Peso atomico - numero atomico

 

 

 

Peso atomico - numero atomico

 

ATOMO

MODELLI ATOMICI:
Il termine atomo (dal greco: indivisibile) fu ripreso dal filosofo greco Democrito che per primo, nel IV sec. a.C., aveva ipotizzato che la materia fosse costituita da particelle indivisibili. Quella di Democrito era una teoria filosofica, non si basava cioè su dati oggettivi e non incontrò daltronde un grande favore. Nei secoli che seguirono, infatti, le interpretazioni più seguite furono altre e fu necessario aspettare 2000 anni perchè queste idee riprendessero piede.
La materia è composta da atomi.
L’atomo è la più piccola particella che è formata la materie ed è indivisibile ed indistruttibile. Un insieme di atomi che hanno la stessa dimensione e la stessa massa (per cui hanno le stesse proprietà chimico fisiche) sono chiamati elementi.
Ogni elemento è rappresentabile da un simbolo.

 

IL MODELLO ATOMICO DI DALTON:
John Dalton (1766 – 1844), insegnante di matematica e filosofia naturale a Manchester, prese spunto dalle ricerche di Lavoisier e Proust per elaborare la prima teoria atomica nel 1803, che si basa sulle seguenti assunzioni

• La materia è fatta di atomi piccolissimi, che sono indivisibili e indistruttibili.
• Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno la stessa massa.
• Gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi.
• Gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da un composto all’altro

Anche la teoria di Dalton tuttavia dovette ben presto essere modificata. Le nuove scoperte fatte tra la fine del 1800 e l'inizio del 1900 dimostrarono infatti che l'atomo è divisibile e costituito da particelle più piccole dette subatomiche. Rimane valida la seguente definizione di atomo:

 

LA NATURA ELETTRICA DELLA MATERIA
Fin dall'antichità erano note le proprietà di alcuni materiali quali l'ambra (nome greco "electron") di attirare, in seguito a strofinio, corpi di piccole dimensioni come pezzetti di carta o peli.W. Gilbert, nel XVI secolo, catalogò un vasto insieme di materiali che avevano proprietà simili e li definì elettrizzati. Non tutti i materiali elettrizzati sono però in grado di attirare gli stessi piccoli oggetti e ciò è dovuto al fatto che esistono due tipi diversi di elettricità: quella definita positiva e quella definita negativa. Convenzionalmente i materiali dal comportamento analogo al vetro si dice che acquistano carica elettrica negativa (-), mentre quelli che si comportano come l'ambra si dice che acquistano carica elettrica positiva (+).
Tra due elementi elettrizzati dello stesso tipo, si manifesta sempre una forza repulsiva. Nella figura è mostrata la repulsione tra due corpi carichi positivamente; tra due corpi carichi negativamente si osserva il medesimo effetto.

 

 

 

 

 

 

Tra due elementi di diverso tipo, ad esempio vetro e ambra, si manifesta sempre una forza attrattiva

 

 

 

 

 

 

 

Queste esperienze rivelano una delle proprietà fondamentali della materia cioè la sua carica elettrica. Prima dello strofinio nella materia esiste un ugual numero di particelle positive e negative, la materia ci appare dunque neutra. Strofinando l'ambra alcune particelle di carica elettrica negativa le vengono tolte e rimangono sul panno di lana; per questo l'ambra si carica positivamente. Nel caso del vetro, invece, è la lana a rilasciare alcune particelle negative al materiale caricandolo quindi negativamente.

 

LE PARTICELLE SUBATOMICHE
Vari esperimenti condotti all'inizio del 1900 dimostrarono che gli atomi non sono indivisibili ma costituiti da particelle più piccole (elementari).
Se a due elettrodi posti alle estremità di un tubo di Crokes  in cui è fatto il vuoto viene applicato un alto voltaggio (pila), dall'elettrodo negativo (catodo) si dipartono dei raggi detti raggi catodici.
Thomson dimostrò che tali raggi sono costituiti da un flusso di particelle cariche negativamente che chiamò elettroni.
 

MODELLO ATOMICO DI THOMSON:
Nel 1897 Thomson identificò gli elettroni, particelle subatomiche con carica elettrica negativa e con massa trascurabile. Quindi la teoria atomica di Dalton fu messa in discussione. Thomson poi propose il primo modello di atomo in cui si facesse riferimento a particelle subatomiche, cioè a particelle più piccole dell’atomo: egli ipotizzò che l’atomo fosse una sferetta carica positivamente all’interno della quale erano disposti gli elettroni in modo tale da neutralizzare la carica positiva.
Il modello di Thomson rappresentò un importante passo avanti, ma non era del tutto convincente: infatti se c’erano delle particelle subatomiche negative dovevano esserci anche delle subparticelle positive. Difatti il modello atomico di Thomson si rappresenta :

 

MODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Rutherford propose un modello secondo cui protoni e neutroni erano disposti nel nucleo, mentre gli elettroni erano liberi di muoversi attorno al nucleo stesso. Questo scienziato bombardando una sottile lamina d’oro, con delle particella alfa (particelle positive), avevano osservato che la maggior parte delle particelle riuscivano a passare indisturbate e soltanto una su ottomila rimbalzava in direzione opposta.
Grazie a questo esperimento dedussero che l’atomo è per la maggior parte costituito da spazio vuoto. Il modello atomico di Rutherford considera l’atomo formato da un nucleo centrale, ne l quale risiede la quasi totalità della massa (poiché gli elettroni hanno una massa trascurabile) e dagli elettroni che ruotano intorno al nucleo descrivendo delle orbite, per la sua somiglianza con il sistema solare viene detto modello atomico planetario

Questo modello atomico non era, tuttavia, in grado di dare una valida spiegazione agli esperimenti che avevano messo in evidenza la capacità degli elettroni di assorbire e di emettere energia.

 

LE PARTICELLE SUBATOMICHE

LA SOMMA DELLE MASSE DI PROTONI E NEUTRONI DÀ LA MASSA ATOMICA.
Un atomo individuato da queste due grandezze (A e Z) si chiama nuclide:
 

 

 

NUMERO ATOMICO (Z) indica il numero di protoni contenuti in un atomo. In un atomo neutro il numero atomico indica anche il numero di elettroni.

INUMERO DI MASSA (A) esprime il numero totale di protoni e neutroni contenuti in un atomo. Il numero di protoni può essere dato dalla differenza A–Z.
Il numero di neutroni è estremamente variabile da un atomo di un elemento all’altro; aumenta con l’aumentare del numero di protoni senza una regola fissa o di stretta proporzionalità.

Le proprietà chimichedell’ atomo sono legate al numero di elettroni, e precisamente a quelli più esterni (ELETTRONI DI VALENZA).
LE PROPRIETÀ CHIMICHE DELL’ATOMO SONO QUINDI LEGATE AL NUMERO ATOMICO.

 

ISOTOPI sono atomi che presentano lo stesso numero atomico ma un diverso numero di massa cioè hanno tra di loro un diverso numero di neutroni. Gli elementi presenti in natura sono, di solito, un misto di vari isotopi.
(rispettivamente i nuclidi H trizio).

Z = numero di elettroni (e quindi di protoni) NUMERO ATOMICO
A = protoni + neutroni NUMERO DI MASSA
A - Z = numero di neutroni
M = peso atomico o MASSA ATOMICA (in uma)
La massa atomica non coincide col numero atomico per varie ragioni:

L’atomo nel suo complesso risulta elettricamente neutro, perché anche se protoni ed elettroni sono portatori di carica elettrica, queste sono della stessa entità, ma di segno opposto; infatti in un atomo il numero dei protoni è sempre uguale al numero degli elettroni

 

 

IONE
atomi o gruppi di atomi con carica elettrica positiva o negativa.
Tipici ioni sono, lo ione sodio Na+, lo ione Cl-. Gli ioni positivi sono chiamati cationi, quelli negativi anioni Cl-.
CATIONI: sono i metalli che hanno perso o uno o più elettroni di valenza per avere l’ultimo livello completo
ANIONI: sono non metalli che acquistano uno o più elettroni per avere l’ultimo livello completo

 

STRUTTURA DELL’ATOMO.
Al centro dell’atomo c’è il nucleo (109 volte più piccolo del diametro dell’atomo!). Il nucleo è formato da due tipi di particelle (nucleoni): i protoni (carica positiva) ed i neutroni (nessuna carica). Queste particelle, che immaginiamo sferiche, hanno massa di circa 1 uma (unità di massa atomica, è la massa dell’atomo di idrogeno).
Attorno al nucleo ruotano, a grandissima distanza e velocità (circa 1/100 della velocità della luce), gli elettroni: piccole particelle aventi carica negativa e massa 1837 volte più piccola dei nucleoni. Nell’insieme, l’atomo è elettricamente neutro.
Il volume dell’atomo corrisponde di fatto allo spazio in cui ruotano gli elettroni: il suo diametro è dell’ordine degli Angstrom (1 Å = 10-10 m). Il diametro del nucleo è invece molto più piccolo del diametro dell’atomo: circa 10.000 volte inferiore. Ciò significa che l’atomo è per la maggior parte spazio vuoto! Tutta la massa dell’atomo è praticamente situata nel nucleo (essendo la massa degli elettroni trascurabile rispetto a quella dei nucleoni)
La massa degli atomi dei vari elementi è compresa tra 10-24 e 10-22 g: per evitare numeri così piccoli, la massa dell’atomo si misura in unità di massa atomica (uma): 1 uma è per convenzione la dodicesima parte della massa del carbonio 12 (l’isotopo più comune del carbonio).
1 uma = 1.66 x 10-24 g

Massa protone: 1.00757 uma (circa 1)
Massa neutrone: 1.00893 uma (circa 1)
Massa elettrone: 0.000548 uma(circa zero)
La somma delle masse di protoni e neutroni dà la massa atomica.
Esempi: idrogeno 1 uma; carbonio 12 uma; ossigeno 16 uma; sodio 23 uma; cloro 35 uma.
La somma delle masse atomiche dei vari atomi in una molecola dà la massa molecolare.
Esempi: H2O 18 uma; NaCl 58 uma.
Il grammo-atomo è il peso atomico espresso in g (12g per il carbonio); la grammo-molecola è il peso molecolare espresso in g (18g per l’acqua). In un grammo-atomo e in una grammo-molecola è contenuto lo stesso numero di atomi o di molecole: il numero di Avogadro o mole.

