Chapter  3:    Atoms:    The  Building  Blocks  of  Ma;er

The  Atom:  From  Philosophical  Idea  to  Scien7fic  Theory  

The  Greek  philosopher  Democritus  (460  B.C.  –  370  B.C.)  was  among  the  first  to  suggest  the  existence  of  atoms  (from  the  Greek  word  “atomos”)  !He  believed  that  atoms  were  indivisible  and  indestruc-ble.

Democritus  vs.  AristotleHis  ideas  did  agree  with  later  scien7fic  theory,  but  did  not  explain  chemical  behavior,  and  was  not  based  on  the  scien-fic  method  –  but  just  philosophy.  !Aristotle  believed  that  atoms  did  not  exist  because  Democritus  could  not  provide  experimental  data  that  supported  his  theory.

Development  of  Atomic  Theory

• The  Aristotelean  Philosophy  

• Advocated  by  Plato  and  Aristotle  

• Main  focus:    There  are  no  ul7mately  indivisible  par7cles.  

• This  philosophy  strengthens  throughout  Western  culture  un7l  the  seventeenth  century.

Development  of  Atomic  Theory

• 17th  century    

• The  idea  of  the  atom  is  reborn!  

• Sir  Isaac  Newton  (1642  –  1727)  

• Becomes  major  backer  of  the  idea  

• Most  thinkers  are  trying  to  explain  the  proper7es  of  gases  at  the  7me.

The  Three  Basic  Laws  of  Chemistry

• All  things  chemistry  are  based  upon  the  three  basic  laws  of  chemistry:  

• Law  of  conserva7on  of  mass  

• Law  of  definite  propor7ons  

• Law  of  mul7ple  propor7ons

The  Basic  Laws  of  Chemistry

• Law  of  Conserva7on  of  Mass  • 1789:    Antoine  Lavoisier  discovers  during  an  experiment  that  the  mass  of  red  mercury  oxide  (before  hea7ng)  was  equal  to  the  mass  of  the  newly  formed  mercury  metal  and  oxygen  gas.

The  Basic  Laws  of  Chemistry• Law  of  Constant  Composi7on  (or  Definite  Propor7ons)  

• 1797  –  1804:    Joseph  Proust  proposes  this  law  from  data  obtained  in  experiments  using  copper  carbonate.      

• Proust  found  that  all  samples  used  had  the  same  composi7on.

The  Basic  Laws  of  Chemistry

• 1803:    John  Dalton  creates  an  explana7on  for  the  law  of  conserva7on  of  mass  and  the  law  of  constant  composi7on.  

• As  a  result  of  his  work,  Dalton  creates  another  basic  law  of  chemistry.  

• Law  of  mul7ple  propor7ons

Basic  Laws  of  Chemistry

• LCM:  Ma_er  cannot  be  created  or  destroyed.  

• LDP:  A  chemical  compound  contains  the  same  elements  in  the  same  propor7ons  by  mass  regardless  of  size  or  source  of  the  sample.  

• LMP:  If  2  or  more  different  compounds  are  composed  of  the  same  elements,  then  the  ra7o  of  the  masses  of  elements  is  always  a  small  whole  number.

John  Dalton  &  Atomic  Theory

• 1808:    John  Dalton  proposed  an  explana7on  for  the  3  basic  laws  of  chemistry.  

• John  Dalton  is  responsible  for  the  current  defini7on  of  an  atom.  

• Dalton’s  Atomic  Theory  has  5  main  points.  

• *You  will  have  a  quiz  over  Dalton’s  Atomic  Theory  on  Friday!!

Dalton’s  Atomic  Theory

• 1.    All  ma_er  is  composed  of  extremely  small  par7cles  called  atoms.  

• 2.    Atoms  of  a  given  element  are  iden7cal  in  size,  mass,  and  other  proper7es;  atoms  of  different  elements  differ  in  size,  mass,  and  other  proper7es.  

• 3.    Atoms  cannot  be  subdivided,  created,  or  destroyed.

Dalton’s  Atomic  Theory  (cont’d)

• 4.    Atoms  of  different  elements  combine  in  simple  whole-­‐number  ra7os  to  form  chemical  compounds.  

• 5.    In  chemical  reac7ons,  atoms  are  combined,  separated,  or  rearranged.

Does  Dalton’s  Theory  S7ll  Hold?

• Not  all  por7ons  of  Dalton’s  Atomic  Theory  are  s7ll  valid.  

• We  know  that  atoms  can  be  subdivided  into  smaller  subatomic  par7cles.  

• We  also  know  that  a  given  element  can  have  atoms  with  different  masses.  

• But  points  #1  and  #2  have  remained  unchanged.

ATOMIC  STRUCTURE

Discovery  of  the  Electron• In  1897,  J.J.  Thomson  used  a  cathode  ray  tube  to  deduce  the  presence  of  a  negaMvely  charged  parMcle:  the  electron

Mass  of  the  Electron

The  oil  drop  apparatus

1916  –  Robert  Millikan  determines  the  mass  of  the  electron:  1/1837  the  mass  of  a  hydrogen  atom;  has  one  unit  of  negaMve  charge

Conclusions  from  the  Study  of  the  

a) Cathode  rays  have  idenMcal  properMes  regardless  of  the  element  used  to  produce  them.  All  elements  must  contain  idenMcally  charged  electrons.  

b) Atoms  are  neutral,  so  there  must  be  posiMve  parMcles  in  the  atom  to  balance  the  negaMve  charge  of  the  electrons.  

c) Electrons  have  so  li;le  mass  that  atoms  must  contain  other  parMcles  that  account  for  most  of  the  mass.

