356.6
Tallio
Tl
6, 13
204.3833(2)
11.85
303.6
1457
Piombo
Pb
6, 14
207.2(1)[1] [3]
11.34
327.5
1740
Bismuto
Bi
6, 15
208.98040(1)
9.80
271.4
1560
Polonio
Po
6, 16
[208.9824][5]
9.20
254
962
Astato
At
6, 17
[209.9871][5]
302
337
Radon
Rn
6, 18
[222.0176][5]
9.23 g/l
-71
-61.8
Berkelio
Bk
7
[247.0703][5]
13.25
986
Peso atomico - numero atomico
Ossigeno Elemento gassoso di simbolo O e numero atomico 8, appartenente al gruppo VIB
(o 16) della tavola periodica. Scoperto nel 1774 dal chimico britannico Joseph Priestley e,
indipendentemente, dal chimico svedese Carl Wilhelm Scheele, fu riconosciuto come un
gas semplice dal chimico francese Antoine-Laurent Lavoisier che gli diede il
nome.
Proprietà e diffusione L'ossigeno è un gas incolore, inodore, insapore e debolmente
magnetico, che può essere condensato in un liquido blu pallido con spiccate caratteristiche
magnetiche. Allo stato solido è di colore blu ed è prodotto comprimendo ad altissime
pressioni il liquido. Ha peso atomico 15,9994 e densità 1,429 g per litro; a pressione
atmosferica, solidifica alla temperatura di -218,8 °C e liquefa a -183,4 °C.
È l'elemento più
abbondante del nostro pianeta e rappresenta il 21% in volume, o il 23,15% in peso,
dell'atmosfera; l'85,8% degli oceani (nell'acqua pura la percentuale è 88,8%), e il 46,7%
della crosta terrestre, sotto forma di rocce e minerali, è composto di ossigeno. Esso
rappresenta il 60% del nostro corpo e, oltre a essere un costituente principale dell'acqua,
è presente nei composti chimici che formano i tessuti degli organismi viventi; quasi tutte le
piante e gli animali, tra cui l'uomo, hanno bisogno di ossigeno, allo stato libero o
combinato, per mantenersi in vita.
Si conoscono tre strutture dell'ossigeno: l'ossigeno
normale, contenente due atomi per molecola, con formula O2; l'ozono, contenente tre
atomi per molecola, con formula O3; e una forma di colore blu pallido, non magnetica, O4,
che contiene quattro atomi per molecola e che degrada immediatamente a ossigeno
normale. Sono inoltre noti tre isotopi stabili, di cui il più abbondante è l'ossigeno -16
(massa atomica 16), che rappresenta il 99,76% dell'ossigeno normale e che è stato usato
nella determinazione dei pesi atomici fino agli anni Sessanta.
L'ossigeno viene preparato in
laboratorio da sali come il clorato di potassio, il perossido di bario e il perossido di sodio. Il
metodo di preparazione industriale più importante è l'elettrolisi dell'acqua e la distillazione
frazionata dell'aria liquida. In quest'ultimo processo, l'aria viene liquefatta e poi lasciata
evaporare; l'azoto, più volatile, evapora prima, lasciando l'ossigeno che può essere
raccolto, quindi trasportato sia in forma liquida sia gassosa.
Dal punto di vista chimico
l'ossigeno interviene in un gran numero di composti organici e inorganici. Reagisce con
quasi tutti gli elementi, tra cui anche i gas nobili, formando composti che vengono detti
ossidi (una reazione chimica in cui si forma un ossido è detta ossidazione). La velocità di
reazione è determinata dai vari elementi e può essere anche molto rapida, come avviene
ad esempio nel caso della combustione. Nella combustione spontanea, il calore generato
dalla reazione è sufficiente per innalzare la temperatura della sostanza fino al punto di
generare fiamme. L'ossigeno si combina così vigorosamente con il fosforo che il calore
liberato dalla reazione provoca la fusione di quest'ultimo. Alcune polveri estremamente
fini, dette sostanze piroforiche, presentano una superficie esposta all'aria molto estesa e
possono dar luogo istantaneamente a reazioni di combustione spontanea. Lo zolfo,
l'idrogeno, il sodio e il magnesio reagiscono con l'ossigeno in modo meno energetico e
bruciano solo dopo accensione. Alcuni elementi, ad esempio il rame e il mercurio, formano
ossidi molto lentamente, anche se portati ad alta temperatura. Infine i metalli inattivi,
come il platino, l'iridio e l'oro, reagiscono con l'ossigeno solo per mezzo di metodi
indiretti.
Usi L'ossigeno è usato in grandi quantità nelle saldature ad alta temperatura, in
cui viene sfruttata la fiamma caldissima prodotta da una miscela con altri gas. Viene
inoltre somministrato a pazienti con difficoltà respiratorie, o a persone che si trovano in
condizioni particolari in cui la concentrazione di ossigeno è troppo bassa per permettere la
normale respirazione. L'aria arricchita di ossigeno è utilizzata nelle fornaci per la
manifattura dell'acciaio.
L'ossigeno a elevata purezza trova impiego nell'industria
metallurgica ed è di estrema importanza come propellente liquido per missili e razzi.
fonte: http://web.romascuola.net/itaer/vaula/chimica/ossigeno.htm
