Appunti di storia della fisica: latomo LHC: un progetto didattico - I.C. Garibaldi – Chiavenna -...

Appunti di storia della fisica: l’atomo

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Dalla filosofia greca all’800

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Reazione chimica (definizione semplificata): trasformazione della materia in cui

da una o più sostanze (reagenti) derivano altre sostanze (prodotti) che in generale

hanno caratteristiche diverse.

Immagini di reazioni chimiche: una combustione, la formazione di un precipitato giallo o della

ruggine, la liberazione di gas quando del succo di limone viene versato su una roccia

calcarea.

Legge di conservazione della massa (Lavoisier, seconda metà del ‘700): in una

reazione chimica all'interno di un sistema chiuso la massa ( peso) dei reagenti è

esattamente uguale alla massa dei prodotti.

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Sistema chiuso: un sistema che non può scambiare materia con il suo ambiente,

ma solo energia.

Un sistema chiuso: la materia non può entrare o uscire dalla provetta ma il liquido blu, ad

esempio, potrebbe cedere energia all’esterno raffreddandosi o acquisirne se la provetta viene

riscaldata.




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Esperimento: conservazione della massa in una reazione chimica

Attenzione! Nel video è usato l’acido cloridrico, una sostanza pericolosa da non adoperare! L’esperimento può essere ripetuto a casa utilizzando bicarbonato e aceto (oppure limone).




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Legge di Proust o delle proporzioni definite (1799): in un composto chimico gli

elementi che lo costituiscono sono sempre presenti in rapporti di massa ( peso)

costanti e definiti.

Composti chimici: sono sostanze pure dalle quali è possibile ottenere, mediante

ordinari procedimenti chimici, sostanze più semplici.

Sostanze pure: presentano caratteristiche ben definite (ad esempio la densità e la

temperatura di ebollizione) che si ripetono costantemente in ogni campione.

Elementi: sostanze pure dalle quali NON è possibile ottenere, mediante ordinari

procedimenti chimici, sostanze più semplici.

Illustrazione della legge di Proust

Per preparare in laboratorio del solfuro ferroso (pirite), occorre fare reagire ferro e

zolfo nel rapporto di 1 g di ferro per 0,57 g di zolfo. In accordo con la legge della

conservazione della massa si otterranno 1,57 g di solfuro ferroso.

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Per ottenere una quantità di solfuro ferroso dieci volte maggiore, cioè 15,7 g,

bisogna sempre rispettare il rapporto di combinazione (1 : 0,57) tra ferro e zolfo e

quindi 10 g di ferro vanno fatti reagire con 5,7 g di zolfo:

Facendo invece reagire 10 g di ferro con 8 g di zolfo, una quantità superiore a

quella richiesta dal rapporto di combinazione (5,7 g), si ottengono sempre 15,7 g

di solfuro ferroso, ma parte dello zolfo (8 g - 5,7 g = 2,3 g) non si combina con il

ferro:

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Allo stesso modo per ottenere acqua, un composto formato da idrogeno e

ossigeno, dobbiamo fare reagire i due elementi nel rapporto di 1 g di idrogeno

contro 8 g di ossigeno. Ogni eccesso di uno dei due elementi rispetto a tale

rapporto si ritrova a fine reazione.




A inizio ‘800 Dalton scoprì casi in cui due elementi possono reagire tra loro

secondo diversi rapporti di combinazione formando composti differenti. Carbonio e

ossigeno, ad esempio, possono formare ossido di carbonio o biossido di carbonio.

Facendo reagire 1 g di carbonio con 1,33 g di ossigeno si ottengono, in accordo

con la legge di Lavoisier, 2,33 g di monossido di carbonio (un gas molto velenoso).

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Se carbonio e ossigeno reagiscono nel rapporto di 1 g di carbonio per 2,66 g di

ossigeno, si ottengono in questo caso 3,66 g di biossido di carbonio (anidride

carbonica).

Dalton osservò che le masse di ossigeno che si combinavano con la stessa massa

( peso) di carbonio (1 g) erano l'una il doppio dell'altra (2,66 g contro 1,33 g); lo

scienziato notò schemi simili anche in altri composti e formulò la:

Legge di Dalton o delle proporzioni multiple (1808): quando un elemento si

combina con la stessa massa di un secondo elemento formando composti

diversi le masse del primo elemento stanno tra loro in rapporti espressi da numeri

interi e piccoli. Ad esempio l’ossigeno che si combina con 1 g di carbonio è 1,33 g

o il doppio, l’ossigeno che si combina con 28 g azoto è 16 g oppure il doppio,

triplo, quadruplo o quintuplo (32, 48, 64 o 80 g).LH

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Teoria atomica di Dalton come spiegazione delle leggi di conservazione della

massa, di Proust e delle proporzioni multiple.

