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Indice
INDICE1. La mole e i modelli atomici .............................................................. 10
1.1 La materia .................................................................................... 11
1.2 La mole ........................................................................................ 15
1.3 la teoria atomica .......................................................................... 18
1.4 Le particelle subatomiche............................................................ 20
1.5 I modelli atomici di Thomson e Rutherford ................................ 22
1.6 Il numero delle particelle negli atomi ......................................... 24
1.7 Gli isotopi .................................................................................... 25
1.8 La radioattività naturale .............................................................. 26
Approfondimenti ............................................................................... 28
2. Gli elettroni nell’atomo ..................................................................... 30
2.1 La natura ondulatoria della luce .................................................. 31
2.2 Quanti e fotoni, la natura corpuscolare della luce ....................... 32
2.3 Spettri di emissione e assorbimento ............................................ 33
2.4 Il modello atomico di Bohr ......................................................... 35
2.5 Energia di ionizzazione ............................................................... 36
2.6 Modello atomico a strati .............................................................. 36
Approfondimenti ............................................................................... 39
3. Atomo: modello ad orbitali ............................................................... 40
3.1 La duplice natura dell’elettrone................................................... 41
3.2 Il principio di indeterminazione di Heisenberg ........................... 41
3.3 L’orbitale atomico e i numeri quantici ........................................ 41
3.4 Il numero quantico di spin ........................................................... 43
3.5 La configurazione elettronica ...................................................... 44
3.6 Il riempimento degli orbitali (principio dell’Aufbau) ................. 45
4. Il sistema periodico degli elementi ................................................... 50
4.1 Dalla legge della periodicità alla tavola periodica ...................... 51
4.2 La tavola periodica moderna ....................................................... 51
4.3 Le proprietà periodiche ............................................................... 53
4.4 Il raggio atomico ......................................................................... 53
4.5 L’energia di ionizzazione ............................................................ 54
4.6 L’affinità elettronica .................................................................... 55
4.7 L’elettronegatività ....................................................................... 55
Approfondimenti ............................................................................... 57
5. I legami chimici ................................................................................ 58
Chimica C3
5
5.1 Il legame chimico ........................................................................ 59
5.2 La regola dell’ottetto ................................................................... 59
5.3 Il legame ionico ........................................................................... 61
5.4 Il legame covalente...................................................................... 61
5.5 Polarità del legame covalente ...................................................... 63
5.6 Il legame covalente dativo........................................................... 63
5.7 Risonanza .................................................................................... 64
5.8 Il legame metallico ...................................................................... 65
Approfondimenti ............................................................................... 66
6. Geometria molecolare e forze intermolecolari ................................. 67
6.1 Geometria molecolare: modello VSEPR..................................... 68
6.2 Molecole con coppie elettroniche condivise ............................... 68
6.3 Molecole con coppie elettroniche libere ..................................... 70
6.4 La teoria VSEPR per i legami multipli ....................................... 70
6.5 Teoria del legame di valenza ....................................................... 71
6.6 Orbitali ibridi ............................................................................... 73
6.7 Teoria degli orbitali molecolari ................................................... 74
6.8 Le forze intermolecolari .............................................................. 76
6.9 Forze dipolo-dipolo ..................................................................... 76
6.10 Forze di London ........................................................................ 77
6.11 Legame a idrogeno .................................................................... 78
Approfondimenti ............................................................................... 79
7. Solidi, liquidi e gas ........................................................................... 80
7.1 I solidi .......................................................................................... 81
7.2 I liquidi ........................................................................................ 82
7.3 Evaporazione ed ebollizione ....................................................... 84
7.4 I gas ............................................................................................. 84
8. Avvio della stechiometria delle soluzioni ......................................... 89
8.1 Miscele e soluzioni ...................................................................... 90
8.2 La concentrazione ....................................................................... 92
8.3 La solubilità ................................................................................. 94
9. Come e perché avvengono le reazioni chimiche............................... 95
9.1 Le reazioni chimiche ................................................................... 95
9.2 Fattori che influenzano la velocità di una reazione ..................... 96
9.3 Bilanciamento di una reazione chimica ...................................... 97
