presentazione chimica

La Storia dell'atomo

Flavio Malizia

presentazione di chimica

Indice

8.

1.

Gli esperimenti di Rutherford

Primo concetto di atomo

9.

2.

Le radiazioni

La pila

10.

3.

Nuove scoperte sull'atomo

L'atomo secondo Dalton

11.

4.

Numeri quantici

Tubo di Crookes

12.

5.

Esperimento di Millikan

Configurazione atomica

13.

6.

Tavola periodica

L'atomo di Thomson

14.

7.

Proprietà degli elementi

I protoni

1.Primo concetto di atomo

Il concetto di particella nasce nell'antica Grecia

Il filosofo e scienziato greco Democrito idea il primo "modello atomico", secondo il quale l'atomo è la più piccola parte della materia. Inoltre democrito scopre che strofinando un pezzo di ambra (elektron in greco) su un panno di lana, questo si elettrizza e diventa capace di attrarre a sé oggetti leggeri.

Democrito, col suo esperimento dell'ambra, aveva scoperto involontariamente l'esistenza degli elettroni

2. La pila

Alessandro Volta fu lo scienziato italiano che a fine '700 inventò la pila

La "pila" è un dispositivo in grado di trasferire particelle elettrizzate da un materiale all'altro. E' fatta da una serie di dischetti di rame, zinco e feltro imbevuto di acido solforico che si sovrappongono.

Con questo piccolo congegno siamo ancora più vicini alla scoperta dell'elettrone, che sarà fondamentale per spiegare l'atomo.

3. L'atomo secondo Dalton

John Dalton

Nuovo modello Atomico

John Dalton fu uno scienziato inglese vissuto a cavallo tra '700 e '800, che oltre a ideare uno dei primi modelli atomici, formulò una delle 3 leggi ponderali della chimica.

Dalton, nel 1803, ideò un nuovo modello atomico, molto rudimentale, secondo cui l'atomo era:

• Molto piccolo.
• Intrasformabile e indistruttibile.
• Indivisibile in parti più piccole.

4. Tubo di Crookes

Il tubo di Crookes e la scoperta degli elettroni

Nel 1860 William Crookes costruisce un dispositivo che oggi chiamiamo "tubo di Crookes". Lo scienziato prese un cilindro di vetro al cui interno creò il vuoto e fissò alle sue estremità delle lamine metalliche, l'anodo e il catodo. Dopo aver generato una differenza di potenziale di 20.000 Volt, notò che dal catodo partivano dei raggi luminosi verso l'anodo, che chiamò raggi catodici. Questi hanno tre caratteristiche:

Caratteristica 1

Caratteristica 2

Caratteristica 3

Hanno uno scarso potere penetrante.

Mettendo un mulinello nel tubo, a contatto coi raggi, questo gira. I raggi catodici dunque, hanno una massa.

Se mettiamo una carica positiva esterna al tubo, i raggi deviano verso quest'ultima. Capiamo quindi che hanno carica negativa.

5. Esperimento di Millikan

I raggi catodici sono elettroni

John Thomson, professore all'Università di Cambridge, a fine '800 calcolò il rapporto carica/massa degli elettroni. Successivamente lo scienziato americano Robert Millikan con l'esperimento della goccia d'olio, ne calcolò la carica di 1,6 x 10-19 Coulomb. L'esperimento consisteva nello spruzzare delle gocce d'olio micronizzato in un secchio con 2 lamine d'acciaio alle estremità e regolare la differenza di carica fino a che le goccioline non rimangono sospese. Successivamente, grazie a questi studi, verrà calcolata anche la massa di 9,9 x 10-28 g dei raggi catodici.

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6. L'atomo di Thomson

Protoni ed elettroni

Il modello Panettone

A fine '800 comincia ad emergere il concetto di elettroni e protoni, delle particelle subatomiche di carica rispettivamente negativa e positiva.

Il "modello a Panettone" di Thomson ipotizza che l'atomo sia formato da un numero uguale di cariche negative e positive (elettroni ed protoni) distribuite casualmente nell'atomo.

Si intuiusce anche che cariche uguali si respingono mentre cariche opposte si attraggono.

7. I protoni

La scoperta dei Protoni

Eugen Goldstein, a fine '800 modifica il tubo di Crookes inserendo dei gas nel cilindro e forando il catodo. Nota che diversamente dall'esperimento di Crookes, i raggi partono dall'anodo e vanno verso il catodo e sono di carica positiva. Inoltre il rapporto carica/massa cambia in base al gas nel tubo. Senza saperlo, Goldstein, aveva scoperto i protoni.

I protoni hanno carica positiva di 1,6 · 10−19 C

I protoni hanno una massa di 1,67 ∙ 10–27 kg

I protoni, assieme agli elettroni e ai neutroni formano gli atomi

8. Gli esperimenti di Rutherford

Rutherford idea il modello atomico "planetario" e svolge esperimenti con i principali tipi di radiazioni.

Nel suo esperimento, Ernest Rutherford, bombarda una lamina d'oro con 3 tipi di radiazioni:

Raggi Alfa: sono composti da protoni e neutroni e non sono penetranti.

Raggi Beta: sono composti da elettroni e sono abbastanza penetranti.

