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EVOLUZIONE DEI MODELLI
DELLA STRUTTURA ATOMICA
DAL V SEC. a.C. AD OGGI
1) L’atomo secondo LEUCIPPO e DEMOCRITO
Leucippo (450 a.C.) sosteneva che la materia non
fosse continua (continua = suddivisibile all’infinito
in particelle sempre più piccole) ma formata da
particelle piccolissime (finite e indivisibili).
Democrito (470-380 a.C.) fu il primo che attribuì
il nome «atomi» (da a-tomos = non divisibile) a
tali particelle infinitamente piccole, immutabili,
indistruttibili e indivisibili. Secondo tale filosofo gli
atomi di sostanze diverse sono diversi per forma e
dimensioni.
Platone e Aristotele sostenevano invece che la
materia fosse continua (= suddivisibile all’infinito
in particelle sempre più piccole)
Lucrezio (95 – 55 a.C.) riprende l’idea atomista
(De rerum natura)
Per più di 2000 anni prevalse l’idea della materia
sostenuta da Aristotele
2) L’atomo secondo DALTON
L’idea che la materia fosse costituita da
particelle indivisibili fu ripresa solo all’inizio
dell’Ottocento (1803) da John Dalton il quale
ipotizzò il primo modello atomico in base ai
risultati sperimentali ottenuti dagli studi di
Antoine Lavoisier e di Joseph-Louis Proust.
PRIMA LEGGE PONDERALE DELLA MATERIA
1789
Lavoisier studiò sperimentalmente le trasformazioni
chimiche arrivando a enunciare la legge di
conservazione della massa.
In una reazione chimica, la massa dei reagenti è
esattamente uguale alla massa dei prodotti.
Cioè nel corso delle reazioni chimiche, la materia non
può essere creata né distrutta ma solo trasformata
Es: CaO
+ CO2
= CaCO3
27,3 g + 21,5 g = 48,8 g
SECONDA LEGGE PONDERALE DELLA MATERIA
1799
Proust scompose numerosi composti minerali negli
elementi costitutivi misurandone le diverse quantità
e proporzioni, arrivando a enunciare la legge delle
proporzioni definite.
In un composto, il rapporto tra le masse degli
elementi che lo costituiscono è definito e costante.
Cioè quando due o più elementi si combinano per
dare un composto, lo fanno secondo rapporti in
massa definiti e costanti
Es. carbonato di rame (CuCO3)
Proust verificò che, riscaldando diversi campioni
di carbonato di rame, le proporzioni tra gli
elementi rimanevano costanti: per ogni grammo
di C c’erano sempre 5,3g di Cu e 4g di O.
massa CuCO3 = 1 + 5,3 + 4 = 10,3 g
massa C 1 : 10,3 = x : 100
x = 9,7 %
massa Cu 5,3 : 10,3 = x : 100 x = 51,5 %
massa O 4 : 10,3 = x : 100
x = 38,8 %
Gli elementi che formano un composto sono
presenti sempre nella stessa % in peso.
TERZA LEGGE PONDERALE DELLA MATERIA
1808
Dalton osservò che alcune coppie di elementi
possono combinarsi tra loro in modi diversi e dare
origine a più di un composto.
Dalton arrivò così a enunciare la
legge delle proporzioni multiple.
Quando un elemento si combina con la stessa
massa di un secondo elemento per formare
composti diversi, le masse del primo elemento
stanno fra loro in rapporti semplici, esprimibili
tramite numeri interi piccoli.
Cioè quando due elementi si combinano tra loro
per dare più composti, una stessa quantità di uno
dei due si combina con quantità multiple dell’altro.
Le quantità multiple stanno fra loro come numeri
piccoli e interi.
Nell’esempio riportato, le masse di ossigeno che si combinano con 1g di C
sono 1,33g e 2,66g, quindi le due masse stanno tra loro in rapporto di 1:2
(rapporto di numeri piccoli e interi)
John Dalton fu il
primo a formulare
una teoria
atomica su basi
sperimentali
La teoria atomica di Dalton (1803)
• la materia è fatta di atomi piccolissimi, indivisibili
e indistruttibili;
• tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici
e hanno la stessa massa,volume e proprietà;
• gli atomi di un elemento non possono essere convertiti
in atomi di altri elementi;
• gli atomi di un elemento si combinano solo con numeri
interi di atomi di un altro elemento;
• gli atomi non possono essere né creati né distrutti,
ma si trasferiscono interi da un composto all’altro.
La teoria concorda con le leggi della conservazione
della massa e delle proporzioni definite ma anche
con la legge delle proporzioni multiple, formulata
da Dalton successivamente alla teoria atomica.
La teoria atomica spiega le leggi ponderali
Se gli atomi in una reazione chimica
non possono essere creati né
distrutti, la massa totale rimane
invariata.
Un composto ha composizione
costante perché contiene un
numero fisso di atomi di ogni
elemento
Legge di Dalton
Solo ammettendo che la materia sia formata da particelle indivisibili,
le diverse quantità di un elemento che reagiscono con la stessa
quantità di un altro elemento possono essere una multipla dell’altra.
