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Algor Lab S.r.l. - Startup Innovativa - P.IVA IT12537010014

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Struttura atomica e proprietà

L'atomo è l'unità base della materia, con un nucleo di protoni e neutroni e una nuvola di elettroni. Il numero atomico e di massa definiscono gli elementi e i loro isotopi, mentre la mole rappresenta una quantità di sostanza. I modelli atomici, da Dalton a Schrödinger, hanno evoluto la nostra comprensione della struttura atomica.

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1

Significato di 'àtomos'

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Termine greco per 'indivisibile', indica la più piccola unità di un elemento che conserva le sue proprietà chimiche.

2

Massa di protoni e neutroni

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Protoni: circa 1,673x10^-27 kg. Neutroni: circa 1,675x10^-27 kg, leggermente più pesanti dei protoni.

3

Dimensione media orbitale elettronico

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Gli elettroni si muovono in orbitali attorno al nucleo con una distanza media dell'ordine dell'Ångström (1 Å = 10^-10 metri).

4

Il ______ di massa (A) è dato dalla somma dei ______ e dei ______ nel nucleo atomico.

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numero protoni neutroni

5

Nella tavola periodica, la posizione di un elemento è determinata dal suo ______ atomico.

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numero

6

Gli ______ sono atomi dello stesso elemento che differiscono per il ______ di ______ nel nucleo.

Clicca per vedere la risposta

isotopi numero neutroni

7

Definizione di nuclide

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Specie atomica con specifico numero atomico (Z) e numero di massa (A).

8

Isotopi dell'idrogeno

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Protio (1p), Deuterio (1p+1n), Tritio (1p+2n).

9

La massa di un atomo è misurata in ______, ma è più comune usare l'unità di massa atomica (u).

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chilogrammi

10

Un atomo di carbonio-12 ha una massa di ______ grammi.

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1,66x10^-24

11

La massa atomica ______ di un elemento è calcolata come la media ponderata delle masse dei suoi ______.

Clicca per vedere la risposta

relativa isotopi naturali

12

La massa atomica relativa viene espressa in ______ di massa atomica.

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unità

13

Definizione di molecola

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Aggregato di due o più atomi legati chimicamente.

14

Massa molecolare relativa

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Somma delle masse atomiche relative degli atomi in una molecola.

15

Numero di Avogadro

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6,022x10^23 entità elementari presenti in 12 grammi di carbonio-12.

16

Il ______ di Dalton vedeva l'atomo come una sfera compatta e inscindibile.

Clicca per vedere la risposta

modello

17

Thomson immaginò un atomo fatto di elettroni in una sfera di carica ______.

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positiva

18

Rutherford scoprì il ______ atomico e sviluppò un modello simile a quello di un sistema planetario.

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nucleo

19

Bohr combinò la teoria quantistica con il suo modello, proponendo orbite ______ per gli elettroni.

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fisse

20

Il modello quantomeccanico, introdotto da Schrödinger negli anni '30, descrive gli elettroni usando i ______.

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orbitali

Q&A

Ecco un elenco delle domande più frequenti su questo argomento

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Struttura e Composizione dell'Atomo

L'atomo, dal greco "àtomos" che significa "indivisibile", è la più piccola unità di un elemento chimico che mantiene le proprietà chimiche di quell'elemento. Gli atomi sono composti da un nucleo centrale contenente protoni, con carica positiva, e neutroni, privi di carica elettrica, circondato da una nuvola di elettroni con carica negativa. I protoni hanno una massa di circa 1,673x10^-27 kg, mentre i neutroni hanno una massa leggermente maggiore, circa 1,675x10^-27 kg. Gli elettroni, molto più leggeri, hanno una massa di circa 9,109x10^-31 kg. Gli elettroni si muovono in regioni definite come orbitali attorno al nucleo, e la loro distanza media dal nucleo è dell'ordine di grandezza dell'Ångström (1 Å = 10^-10 metri).
Laboratorio scientifico con microscopio elettronico su tavolo, provette con tappi colorati e bottiglie con liquidi variopinti.

Numero Atomico e Numero di Massa

Il numero atomico (Z) identifica il numero di protoni nel nucleo di un atomo e determina l'elemento chimico a cui l'atomo appartiene. Il numero di massa (A) è la somma dei protoni e dei neutroni nel nucleo. Questi numeri sono fondamentali per la caratterizzazione degli atomi: il numero atomico stabilisce la posizione dell'elemento nella tavola periodica, mentre il numero di massa aiuta a distinguere tra isotopi, che sono atomi dello stesso elemento con diverso numero di neutroni.

Isotopi e Nuclidi

Un nuclide è una specie atomica caratterizzata da un determinato numero atomico (Z) e numero di massa (A). Gli isotopi sono nuclidi che hanno lo stesso numero atomico ma diversi numeri di massa, a causa di un diverso numero di neutroni nel nucleo. Ad esempio, l'idrogeno ha tre isotopi comuni: il Protio (1 protone), il Deuterio (1 protone e 1 neutrone) e il Tritio (1 protone e 2 neutroni).

Massa Atomica e Unità di Massa Atomica

La massa atomica assoluta è la massa di un singolo atomo misurata in chilogrammi. Tuttavia, a causa della sua estrema piccolezza, si utilizza più comunemente l'unità di massa atomica (u), definita come un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio-12, pari a 1,66x10^-24 grammi. La massa atomica relativa di un elemento è la media ponderata delle masse atomiche dei suoi isotopi naturali, espressa in unità di massa atomica.

Dalla Molecola alla Mole

Le molecole sono aggregati di due o più atomi legati chimicamente. La massa molecolare relativa è la somma delle masse atomiche relative degli atomi che compongono la molecola. La mole è l'unità di misura che indica la quantità di sostanza e corrisponde al numero di entità elementari (atomi, molecole, ioni, ecc.) presenti in 12 grammi di carbonio-12, noto come Numero di Avogadro, che è pari a 6,022x10^23. La mole è fondamentale in chimica perché permette di convertire la massa di una sostanza nel numero di entità elementari che la compongono.

Evoluzione del Modello Atomico

La comprensione della struttura atomica è progredita attraverso vari modelli. Il modello di Dalton descriveva l'atomo come una sfera solida e indivisibile. Il modello di Thomson propose un atomo composto da elettroni immersi in una sfera di carica positiva. Rutherford, attraverso esperimenti con particelle alfa, scoprì il nucleo atomico e propose un modello planetario. Bohr integrò la teoria quantistica, suggerendo orbite fisse per gli elettroni. Infine, il modello quantomeccanico di Schrödinger, formulato negli anni '30, descrive gli elettroni in termini di orbitali, aree di probabilità dove è più probabile trovare un elettrone, senza una posizione definita.