L’ATOMO
Atomi
L’atomo è la più piccola parte di un elemento, cioè di una delle oltre 100 sostanze semplici che formano
tutti i corpi presenti in natura. I primi a parlare di atomi come di particelle elementari della materia furono
i filosofi dell’antica Grecia Leucippo e Democrito (VI sec. a. C.); l’idea fu poi ripresa e diffusa dal poeta
romano Tito Lucrezio Caro nella sua opera De rerum natura (La natura delle cose). Si trattava però ancora di speculazioni filosofiche.
L’atomismo fu ripreso dal chimico inglese John Dalton per dare una base alle leggi ponderali che tra
‘700 e ‘800 erano state scoperte e che riguardano la conservazione della massa e i rapporti di combinazione tra gli elementi nei composti. Gli atomi di Dalton, uno per ognuno degli elementi conosciuti, differenti per massa e capacità di combinazione con altri atomi, considerati indivisibili, furono utilizzati dai
chimici per i calcoli stechiometrici e per spiegare la formazione dei composti.
Alla fine dell’800, studiando la scarica elettrica nei gas rarefatti, si scoprirono le particelle subatomiche: dapprima l’elettrone, poi il protone e infine, prima ipotizzato teoricamente, poi confermato sperimentalmente, il neutrone.
Gli elettroni sono particelle estremamente piccole, cariche negativamente e pertanto portatrici
dell’unità di carica elettrica negativa.
Inizialmente si immaginava l’atomo come una sfera piena, di materia positiva, con all’interno gli elettroni negativi a compensarne la carica (modello atomico di Thomson). Gli esperimenti di Rutherford con
le particelle alfa misero però in evidenza la presenza nell’atomo di una piccolissima zona centrale, detta
nucleo, carica positivamente, dove si concentra quasi tutta la massa dell’atomo (il diametro dei nuclei è
appena 1/10000 – 1/100000 di quello atomico). Nel nucleo sono presenti i protoni, portatori della carica
elettrica unitaria positiva, e un certo numero (uguale o maggiore di quello dei protoni) di neutroni, privi
di carica elettrica. Gli elettroni si muovono, a grande distanza, attorno al nucleo (atomo nucleare).
Le caratteristiche delle particelle subatomiche sono riassunte nella seguente tabella:
particella
carica
massa (g)
massa atomica (u)
protone
+1
1,673 × 10-24
1,0073
neutrone
0
1,675 × 10-24
1,0087
elettrone
-1
9,110 × 10-28
0,000549
Ogni atomo è così caratterizzato da due valori: il numero di protoni (uguale a quello degli elettroni), detto
numero atomico Z, e il numero totale di particelle nel nucleo, cioè di protoni e neutroni (nucleoni), detto
numero di massa A. Conoscendo A e Z il numero di neutroni si ottiene dalla differenza A - Z. Tutti gli atomi di un certo elemento hanno lo stesso valore di Z; per esempio, tutti gli atomi di sodio hanno Z = 11.
Z si scrive in basso a sin. e A in alto a sin. del simbolo chimico dell’elemento:
1
Z si può omettere, perché a ogni valore di Z corrisponde uno e un solo elemento e viceversa.
Massa atomica M (peso atomico)
Ogni atomo è caratterizzato da un certo valore di massa, detta massa atomica (o, con un termine impreciso, ma ancora usato, peso atomico) . La massa atomica assoluta (in g o kg) è però un valore molto piccolo
e quindi scomodo da usare; si è perciò deciso esprimere le masse atomiche riferendosi a una opportuna
unità, detta unità di massa atomica (u), definita come 1/12 della massa di un particolare atomo, quello di
12
C (l’isotopo più abbondante del carbonio). Essa corrisponde a:
1 u = 1,66 ⋅ 10-24 g = 1,66 ⋅ 10-27 kg
I valori delle masse atomiche in u variano da circa 1 per H a meno di 300 per gli elementi più pesanti.
Isotopi
Non tutti gli atomi di un elemento hanno però la stessa massa; la maggior parte degli elementi, infatti, è
formata da atomi che hanno sì lo stesso numero atomico Z, ma diverso numero di massa A, e quindi un
diverso numero di neutroni. Si parla in questo caso di isotopi. Quindi la massa atomica è la media ponderata (pesata, che tiene cioè conto della abbondanze %) delle masse dei suoi isotopi.
Per esempio il Cu è formato per il 69,1% dall’isotopo 63Cu e per il 30,9% dal 65Cu, per cui la massa
atomica del rame è la media ponderata dei pesi atomici dei suoi isotopi:
MCu = (69,1 × 63 + 30,9 × 65) : 100 = 63,6 u
Livelli elettronici
Gli elettroni negli atomi si trovano in condizioni di energia diverse; e gli atomi stessi possono assorbire
ed emettere energia grazie ai propri elettroni. Esaminando gli spettri di emissione degli atomi dei vari elementi si nota che essi non sono continui (come l’arcobaleno), ma comprendono solo alcune righe, cioè
alcune lunghezze d’onda o frequenze, poiché le due grandezze sono legate dalla relazione λ⋅ν = c, dove λ
= lunghezza d’onda, ν = frequenza, c = velocità della luce; quindi λ e ν sono inversamente proporzionali.
