Appunti di chimica generale e inorganica su atomi, molecole e ioni

Atomi, molecole e ioni

La struttura atomica: protoni, elettroni e neutroni

La prova sperimentale della struttura interna degli atomi venne dalla scoperta della prima particella subatomica, l'elettrone. Il fisico Thomson indagava i "raggi catodici", una radiazione che prende corpo applicando una elevata differenza di potenziale a due elettrodi dentro un tubo di vetro posto sotto vuoto. Thomson dimostrò che i raggi catodici sono fasci di particelle dotate di carica negativa provenienti dall'interno degli atomi costituenti l'elettrodo di carica negativa, chiamato catodo. Thomson constatò anche che tali particelle cariche erano identiche, qualunque metallo fosse adoperato come catodo, e concluse quindi che esse sono parte della costruzione di tutti i possibili atomi. Le particelle ricevettero il nome di elettroni (e ).

Thomson riuscì a misurare il valore di e/m, il rapporto tra la quantità di carica dell'elettrone, e, e la massa dell'elettrone, m, e ricercatori successivi, come Millikan, effettuarono gli esperimenti che consentirono di determinare la carica in quanto tale. Millikan concepì un ingegnoso dispositivo che permetteva di misurare la massa di minuscole gocce di olio osservando la loro velocità di caduta dentro una camera contenente particelle di gas ionizzate. Egli applicò al dispositivo un campo elettrico che attraeva le goccioline verso l'alto, e dalla forza del campo necessaria a compensare l'attrazione della gravità, trasse il valore della carica presente sulle particelle. Dato che ogni goccia legava più di un elettrone aggiunto, egli assunse che la carica di un elettrone coincidesse con il minimo aumento di carica tra due gocce. Il valore moderno è -e, con e = 1,602 x 10^-19 C, e lo si assimila ad "una unità" di carica negativa, essendo e, detta carica fondamentale, "una unità" di carica positiva. La massa dell'elettrone fu calcolata combinando tale carica con il rapporto e/m misurato da Thomson, e risultò essere 9,109 x 10^-31 kg.

Modello atomico di Thomson e Rutherford

Ulteriori osservazioni sperimentali confutarono il modello di Thomson. Rutherford sapeva che alcuni elementi, come il radon, emettono fasci di particelle positive che egli chiamò particelle α. Il suo esperimento consisteva nel bombardare con le particelle α una lamina di oro. La maggior parte delle particelle attraversarono il bersaglio come se fosse vuoto. Tuttavia, alcune particelle venivano deflesse o addirittura respinte indietro. I risultati dell'esperimento condussero al modello nucleare dell'atomo, in base al quale l'atomo possiede un centro, puntiforme e denso, di carica positiva, il nucleo, attorniato da un grande volume di spazio pressoché interamente vuoto nel quale si distribuiscono gli elettroni.

Lavori successivi dimostrarono che il nucleo di un atomo contiene particelle denominate protoni, ciascuna dotata di carica +e, responsabili della carica positiva, e particelle prive di carica dette neutroni. Le proprietà chimiche degli elementi e delle molecole dipendono in gran parte dagli elettroni. Secondo il modello nucleare dell'atomo tutta la carica positiva e quasi tutta la massa si concentrano nel minuscolo nucleo, il quale è circondato dagli elettroni, negativi. Il numero atomico coincide con il numero dei protoni presenti nel nucleo.

Il numero atomico e la massa atomica

Il numero atomico

Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni nel nucleo. L'idrogeno è l'elemento più semplice, con un solo protone nel nucleo. Tutti gli atomi di elio hanno due protoni, tutti quelli di litio ne hanno tre, mentre quelli di berillio ne hanno quattro. Il numero di protoni in un elemento rappresenta il numero atomico, il cui simbolo è Z.

