Atomo: modello microscopico 1
Modello atomico di Dalton (1808) Materia è composta di atomi indivisibili e indistruttibili Atomi uguali hanno identica massa e identiche proprietà chimiche Gli atomi non possono essere convertiti gli uni negli altri Nei composti, gli atomi di un elemento si combinano solo con numeri interi di atomi di un altro elemento Gli atomi non si creano né si distruggono, ma si trasferiscono interi da un composto all altro 2
Cosa spiegava? Legge di conservazione della massa Legge delle proporzioni definite Legge delle proporzioni multiple (Dalton) Cosa non spiegava? Cosa spinge gli atomi a ricombinarsi in modo diverso durante le reazioni chimiche? 3
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Elettricità: interazioni tra cariche Un corpo è elettricamente carico se manifesta la proprietà di attirare altri corpi di piccole dimensioni quando viene sottoposto a strofinio. Esistono due tipi di carica elettrica che, per convenzione, vengono denominati negativa (-) e positiva (+). Un corpo è elettricamente neutro quando possiede il medesimo numero di cariche positive e di cariche negative: normalmente la materia è elettricamente neutra (il che non significa, per quanto definito sopra, che sia priva di carica). 5
Legge di Coulomb (1785) Si applica a oggetti elettricamente carichi. Cariche di segno uguale si respingono e cariche di segno opposto si attraggono (Legge di Coulomb) 6
Legge di Coulomb Due cariche elettriche si respingono (se uguali) o si attraggono (se opposte) con una forza direttamente proporzionale al prodotto delle due cariche (Q 1, Q 2 ) e inversamente proporzionale al quadrato della distanza che le separa (d). La forza dipende anche dal mezzo (k) in cui si trovano le cariche: è massima nel vuoto. 7
Evoluzione del modello atomico: particelle subatomiche Elettrone (Thomson 1897): particella unitaria di carica elettrica negativa. Protone (Rutherford 1914): particella unitaria di carica elettrica positiva. Neutrone (Chadwick 1932): particella unitaria priva di carica elettrica. 8
Particelle subatomiche Particella subatomica Simbolo Carica convenzionale Massa (g) Massa (u) Elettrone 0-1 e 1 (-), negativa 9.1 10-28 0.0054 Protone 1 1 p 1 (+), positiva 1.67 10-24 1.0072 Neutrone 1 0 n 0, neutra 1.67 10-24 1.0086 9
Elettrone Una serie di esperimenti, utilizzando i tubi di Crookes permise a Thomson di ipotizzare l esistenza dell elettrone. E una particella fondamentale in chimica: E responsabile della formazione dei legami chimici. E responsabile della conduzione di corrente elettrica e di calore. Ha carica elettrica negativa: e = 1,602 176 53(14) 10 19 C Ha carica elettrica convenzionale e = -1 10
Tubo di Crookes Tubo di Crookes 11 Paddle wheel
Esistenza elettroni: tubo di Crookes Maltese cross experiment 12
Osservazioni sperimentali L emissione di raggi catodici è una proprietà della materia: non dipende dal tipo di catodo o di gas rarefatto. Raggi catodici hanno natura corpuscolare. Si propagano in linea retta. Hanno carica elettrica negativa: sono infatti deviati da campi elettrici e magnetici. 13
Protone La materia, in generale, non è carica. Se ammettiamo che gli atomi contengano elettroni, necessariamente, occorre ammettere che essi contengano anche particelle cariche positivamente, in numero uguale agli elettroni. L esistenza dei protoni fu dimostrata dagli esperimenti sui raggi anodici effettuati inizialmente da Goldstein. 14
Protone (Rutherford 1914) E la più piccola particella stabile, carica positivamente, presente in tutti gli atomi Il numero di protoni in un nucleo conferisce le proprietà chimiche all atomo Ha carica elettrica positiva: p = 1,602 176 53(14) 10 19 C Ha carica elettrica convenzionale p = +1 15
Raggi anodici (Goldstein 1886) 16
Osservazioni sperimentali Dipendono dal gas di riempimento. La loro natura è corpuscolare. Hanno carica che è sempre un multiplo intero della carica dell elettrone. Carica e massa di tali particelle è minima quando il gas di riempimento è l idrogeno. La massa della particella minima è molto maggiore di quella dell elettrone (m p = 1836 m e ). Rutherford assegnò il nome protone alla particella H +. 17
Sapendo che : Esercizio Un atomo di idrogeno è formato da 1 protone e 1 elettrone Un atomo di carbonio è formato da 6 protoni 6 neutroni e 6 elettroni Un atomo di cloro è formato da 17 protoni 18 neutroni e 17 elettroni Calcola la massa atomica relativa e confrontala col valore riportato per quell atomo sulla tavola periodica. Come lo spieghi? 18
Neutrone (Chadwick 1932) Particella ipotizzata già da Rutherford per spiegare la discrepanza tra la somma delle masse di tutti i protoni e gli elettroni di un atomo e la sua massa atomica. Inoltre cominciava ad essere nota l esistenza degli isotopi. Neutroni sono presenti in tutti gli atomi, tranne che nel 1 H Sono particelle molto penetranti, proprio perché prive di carica 19
Da Dalton a Thomson Secondo il modello di Thomson (1907) gli elettroni, carichi negativamente, sono uniformemente distribuiti in una sfera di uguale carica positiva ( plum - pudding ) 20
Esperimento indipendente (1911) Ipotesi di Rutherford: se il modello di Thomson fosse vero, le particelle non dovrebbero subire deviazioni apprezzabili. Invece Esperimento di Rutherford 22
Da Thomson a Rutherford Atomo è una sfera al cui centro è situato il nucleo, carico positivamente Gli elettroni si muovono intorno al nucleo, su orbite circolari, occupando un volume molto maggiore di quello occupato dal nucleo 23
Modello planetario Il nucleo è formato da protoni e neutroni. Nel nucleo risiede la maggior parte della massa atomica (infatti gli elettroni hanno massa trascurabile rispetto a protoni e neutroni). Gli elettroni orbitano intorno al nucleo. Il numero di elettroni e di protoni in un atomo è uguale (elettroneutralità). La maggior parte del volume atomico è costituito da spazio vuoto. 24
Identità chimica degli atomi E determinata dal numero di protoni contenuti nel nucleo: nelle trasformazioni chimiche i nuclei rimangono inalterati. Il numero atomico indica il numero di protoni di un determinato elemento ed è indicato con Z. La somma del numero di neutroni (N) e del numero di protoni (Z) presenti in un atomo prende il nome di numero di massa (A): A = Z + N. A Z U 25
Isotopi Può accadere che gli atomi di un elemento abbiano numero di massa (A) diverso (pur mantenendo lo stesso numero atomico, Z): si definiscono isotopi. Isotopi: sono nuclidi aventi lo stesso numero di protoni (quindi sono chimicamente indistinguibili), ma diverso numero di neutroni, quindi diverso numero di massa (A) Alcuni isotopi sono naturalmente radioattivi: il nucleo è instabile e decade. 26
Composizione isotopica Gli atomi di un elemento sono presenti in natura con una abbondanza isotopica relativa costante. La massa atomica di un elemento è la media ponderata delle masse degli atomi che costituiscono quell elemento. 28
Decadimenti nucleari Decadimento spontaneo : tempo di dimezzamento di 5730 anni 14 6 C 0-1 e + 14 7N + hν (energia) Sintesi: avviene continuamente 14 7 N + 1 0 n 14 6 C + 1 1H E utilizzata nella datazione dei reperti di natura organica. 30