 

L’ATOMO DI BOHR
Il modello di Bohr si basa su alcune ipotesi fondamentali:
PRIMA IPOTESI: Nell'atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo su 7 orbite circolari. Ognuna di queste orbite ha un raggio ben determinato
SECONDA IPOTESI: Il momento angolare degli elettroni é quantizzato. Esso può assumere soltanto certi valori (valori permessi), ma non può assumere i valori intermedi fra quelli permessi.
Dopo aver introdotto queste ipotesi, Bohr studia la situazione dell'elettrone utilizzando le leggi della fisica classica. L'elettrone é soggetto alla forza di attrazione del nucleo. Questa forza provoca il suo moto di rotazione e quindi costituisce la forza centripeta. Gli elettroni nelle loro orbite possiedono una certa quantità di energia; essi infatti sono in moto, e quindi hanno energia cinetica; inoltre hanno energia potenziale dovuta all'attrazione elettrostatica tra elettrone e nucleo.
TERZA IPOTESI: Finché un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non assorbe energia.
Per passare da un'orbita con energia minore a un'orbita con energia maggiore (cioè da un'orbita più interna a una più esterna), l'elettrone deve ricevere dall'esterno una quantità di energia corrispondente alla differenza di energia fra le due orbite; se invece passa da un'orbita con energia maggiore a un'orbita con energia minore, l'elettrone emette una quantità di energia pari alla differenza di energia fra le due orbite. L'energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica. Esiste una relazione matematica fra i valori di energia delle orbite di partenza e di arrivo e la frequenza della radiazioni:

 

L’ipotesi più accreditata rimane quella di Bohr, secondo cui gli elettroni si muovono attorno al nucleo (in cui sono contenuti protoni e neutroni) descrivendo delle orbite stazionarie ben delimitate.
Bohr considera l’atomo formato da un nucleo centrale, nel quale risiede quasi tutta la massa, e dagli elettroni che ruotano intorno al nucleo descrivendo orbite ben precise (stazionarie). Gli elettroni possono acquistare o cedere energia per passare da un orbita all’altra, la quantità di energia acquistata o ceduta è pari alla differenza di energia esistente tra le due orbite.

Nella figura accanto sono rappresentate le sette orbite stazionarie ipotizzate da Bohr. Secondo Bohr l’elettrone emette o assorbe energia soltanto se questa gli consente di passare daun orbita stazionaria all’altra. Attorno al nucleo possono esserci al massimo 7 gusci con elettroni orbitanti. Ogni guscio può contenere solo un numero limitato di elettroni

 

 

 

 

 

 

 

 

 

LA CONFIGURAZIONE ELETTRONICA:
Serve a conoscere gli elettroni esterni (di valenza) e quindi a sapere quali e quanti elettroni prenderanno parte alla formazione dei legami.
Di seguito elenchiamo alcune regole che servono a stabilire la configurazione elettronica degli elementi:

Nella tabella che segue vengono indicati i numeri massimi di elettroni che possono occupare i primi quattro livelli. Ricordiamo che questo numero può essere calcolato dalla formula: 2n2 in cui n rappresenta il numero che contraddistingue il livello. Es: il livello numero 3 può contenere 2 x 9 =18 elettroni.

 

 

 

SOTTOLIVELLI
Da un'analisi più approfondita dei dati sperimentali in ogni livello sono stati inoltre individuati dei sottolivelli che vengono indicati con le lettere s, p, d e f. Significa che all'interno di un singolo livello non tutti gli elettroni possiedono la stessa energia anche se le differenze fra di essi sono sicuramente minori che tra elettroni che occupano livelli differenti. Riassumiamo alcune informazioni riguardanti il riempimento elettronico dei sottolivelli:

L’ ORBITALE
l’orbitale è la regione di spazio dove si ha il 90% della probabilità di trovare l’elettrone.
Gli orbitali possono essere rappresentati graficamente con superfici che rappresentano la nube di densità elettronica; essi comprendono il 90 % di probabilità che l’elettrone si trovi al loro interno.
n = 1 orbitale s

n = 2 orbitali s e p

n = 3 orbitali s, p e d

n = 4 orbitali s, p, d e f

 

 

 

 

.
spin (s): indica il senso di rotazione dell’elettrone. Assume solo valori che siano – ½ o + ½.

 

Il sottolivello s possiede un solo orbitale e può contenere due elettroni.
Il sottolivello p, possiede tre orbitali e può contenere sei elettroni.
Il sottolivello d possiede cinque orbitali e può contenere dieci elettroni.
Il sottolivello f possiede sette orbitali e può contenere quattordici elettroni.

