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EVOLUZIONE DEI MODELLI DELLA STRUTTURA ATOMICA DAL V SEC. a.C. AD OGGI.

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Presentazione sul tema: "EVOLUZIONE DEI MODELLI DELLA STRUTTURA ATOMICA DAL V SEC. a.C. AD OGGI."— Transcript della presentazione:

1 EVOLUZIONE DEI MODELLI DELLA STRUTTURA ATOMICA DAL V SEC. a.C. AD OGGI

2 1) Latomo secondo LEUCIPPO e DEMOCRITO Leucippo (450 a.C.) sosteneva che la materia non fosse continua (continua = suddivisibile allinfinito in particelle sempre più piccole) ma formata da particelle piccolissime (finite e indivisibili). Democrito ( a.C.) fu il primo che attribuì il nome «atomi» (da a-tomos = non divisibile) a tali particelle infinitamente piccole, immutabili, indistruttibili e indivisibili. Secondo tale filosofo gli atomi di sostanze diverse sono diversi per forma e dimensioni.

3 Platone e Aristotele sostenevano invece che la materia fosse continua (= suddivisibile allinfinito in particelle sempre più piccole) Lucrezio (95 – 55 a.C.) riprende lidea atomista (De rerum natura) Per più di 2000 anni prevalse lidea della materia sostenuta da Aristotele

4 2) Latomo secondo DALTON Lidea che la materia fosse costituita da particelle indivisibili fu ripresa solo allinizio dellOttocento (1803) da John Dalton il quale ipotizzò il primo modello atomico in base ai risultati sperimentali ottenuti dagli studi di Antoine Lavoisier e di Joseph-Louis Proust.

5 PRIMA LEGGE PONDERALE DELLA MATERIA 1789 Lavoisier studiò sperimentalmente le trasformazioni chimiche arrivando a enunciare la legge di conservazione della massa. In una reazione chimica, la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti. Cioè nel corso delle reazioni chimiche, la materia non può essere creata né distrutta ma solo trasformata Es: CaO + CO 2 = CaCO 3 27,3 g + 21,5 g = 48,8 g

6 SECONDA LEGGE PONDERALE DELLA MATERIA 1799 Proust scompose numerosi composti minerali negli elementi costitutivi misurandone le diverse quantità e proporzioni, arrivando a enunciare la legge delle proporzioni definite. In un composto, il rapporto tra le masse degli elementi che lo costituiscono è definito e costante. Cioè quando due o più elementi si combinano per dare un composto, lo fanno secondo rapporti in massa definiti e costanti

7 Es. carbonato di rame (CuCO 3 ) Proust verificò che, riscaldando diversi campioni di carbonato di rame, le proporzioni tra gli elementi rimanevano costanti: per ogni grammo di C cerano sempre 5,3g di Cu e 4g di O. massa CuCO 3 = 1 + 5,3 + 4 = 10,3 g massa C 1 : 10,3 = x : 100 x = 9,7 % massa Cu 5,3 : 10,3 = x : 100 x = 51,5 % massa O 4 : 10,3 = x : 100 x = 38,8 % Gli elementi che formano un composto sono presenti sempre nella stessa % in peso.

8 TERZA LEGGE PONDERALE DELLA MATERIA 1808 Dalton osservò che alcune coppie di elementi possono combinarsi tra loro in modi diversi e dare origine a più di un composto.

9 Dalton arrivò così a enunciare la legge delle proporzioni multiple. Quando un elemento si combina con la stessa massa di un secondo elemento per formare composti diversi, le masse del primo elemento stanno fra loro in rapporti semplici, esprimibili tramite numeri interi piccoli. Cioè quando due elementi si combinano tra loro per dare più composti, una stessa quantità di uno dei due si combina con quantità multiple dellaltro. Le quantità multiple stanno fra loro come numeri piccoli e interi. Nellesempio riportato, le masse di ossigeno che si combinano con 1g di C sono 1,33g e 2,66g, quindi le due masse stanno tra loro in rapporto di 1:2 (rapporto di numeri piccoli e interi)

10 John Dalton fu il primo a formulare una teoria atomica su basi sperimentali

11 La teoria atomica di Dalton (1803) la materia è fatta di atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili; tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno la stessa massa,volume e proprietà; gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi; gli atomi di un elemento si combinano solo con numeri interi di atomi di un altro elemento; gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da un composto allaltro. La teoria concorda con le leggi della conservazione della massa e delle proporzioni definite ma anche con la legge delle proporzioni multiple, formulata da Dalton successivamente alla teoria atomica.

