1. Dalle leggi ponderali alla teoria atomica

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1 1. Dalle leggi ponderali alla teoria atomica
La materia è un insieme di atomi, combinati tra loro in vario modo e uniti da legami più o meno forti. Gli atomi sono così piccoli da poter essere visibili soltanto per «via indiretta», cioè solo utilizzando speciali microscopi elettronici e rielaborando al computer i segnali ottenuti. Se gli atomi sono particelle tanto microscopiche, come sono stati scoperti? La prima teoria scientifica sulla natura atomica della materia basata su prove sperimentali è del Lo scienziato inglese che la propose, John Dalton, scoprì che la materia era costituita da particelle più piccole sulla base dei risultati degli esperimenti che avevano permesso di formulare le tre leggi fondamentali della chimica. La sua teoria si basa sui seguenti punti:

2 1. Dalle leggi ponderali alla teoria atomica
- La materia è fatta da atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili. - Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno uguale massa. Gli atomi di un elemento non possono essere trasformati in atomi di altri elementi. Gli atomi di un elemento si combinano per formare un composto con numeri interi di atomi di altri elementi. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da una sostanza all’altra. La teoria atomica di Dalton 2

3 La teoria atomica e la legge di Lavoisier
1. Dalle leggi ponderali alla teoria atomica Nei suoi esperimenti, Lavoisier aveva verificato che, in una reazione chimica, la massa dei reagenti si conserva ed è esattamente uguale a quella dei prodotti. La teoria di Dalton la spiega perfettamente : se in una reazione chimica gli atomi non possono essere né creati né distrutti in numero e massa, allora la massa totale delle sostanze che partecipano alla reazione non cambia nel corso della reazione stessa. In altre parole, gli atomi cambiano solo la loro posizione, legandosi ad altri per dare prodotti diversi dai composti di partenza. La teoria atomica e la legge di Lavoisier 3 3

4 La legge delle proporzioni definite di Proust
1. Dalle leggi ponderali alla teoria atomica La legge delle proporzioni definite di Proust Proust aveva dimostrato con una serie di esperimenti che, quando due elementi reagiscono tra loro per dare un composto, le masse degli elementi devono essere in una proporzione definita, cioè ben precisa. La spiegazione secondo la teoria atomica di Dalton: gli atomi si combinano (cioè si legano) tra loro secondo numeri interi caratteristici per ogni tipo di composto. Inoltre, gli atomi di elementi diversi hanno masse diverse. Ne consegue che il rapporto tra le masse degli elementi che si combinano dipende dal rapporto che esiste tra le masse degli atomi. In altre parole, il rapporto tra le masse degli elementi che si combinano in una reazione chimica è costante perché è determinato dal rapporto tra le masse degli atomi. 4 4 4

5 La legge delle proporzioni multiple di Dalton
1. Dalle leggi ponderali alla teoria atomica La legge delle proporzioni multiple di Dalton Secondo questa legge, quando un elemento si combina con un altro elemento per formare dei composti diversi, le masse del primo elemento che si combinano con una quantità fissa del secondo stanno tra loro in un rapporto esprimibile mediante numero interi e piccoli. 5 5 5 5

6 La legge delle proporzioni multiple di Dalton
1. Dalle leggi ponderali alla teoria atomica La legge delle proporzioni multiple di Dalton La teoria atomica di Dalton permette di interpretare anche questa legge, formulata dallo stesso Dalton. Consideriamo due composti – diossido di carbonio e monossido di carbonio – che contengono gli stessi elementi (carbonio e ossigeno). Per ottenere il primo dei due composti si fanno reagire 1 g di carbonio con 2,66 g di ossigeno. Per ottenere il monossido di carbonio sono necessari 1 g di carbonio e 1,33 g di ossigeno. Secondo la teoria atomica di Dalton gli atomi di uno stesso elemento hanno la stessa massa e, di conseguenza, masse uguali di uno stesso elemento contengono lo stesso numero di atomi. Allo stesso modo, una massa doppia di un’altra (dello stesso elemento) contiene il doppio degli atomi. In 2,66 g di ossigeno è presente il doppio degli atomi contenuti in 1,33 g di ossigeno. Il rapporto tra le masse quindi sarà 2,66 : 1,33 = 2 : 1. In altre parole, il rapporto tra le masse è 2 : 1 perché è doppio il numero di atomi di ossigeno che si legano a un atomo di carbonio per dare il diossido di carbonio rispetto a quelli che si legano al carbonio per dare monossido di carbonio. 6 6 6 6 6