 

PRINCIPIO DI PAOLI: Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni che si disporranno con spin opposto. Quindi il primo livello energetico può contenere al massimo due elettroni, il secondo otto, il terzo sedici, il quarto trentadue. Gli elettroni occuperanno per primi gli orbitali di più bassa energia. L’energia cresce con il livello energetico e con la complessità della forma degli orbitali. In uno stesso livello energetico l’energia cresce nel seguente ordine: s < p < d < f, gli orbitali appartenenti allo stesso sottolivello energetico hanno la stessa energia ( orbitali degeneri ). Quando gli elettroni vanno ad occupare orbitali con uguale energia li riempiono prima parzialmente, disponendosi con lo stesso spin, e poi li completano

L’ordine di riempimento degli orbitali, che si può ricavare ricorrendo alla regola della diagonale, è il seguente:

1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d10, 5p6, 6s2, 4f14, 5d10, 6p6,7s2, 5f14, 6d10, 7p6.

 

Il riempimento dei sottolivelli non avviene però sempre con la regolarità che abbiamo indicato sopra perchè nei livelli più lontani dal nucleo le differenze di energia fra i diversi sottolivelli tendono a diminuire sempre più e anzi in alcuni casi avvengono delle "sovrapposizioni" tra sottolivelli. Per poter stabilire le configurazioni elettroniche di tutti gli elementi chimici è però sufficiente seguire lo schema riportato sotto, chiamato anche

 

REGOLA DELLA DIAGONALE:

 

 

 

A volte può essere utile scrivere la struttura elettronica rappresentando gli orbitali con dei quadratini e gli elettroni con delle frecce orientate in modo da tenere conto dello spin.

 

 

 

 

 

IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE DI HEISENBERG:
Date le caratteristiche dell’elettrone, Heisemberg formulò il suo principio di indeterminazione, secondo cui è impossibile determinare con eguale precisione la velocità e la posizione dell’elettrone.Il principio di esclusione di Pauli (1925) afferma che gli elettroni di uno stesso atomo non possono a vere tutti e 4 i numeri quantici uguali (almeno uno deve essere diverso).

 

REGOLA DI HUND:

La regola di Hund, o principio della massima molteplicità afferma che gli elettroni si dispongono ad occupare il massimo numero di orbitali in un sottolivello.

 

PRINCIPIO DI AUFBAU:

Per il principio di Aufbau, gli elettroni tendono ad occupare gli orbitali seguendo l’ordine di energia crescente.
Lo stato fondamentale di un atomo è quello in cui questo è neutro e non eccitato

 

Fonte: http://www.liceocottini.it/documenti/FAD/chimica/modelli%20atomici.doc

 

 

Peso atomico - numero atomico

Da Wikipedia, l'enciclopedia libera.
Tabella degli elementi chimici ordinati per numero atomico colorati in funzione del tipo. È riportato anche il nome, il simbolo, il gruppo, la massa atomica e lo scopritore.

 