12 La teoria atomica spiega le leggi ponderali Un composto ha composizione costante perché contiene un numero fisso di atomi di ogni elemento Se gli atomi in una reazione chimica non possono essere creati né distrutti, la massa totale rimane invariata.

13 Legge di Dalton Solo ammettendo che la materia sia formata da particelle indivisibili, le diverse quantità di un elemento che reagiscono con la stessa quantità di un altro elemento possono essere una multipla dellaltra. Il rapporto esistente tra le masse di uno stesso elemento che, in due diverse sostanze, si combinano con una quantità fissa di un altro elemento, è infatti lo stesso che esiste tra gli atomi che formano lunità base (molecola) delle due sostanze. Considerando la reazione tra C e O (v. diapo 8), le quantità di O che reagiscono con il C sono una doppia dellaltra perché un composto (CO) contiene un atomo di O per ogni atomo di C mentre laltro composto (CO 2 ), contiene due atomi di O ogni atomo di C.

14 PREMESSA al MODELLO ATOMICO DI THOMSON La natura elettrica della materia (pag par.1) 1)Lo strofinio di qualsiasi oggetto provoca la comparsa su di esso di una carica elettrica che può attrarre piccoli oggetti. 2) La carica elettrica può essere di due tipi: per convenzione si distingue in positiva (+) e negativa (-). 3) Cariche di segno opposto si attraggono, cariche di segno uguale si respingono.

15 4) Quando un corpo possiede lo stesso numero di cariche positive e negative è elettricamente neutro 5) Lo strofinio provoca la migrazione da un corpo allaltro di cariche elettriche negative 6) Un oggetto elettricamente carico è capace di caricare per induzione un oggetto neutro La scoperta delle proprietà elettriche della materia (pag par.2) I fenomeni elettrici erano già noti agli antichi Greci: essi avevano infatti scoperto che gli oggetti di ambra, strofinati con un panno di lana, attraevano la paglia sminuzzata. Essi chiamavano lambra elektron da cui deriva il termine elettricità che è stato utilizzato per descrivere questi fenomeni. Alla base di tutti i fenomeni elettrici cè una proprietà della materia che si chiama carica elettrica: la carica elettrica si presenta in due forme diverse, forme simili si respingono mentre quelle contrarie si attraggono.

16 - Fu il fisico americano Benjamin Franklin che distinse le due forme di elettricità in elettricità positiva ed elettricità negativa (egli interpretò i fenomeni elettrici postulando lesistenza di un fluido elettrico costituito da particelle reciprocamente repulsive). - Grazie allinvenzione della pila di Volta, nellOttocento, si comprese che lelettricità è una corrente lenta capace di provocare trasformazioni chimiche (con la corrente elettrica si decompose lacqua in idrogeno e ossigeno) e che pertanto deve esistere un collegamento tra forze chimiche e forze elettriche: nasce lelettrochimica. - Si deve al chimico svedese Berzelius il merito di avere intuito il collegamento tra elettrochimica e teoria atomica: egli suggerì lidea che ogni atomo possedesse sia la carica positiva che la carica negativa e che atomi diversi combinandosi neutralizzassero le residue cariche elettriche. - Solo alla fine dellOttocento si riuscì tuttavia a comprendere che la particella responsabile della corrente elettrica è un componente dellatomo: lelettrone.

17 3) Modello atomico di THOMSON ( sul testo: pag par.4) La prima scoperta in merito al fatto che gli atomi, contrariamente a quanto sostenuto da Dalton, non sono particelle indivisibili ma sono costituiti da particelle più semplici, si deve a Joseph Thomson che, nel 1897, utilizzando i tubi di Crookes, scoprì piccolissime particelle con carica negativa, successivamente chiamate elettroni. Il tubo di Crookes è un tubo di vetro contenente un gas a bassa pressione, alle estremità del quale sono poste due lamine metalliche (elettrodi) tra le quali, quando vengono collegate ad un generatore di elettricità ad elevato voltaggio, si osserva lemissione di luce. Se allinterno del tubo viene fatto il vuoto, la luce allinterno del tubo sparisce ma rimane una debole luce fluorescente allestremità dove è presente lelettrodo positivo (anodo). Per spiegare questa luminosità, si ipotizzò che dallelettrodo negativo (catodo) venissero emesse radiazioni di natura ignota (chiamate raggi catodici), dirette verso lanodo.