7 2. Le particelle più piccole dell’atomo
Gli antichi Greci avevano scoperto che un pezzetto di ambra strofinato su un panno di lana attira piccoli frammenti di paglia. Strofinando una bacchetta di vetro l’effetto ottenuto è opposto: i pezzetti di paglia vengono respinti. Alla base di questi fenomeni c’è una proprietà della materia chiamata carica elettrica. La prima interpretazione che tentava di accordare queste osservazioni con la teoria atomica risale al XIX secolo, quando il chimico Berzelius suggerì l’idea che ogni atomo possedesse al suo interno sia cariche positive che cariche negative: l’elettrizzazione della materia consiste in uno «spostamento» di queste cariche elettriche. Bisognerà attendere le ricerche condotte alla fine dell’Ottocento per avere la prova dell’esistenza di particelle subatomiche (cioè più piccole dell’atomo) cariche elettricamente. Oggi sappiamo che tutti gli atomi sono formati da tre tipi di particelle fondamentali: – l’elettrone con carica elettrica negativa; – il protone, dotato di carica elettrica positiva; – il neutrone, una particella priva di carica elettrica. Tabella 3.1 PROPRIETÀ DELLE PARTICELLE SUBATOMICHE particella massa (g) massa (u) carica elettrica simbolo elettrone 9, · 10−28 0, 1− −10e, e− protone 1, · 10−24 1,007272 1+ 11H, 11p neutrone 1, · 10−24 1,008665 01n 7

8 2. Le particelle più piccole dell’atomo
L’esistenza degli elettroni fu verificata nel 1897 dal fisico inglese Joseph J. Thompson, che effettuò alcuni esperimenti con un tubo di vetro contenente un gas rarefatto (cioè a bassissima pressione), alle cui estremità sono fissate due placche metalliche (gli elettrodi). Una placca è collegata al polo negativo di un generatore elettrico, l’altra è collegata al polo positivo. La placca negativa si chiama catodo, quella positiva anodo. Quando la pressione del gas è circa un milionesimo di quella atmosferica, sul vetro dalla parte opposta al catodo si osserva una debole macchia fluorescente. Thompson riuscì a dimostrare che i raggi fluorescenti erano fasci di particelle con carica elettrica negativa, che egli chiamò elettroni. 8 8

9 3. La struttura degli atomi
La scoperta degli elettroni portò gli scienziati a ipotizzare che all’interno dell’atomo fosse presente una corrispondente carica positiva: solo così, infatti, gli atomi potevano risultare neutri. Bisognava ora comprendere come fossero distribuite queste cariche all’interno dell’atomo. Thompson suggerì l’idea che l’atomo fosse una sfera di carica positiva in cui gli elettroni erano distribuiti a distanza regolare (in modo da minimizzare la repulsione reciproca dovuta al fatto che si tratta di cariche dello stesso segno), un po’ come le «uvette in un panettone». Per verificare la correttezza di questo modello, il fisico neozelandese Ernest Rutherford ideò nel 1911 un esperimento i cui risultati lo portarono a formulare un modello completamente diverso, nel quale le cariche positive sono concentrate in un nucleo centrale, intorno al quale ruotano gli elettroni. Il modello di Rutherford è stato superato da un altro successivo, ma resta ancora valido nel suo principio generale: la maggior parte della massa di un atomo si trova concentrata nel nucleo. Inoltre, nel modello di Rutherford non sono considerati i neutroni, dato che queste particelle subatomiche vennero scoperte solo nel 1932. Atomi di uno stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni (detto numero atomico). Poiché l’atomo è neutro, questo numero è uguale a quello di elettroni. Il numero atomico si indica con Z e si scrive in basso a sinistra del simbolo chimico dell’elemento. Ad esempio 6C significa che l’atomo di carbonio possiede 6 protoni nel nucleo, cioè Z = 6. Sulla tavola periodica gli elementi sono ordinati secondo il numero atomico crescente: il numero d’ordine riportato in ciascuna casella è il numero atomico dell’elemento. Il numero di protoni sommato a quello di neutroni si chiama numero di massa, si indica con la lettera A ed è uguale alla somma del numero di protoni (Z) e del numero di neutroni contenuti nel nucleo. A = Z + numero dei neutroni 9

10 3. La struttura degli atomi
La struttura dell’atomo del litio con le sue particelle subatomiche: protoni, neutroni ed elettroni. Proprietà: - Numero atomico: numero di protoni. - Volume atomico. Massa atomica. Poiché l’atomo è elettricamente neutro, protoni e elettroni devono esservi presenti in egual numero. Protone: massa atomica 1 e carica elettrica + 1. Elettrone: massa atomica trascurabile e carica elettrica – 1. Neutrone: massa atomica 1 e carica elettrica 0.

11 4. Atomi, ioni, molecole e composti
In un atomo gli elettroni possono occupare soltanto certi livelli energetici. Il primo livello può contenere al massimo 2 elettroni, i successivi ne possono contenere al massimo 8. Gli atomi che non hanno il livello elettronico completo, tendono a legarsi con altri atomi per completarlo; viceversa, gli atomi che hanno il livello elettronico esterno già completo, sono chimicamente inerti (i gas nobili).