10. Classificazione e nomenclatura dei composti chimici .................. 100
Chimica C3
6
10.1 Valenza e numero di ossidazione ............................................ 101
10.2 Classificazione dei composti inorganici .................................. 102
10.3 Ossidi: composti binari con ossigeno ...................................... 102
10.4 Idruri e idracidi: composti binari con idrogeno ....................... 104
10.5 I composti ternari .................................................................... 106
11. Completamento della stechiometria delle soluzioni ..................... 112
11.1 Miscele omogenee: soluzioni .................................................. 112
11.2 Miscele eterogenee: miscugli .................................................. 112
11.3 Il ruolo dell’acqua (dissociazione e ionizzazione) .................. 113
11.4 Reazioni in soluzioni acquose: calcoli stechiometrici ............. 115
11.5 Reazioni in soluzione acquosa: equazioni ioniche .................. 115
11.6 Le proprietà colligative ........................................................... 115
11.7 Abbassamento della tensione di vapore .................................. 116
11.8 L’innalzamento ebullioscopico ............................................... 116
11.9 L’abbassamento crioscopico ................................................... 117
11.10 Pressione osmotica ................................................................ 118
11.11 Proprietà colligative di soluzioni elettrolitiche ..................... 119
11.12 I colloidi ................................................................................ 120
12. Cinetica chimica............................................................................ 123
12.1 Come avviene una reazione chimica ....................................... 123
12.2 Velocità di reazione ................................................................. 123
12.3 Fattori che influenzano la velocità di reazione ........................ 125
12.4 Il ruolo dei catalizzatori........................................................... 126
12.5 La legge cinetica...................................................................... 127
12.6 L’andamento di una reazione: l’energia di attivazione ........... 129
12.7 Reazioni multistadio: gli stadi elementari ............................... 130
Approfondimenti ............................................................................. 131
13. Termodinamica ............................................................................. 132
13.1 Reazioni chimiche ed energia ................................................. 132
13.2 I sistemi ................................................................................... 132
13.3 Il lavoro in termodinamica ...................................................... 132
13.4 Il calore .................................................................................... 133
13.5 Il calore di formazione e calore di combustione ..................... 134
13.6 Il primo principio della termodinamica ................................... 135
13.7 Applicazione del primo principio della termodinamica .......... 136
13.8 Entalpia di formazione ed entalpia di reazione ....................... 137
Chimica C3
7
13.9 La legge di Hess ...................................................................... 138
13.10 L’entalpia di legame .............................................................. 139
Approfondimenti ............................................................................. 140
14. Il secondo principio della termodinamica ..................................... 141
14.1 Spontaneità ed entalpia............................................................ 141
4.2 Entropia e disordine .................................................................. 141
4.3 L’interpretazione molecolare dell’entropia ............................... 142
4.4 Energia libera ............................................................................ 143
Approfondimenti ............................................................................. 145
15. Equilibri ........................................................................................ 146
15.1 L’equilibrio chimico ................................................................ 146
15.2 Costante di equilibrio .............................................................. 148
15.3 Equilibri eterogenei ................................................................. 149
15.4 Il principio di Le Chatelier ...................................................... 149
15.5 Gli equilibri di solubilità ......................................................... 150
15.6 Variazione della solubilità: effetto dello ione comune............ 151
Approfondimenti ............................................................................. 152
16. Acidi e basi ................................................................................... 153
16.1 Proprietà degli acidi e della basi ............................................. 153
16.2 Acidi e basi secondo Arrhenius ............................................... 153
16.3 Acidi e basi secondo Brönsted e Lowry .................................. 154
16.4 Acidi e basi secondo Lewis ..................................................... 155
16.5 Autoprotolisi dell’acqua .......................................................... 157
16.6 Soluzioni neutre, acide e basiche ............................................ 158
16.7 Il pH......................................................................................... 158
16.8 Misura e importanza del pH .................................................... 159
Approfondimenti ............................................................................. 161
17. Reazioni acido-base ...................................................................... 162
17.1 Acidi forti e acidi deboli.......................................................... 162
17.2 Acidi poliprotici ...................................................................... 163
17.3 Basi forti e basi deboli ............................................................. 163
17.4 Acidi e basi: calcolo del pH .................................................... 164
17.5 Il pH della soluzione di un sale ............................................... 167
17.6 Le soluzioni tampone .............................................................. 168
17.7 Calcolo del pH delle soluzioni tampone ................................. 169
17.8 La titolazione ........................................................................... 170
Chimica C3
8