No.	Nome	Simbolo	Periodo, Gruppo	Massa (g/mol)	Densità (g/cm³) a 20 °C	temperatura di fusione (°C)	temperatura di ebollizione (°C)	Anno della scoperta	Scopritore
1	Idrogeno	H	1, 1	1.00794(7)[1] [2] [3]	0.084 g/l	-259.1	-252.9	1766	Cavendish
2	Elio	He	1, 18	4.002602(2)[1] [3]	0.17 g/l	-272.2 (a 2.5 MPa)	-268.9	1895	Ramsay e Cleve
3	Litio	Li	2, 1	6.941(2)[1] [2] [3] [4]	0.53	180.5	1317	1817	Arfwedson
4	Berillio	Be	2, 2	9.012182(3)	1.85	1278	2970	1797	Vauquelin
5	Boro	B	2, 13	10.811(7)[1] [2] [3]	2.46	2300	2550	1808	Davy e Gay-Lussac
6	Carbonio	C	2, 14	12.0107(8)[1] [3]	3.51	3550	4827	dall'antichità	sconosciuto
7	Azoto	N	2, 15	14.0067(2)[1] [3]	1.17 g/l	-209.9	-195.8	1772	Rutherford
8	Ossigeno	O	2, 16	15.9994(3)[1] [3]	1.33 g/l	-218.4	-182.9	1774	Priestly e Scheele
9	Fluoro	F	2, 17	18.9984032(5)	1.58 g/l	-219.6	-188.1	1886	Moissan
10	Neon	Ne	2, 18	20.1797(6)[1] [2]	0.84 g/l	-248.7	-246.1	1898	Ramsay e Travers
11	Sodio	Na	3, 1	22.98976928(2)	0.97	97.8	892	1807	Davy
12	Magnesio	Mg	3, 2	24.3050(6)	1.74	648.8	1107	1755	Black
13	Alluminio	Al	3, 13	26.9815386(8)	2.70	660.5	2467	1825	Oersted
14	Silicio	Si	3, 14	28.0855(3)[3]	2.33	1410	2355	1824	Berzelius
15	Fosforo	P	3, 15	30.973762(2)	1.82	44 (P4)	280 (P4)	1669	Brand
16	Zolfo	S	3, 16	32.065(5)[1] [3]	2.06	113	444.7	dall'antichità	sconosciuto
17	Cloro	Cl	3, 17	35.453(2)[1] [2] [3]	2.95 g/l	-34.6	-101	1774	Scheele
18	Argon	Ar	3, 18	39.948(1)[1] [3]	1.66 g/l	-189.4	-185.9	1894	Ramsay e Rayleigh
19	Potassio	K	4, 1	39.0983(1)	0.86	63.7	774	1807	Davy
20	Calcio	Ca	4, 2	40.078(4)[1]	1.54	839	1487	1808	Davy
21	Scandio	Sc	4, 3	44.955912(6)	2.99	1539	2832	1879	Nilson
22	Titanio	Ti	4, 4	47.867(1)	4.51	1660	3260	1791	Gregor e Klaproth
23	Vanadio	V	4, 5	50.9415(1)	6.09	1890	3380	1801	del Río
24	Cromo	Cr	4, 6	51.9961(6)	7.14	1857	2482	1797	Vauquelin
25	Manganese	Mn	4, 7	54.938045(5)	7.44	1244	2097	1774	Gahn
26	Ferro	Fe	4, 8	55.845(2)	7.87	1535	2750	dall'antichità	sconosciuto
27	Cobalto	Co	4, 9	58.933195(5)	8.89	1495	2870	1735	Brandt
28	Nichel	Ni	4, 10	58.6934(2)	8.91	1453	2732	1751	Cronstedt
29	Rame	Cu	4, 11	63.546(3)[3]	8.92	1083.5	2595	dall'antichità	sconosciuto
30	Zinco	Zn	4, 12	65.409(4)	7.14	419.6	907	dall'antichità	sconosciuto
31	Gallio	Ga	4, 13	69.723(1)	5.91	29.8	2403	1875	Lecoq de Boisbaudran
32	Germanio	Ge	4, 14	72.64(1)	5.32	937.4	2830	1886	Winkler
33	Arsenico	As	4, 15	74.92160(2)	5.72	613	613 (subl.)	ca. 1250	Albertus Magnus
34	Selenio	Se	4, 16	78.96(3)[3]	4.82	217	685	1817	Berzelius
35	Bromo	Br	4, 17	79.904(1)	3.14	-7.3	58.8	1826	Balard
36	Kripton	Kr	4, 18	83.798(2)[1] [2]	3.48 g/l	-156.6	-152.3	1898	Ramsay e Travers
37	Rubidio	Rb	5, 1	85.4678(3)[1]	1.53	39	688	1861	Bunsen e Kirchhoff
38	Stronzio	Sr	5, 2	87.62(1)[1] [3]	2.63	769	1384	1790	Crawford
39	Ittrio	Y	5, 3	88.90585(2)	4.47	1523	3337	1794	Gadolin
40	Zirconio	Zr	5, 4	91.224(2)[1]	6.51	1852	4377	1789	Klaproth
41	Niobio	Nb	5, 5	92.906 38(2)	8.58	2468	4927	1801	Hatchett
42	Molibdeno	Mo	5, 6	95.94(2)[1]	10.28	2617	5560	1778	Scheele
43	Tecnezio	Tc	5, 7	[98.9063][5]	11.49	2172	5030	1937	Perrier e Segrè
44	Rutenio	Ru	5, 8	101.07(2)[1]	12.45	2310	3900	1844	Klaus
45	Rodio	Rh	5, 9	102.90550(2)	12.41	1966	3727	1803	Wollaston
46	Palladio	Pd	5, 10	106.42(1)[1]	12.02	1552	3140	1803	Wollaston
47	Argento	Ag	5, 11	107.8682(2)[1]	10.49	961.9	2212	dall'antichità	sconosciuto
48	Cadmio	Cd	5, 12	112.411(8)[1]	8.64	321	765	1817	Strohmeyer e Hermann
49	Indio	In	5, 13	114.818(3)	7.31	156.2	2080	1863	Reich e Richter
50	Stagno	Sn	5, 14	118.710(7)[1]	7.29	232	2270	dall'antichità	sconosciuto