La massa atomica relativa e l'unità di massa atomica

Con il lavoro quantitativo del chimico francese Lavoisier la chimica cominciò la trasformazione da alchimia medioevale a scienza moderna. Si scoprì che le sostanze che si producevano avevano una composizione costante e si giunse a definire la massa relativa degli elementi che si sarebbero combinati per produrre una nuova sostanza. In seguito Dalton suggerì che la combinazione degli elementi implica l'esistenza di atomi e propose una scala relativa di masse atomiche. Per semplicità, Dalton scelse una massa pari a 1 per l'idrogeno e su quella basò la sua scala. Lo standard ora è il carbonio-12: all'atomo di carbonio con 6 protoni e 6 neutroni nel nucleo è stata assegnata una massa pari a 12. Le masse delle particelle atomiche fondamentali sono spesso espresse in unità di massa atomica (u). Un'unità di massa atomica, 1 u, è un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio con sei protoni e sei neutroni. L'unità di massa atomica può essere messa in relazione alle altre unità di massa utilizzando il fattore di conversione: 1 u = 1.661 x 10^-24 g.

Il numero di massa

Poiché i protoni e i neutroni hanno una massa molto vicina a 1 u e l'elettrone invece una massa che è solo circa 1/2000 di questo valore, conoscendo il numero dei protoni e dei neutroni si può stimare la massa approssimata di un atomo. La somma del numero dei protoni più quello dei neutroni viene chiamata numero di massa ed è indicata con il simbolo A.

A = numero di massa = numero di protoni + numero di neutroni

Usando queste informazioni, spesso per gli atomi si usa la notazione seguente:

NUMERO DI MASSA → A X → SIMBOLO DELL'ELEMENTO NUMERO ATOMICO → Z

Il pedice Z è opzionale poiché il simbolo dell'elemento indica quale deve essere il numero atomico dell'elemento.

Gli isotopi

La maggior parte degli elementi è formata da atomi con diversi numeri di massa. Gli atomi con lo stesso numero atomico, ma con differente numero di massa, sono chiamati isotopi. Tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero di protoni, questo significa che, per avere masse differenti, gli isotopi devono avere un differente numero di neutroni. Tutti gli atomi di idrogeno hanno un solo protone; quando questa è l'unica particella nel nucleo, l'isotopo è chiamato prozio, o semplicemente "idrogeno". L'isotopo dell'idrogeno con un neutrone, ²H₁, è chiamato deuterio o "idrogeno pesante" (simbolo = D). Il nucleo dell'isotopo radioattivo idrogeno-3, o trizio (simbolo = T), ³H₁, contiene un protone e due neutroni. In un composto la sostituzione di un isotopo di un elemento con un altro isotopo dello stesso elemento ha, talvolta, delle conseguenze sulle proprietà chimiche e fisiche. Particolare questo è vero quando il deuterio sostituisce l'idrogeno, poiché la massa del deuterio è doppia di quella dell'idrogeno.

L'abbondanza isotopica

Si può fare un'affermazione poiché è noto che il 99.985% di tutti gli atomi di idrogeno sulla Terra sono atomi di ¹H, cioè l'abbondanza percentuale degli atomi di ¹H è 99.985%.

Abbondanza percentuale = ^{Numero di atomi di un dato isotopo} / _{Numero totale degli atomi di tutti gli isotopi di quell'elemento} x 100

Il resto dell'idrogeno presente in natura è deuterio, la cui abbondanza è solo lo 0.015% del totale; il trizio, l'isotopo radioattivo ³H, è presente solo in minime tracce.

Determinazione della massa atomica e dell'abbondanza isotopica

Le masse degli isotopi e le loro abbondanze percentuali si determinano sperimentalmente usando uno spettrometro di massa. Ad eccezione del carbonio-12, la cui massa per definizione è esattamente 12 u, le masse isotopiche non hanno valori interi. Le masse isotopiche, comunque, sono sempre molto vicine al valore del numero di massa dell'isotopo.