18. Le ossidoriduzioni ......................................................................... 173
18.1 Ossidazione e riduzione .......................................................... 173
18.2 Ossidante e riducente .............................................................. 174
18.3 Il numero di ossidazione ......................................................... 175
18.4 Bilanciamento delle reazioni di ossido-riduzione ................... 175
19 Avvio alla chimica organica .......................................................... 184
19.1 La chimica organica ................................................................ 184
19.2 I legami del carbonio nei suoi composti ................................. 184
19.3 Catene carboniose e classificazione degli atomi di carbonio .. 187
19.4 Le diverse tipologie di formule in chimica organica............... 188
19.5 Isomeria ................................................................................... 190
19.6 Configurazione assoluta e proiezioni di Fischer ..................... 192
20 Idrocarburi...................................................................................... 194
20.1 Idrocarburi ............................................................................... 194
20.2 Alcani ...................................................................................... 195
20.3 Radicale alchilico .................................................................... 195
20.4 Proprietà fisiche degli alcani ................................................... 197
20.5 Proprietà chimiche degli alcani ............................................... 198
20.6 Preparazione degli alcani ........................................................ 198
20.7 I cicloalcani ............................................................................. 199
21 Idrocarburi insaturi......................................................................... 202
21.1 Alcheni .................................................................................... 202
21.2 Proprietà chimiche e fisiche degli alcheni............................... 202
21.3 Isomeria geometrica degli alcheni (cis-trans) ......................... 204
21.4 Preparazione degli alcheni ...................................................... 205
21.5 Polieni...................................................................................... 205
21.6 Alchini ..................................................................................... 206
21.7 Proprietà chimiche e fisiche degli alchini ............................... 206
22 Idrocarburi aromatici ..................................................................... 208
22.1 Il benzene ................................................................................ 208
22.2 Nomenclatura degli idrocarburi aromatici .............................. 209
22.3 Proprietà chimiche e fisiche dei composti aromatici .............. 210
23 Le diverse classi di composti organici ........................................... 214
23.1 I gruppi funzionali ................................................................... 214
23.2 Alogenoderivati ....................................................................... 215
23.3 Proprietà degli alogenoderivati ............................................... 215
Chimica C3
9
23.4 Alcoli ....................................................................................... 216
23.5 Proprietà fisiche e chimiche degli alcoli ................................. 217
23.6 Fenoli ....................................................................................... 218
23.7 Tioli ......................................................................................... 218
23.8 Eteri ......................................................................................... 219
23.9 Aldeidi e chetoni ..................................................................... 220
23.10 Proprietà di aldeidi e chetoni ................................................. 221
23.11 Tautomeria cheto-enolica ...................................................... 222
23.12 Acidi carbossilici ................................................................... 224
23.13 Proprietà degli acidi carbossilici ........................................... 225
23.14 Acidi policarbossilici............................................................. 225
23.15 Derivati degli acidi carbossilici ............................................. 226
24 Le biomolecole............................................................................... 229
24.1 Le molecole biologiche ........................................................... 229
24.2 I carboidrati ............................................................................. 229
24.3 Monosaccaridi ......................................................................... 230
24.4 Oligosaccaridi.......................................................................... 232
24.5 Polisaccaridi ............................................................................ 233
25 I lipidi ............................................................................................. 235
25.1 Classificazione dei lipidi ......................................................... 235
25.2 Lipidi semplici......................................................................... 235
25.3 Lipidi complessi ...................................................................... 238
26 Le proteine ..................................................................................... 239
26.1 Classificazione delle proteine.................................................. 239
26.2 Gli amminoacidi ...................................................................... 239
26.3 Il legame peptidico .................................................................. 243
26.4 Struttura delle proteine ............................................................ 244
26.5 Gli enzimi ................................................................................ 245
27 Gli acidi nucleici ............................................................................ 248
27.1 DNA ed RNA .......................................................................... 248
27.2 Costituenti degli acidi nucleici ................................................ 248
27.3 Differenze tra DNA ed RNA ................................................... 251
27.4 Nucleotidi non contenuti negli acidi nucleici .......................... 251
Indice delle immagini Creative Commons utilizzate ...................... 253
Chimica C3
Di seguito vengono approfondite solo alcune delle grandezze
fondamentali e derivate, quelle maggiormente utilizzate dai chimici.