Conclusions  from  the  Study  of  the  

! Eugen  Goldstein  in  1886  observed  what  is  now  called  the  “proton”  -­‐  parMcles  with  a  posiMve  charge,  and  a  relaMve  mass  of  1  (or  1837  Mmes  that  of  an  electron)  

! 1932  –  James  Chadwick  confirmed  the  existence  of  the  “neutron”  –  a  parMcle  with  no  charge,  but  a  mass  nearly  equal  to  a  proton

Thomson’s  Atomic  Model

J.  J.  Thomson

Thomson  believed  that  the  electrons  were  like  plums  embedded  in  a  posiMvely  charged  “pudding,”  thus  it  was  called  the  “plum  pudding”  model.

Ernest  Rutherford’s

!  Alpha  parMcles  are  helium  nuclei  -­‐  The  alpha  parMcles  were  fired  at  a  thin  sheet  of  gold  foil  

!  ParMcles  that  hit  on  the  detecMng  screen  (film)  are  recorded.

Rutherford’s  Findings! Most  of  the  parMcles  passed  right  through  

!  A  few  parMcles  were  deflected  

!  VERY  FEW  were  greatly  deflected

Conclusions:a) The  nucleus  is  small  b) The  nucleus  is  dense  

c) The  nucleus  is  posiMvely  charged

The  Rutherford  Atomic  Model

• Based  on  his  experimental  evidence:  • The  atom  is  mostly  empty  space  • All  the  posi7ve  charge,  and  almost  all  the  mass  is  concentrated  in  a  small  area  in  the  center.    He  called  this  a  “nucleus”  

• The  nucleus  is  composed  of  protons  and  neutrons  (they  make  the  nucleus!)  

• The  electrons  distributed  around  the  nucleus,  and  occupy  most  of  the  volume  

• His  model  was  called  a  “nuclear  model”

Atomic  Number • Atoms  are  composed  of  iden%cal  protons,  neutrons,  and  electrons  –How  then  are  atoms  of  one  element  different  from  another  element?  

• Elements  are  different  because  they  contain  different  numbers  of  PROTONS  

• The  atomic  number  of  an  element  is  the  number  of  protons  in  the  nucleus  

• #  protons  in  an  atom  =  #  electrons

Atomic  Number• Atomic  number  (Z)  of  an  element  is  the  number  of  protons  in  the  nucleus  of  each  atom  of  that  element.

Element #  of  protons Atomic  #  (Z)

Carbon

Phosphorus

Gold

6 6

15 15

79 79

Mass  Number• Mass  number  is  the  number  of  protons  and  neutrons  in  the  nucleus  of  an  isotope:  

                                         Mass  number  =  p+  +  n0

Element #  p #  n #  e Mass  no.

Carbon 6

Nitrogen 7 14

11 12

92 238

Radon 136

6 6 12

7 7

Sodium 11 23

Uranium 146 92

86 86 222

Nuclear  Symbols

• Contain  the  symbol  of  the  element,  the  mass  number  and  the  atomic  number.

Superscript  →

Subscript  →

 Mass  number

Atomic  number

X

Nuclear  Symbols  

n Find  each  of  these  

a)  number  of  protons  

b)  number  of  neutrons  

c)  number  of  electrons  

d)  Atomic  number  

e)  Mass  Number

80 35Br

Nuclear  Symbols

n If  an  element  has    an  atomic  number  of    34  and  a  mass  number  of  78,  what  is  the:    a)  number  of  protons  b)  number  of  neutrons  c)  number  of  electrons  d)  complete  symbol

Nuclear  Symbols

n  If  an  element  has    91  protons  and  140  neutrons  what  is  the    a)  Atomic  number  b)  Mass  number  c)  number  of  electrons  d)  complete  symbol

Isotopes

• Dalton  was  wrong  about  all  elements  of  the  same  type  being  iden7cal  

• Atoms  of  the  same  element  can  have  different  numbers  of  neutrons.  

• Thus,  different  mass  numbers.  • These  are  called  isotopes.

Isotopes

• Frederick  Soddy  (1877-­‐1956)  proposed  the  idea  of  isotopes  in  1912  

• Isotopes  are  atoms  of  the  same  element  having  different  masses,  due  to  varying  numbers  of  neutrons.  

• Soddy  won  the  Nobel  Prize  in  Chemistry  in  1921  for  his  work  with  isotopes  and  radioac7ve  materials.

Naming  Isotopes

•We  can  also  put  the  mass  number  a6er  the  name  of  the  element:  –carbon-­‐12  –carbon-­‐14  –uranium-­‐235

Isotopes  are  atoms  of  the  same  element  having  different  masses,  due  to  varying  numbers  of  neutrons.

Isotope Protons Electrons Neutrons Nucleus

Hydrogen–1

     (pro7um)

1

1

0

Hydrogen-­‐2

(deuterium)

1

1

1

Hydrogen-­‐3

(tri7um)

1

1

2

Isotopes

Elements  occur  in  nature  as  mixtures  of  isotopes.

Isotopes!

Nuclide!p

!n

!e

!Mass  no.

!8

!10

!33

!42

!15

!31

!29

!63

!6

!8

Oxygen-­‐18

Arsenic-­‐75

Phosphorus-­‐31

Copper-­‐63

Carbon-­‐14

8

33

16

34

15

29

6 14

75

18