18 Lesperimento di Thomson con i tubi di Crookes ha portato alla scoperta degli elettroni, particelle cariche negativamente che costituiscono le radiazioni definite raggi catodici.

19 Thomson, rielaborando esperimenti condotti prima di lui da altri studiosi, dimostrò che i raggi catodici non sono costituiti da onde luminose ma da particelle cariche negativamente. Infatti, inserendo nei tubi una ruota a pale e allesterno due piatti metallici con carica opposta (o un magnete) osservò che: 1) i raggi catodici mettono in moto la ruota a pale hanno una massa cioè natura corpuscolare 2) i raggi catodici non solo sono diretti verso lanodo (+) ma vengono attratti dal piatto metallico (o dal polo magnetico) carico positivamente hanno carica negativa. Successivamente, con un tubo modificato Thomson determinò il valore del rapporto tra carica e massa dellelettrone: poiché tale rapporto risultò sempre costante (-1,76 · 10 8 coulomb/g) indipendentemente dalla natura del gas e degli elettrodi usati, avanzò lipotesi che gli e - fossero particelle elementari di tutta la materia. Infine stimò la massa di queste particelle che risultò essere circa 2000 volte più piccola di quella dellatomo più leggero conosciuto cioè dellatomo di H, dedusse che gli e - sono costituenti dellatomo. Tali particelle vennnero successivamente chiamate elettroni (Stoney).

20 Thomson riuscì a determinare anche il rapporto carica/massa dellelettrone, misurando la deviazione che i raggi catodici subivano al variare dellintensità del campo magnetico N.B. Quando vengono separati dagli atomi, gli elettroni sono tutti uguali tra loro, perciò il vero costituente fondamentale della materia è latomo

21 Poiché la materia è elettricamente neutra, secondo Thomson ci doveva essere qualcosa, in qualche parte dellatomo, dotato di carica positiva, capace di bilanciare la carica negativa degli elettroni. Nel 1898 ipotizzò che latomo fosse una sfera dotata di carica positiva entro la quale erano sparsi uniformemente gli elettroni, modello noto come Modello a plum pudding (o a panettone o a budino di prugne). Successivamente, quando con un esperimento simile furono scoperti i protoni, Thomson modificò il suo modello, senza però cambiarlo nella sostanza: elettroni e protoni erano mescolati insieme dentro una sfera piena, di densità uniforme. Millikan nel 1909 determinò la carica elettrica delle - = - 1,6 · coulomb Nota la carica, venne calcolata la massa dellelettrone = 9,11 · grammi (circa 1/1836 della massa del più leggero atomo conosciuto, lH: misura più precisa ma prossima a quella determinata precedentemente da Thomson).

22 4) Modello atomico di RUTHERFORD (sul testo: pag par.5) Nel 1911 Ernest Rutherford dimostrò sperimentalmente che latomo è per la maggior parte del suo volume vuoto, cioè che tutta la sua massa è concentrata in un volume molto piccolo se paragonato allintero atomo e che questa massa, collocata al centro dellatomo e perciò chiamata nucleo, è costituita da cariche positive. Gli elettroni, presenti in ogni atomo in numero tale da controbilanciare la carica dei protoni, si trovano a grande distanza nello spazio attorno al nucleo, spazio vuoto, avente un diametro da a volte maggiore ( m) rispetto a quello nucleare ( m). A questo modello noto come Modello dellatomo nucleare (cioè atomo con nucleo) Rutherford giunse effettuando esperimenti, nei quali bombardava una sottilissima lamina doro con un fascio di particelle, particelle radioattive aventi massa pari a 4 volte quella del protone (= 4 u) e due cariche positive (cioè nuclei di He).

23 Lesperimento di Rutherford Rutherford determinò la natura delle particelle (atomi di elio privi di due elettroni) con le quali poi bombardò una sottilissima lamina doro: le particelle dopo lurto con gli atomi doro venivano raccolte ed evidenziate su un apposito schermo.