La lunghezza tra due punti, l’unità di misura è il
La lunghezza è la distanza metro,
definito come lo spazio percorso nel vuoto dalla luce in un intervallo di
tempo pari a 1/299792458 secondi. In chimica molto spesso si
utilizzano multipli e sottomultipli del metro in quanto è necessario
misurare distanze molto grandi o molto piccole, come quelle
interatomiche o intermolecolari che vengono misurate in angstrom (Å)
(pronuncia: ), dal nome del fisico svedese Anders Jonas
-10
Ångström, che corrisponde a 10 m, oppure il diametro di una cellula
-6
che viene misurato in micron 10 m, entrambe sottomultipli del metro.
La massa e il peso
La differenza tra queste due grandezze è stata spiegata
di misura
precedentemente. L’unità della massa è il chilogrammo;
alcuni multipli sono il quintale e la tonnellata, alcuni sottomultipli sono
di misura del peso è
l’ettogrammo, il grammo e il milligrammo. L’unità
l’unità di misura delle forze in generale e quindi
il newton (N) che è
anche della forza peso. Lo strumento utilizzato per misurare la massa è
la bilancia mentre quello per misurare il peso è il dinamometro.
Bilancia a due piatti e dinamometro
13
Chimica C3
Volume di misura
Il volume rappresenta lo spazio occupato da un corpo. L’unità
3
è il metro cubo m , anche se in laboratorio vengono utilizzati i
3
sottomultipli come il dm che rappresenta il volume occupato da 1Kg di
acqua alla temperatura di 4 °C, oppure il millilitro ml che equivale a un
3
centimetro cubo cm .
La maggior parte degli strumenti utilizzati in laboratorio è tarata in
millilitri come il cilindro graduato, il pallone tarato, la pipetta tarata e la
buretta graduata. Il volume varia in relazione alla temperatura e alla
pressione. I gas, ad esempio, proprio in seguito a variazione di tali
parametri, si dilatano o si comprimono mentre i solidi ed i liquidi anche
essendo incompressibili subiscono piccole variazioni del proprio
volume.
Densità
La densità di una sostanza rappresenta il rapporto tra la sua massa e il
suo volume, d = m/v, pertanto variazioni di temperatura e pressione
causano variazioni del volume e di conseguenza variazioni di densità.
3
L’unità di misura è il g/cm . Non deve essere confusa con il peso
specifico di una sostanza che invece rappresenta il rapporto tra il suo
peso e il suo volume.
La temperatura e il calore
Il calore e la temperatura sono due grandezze fisiche distinte. Se
mettiamo a contatto due corpi con differenti valori di temperatura
vedremo che dopo un po’ la temperatura del corpo più caldo diminuirà
mentre quella del corpo più freddo si innalzerà fino al raggiungimento
dell’equilibrio termico. che si trasferisce da un corpo all’altro
Ciò è
l’energia termica ovvero il calore.
calore quindi è una forma di energia. L’unità di misura è la
Il caloria
cal definita come la quantità di calore necessaria per innalzare di 1 °C
(da 14,5 a 15,5 °C) 1g di acqua distillata, alla pressione di una
atmosfera.
Molto spesso vengono utilizzati suoi multipli come la chilocaloria Kcal
che corrisponde a 1000 calorie. Lo strumento utilizzato per misurare il
calore è il calorimetro. 14
Chimica C3
La temperatura è la tendenza del calore a trasferirsi da un corpo
all’altro, l’unità di misura è il grado centigrado o grado Celsius (°C). Lo
strumento utilizzato per misurare la temperatura è il termometro che
sfrutta la capacità di una sostanza contenuta al suo interno
(generalmente mercurio) di dilatarsi quando viene a contatto con un
corpo più caldo di cui si vuole conoscere la temperatura.
