Sandro Barbone Luigi Altavilla

Presentazione sul tema: "Sandro Barbone Luigi Altavilla"— Transcript della presentazione:

1 Sandro Barbone Luigi Altavilla
Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

2 La struttura dell’atomo
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3 La struttura dell’atomo
L’atomo: protoni, neutroni elettroni Gli elementi chimici e il numero atomico Elettroni e livelli energetici: un modello semplificato La teoria atomica Le leggi ponderali

4 L’atomo: protoni, neutroni ed elettroni
Le particelle che costituiscono le molecole sono gli atomi. Per molto tempo si è pensato che l’atomo fosse non divisibile. Oggi si sa che tutti gli atomi sono costituiti da un piccolissimo nucleo centrale, attorno al quale ruotano particelle ancora più piccole, gli elettroni. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

5 Il nucleo Il nucleo è volte più piccolo del volume dell’atomo ma rappresenta la parte “pesante” dell’atomo ed è costituito a sua volta da due tipi di particelle: i protoni, dotati di carica elettrica positiva, e i neutroni, privi di carica elettrica (cioè neutri). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

6 Gli elettroni Gli elettroni sono invece particelle leggere, la loro massa è trascurabile essendo solo 1/1836 della massa di un singolo protone. Gli elettroni sono dotati di carica elettrica negativa e ruotano nell’immenso spazio che circonda il nucleo. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

7 numero atomico (Z) = numero di protoni
Il numero atomico Il numero atomico (Z) corrisponde al numero dei protoni (o degli elettroni) dell’atomo di un elemento (uguale in tutti gli atomi di quell’elemento). numero atomico (Z) = numero di protoni Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

8 Il numero di massa A = Z + N
Il numero di massa corrisponde al numero di protoni sommato al numero di neutroni. numero di massa (A) = numero di protoni + numero di neutroni A = Z + N Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

9 Gli isotopi Sono chiamati isotopi gli atomi che hanno lo stesso numero atomico (e quindi sono dello stesso elemento chimico) ma diverso numero di massa (hanno un diverso numero di neutroni). Isotopi diversi dello stesso elemento presentano proprietà fisiche diverse. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

10 Elettroni e livelli energetici
Secondo alcune teorie atomiche gli elettroni sono disposti intorno al nucleo in “strati” o gusci concentrici, ognuno con un determinato quantitativo di energia e perciò detti livelli energetici. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

11 I livelli energetici Gli elettroni si dispongono nei diversi livelli energetici secondo regole precise: il primo livello energetico può contenere al massimo 2 elettroni; il secondo livello può contenere al massimo 8 elettroni; i livelli energetici più esterni (dal terzo al settimo) sono più complessi, ma ogni atomo ha nel suo guscio più esterno da 1 a 8 elettroni, non di più. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

12 Elettroni di valenza Gli elettroni presenti nel guscio esterno vengono detti elettroni di valenza. Il fluoro ha 7 elettroni di valenza Dal numero atomico possiamo risalire agli elettroni di valenza disponendo gli elettroni nei diversi livelli energetici, a partire da quello più interno. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

13 I sottolivelli energetici
Ogni livello è suddiviso in sottolivelli: • il primo livello ha un solo il sottolivello s, che può contenere al massimo 2 elettroni; • il secondo livello ha due sottolivelli, s con 2 elettroni e p con 6; • il terzo livello comprende i sottolivelli s e p e d (che può contenere fino a 10 elettroni); • i livelli dal quarto al settimo sono più complessi. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

14 La configurazione elettronica
La disposizione complessiva degli elettroni di un atomo è chiamata configurazione elettronica. Per l’ossigeno Z = 8 è la seguente: Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

15 Simboli o strutture di Lewis
Gli elettroni di valenza possono essere evidenziati mediante rappresentazioni particolari (con puntini disposti intorno al simbolo dell’atomo), dette strutture o simboli di Lewis: Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

