Chapter 3 Atoms: Building Blocks of Matter  

Earliest Models: 

  

Leucippus & Democritus (Greek & Thracean, ~400BC)  Atomic Model (arrived at without any experimentation): 

• At a certain point, it becomes impossible to divide matter any further.  

• Smallest indivisible unit is the “atom”. • Atoms are in constant motion. • Atoms are indestructible (cannot return to the nothingness). 

• There are atoms, and there is void.  

  

Aristotle (Greek, ~350BC)  Theory of matter: 

• All matter consists of a blend of basic elements. • Fire, Water, Earth, and Air are the fundamental elements. • The heavens were a 5th (more perfect) element called the aether. 

• Did not believe in discrete atoms of specific elements. 

 Aristotle's view of matter was widely accepted in Europe until the Renaissance (over 2,000 years).   Scientific Method: 

Evidence is necessary to change a model...  

Scientific Experiments in the late 1700's showed that 3 important things were true for chemical 

reactions:  

● Law of Conservation of Mass  

● Law of Definite Proportions  

● Law of Multiple Proportions  

       Law of Conservation of Mass: 

● Mass is neither created nor destroyed in a chemical reaction. 

● Total mass of all reactants must equal the total mass of all the products for any Chem. Rxn. 

 =[Ex]= 

methane reacts with oxygen to produce carbon dioxide and water vapor 

 Reactants → Products 

CH4(g)  + O2(g) → CO2(g) + H2O(g)    4 g + 16 g = 11 g +   9 g 

20 g = 20 g  

=[NOTE]= • There is also a Law of Conservation of Energy • Energy can pass in/out of a chemical reaction, but this does NOT affect the mass 

• e = mc2 is not a chemical reaction equation, it is a nuclear reaction equation. 

• In nuclear reactions, mass and energy can change forms, but the mass­energy total remains the same. 

 

 

Law of Definite Proportions 

● Applies to a SINGLE COMPOUND ● Compounds always have set (definite) ratios (proportions) of element masses. 

 =[Ex]= Water is made of: 

hydrogen H:  (2/18) = 11.1% H oxygen O: (16/18) =  88.9 % O 

 =OR= H: 11.1g/11.1g =  1 g H (for 100 g water) O: 88.9g/11.1g =  8 g O 

H : O ratio = 1g : 8g 

 Carbon dioxide is made of: 

carbon C: (12/44) =  27.3 % C oxygen O: (32/44) =  72.7 % O 

 =OR= C: 27.3g/27.3g =  1      g C (for 100 g carbon dioxide) O: 72.7g/27.3g =  2.66 g O 

C : O ratio = 1g : 2.66 g  =[Question]= Why is this all based on mass?  

• The only thing they could measure was mass (or volume if it was a gas). 

• They didn't know that water was H2O and carbon dioxide was CO2 

• To get the correct chemical formulas, you need to be able to know how many atoms are in your sample (you need to be able to count the atoms, somehow). 

       

          Law of Multiple Proportions 

• Applies to MORE THAN ONE COMPOUND • For 2 different compounds that are made up of the same elements 

• If you compare one of the elements (in both of the compounds), that element's masses will always be in a ratio of small, whole numbers. 

• (Easier to understand if you look at an example)  =[Ex]= methane (CH4) C : H = 12 : 4 = 3 g : 1 g  ethane (C2H6) C : H = 24 : 6 = 4 g : 1 g  Now, when you compare both carbon and hydrogen 

between the two compounds:  

Cmethane : Cethane = 3 g : 4 g (ratio of small #'s)  

Hmethane : Hethane = 1 g : 1 g (ratio of small #'s)  =[NOTE]= This Law suggests that compounds are made up of set ratios of atoms (suggests chemical formulas as we know them today).  John Dalton (British, 1803) 

• Used experimental methods (unlike the Greeks).  Dalton knew that elements obeyed the following rules: 

➢ The Law of Conservation of Mass ➢ The Law of Definite Proportion ➢ The Law of  Multiple Proportions 

 ➢ (So Dalton's model needed to explain these things) 

 Dalton's Atomic Model: (page 64 in text) 

• All elements are tiny, indivisible particles called atoms. ➢ atoms would NOT be made up of any smaller 

particles such as protons (p+), neutrons (n0), or electrons (e –). 

➢ atoms cannot be broken apart, created or destroyed. 

 • All atoms of the same element are identical.   

➢ This means that there would be no isotopes =[Ex]= all carbon atoms would be identical.  So there would be no isotopes such as: carbon­12 (stable) or carbon­14 (unstable –  which means radioactive).  

• Atoms of different elements are quite different from each other. ➢ Dalton imagined quite different qualities for different types of atoms.  Different sizes, shapes, textures, densities, etc. 

=[Ex]=  All oxygen atoms are identical to each other. All carbon atoms are identical to each other. Oxygen atoms are quite different than carbon 

atoms.   