La scala centigrada ha come riferimenti il punto di fusione del ghiaccio
(0 °C) e il punto di ebollizione dell’acqua (100 °C). Oltre alla scala
centigrada si utilizza la scala kelvin (K), dal nome dal fisico e ingegnere
irlandese William Thomson, nominato barone con il nome di Lord
Kelvin, che pone come temperatura di fusione del ghiaccio 273,15 K
mentre quella di ebollizione dell’acqua 373,15 K. La relazione che
consente di passare dalla scala centigrada a quella Kelvin è:
K = °C + 273,15
1.2 La mole
Un campione di materia, anche piccolo, conterrà un gran numero di
particelle (atomi, molecole, ioni). Per poter confrontare la quantità di
sostanze differenti si deve utilizzare un’unità che indichi un numero
molto alto di particelle, questa unità è la mole che può essere usata non
solo per gli atomi ma anche per molecole, elettroni e ioni. l’unità di
Nel Sistema Internazionale di misura essa rappresenta
sostanza e viene indicata col simbolo mol (n), la definizione è la
seguente: la mole è la quantità di sostanza contenente tante particelle
elementari quanti sono gli atomi che si trovano in 12,0 grammi di
carbonio-12.
È importante specificare sempre a quale entità si fa riferimento: atomi,
l’entità non viene specificata vuol dire che si fa
ioni, molecole, ecc. Se
riferimento ad una mole di molecole. 23
La mole contiene un numero noto di particelle elementari, 6,023×10
detto numero di Avogadro in onore dello scienziato italiano Amedeo
Avogadro.
Nel SI (Sistema Internazionale) la massa molare di una sostanza è una
quantità espressa in grammi/mol che è numericamente uguale alla
massa molecolare o atomica della sostanza considerata.
15
Chimica C3
È possibile calcolare il numero di moli presenti in una determinata
quantità di sostanza, se si conosce la quantità della sostanza in grammi e
si divide per la sua massa molare.
Se si vuole conoscere il numero di moli contenute in 22 g di azoto (N)
dobbiamo svolgere la seguente operazione:
moli = massa in grammi dell’elemento/ massa molare
Massa molare N = 14 g/mol, corrisponde cioè alla massa atomica
dell’azoto. 22 g
moli = 1
,
57 mol
14 g / mol
Per calcolare il numero di moli di un composto si utilizza la seguente
formula: n. moli = massa in grammi del composto/massa molare
Se vogliamo conoscere il numero di moli presenti in 153g di acido
nitrico (HNO ) calcoliamo:
3 153 g
moli = 2
, 42 moli
63 g / mol
Dalle precedenti relazioni è possibile ricavare i grammi di una sostanza
conoscendo il numero di moli della sostanza e la sua massa molare.
Per sapere quanti grammi sono contenuti in 1,4 moli di alluminio (Al) si
procederà nel modo seguente:
grammi di Al= n. moli×massa molare=1,4 mol×26,98 g/mol=37,7 g
Strettamente collegato al concetto di mole è quello di volume molare
per il quale: una mole di un qualsiasi gas, in condizioni standard (STP),
alla temperatura di 0°C e alla pressione di 1 atm, occupa il volume di
22,4 litri, detto volume molare.
Standard Temperature and Pressure cioè STP equivalgono a 0°C di
temperatura e 1 atm di pressione.
Ad esempio, una mole di acqua ha massa 18 grammi e contiene
23
6,02×10 molecole di acqua; una mole di metano pesa 16,043 grammi
23
e contiene 6,02×10 molecole, una mole di C-12 pesa 12g e
16
Chimica C3
23
contiene 6,02×10 atomi di C-12. Si dovrebbe pensare alla mole non
come ad un peso ma come un insieme di particelle, così come si pensa
ad un paio, ad una dozzina, un centinaio.
Determinazione di una formula del composto
Un composto è formato da due o più elementi, per determinare la sua
formula chimica, ovvero il rapporto numerico tra gli atomi, è necessario
conoscere il numero di moli di ciascun elemento.
Se vogliamo conoscere la formula chimica di un composto dobbiamo
conoscere la quantità, espressa in grammi, del composto e conoscere
esattamente la quantità in grammi di ogni singolo elemento contenuto in
quel composto.
Consideriamo che in 68 g di un composto sono contenuti 4g di H e 64 g
di O, calcoliamo il numero di moli di ogni elemento ed avremo :
4 g
moli H = = 3.96 mol si approssima a 4
1
,
008 g / mol 64 g
moli O = 4
16 g / mol
Si divide ciascun numero di moli ottenuto per il valore più piccolo in
modo da stabilire il rapporto minimo tra gli atomi (formula minima) che
in questo caso è 4 quindi:
4 4
H 1 O 1
4 4
Di conseguenza la formula minima sarà HO.
