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

  • atomoLa 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.

 

atomo

 

 

 

 

 

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

 

atomo

 

 

 

 

 

 

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.
atomoatomo 

  • I raggi catodici mettono in moto la ruota a pale (hanno natura corpuscolare).
  • I raggi catodici vengono attratti dal piatto metallico carico positivamente (hanno carica negativa).

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 :

 

atomoMODELLO ATOMICO DI RUTHERFORD
atomo

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

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

 

CARICA

MASSA

DOVE SI TROVA NELL’ATOMO

PROTONI

+ 1C

1 uma

NEL NUCLEO

ELETTRONI

- 1C

TRASCURABILE

RUOTANO SU SETTE ORBITE

NEUTRONI

NON HANNO CARICA

1 uma

NEL NUCLEO

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:
atomo 

 

 


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.

 

 

atomo

atomo

atomo

atomo

 

atomo 


PROTONI

6

11

12

17

8

ELETTRONI

6

11

12

17

8

NEUTRONI

6

12

14

18

8

QUANTO PESA L’ATOMO?

12 uma

23 uma

26 uma

35 uma

16 uma

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 atomoH prozio, atomoH deuterio e atomoH trizio).

 

atomo

atomo

atomo

PROTONI

1

1

1

ELETTRONI

1

1

1

NEUTRONI

0

1

2

QUANTO PESA L’ATOMO?

1

2

3

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:

  • le masse di protoni e neutroni non sono proprio uguali a 1
  • in uno stesso elemento spesso ci sono isotopi diversi (diverso numero di neutroni, vedi sotto), che contribuiscono ognuno per una certa percentuale al peso atomico medio finale
  • se si potesse pesare, un nucleo peserebbe meno della somma dei pesi dei protoni e neutroni che contiene: all’atto della sua formazione, si libera una grande quantità di energia (energia di legame nucleare), che comporta una perdita di massa (difetto di massa). L’energia che si libera all’atto della formazione dei legami tra nucleoni è la stessa che occorre per scindere il nucleo nei suoi componenti.

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.

atomo

atomoNella 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:

  • Teoricamente il numero di livelli è infinito, ma per gli elementi noti è stato individuato un numero massimo di 7 strati (o livelli o gusci) di elettroni intorno al nucleo
  • Gli strati o livelli possono contenere numeri differenti di elettroni. Questo numero aumenta andando dallo strato più vicino al nucleo alla periferia.
  •  Il numero di elettroni che ogni livello può contenere e dato dalla formula 2n2, n è il numero di livello
  • Gli elettroni degli strati più vicini al nucleo possiedono energie minori degli elettroni appartenenti agli strati più lontani dal nucleo.
  • Gli elettroni si dispongono sempre negli strati di minor energia e riempiono questi prima di occupare posizioni più lontane dal nucleo a maggiore energia; solamente l'ultimo strato può quindi essere incompleto.

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.


 livello

  n° di elettroni

  1°

  2

  2°

  8

 3°

  18

  4°

  32

 

 

 

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:

  • Nel 1° livello esiste solamente il sottolivello s.
  • Nel 2° livello esistono i sottolivelli s e p.
  • Nel 3° livello esistono i sottolivelli s, p e d.
  • Nel 4° livello e in tutti quelli successivi esistono i sottolivelli s, p, d e f.
  • Il sottolivello s può contenere 2 elettroni, il sottolivello p ne può contenere 6, il sottolivello d ne può contenere 10 e quello f 14.
  • All'interno di ogni livello l'energia dei sottolivelli cresce nell'ordine s, p, d, f e questo quindi è anche l'ordine con cui vengono riempiti

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
atomo

 

 

atomo

 

 

.
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:
atomo

 

 

 

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

 

 

Peso atomico - numero atomico

 


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

 

Peso atomico - numero atomico

 

 

 

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