51	Antimonio	Sb	5, 15	121.760(1)[1]	6.69	630.7	1750	dall'antichità	sconosciuto
52	Tellurio	Te	5, 16	127.60(3)[1]	6.25	449.6	990	1782	von Reichenstein
53	Iodio	I	5, 17	126.90447(3)	4.94	113.5	184.4	1811	Courtois
54	Xeno	Xe	5, 18	131.293(6)[1] [2]	4.49 g/l	-111.9	-107	1898	Ramsay e Travers
55	Cesio	Cs	6, 1	132.9054519(2)	1.90	28.4	690	1860	Kirchhoff e Bunsen
56	Bario	Ba	6, 2	137.327(7)	3.65	725	1640	1808	Davy
57	Lantanio	La	6	138.90547(7)[1]	6.16	920	3454	1839	Mosander
58	Cerio	Ce	6	140.116(1)[1]	6.77	798	3257	1803	von Hisinger e Berzelius
59	Praseodimio	Pr	6	140.90765(2)	6.48	931	3212	1895	von Welsbach
60	Neodimio	Nd	6	144.242(3)[1]	7.00	1010	3127	1895	von Welsbach
61	Promezio	Pm	6	[146.9151][5]	7.22	1080	2730	1945	Marinsky e Glendenin
62	Samario	Sm	6	150.36(2)[1]	7.54	1072	1778	1879	Lecoq de Boisbaudran
63	Europio	Eu	6	151.964(1)[1]	5.25	822	1597	1901	Demarçay
64	Gadolinio	Gd	6	157.25(3)[1]	7.89	1311	3233	1880	de Marignac
65	Terbio	Tb	6	158.92535(2)	8.25	1360	3041	1843	Mosander
66	Disprosio	Dy	6	162.500(1)[1]	8.56	1409	2335	1886	Lecoq de Boisbaudran
67	Olmio	Ho	6	164.93032(2)	8.78	1470	2720	1878	Soret
68	Erbio	Er	6	167.259(3)[1]	9.05	1522	2510	1842	Mosander
69	Tulio	Tm	6	168.93421(2)	9.32	1545	1727	1879	Cleve
70	Itterbio	Yb	6	173.04(3)[1]	6.97	824	1193	1878	de Marignac
71	Lutezio	Lu	6, 3	174.967(1)[1]	9.84	1656	3315	1907	Urbain
72	Afnio	Hf	6, 4	178.49(2)	13.31	2150	5400	1923	Coster e de Hevesy
73	Tantalio	Ta	6, 5	180.9479(1)	16.68	2996	5425	1802	Ekeberg
74	Tungsteno	W	6, 6	183.84(1)	19.26	3407	5927	1783	Elhuyar
75	Renio	Re	6, 7	186.207(1)	21.03	3180	5627	1925	Noddack, Tacke e Berg
76	Osmio	Os	6, 8	190.23(3)[1]	22.61	3045	5027	1803	Tennant
77	Iridio	Ir	6, 9	192.217(3)	22.65	2410	4130	1803	Tennant
78	Platino	Pt	6, 10	195.084(9)	21.45	1772	3827	1557	Scaliger
79	Oro	Au	6, 11	196.966569(4)	19.32	1064.4	2940	dall'antichità	sconosciuto
80	Mercurio	Hg	6, 12	200.59(2)	13.55	-38.9	356.6	dall'antichità	sconosciuto
81	Tallio	Tl	6, 13	204.3833(2)	11.85	303.6	1457	1861	Crookes
82	Piombo	Pb	6, 14	207.2(1)[1] [3]	11.34	327.5	1740	dall'antichità	sconosciuto
83	Bismuto	Bi	6, 15	208.98040(1)	9.80	271.4	1560	1540	Geoffroy
84	Polonio	Po	6, 16	[208.9824][5]	9.20	254	962	1898	Marie e Pierre Curie
85	Astato	At	6, 17	[209.9871][5]		302	337	1940	Corson e MacKenzie
86	Radon	Rn	6, 18	[222.0176][5]	9.23 g/l	-71	-61.8	1900	Dorn
87	Francio	Fr	7, 1	[223.0197][5]		27	677	1939	Perey
88	Radio	Ra	7, 2	[226.0254][5]	5.50	700	1140	1898	Marie e Pierre Curie
89	Attinio	Ac	7	[227.0278][5]	10.07	1047	3197	1899	Debierne
90	Torio	Th	7	232.03806(2)[5] [1]	11.72	1750	4787	1829	Berzelius
91	Protoattinio	Pa	7	231.03588(2)[5]	15.37	1554	4030	1917	Soddy, Cranston e Hahn
92	Uranio	U	7	238.02891(3)[5] [1] [2]	18.97	1132.4	3818	1789	Klaproth
93	Nettunio	Np	7	[237.0482][5]	20.48	640	3902	1940	McMillan e Abelson
94	Plutonio	Pu	7	[244.0642][5]	19.74	641	3327	1940	Seaborg
95	Americio	Am	7	[243.0614][5]	13.67	994	2607	1944	Seaborg
96	Curio	Cm	7	[247.0703][5]	13.51	1340		1944	Seaborg
97	Berkelio	Bk	7	[247.0703][5]	13.25	986		1949	Seaborg
98	Californio	Cf	7	[251.0796][5]	15.1	900		1950	Seaborg
99	Einsteinio	Es	7	[252.0829][5]		860		1952	Seaborg
100	Fermio	Fm	7	[257.0951][5]				1952	Seaborg
101	Mendelevio	Md	7	[258.0986][5]				1955	Seaborg
102	Nobelio	No	7	[259.1009][5]				1958	Seaborg
103	Laurenzio	Lr	7, 3	[260.1053][5]				1961	Ghiorso
104	Rutherfordio	Rf	7, 4	[261.1087][5]				1964/69	Flerov
105	Dubnio	Db	7, 5	[262.1138][5]				1967/70	Flerov
106	Seaborgio	Sg	7, 6	[263.1182][5]				1974	Flerov
107	Bohrio	Bh	7, 7	[262.1229][5]				1976	Oganessian
108	Hassio	Hs	7, 8	[265][5]				1984	GSI (*)
109	Meitnerio	Mt	7, 9	[266][5]				1982	GSI
110	Darmstadtio	Ds	7, 10	[269][5]				1994	GSI