Per ricavare la formula molecolare è necessario conoscere la sua massa
molecolare determinata sperimentalmente, quindi si divide la massa
molecolare del composto per la massa della formula minima:
Massa molecolare H O = 34
2 2
Massa molecolare HO=17
34 2
17
17
Chimica C3
Si moltiplica il numero ottenuto per gli indici della formula minima:
2×H = H 2×O = O
2 2
La formula del composto sarà H O
2 2
1.3 la teoria atomica
All’inizio del 1800 il chimico inglese John Dalton formulò la teoria
atomica della materia nella quale affermava che la materia è costituita
da particelle indivisibili. Egli arrivò a tali conclusioni tenendo presenti
due leggi fondamentali, quella della conservazione della massa (in una
reazione chimica, la massa dei reagenti è uguale alla massa dei
prodotti della reazione), enunciata dal chimico francese Antoine-
Laurent de Lavoisier nel 1783 e quella delle proporzioni definite (in
un composto, il rapporto tra la massa degli elementi che lo
costituiscono è definito e costante), enunciata dal chimico francese
Joseph Louis Proust nel 1799.
A tali leggi ne aggiunse un'altra da lui stesso formulata, la legge delle
proporzioni multiple, nella quale sostiene che le masse di un elemento
che si combinano con le stesse masse di un altro elemento per dare
origine a composti differenti, stanno tra loro in un rapporto di numeri
diverse quantità di massa dell’ossigeno
interi e piccoli. Ad esempio,
reagiscono con la stessa quantità di massa del carbonio per dare origine
a due composti differenti:
1g di carbonio reagisce con 1,33g di ossigeno formando 2,33 g di
ossido di carbonio
1g di carbonio reagisce con 2,66 g di ossigeno, formando 3,66 g di
anidride carbonica. 18
Chimica C3
Legge delle proporzioni multiple
Si può osservare che le quantità di ossigeno che si combinano con il
carbonio sono una il doppio dell’altra:
1,33:2,66 = 1:2
Pertanto qualsiasi quantità di carbonio si prenda, anche quella molto
l’ossigeno sempre con lo stesso
piccola di un atomo, reagirà con
rapporto.
I punti cardine di tale teoria sono:
La materia è costituita da particelle microscopiche che non sono
ulteriormente divisibili, dette atomi.
Gli atomi di uno stesso elemento possiedono la stessa massa e le
stesse proprietà.
Un composto è dovuto alla combinazione chimica di due o più
atomi di elementi diversi.
Durante una reazione chimica gli atomi non vengono né creati
né distrutti, ma si aggregano tra loro in maniera diversa.
19
Chimica C3
Le reazioni chimiche avvengono tra atomi interi e non tra
frazioni di atomi.
1.4 Le particelle subatomiche
la fine del 1800 e l’inizio
Tuttavia tra del 1900 ulteriori scoperte in
campo scientifico portarono a modificare parzialmente tale teoria.
Infatti si scoprì che gli atomi non erano indivisibili in quanto costituiti
da particelle subatomiche: elettroni, protoni e neutroni.
A tale conclusione si giunse dopo aver scoperto l’esistenza di particolari
radiazioni nei tubi catodici. Si tratta di tubi di vetro nei quali veniva
creato un vuoto spinto e al cui interno erano saldati due elettrodi + e -,
detti appunto anodo e catodo, collegati ad un generatore di corrente
continua.
Dopo aver provocato una scarica elettrica si osservava una fluorescenza
sul vetro opposto al catodo.
di quest’effetto una radiazione emessa dal
Si ritenne responsabile
catodo (raggio catodico) che si propagava perpendicolarmente
indipendentemente dalla posizione dell’anodo.
In altri esperimenti si vide che questi raggi catodici venivano deviati dal
polo positivo di un campo elettrico posto lungo il percorso del raggio,
comprendendo così che questi sono costituiti da particelle (natura
corpuscolare dell’elettrone) e che hanno carica negativa.
Tubo catodico
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Chimica C3
Il fisico tedesco Eugene Goldstein nel 1886, usando sempre un tubo di
si accorse dell’esistenza dei raggi canale
vetro, ma con catodo forato,
(+) che si generavano dall’anodo e che avevano anch’essi la capacità di
all’anodo. Anche questi
rendere fluorescente il vetro nella zona opposta