Concetti Fondamentali di Chimica: Dalla Struttura Atomica alle Leggi Ponderali

Struttura Atomica e Tavola Periodica

• Il valore della massa di un protone è circa 1 amu.
• Numeri quantici e valori:
  • n = 1, 2, 3, ... n
  • l: 0, 1, 2, ... (n-1) per ogni n
  • m: -l, ..., 0, ..., +l per ogni l
  • s: +1/2 e -1/2 per ogni m
• Il padre del sistema periodico fu Mendeleev, che si basava sulle masse atomiche.
• Il sistema periodico corrente fu ordinato da Moseley, sulla base dei numeri atomici.
• Contributi di Döbereiner e Newlands alla formazione del sistema periodico:

1. Döbereiner si basava sul rapporto tra massa atomica e comportamento chimico, formulando le triadi, in cui la massa dell'elemento centrale era circa pari alla media delle masse degli altri due.
2. Newlands ordinò gli elementi in ordine crescente di massa atomica in gruppi di 7, notando che l'ottavo elemento aveva caratteristiche simili al primo, formulando la legge delle ottave.

Definizioni Fondamentali

• Energia di ionizzazione: l'energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo allo stato gassoso e trasformarlo in un catione.
• Volume atomico: il volume occupato da una mole di atomi (calcolato dividendo la massa per la densità).
• Affinità elettronica: l'energia che viene rilasciata quando un atomo allo stato gassoso cattura un elettrone e si converte in uno ione negativo.
• Elettronegatività: la tendenza di un atomo ad attirare a sé la coppia di elettroni di un legame.
• Valenza ionica: il numero di elettroni che un atomo perde o acquista per formare uno ione stabile.
• Metallo: un elemento che cede facilmente elettroni.
• Non-metallo: un elemento che acquista facilmente elettroni.
• Orbita stazionaria: un'orbita in cui l'elettrone non assorbe né emette energia.
• Numero atomico: il numero di protoni in un atomo, caratteristico per ogni elemento (Z).
• Numero di massa: la somma di protoni e neutroni in un atomo (A).
• Isotopi: atomi di uno stesso elemento, con lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni, e quindi con diverso numero di massa. Esempi per l'idrogeno sono il protio, il deuterio e il trizio.

Leggi Ponderali

• Legge di conservazione della massa (Lavoisier): la massa non si crea né si distrugge, ma si trasforma solamente.
• Legge delle proporzioni definite (Proust): quando due o più elementi si combinano per formare un composto, le loro masse stanno sempre in un rapporto definito e costante.
• Legge delle proporzioni multiple (Dalton): le quantità di uno stesso elemento che si combinano con una quantità fissa di un altro elemento per formare composti diversi, stanno tra loro in un rapporto di numeri interi e semplici.
• Legge delle proporzioni reciproche (Richter): i rapporti tra le masse di diversi elementi che si combinano con una stessa massa di un altro elemento sono uguali ai rapporti, o a multipli o sottomultipli di questi, tra le masse con cui gli stessi elementi si combinano tra loro.

Legge Volumetrica e Ipotesi di Avogadro

• Legge di Gay-Lussac (sui volumi dei gas): quando due gas reagiscono tra loro, i loro volumi, misurati nelle stesse condizioni di pressione e temperatura, stanno in un rapporto di numeri interi e semplici.

Ipotesi di Avogadro

1. Volumi uguali di gas diversi, nelle stesse condizioni di pressione e temperatura, contengono lo stesso numero di particelle.
2. Le particelle elementari dei gas non sono atomi singoli, ma aggregati di atomi detti molecole.