12 4. Atomi, ioni, molecole e composti
Gli ioni sono atomi elettricamente carichi. Alcuni atomi, ad esempio quelli dei metalli come il sodio, tendono a cedere elettroni, per completare il livello elettronico esterno, altri atomi, invece, tendono ad acquistare elettroni per completare il livello elettronico esterno, ad esempio quelli dei non metalli. Uno ione negativo, o anione, possiede uno o più elettroni in più rispetto a quelli previsti dal numero atomico; uno ione positivo, o catione, ha uno o più elettroni in meno rispetto al numero atomico.

13 4. Atomi, ioni, molecole e composti
Le molecole sono formate da atomi. In particolare, si definisce molecola la più piccola frazione di una sostanza che ne conserva tutte le caratteristiche chimiche. Le proprietà fisiche e chimiche delle molecole sono diverse da quelle dei loro atomi costitutivi. Le proprietà di una sostanza non dipendono solo dalla composizione delle sue molecole, ma anche da come queste si dispongono nello spazio e interagiscono tra loro. L’acqua allo stato liquido, ad es., è costituita da molecole con grande libertà di movimento e tra loro molto vicine. Quando l’acqua congela, le molecole perdono la propria indipendenza, si aggregano e si dispongono ordinatamente nello spazio, occupando posizione fisse e a distanza maggiore l’una dall’altra. Da queste differenze su scala molecolare deriva la differenza di densità tra acqua e ghiaccio, che fa sì che gli iceberg galleggino sull’oceano.

14 4. Atomi, ioni, molecole e composti
Elementi : gli elementi chimici sono sostanze che non possono essere scomposte in altre sostanze più semplici e sono costituite da particelle tutte uguali tra loro, ad esempio sono elementi l’idrogeno e l’ossigeno. Gli elementi vengono rappresentati con dei simboli, ad esempio l’idrogeno con H, l’ossigeno con O. Composto : è costituito da almeno due elementi diversi, combinati secondo un rapporto definito costituito da numeri interi e piccoli. Per esempio la sostanza acqua è un composto, formata da particelle tutte uguali, chiamate molecole. La molecola di acqua viene rappresentata, come qualsiasi altra molecola di un altro composto, con un formula chimica ( H2O ), che indica il rapporto minimo tra i due atomi costituenti ( idrogeno e ossigeno ). È a partire da questi due enunciati e dalle leggi ponderali, che J. Dalton elaborò la prima teoria scientifica di atomo. 14

15 4. Atomi, ioni, molecole e composti
Elementi e composti

16 5. La tavola periodica degli elementi
Ogni elemento è rappresentato sulla tavola periodica dal suo simbolo chimico. I simboli degli elementi sono combinati in modo opportuno per scrivere le formule chimiche dei composti. Ad esempio, per avere una molecola di metano non basta che siano presenti gli elementi C e H, ma serve anche che il loro rapporto di combinazione sia di 1 : 4.

17 5. La tavola periodica degli elementi
In natura è possibile trovare atomi di uno stesso elemento, quindi con lo stesso numero atomico, ma con diverso numero di massa. Questi atomi sono chiamati isotopi. Per esempio, l’idrogeno ha sempre 1 protone (e 1 elettrone), ma il suo nucleo può contenere 0, 1 o 2 neutroni. Gli isotopi Gli isotopi di un elemento hanno le stesse proprietà chimiche, ma proprietà fisiche diverse. Per ciascun elemento di definisce allora la massa atomica, che è il numero che si ottiene dalla media dei diversi numeri di massa atomica con cui un elemento si può trovare in natura. Nella tavola periodica la massa atomica – che essendo una media non è un numero intero – è indicata subito sotto al numero atomico. 17 17

18 6. La tavola periodica degli elementi
Le righe orizzontali sono dette periodi, mentre le colonne verticali sono dette gruppi. Procedendo da sinistra verso destra e dall’alto verso il basso il numero atomico cresce. Gli elementi di uno stesso gruppo hanno proprietà chimiche e fisiche tra loro simili; infatti hanno tutti lo stesso numero di elettroni nel livello più esterno.

19 6. La tavola periodica degli elementi
Il problema della misura della massa atomica degli atomi è stato risolto facendo riferimento alla loro massa relativa: confrontandola cioè con una massa di riferimento, ovvero con quella dell’isotopo 12 del carbonio. L’unità di massa atomica (u.m.a., o dalton) è pari a 1/12 della massa del 12C. Essa vale 1,661 x 10–24 g. La massa atomica relativa di un atomo di ossigeno, per esempio, vale 16 u.m.a., cioè 4/3 della massa di 12C.