Dalla relazione di Planck E = h⋅ν, che collega la frequenza della radiazione all’energia che essa trasporta, se ne conclude che gli atomi possono scambiare energia solo per determinati valori; quindi che i
loro elettroni si possono trovare solo in ben determinate condizioni di energia. Si dice che l’energia degli
elettroni negli atomi è quantizzata (modello atomico di Bohr).
Gli elettroni si trovano quindi negli atomi su livelli energetici differenti, a partire dal 1° (il più vicino
al nucleo), a cui corrisponde l’energia più bassa. Ogni livello è individuato da un numero n, che per gli
atomi degli elementi conosciuti va da 1 a 7. In ogni livello può essere contenuto un numero massimo di
elettroni (e-) dato dalla formula:
numero max. e- = 2 ⋅ n2
Quindi il 1° livello può contenere fino a 2 elettroni, il 2° fino a 8, il 3° fino a 18 ecc.. L’assorbimento e
l’emissione di luce da parte di un atomo corrisponde quindi a salti elettronici tra i vari livelli energetici.
Ogni livello, a partire dal secondo, è poi diviso in sottolivelli individuati dalle lettere s, p, d, f. La
struttura è quindi sempre più complessa mano a mano che aumenta il numero del livello. Per i primi quattro la situazione è quella mostrata in figura, da cui si nota una parziale sovrapposizione tra 3° e 4° livello:
2
Poiché gli Z elettroni che un atomo possiede si dispongono
nei livelli (e sottolivelli) secondo l’ordine crescente delle energie, il 4° livello inizia a essere occupato (sottolivello 4s)
prima che sia completato il 3° con il 3d.
I tipi di sottolivello che formano un determinato livello sono
legati al numero del livello: il livello 1 ha un solo tipo di sottolivello (1s), il livello 2 ne ha due (2s e 2p), il livello 3 ne ha
tre (3s, 3p, 3d), il livello 4 ne ha quattro (4s, 4p, 4d, 4f). I livelli successivi non hanno altri tipi di sottolivello perché non
sono completi.
Il sottolivello è quindi individuato dal numero del livello e
dalla lettera (simbolo) che individua il tipo.
Il sottolivello s è singolo, mentre gli altri sono multipli (sono
3 i p, 5 i d, 7 gli f).
La figura seguente chiarisce quanto detto. Ogni casella corrisponde al singolo sottolivello e può contenere
al massimo due elettroni, rappresentati in questo caso da frecce, il cui orientamento ( ↑ o ↓ ) rappresenta i
due possibili valori di una caratteristica dell’elettrone detta spin.
La distribuzione degli elettroni di un atomo tra i suoi vari
livelli e sottolivelli è detta configurazione elettronica. Se è
riferita a tutti i livelli è detta c. e. totale, se invece è riferita
solo all’ultimo livello occupato è detta configurazione elettronica esterna. Essa è molto importante perché determina
in buona parte le caratteristiche chimiche dell’elemento.
Per ottenere la c. e. totale si usa il procedimento detto Aufbau, che prevede tre regole per collocare gli Z elettroni:
1) Gli elettroni riempiono i sottolivelli in ordine crescente di
energia;
2) In ogni singolo sottolivello possono stare al max. 2 e- con
spin opposti
3) I sottolivelli multipli a uguale energia (p, d, f) vengono
occupati prima singolarmente dagli e- con spin paralleli e
solo dopo essi si appaiano con gli spin opposti.
La configurazione elettronica si ottiene poi leggendo, dal basso verso l’alto, lo schema, contando quanti esono presenti in ogni sottolivello. Essa è quella a minima energia (stato fondamentale). Un esempio è:
1s2 2s2 2p6 3s1
Che si legge: «uno esse due, due esse due, due pi sei, tre esse uno». Essa è quella del sodio (infatti sommando tutti i numeri scritti ad apice, che rappresentano il numero di e- in ciascun sottolivello, si ha Z=11).
Data la configurazione elettronica, è facile stabilire di quale elemento si tratta: è sufficiente infatti
sommare i numeri ad apice (che rappresentano quanti elettroni si trovano in ogni sottolivello) per ottenere
Z. Per esempio con
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
la somma dà come totale 20; quella riportata è quindi la configurazione elettronica del calcio (Z = 20) allo
stato fondamentale.
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Una possibile visione alternativa è quella che descrive gli elettroni come suddivisi tra gusci concentrici
attorno al nucleo, capaci di contenerne un numero diverso e crescente: 2, 8, 8, 18, 18...
In questo caso si può notare che i sottolivelli non sono raggruppati secondo il numero che li precede (e
che corrisponde al numero del livello), ma in base alla vicinanza dei valori delle loro energie.
Questa descrizione ha il vantaggio di avere una più immediata corrispondenza tra struttura atomica e organizzazione della tavola periodica, cioè tra l’ordine in cui si riempiono i gusci e la collocazione dei corrispondenti elementi nella tavola periodica. Per esempio, nel caso dei primi tre periodi:
Considerando i periodi successivi (cfr. la tavola periodica), cioè il 4° e il 5°, lunghi ciascuno 18 elementi
(4° da K, Z=19 a Kr, Z=36; 5° da Rb, Z=37 a Xe, Z=54) la corrispondenza tra n° del guscio e numero
max. di elettroni da una parte e n° del periodo e numero di elementi che lo formano è mantenuta.
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