111	Roentgenio	Rg	7, 11	[272][5]				1994	GSI
112	Copernicio	Cn	7, 12	[285][5]				1996	GSI
113	Ununtrio	Uut	7, 13	[284][5]				2004	JINR (*), LLNL (*)
114	Ununquadio	Uuq	7, 14	[289][5]				1999	JINR
115	Ununpentio	Uup	7, 15	[288][5]				2004	JINR, LLNL
116	Ununhexio	Uuh	7, 16	[292][5]				1999	LBNL (*)
117	Ununseptio	Uus	7, 17	[5]				2010
118	Ununoctio	Uuo	7, 18	[5]				1999

 

Peso atomico - numero atomico

Ossigeno Elemento gassoso di simbolo O e numero atomico 8, appartenente al gruppo VIB (o 16) della tavola periodica. Scoperto nel 1774 dal chimico britannico Joseph Priestley e, indipendentemente, dal chimico svedese Carl Wilhelm Scheele, fu riconosciuto come un gas semplice dal chimico francese Antoine-Laurent Lavoisier che gli diede il nome.
Proprietà e diffusione
L'ossigeno è un gas incolore, inodore, insapore e debolmente magnetico, che può essere condensato in un liquido blu pallido con spiccate caratteristiche magnetiche. Allo stato solido è di colore blu ed è prodotto comprimendo ad altissime pressioni il liquido. Ha peso atomico 15,9994 e densità 1,429 g per litro; a pressione atmosferica, solidifica alla temperatura di -218,8 °C e liquefa a -183,4 °C.
È l'elemento più abbondante del nostro pianeta e rappresenta il 21% in volume, o il 23,15% in peso, dell'atmosfera; l'85,8% degli oceani (nell'acqua pura la percentuale è 88,8%), e il 46,7% della crosta terrestre, sotto forma di rocce e minerali, è composto di ossigeno. Esso rappresenta il 60% del nostro corpo e, oltre a essere un costituente principale dell'acqua, è presente nei composti chimici che formano i tessuti degli organismi viventi; quasi tutte le piante e gli animali, tra cui l'uomo, hanno bisogno di ossigeno, allo stato libero o combinato, per mantenersi in vita.
Si conoscono tre strutture dell'ossigeno: l'ossigeno normale, contenente due atomi per molecola, con formula O2; l'ozono, contenente tre atomi per molecola, con formula O3; e una forma di colore blu pallido, non magnetica, O4, che contiene quattro atomi per molecola e che degrada immediatamente a ossigeno normale. Sono inoltre noti tre isotopi stabili, di cui il più abbondante è l'ossigeno -16 (massa atomica 16), che rappresenta il 99,76% dell'ossigeno normale e che è stato usato nella determinazione dei pesi atomici fino agli anni Sessanta.
L'ossigeno viene preparato in laboratorio da sali come il clorato di potassio, il perossido di bario e il perossido di sodio. Il metodo di preparazione industriale più importante è l'elettrolisi dell'acqua e la distillazione frazionata dell'aria liquida. In quest'ultimo processo, l'aria viene liquefatta e poi lasciata evaporare; l'azoto, più volatile, evapora prima, lasciando l'ossigeno che può essere raccolto, quindi trasportato sia in forma liquida sia gassosa.
Dal punto di vista chimico l'ossigeno interviene in un gran numero di composti organici e inorganici. Reagisce con quasi tutti gli elementi, tra cui anche i gas nobili, formando composti che vengono detti ossidi (una reazione chimica in cui si forma un ossido è detta ossidazione). La velocità di reazione è determinata dai vari elementi e può essere anche molto rapida, come avviene ad esempio nel caso della combustione. Nella combustione spontanea, il calore generato dalla reazione è sufficiente per innalzare la temperatura della sostanza fino al punto di generare fiamme. L'ossigeno si combina così vigorosamente con il fosforo che il calore liberato dalla reazione provoca la fusione di quest'ultimo. Alcune polveri estremamente fini, dette sostanze piroforiche, presentano una superficie esposta all'aria molto estesa e possono dar luogo istantaneamente a reazioni di combustione spontanea. Lo zolfo, l'idrogeno, il sodio e il magnesio reagiscono con l'ossigeno in modo meno energetico e bruciano solo dopo accensione. Alcuni elementi, ad esempio il rame e il mercurio, formano ossidi molto lentamente, anche se portati ad alta temperatura. Infine i metalli inattivi, come il platino, l'iridio e l'oro, reagiscono con l'ossigeno solo per mezzo di metodi indiretti.
Usi
L'ossigeno è usato in grandi quantità nelle saldature ad alta temperatura, in cui viene sfruttata la fiamma caldissima prodotta da una miscela con altri gas. Viene inoltre somministrato a pazienti con difficoltà respiratorie, o a persone che si trovano in condizioni particolari in cui la concentrazione di ossigeno è troppo bassa per permettere la normale respirazione. L'aria arricchita di ossigeno è utilizzata nelle fornaci per la manifattura dell'acciaio.
L'ossigeno a elevata purezza trova impiego nell'industria metallurgica ed è di estrema importanza come propellente liquido per missili e razzi.