Raggi Gamma: sono composti da neutroni e sono i più penetranti.

I risultati dell'esperimento portarono lo scienziato a capire che nell'atomo ci sono spazi vuoti. Nel modello planetario da lui introdotto, il nucleo è composto da protoni e neutroni, con gli elettroni che gli orbittano attorno.

Modello planetario

9. Le radiazioni

A inzio '900 si cominciano a studiare le radiazioni. Hanno tre caratteristiche:

Frequenza: Indica il numero di oscillazioni di un onda in 1 secondo. Si misura in Hertz.

Lunghezza d'onda: Indica la distanza dopo la quale un onda si riproduce uguale a se stessa. E' inversamente proporzionale alla frequenza. Si misura in metri o ångström.

Velocità di propagazione: E' la velocità con cui una radiazione si propaga, che, per le radiazioni elettromagnetiche nel vuoto è uguale a quella della luce.

Se due o più onde si incontrano, potrebbero sommarsi o avere delle interferenze. Se invece incontrano un corpo potrebbero diffrarsi, riflettersi, venire assorbite o rifrarsi.

Come dimostrato da Albert Einstein nell'effetto fotoelettrico, alcuni particelle, come i fotoni della luce o gli elettroni degli atomi, sono soggette a un dualismo onda-particella, cioè esse si comportano in modi diversi in base alle situazioni.

10. Nuove scoperte sull'atomo

In riferimento alla formula di Planck (E = hν), Niels Bohr svolge l'esperimento dello spettro a righe con l'idrogeno e propone il suo modello di atomo, secondo il quale gli elettroni seguono orbite definite e circolari in modo quantizzato.

Successivamente, Werner Heisenberg, sostituisce alle orbite quantizzate il concetto di orbitale, regione atomica (non necessariamente perfettamente circolare) nella quale è massima la probabilità di trovare elettroni.

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Lo scienziato pubblicherà il principio di indeterminazione, nel quale spiegherà che è impossibile conoscere contemporaneamente velocità e posizione dell'elettrone.

Modello atomico di Bohr

11. Numeri quantici

Erwin Schrödinger introduce i numeri quantici e l'equazione che descrive gli orbitali

Schrödinger introduce i 4 numeri quantici, che descrivono gli orbitali dell'atomo. Questi sono:

Numero n: è il numero quantico principale. Indica il raggio atomico e assume valori da 1 a 7.

HΨ=EΨ

Numero l: è il numero quantico secondario. Indica la rotazione dell'elettrone e rappresenta la forma degli orbitali.

Equazione di Schrödinger

Numero m: è il numero quantico magnetico. Indica l'orientamento e la direzione degli orbitali.

L'equazione di Schrödinger descrive il moto dell'elettrone nell'atomo e giustifica il concetto di orbitale attraverso l'uso delle funzioni.

Numero ms: è il numero quantico di spin. Indica la rotazione sul suo asse (oraria o antioraria dell'elettrone)

n = 1➞7 l = n-1 -l≤m≤+l ms = ±1/2

12. Configurazione atomica

Per capire come sono disposti gli elettroni su un orbitale ricorriamo alla configurazione atomica

La configurazione atomica è un modo schematizzato per descrivere la disposizione degli elettroni. Gli orbitali vengono indicati con quadratini e gli elettroni con frecce. Durante il processo di configurazione applichiamo queste 3 regole:

Principio di Pauli

Principio di Hund

Principio di Aufbau

Afferma che gli orbitali vanno riempiti partendo da quelli a bassa energia verso quelli a più alta energia, seguendo lo schema di Pauling.

Il principio di esclusione, ci dice che in un orbitale non ci possono essere più di 2 elettroni di spin opposto e di conseguenza con numeri quantici uguali.

Anche noto come principio della massima molteplicità, ci dice che in presenza di orbitali degeneri (ad uguale energia), gli elettroni tendono ad occuparli tutti.

13. Tavola periodica

• La tavola periodica odierna è stata ideata da Dmitrij Mendeleev nel 1871 ed è ordinata per numero atomico crescente.

• E' divisa in 7 periodi orizzontali, corrispondenti al numero quantico n e 18 gruppi verticali. Quando elementi fanno parte dello stesso gruppo, hanno caratteristiche chimico-fisiche simili. Attualmente la tavola contiene 118 elementi.

• La tavola è suddivisa in 3 categorie.

Metalli: a sinistra della tabella, duttili, malleabili e buoni conduttori.

Tavola periodica

Non metalli: a destra della tabella, proprietà opposte ai metalli.

Semimetalli: proprietà intermedie tra metalli e non metalli.

14. Proprietà degli elementi

Ogni elemento è diverso

• L'orbitale più esterno è detto strato di valenza e gli elettroni su questo livello sono detti elettroni di valenza.

• Gli elettroni di valenza di un elemento possono essere rappresentati attraverso il simbolo di Lewis, con un puntino per ogni elettrone.

Simbolo di Lewis del carbonio

• L'energia di prima ionizzazione è l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo

• L'affinità elettronica è l'energia liberata catturando un elettrone.

• L'elettronegatività è la tendenza di un elemento ad attrarre elettroni di legame

• Il raggio atomico è la metà della distanza tra 2 atomi uguali

Raggi atomici

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