1. La materia è formata da atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili;

2. Tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno uguale massa;

3. Gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi;

4. Gli atomi di un elemento si combinano, per formare un composto, solamente con

numeri interi di atomi di altri elementi;

5. Gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da

un composto ad un altro.

Una reazione chimica dal punto di vista di Dalton: il monossido di carbonio si

forma facendo reagire carbonio e ossigeno. ASSUMIAMO che la struttura del

composto monossido di carbonio la più semplice possibile, formata da un atomo di

carbonio e uno di ossigeno ….

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1 g di carbonio conterrà un certo

numero di atomi di carbonio …

… e 1,33 g di ossigeno lo stesso

numero di atomi di ossigeno.



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Questi atomi si legheranno in coppie C-O formando 2,33 g di monossido di

carbonio. Gli atomi iniziali restano inalterati e ancora tutti presenti con la loro

massa, che dunque si conserva.



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Per ottenere una quantità doppia di monossido di carbonio …



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… mi servono 2 g di carbonio perché

conterranno il doppio degli atomi di

rispetto a 1 g …

… e 2,66 g di ossigeno perché

conterranno il doppio degli atomi di

rispetto a 1,33 g.

Il rapporto 2:2,66 è ancora uguale a 1:1,33 ( legge di Proust).



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Poiché secondo la teoria il carbonio si combina solo con un numero intero di altri

atomi (per esempio il carbonio con un atomo di ossigeno a dare il monossido di

carbonio e con due a dare il diossido di carbonio) ….

C O

O



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…. si spiega come mai per 1 g di

carbonio …

… ho bisogno di 2,66 g di ossigeno,

cioè di un numero doppio di atomi

rispetto a quelli contenuti in 1,33 g ….

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… per ottenere 3,66 g di diossido di carbonio (la massa è ancora conservata). Il

rapporto tra le masse ( pesi) di ossigeno che reagiscono con la stessa massa di

carbonio nel monossido di carbonio (1,33 g) e nel diossido di carbonio (2,66 g) è

1,33:2,66 = 1:2 ( legge delle proporzioni multiple).

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Teoria atomica di Dalton come mezzo per calcolare la massa relativa dagli atomi

Poiché 1 g di carbonio conterrà un

certo numero di atomi di carbonio …

… e 1,33 g di ossigeno lo stesso

numero di atomi di ossigeno …

… posso dedurre che un atomo di ossigeno abbia una massa 1,33 maggiore di un

atomo di carbonio.

La complessiva teoria atomica di Dalton ( che oltre ai cinque postulati visti prima

comprendeva anche altre ipotesi) aveva molti pregi, ma anche dei difetti. Su questo

argomento, però, non ci soffermeremo.

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Nel 1738 Daniel Bernoulli congetturò che i gas fossero formati da corpuscoli elastici

dotati di massa che interagiscono fra loro mediante urti. Sviluppando questa idea

interpretò la pressione di un gas contro le pareti di un recipiente come dovuta agli

urti dei corpuscoli contro le pareti stesse e ricavò la già nota legge di Boyle-

Mariotte: alla stessa temperatura il prodotto fra la pressione p di un gas e il suo

volume V è costante.

Applet sulla teoria cinetica dei gas

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Nella seconda metà dell’800 diverse leggi fisiche riguardanti il comportamento e le

proprietà macroscopiche dei gas (temperatura, pressione, volume, energia ecc.)

furono derivate, spiegate e collegate ad altre leggi da Boltzmann ed altri

ipotizzando (come aveva fatto Bernoulli) che i gas stessi fossero composti da un

numero elevato di particelle sferiche dotate di massa, in movimento casuale e

costante e interagenti tra loro e con le pareti di un contenitore solo attraverso urti

elastici (queste ipotesi non valgono sempre). Nel 1905 Einstein suppose che anche

il moto browniano fosse dovuto a urti di atomi o molecole contro particelle più

grandi e, sulla base di questa ipotesi, fece una serie di predizioni su tale moto poi

confermate sperimentalmente; anche questo fu un importante contributo a favore

dell’esistenza degli atomi sui cui ormai, all’inizio del ‘900, pochi avevano dubbi.

Molecola: insieme di due o più atomi legati da un particolare tipo di legame chimico

(detto legame covalente).

Applet sulla teoria cinetica dei gas Moto browniano

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