• Atoms of different elements can chemically mix together (chemically combine) in simple whole 

 

number ratios to form compounds. =[Ex]= 

2 oxygens combine with 1 carbon → CO2 2 hydrogens combine with 1 oxygen → H2O 

 • In chemical reactions: 

➢ atoms can join or separate from each other. ➢ atoms can rearrange to form different compounds. ➢ atoms NEVER change into other types of atoms. (no “transmutation” such as alchemists were trying to do) 

  =[Note]= Many scientists continued to doubt the existence of atoms (or at least that atomic theory could ever be scientifically tested). Einstein's paper explaining Brownian motion (1905) finally made atomic theory the most likely explanation for how matter behaves. 

Johann Josef Loschmidt (Austrian, 1865): • Estimated average size and mass of atoms (gases): 

➢ Typical diameter: ~1x10­10 m (~1 Å) (ångström) ➢ Typical mass: ~1x10­27 kg 

• He also did the “count” of how many gas atoms would be in a cubic meter of space (the Loschmidt Constant) 

• Modern measurements of atoms (gases): 

➢ Typical diameter: from 1 – 4 x10­10 m ➢ Typical mass: from 1.6 x 10­27 kg to 3x10­26 kg 

 Atoms are VERY small (and there are LOTS of them). =[Ex]= To get a line of atoms one meter long (at 2x10­10  meter 

diameter) would take ~500 million atoms.  

If they were heavy atoms (3x10­26 kg per atom), they would have a mass of about  0.000 000 000 000 02 g 

 

If you had 500 million bouncy balls lined up (3 cm diameter), it would stretch 15,000 km (9,300 miles). Q: If you had to count to 500 million, how long would it  take?             A: 15.8 years of continuous counting =OR= 

if it was your job, @ 40 hours per week, 50 weeks per year, it would take you 69.4 years. Imagine this:  You are 22 years old, your first assignment on the job is to count to 

500 million.  You would be 91 years old before you finished.       

Dalton's Model was not really changed until late in the 1800's.  Again, Scientific Evidence showed that his model was not sufficient to describe new things which were learned about atoms.   J.J. Thomson (British, 1897): 

 • Conducted Experiments with Cathode Ray Tubes. • Noticed that beams could be deflected by both electric fields and magnetic fields (so had both mass 

and charge) • Calculated the charge/mass ratio, and decided that the particles (electrons) were: ➢ Negatively charged. ➢ MUCH smaller than atoms. ➢ Came from atoms (which meant that atoms were NOT the smallest particles of matter) 

 Dalton's atomic theory no longer explains observations...  Things that Thomson's model must account for: 

Atoms are neutral (overall) Atoms contain very small, negatively charged pieces Atoms are not particularly dense 

The Thomson Atom (Plum Pudding Model) (1904):  

• Modified Dalton's ideas to account for new discoveries. • The atom is a “blob” of positively charged matter. • Small, negatively­charged corpuscles (electrons) are distributed throughout the atom to balance out the positive charge. 

• The electrons are scattered throughout the atom, “like the raisins in a plum pudding.” 

 

      

Robert Millikan (American, 1909): Millikan Oil Drop Experiment  (show video) 

• Discovered the charge carried by an electron • Calculated  the mass of an electron • electron mass is 1/1,840 the mass of a proton 

   

Ernest Rutherford (from New Zealand) (1911): 

 Gold Foil Experiment 

• Fired alpha particles (α2+) at a thin gold foil. • There was a detector screen around the foil to determine where the α2+ struck after going through the foil. 

• Alpha particles are MUCH denser than gold atoms, so the α2+ particles should easily pass through a thin layer of gold atoms.  (some may be slightly deflected by the electrons in the atoms) 

• Most of the α2+ particles behaved as expected. • Some of the α2+ particles were knocked backward by the gold foil (a very unexpected result). 

• “as incredible as firing a naval shell at a piece of wet tissue paper, and having it bounce back at you” 

Rutherford's apparatus: 

 Rutherford's Explanation:  

   

Rutherford Model (1911): • The atom is mostly empty space. • All of the positive charge, and almost all of the mass is in a very small, central core region (which he called the “nucleus”). 

• The nucleus is composed of protons and neutrons*. • The electrons are outside of the nucleus, and occupy almost all of the volume of an atom. 

 =[*Note:]= The actual composition of the Rutherford model nucleus was adjusted to account for the existence of protons (p+) and neutrons (n0) as they were proposed and discovered.    

Protons: Positively charged particles discovered by studying “canal rays” (similar to “cathode 

rays”)  in later half of the 1800's. Protons confirmed by Rutherford in 1917 

experiments. Neutrons: Isotopes found to exist (suggesting neutrons) in 

1913. Various scientists suggested a neutral particle in 

the nucleus throughout the 1920's. Proven to exist by James Chadwick in 1932. 

 Section 3.3 

protons, neutrons, and electrons (symbols/properties) atomic number, mass number, isotopes, and average 

atomic mass. atomic mass unit, strong force, mass deficit the mole, Avogadro's number, molar mass stoichiometry (mass­mole), (mole­particles)