16 Gli ioni Gli elettroni degli strati più esterni possono trasferirsi da un atomo (o un gruppo di atomi) a un altro. L’atomo che cede o acquista elettroni non è elettricamente neutro ed è detto ione. Gli ioni con carica positiva sono detti cationi, quelli con carica negativa sono detti anioni. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

17 Gli atomisti Nel IV secolo a.C. Leucippo e Democrito (filosofi greci) e Lucrezio (filosofo romano), i cosiddetti “atomisti”, pensavano che alla base della materia ci fossero particelle minuscole e indivisibili (atomòs = indivisibile). Democrito Leucippo Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

18 Le leggi ponderali della chimica
La teoria atomica venne ripresa e rielaborata dallo studioso inglese John Dalton, stavolta su basi scientifiche, in accordo con le prime leggi ponderali della Chimica: la legge della conservazione della massa (legge di Lavoisier, 1789); la legge delle proporzioni definite (legge di Proust, 1799); la legge delle proporzioni multiple (legge di Dalton, 1808). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

19 La legge della conservazione della massa (legge di Lavoisier)
In una reazione chimica la massa dei reagenti è uguale alla massa dei prodotti. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

20 La legge delle proporzioni definite (legge di Proust)
In un composto il rapporto tra le masse degli elementi che lo costituiscono è definito e costante. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

21 La legge delle proporzioni multiple (legge di Dalton)
Quando un elemento si combina con la stessa massa di un secondo elemento per formare composti diversi, le masse del primo elemento presenti nei diversi composti stanno tra loro in rapporti semplici, esprimibili mediante numeri interi piccoli. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

22 L’atomo di Dalton Nel 1808 John Dalton, riprendendo l’ipotesi di Democrito, afferma che la materia è costituita da miriadi di particelle piccolissime e indivisibili chiamate atomi. L’atomo di Dalton può essere perciò rappresentato da una sfera piena. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

23 La teoria atomica di Dalton
La teoria di Dalton era basata su queste leggi: 1. la materia è formata da atomi indivisibili; 2. atomi di un determinato elemento sono uguali tra loro e hanno la stessa massa; 3. atomi di elementi diversi hanno massa e proprietà diverse; 4. le reazioni chimiche non avvengono tra frazioni di atomi, ma solo tra atomi interi; 5. in una reazione chimica tra due o più elementi, gli atomi si combinano in base a rapporti definiti originando composti. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

24 (Cheetham, 1856 – Cambridge, 1940)
L’atomo di Thomson Nel 1897 J.J. Thomson studiando il passaggio della corrente elettrica nei gas, utilizzando tubi di Crookes, dimostrò che i raggi emessi dal catodo (raggi catodici) erano particelle di carica negativa. J.J.Thomson (Cheetham, 1856 – Cambridge, 1940) Tubi di Crookes Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

25 Il modello a panettone Nel 1897 Thomson propone un modello di atomo che prevedeva un’omogenea distribuzione di particelle positive e negative, sparse come le uvette e i canditi nel panettone (modello atomico “a panettone”). Atomo di Thomson (1897): modello “a panettone” Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

26 Il modello planetario Il modello proposto nel 1911 da Ernest Rutherford è simile al sistema solare, con un nucleo denso, dotato di carica elettrica positiva, attorno al quale ruotano, come i pianeti intorno al Sole, gli elettroni, particelle dotate di carica elettrica negativa. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

27 Il modello planetario Il modello di Rutherford presentava un’incongruenza: gli elettroni girando attorno al nucleo avrebbero dovuto perdere energia e precipitare su di esso. L’atomo e quindi la materia avrebbero dovuto presentare una forte instabilità, che invece non si riscontrava. Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile

28 Il modello di Bohr Il modello planetario, valido se applicato all’atomo di idrogeno, viene poi perfezionato da Niels Bohr, fisico danese, che introduce il concetto di “orbite quantizzate” (1913). Copyright ©2011 Franco Lucisano Editore - La Chimica facile