24 Rutherford notò che quasi tutte le particelle (99%) attraversavano la lamina senza essere deviate mentre l1% delle particelle subiva deviazioni di un angolo di notevole ampiezza o rimbalzava indietro. Questo comportamento non poteva essere giustificato dal modello atomico di Thomson in quanto, se la carica e la massa fossero state uniformemente distribuite, le particelle non avrebbero dovuto trovare percorsi o ostacoli preferenziali nel loro cammino. Rutherford intuì che negli atomi doveva essere presente un nocciolo duro dotato di grande densità, capace di respingere le particelle o di deviarne la traiettoria. Questo nocciolo, denominato in seguito nucleo atomico, doveva: - avere dimensioni piccolissime essendo estremamente basso il numero delle particelle α che venivano deviate; - carica positiva in quanto respingeva o deviava particelle con carica positiva. - la periferia dellatomo doveva invece essere vuota o formata da elettroni (essendo molto piccoli e avendo carica negativa non sono in grado di deviare o respingere le particelle ) ed essere molto grande poiché quasi tutte le particelle (circa il 99%) la attraversavano indisturbate.

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26 Il modello dellatomo nucleare di Rutherford Sulla base dei risultati sperimentali Rutherford propose un nuovo modello di atomo: latomo è composto da un nucleo in cui sono concentrate carica positiva e massa dellatomo; gli elettroni, leggerissimi, occupano lo spazio vuoto intorno al nucleo il diametro del nucleo è centomila volte più piccolo del diametro dellatomo Il numero di elettroni è tale da bilanciare la carica positiva del nucleo

27 Secondo il modello dellatomo nucleare, poiché gli elettroni sono carichi negativamente e il nucleo positivamente, gli elettroni, contrariamente agli esperimenti di Rutherford, avrebbero dovuto essere attratti e quindi cadere sul nucleo: per spiegare questa contraddizione Rutherford ipotizzò un nuovo modello atomico chiamato Modello planetario (o Modello a Sistema solare dellatomo) secondo il quale gli elettroni sarebbero in orbita intorno al nucleo, così come i pianeti attorno al Sole. In questo modello che migliora ma non modifica il precedente, gli elettroni non verrebbero attratti dal nucleo in quanto la forza di attrazione elettrostatica sarebbe bilanciata dalla forza centrifuga determinata dal moto di rotazione. Nel 1932, sempre tramite esperimenti condotti bombardando lastre metalliche con particelle, James Chadwick scoprì i neutroni, particelle prive di carica, con massa che risultò essere prossima a quella del protone (massa neutrone = 1, g ). Il modello Planetario di Rutherford

28 Gli atomi sono formati da tre particelle fondamentali: lelettrone con carica negativa; il protone con carica positiva; il neutrone privo di carica. LE PARTICELLE FONDAMENTALI DELLATOMO (pag. 60 par. 3) 1U = 1, g

29 IL NUMERO ATOMICO E IL NUMERO DI MASSA (pag par.6) I nuclei di atomi diversi presentano diversa carica positiva, quindi contengono un diverso numero di protoni. Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo è detto numero atomico (Z). Se latomo è neutro il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni. Il numero atomico è caratteristico di ogni elemento ed è la grandezza fondamentale che lo identifica (Moseley)

30 Oltre ai protoni, nel nucleo ci sono altre particelle: i neutroni. neutroni + protoni = nucleoni Numero di nucleoni = numero di massa Il numero di massa (A) è uguale alla somma del numero di protoni (Z) e del numero di neutroni (n) contenuti nel nucleo A = Z + n

31 Conoscendo il numero atomico e il numero di massa di un elemento si può calcolare il numero di neutroni contenuti nel suo nucleo: n = A - Z

32 Attraverso lo spettrografo di massa, nei primi del Novecento, si dimostrò che gli elementi sono costituiti da atomi che, in quantità più o meno grande, presentano massa leggermente diversa: gli isotopi. Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento aventi le stesse proprietà chimiche ma masse diverse, perché contengono un diverso numero di neutroni. GLI ISOTOPI

33 La massa atomica relativa (MA) di un elemento che si legge sulla tavola periodica è la media ponderata delle masse dei suoi isotopi, calcolati secondo la loro abbondanza percentuale (determinata e costante per ogni elemento). Es. il Cloro in natura è costituito dal 75,8% di Cl -35 e dal 24,2% di Cl-37. La MA del cloro è: MA Cl = (75,8 · 35 u + 24,2 · 37 u) /100 = 35,5 u Oggi le masse atomiche si determinano attraverso lo spettrometro di massa.


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