 

fonte: http://web.romascuola.net/itaer/vaula/chimica/ossigeno.htm

 

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ELIO - HE - Numero atomico 2 AZOTO - N - Numero atomico 7		L'ATOMO NEUTRO In un atomo in condizioni normali il numero degli elettroni è sempre uguale a quello dei protoni: a un certo numero di cariche positive corrisponde un ugual numero di cariche negative. L'atomo, dunque, risulta neutro, né positivo né negativo. GLI ATOMI SONO TUTTI UGUALI TRA LORO? Pur essendo tutti formati dalle stesse particelle, gli atomi non sono tutti uguali tra loro: alcuni sono più piccoli, altri più grandi. La piccolezza o la grandezza di un atomo dipende dal numero di protoni del suo nucleo. L'atomo più piccolo ha il nucleo composto da un solo protone; il più grande in natura possiede ben 92 protoni. Questi atomi hanno un diverso numero atomico, termine che indica quanti protoni sono presenti nel nucleo: il primo ha numero atomico 1 perché ha un solo protone e il secondo ha numero atomico 92 perché ha 92 protoni. GLI ATOMI HANNO UN NOME? Il numero atomico permette di distinguere un atomo da un altro: questo consente anche di dare un nome a ciascuno di essi. L'atomo più piccolo, quello con un solo protone, è l'idrogeno; il più grande in natura si chiama uranio e ha 92 protoni. L'atomo che possiede 7 protoni è quello dell'azoto, una sostanza presente nell'aria; l'atomo con numero atomico 8, cioè con 8 protoni, è l'ossigeno, il gas che ci permette di respirare. Imparerai il nome di molti altri atomi: carbonio, rame, ferro, oro, argento, sodio, cloro... Essi si definiscono elementi chimici. I SIMBOLI DEGLI ELEMENTI CHIMICI Ogni elemento chimico, per brevità, è indicato con un simbolo, che deriva dal nome dell'atomo. Ogni simbolo è formato dalla prima o dalle prime due lettere del nome dell'atomo, per non creare confusione tra atomi i cui nomi hanno la stessa iniziale. Per esempio il simbolo del carbonio è C (si legge ci), quello del calcio è Ca (si legge ci-a) e quello del cloro è CL (si legge ci-elle). Ci sono poi alcuni elementi il cui simbolo è molto diverso da quello del loro nome. Così il simbolo dell'oro è Au, perché è ricavato dal termine latino aurum; quello del rame è Cu, perché gli antichi romani chiamavano il rame cuprum.
QUANDO GLI ATOMI SI UNISCONO: LA MOLECOLA Gli atomi hanno la capacità di unirsi tra loro formando le molecole. Ma che cos'è una molecola? E la più piccola particella di una sostanza che ne conserva tutte le proprietà. Un esempio di molecola è la molecola dell'acqua. Se potessimo spezzare questa particella, i suoi frammenti non sarebbero più acqua ma altre sostanze. La molecola dell'acqua è infatti costituita da tre atomi: due atomi di idrogeno (H) e uno di ossigeno (0) legati tra loro. Così accade per tutte le sostanze. La molecola dell'ammoniaca, cioè la più piccola quantità di materia che ha le caratteristiche di questa sostanza, per esempio, è formata da un atomo di azoto (N) e tre di idrogeno (H) tra loro uniti; la molecola dell'ossigeno, il gas che respiriamo, è formata da due atomi di ossigeno (0) legati tra loro. LE FORMULE CHIMICHE Per indicare le molecole si usano segni convenzionali: si scrivono i simboli degli atomi che le costituiscono e in basso a destra di ogni simbolo si indica un numero, che corrisponde al numero di atomi di quell'elemento presenti nella molecola stessa.
SOSTANZA	SIMBOLO	COME SI LEGGE	SIGNIFICATO
ANIDRIDE CARBONICA	C02	ci-o-due	1 atomo di carbonio e due atomi di ossigrno
GLUCOSIO	C6H1206	ci-sei-acca-dodici-o-sei	6 atomi di carbonio 12 atomi di idrogeno 6 atomi di ossigeno
ACQUA	H2O	accacue-o	2 atomi di idrogeno 1 atomo di ossigeno
CLORURO DI SODIO	NaCl	enne-a-ci-elle	1 atomo di sodio 1 atomo di cloro

 

fonte: http://space.cinet.it/cinetclub/emmegi/Ripetizioni/atomomolecole/atomomolecole.htm

 

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