Il rapporto esistente tra le masse di uno stesso elemento che, in due
diverse sostanze, si combinano con una quantità fissa di un altro
elemento, è infatti lo stesso che esiste tra gli atomi che formano
l’unità base (molecola) delle due sostanze.
Considerando la reazione tra C e O (v. diapo 8), le quantità di O che
reagiscono con il C sono una doppia dell’altra perché un composto
(CO) contiene un atomo di O per ogni atomo di C mentre l’altro
composto (CO2), contiene due atomi di O ogni atomo di C.
PREMESSA al MODELLO ATOMICO DI THOMSON
La natura elettrica della materia
(pag.58-59 par.1)
1) Lo strofinio di qualsiasi oggetto provoca la comparsa su di esso di una
carica elettrica che può attrarre piccoli oggetti.
2) La carica elettrica può essere di due tipi: per convenzione si distingue
in positiva (+) e negativa (-).
3) Cariche di segno opposto si attraggono, cariche di segno uguale si
respingono.
4) Quando un corpo possiede lo stesso numero di cariche positive e
negative è elettricamente neutro
5) Lo strofinio provoca la migrazione da un corpo all’altro di cariche
elettriche negative
6) Un oggetto elettricamente carico è capace di caricare per “induzione”
un oggetto neutro
La scoperta delle proprietà elettriche della materia
(pag.59-60 par.2)
I fenomeni elettrici erano già noti agli antichi Greci: essi avevano infatti
scoperto che gli oggetti di ambra, strofinati con un panno di lana,
attraevano la paglia sminuzzata.
Essi chiamavano l’ambra elektron da cui deriva il termine elettricità che è
stato utilizzato per descrivere questi fenomeni.
Alla base di tutti i fenomeni elettrici c’è una proprietà della materia che si
chiama carica elettrica: la carica elettrica si presenta in due forme
diverse, forme simili si respingono mentre quelle contrarie si attraggono.
- Fu il fisico americano Benjamin Franklin che distinse le due forme di
elettricità in elettricità positiva ed elettricità negativa (egli interpretò i
fenomeni elettrici postulando l’esistenza di un fluido elettrico costituito da
particelle reciprocamente repulsive).
- Grazie all’invenzione della pila di Volta, nell’Ottocento, si comprese che
l’elettricità è una corrente lenta capace di provocare trasformazioni
chimiche (con la corrente elettrica si decompose l’acqua in idrogeno e
ossigeno) e che pertanto deve esistere un collegamento tra forze chimiche
e forze elettriche: nasce l’elettrochimica.
- Si deve al chimico svedese Berzelius il merito di avere intuito il
collegamento tra elettrochimica e teoria atomica: egli suggerì l’idea che
ogni atomo possedesse sia la carica positiva che la carica negativa e che
atomi diversi combinandosi neutralizzassero le residue cariche elettriche.
- Solo alla fine dell’Ottocento si riuscì tuttavia a comprendere che la
particella responsabile della corrente elettrica è un componente dell’atomo:
l’elettrone.
3) Modello atomico di THOMSON
(sul testo: pag.61-62 par.4)
• La prima scoperta in merito al fatto che gli atomi, contrariamente a
quanto sostenuto da Dalton, non sono particelle indivisibili ma sono
costituiti da particelle più semplici, si deve a Joseph Thomson che,
nel 1897, utilizzando i tubi di Crookes, scoprì piccolissime particelle
con carica negativa, successivamente chiamate elettroni.
• Il tubo di Crookes è un tubo di vetro contenente un gas a bassa
pressione, alle estremità del quale sono poste due lamine metalliche
(elettrodi) tra le quali, quando vengono collegate ad un generatore di
elettricità ad elevato voltaggio, si osserva l’emissione di luce.
• Se all’interno del tubo viene fatto il vuoto, la luce all’interno del tubo
sparisce ma rimane una debole luce fluorescente all’estremità dove
è presente l’elettrodo positivo (anodo). Per spiegare questa
luminosità, si ipotizzò che dall’elettrodo negativo (catodo) venissero
emesse radiazioni di natura ignota (chiamate raggi catodici),
dirette verso l’anodo.
L’esperimento di Thomson con i tubi di Crookes
ha portato alla scoperta degli elettroni, particelle
cariche negativamente che costituiscono le
radiazioni definite raggi catodici.
•
•
•
•
Thomson, rielaborando esperimenti condotti prima di lui da altri
studiosi, dimostrò che i raggi catodici non sono costituiti da onde
luminose ma da particelle cariche negativamente.
Infatti, inserendo nei tubi una ruota a pale e all’esterno due piatti
metallici con carica opposta (o un magnete) osservò che:
1) i raggi catodici mettono in moto la ruota a pale  hanno una
massa cioè natura corpuscolare
2) i raggi catodici non solo sono diretti verso l’anodo (+) ma
vengono attratti dal piatto metallico (o dal polo magnetico) carico
positivamente  hanno carica negativa.
Successivamente, con un tubo modificato Thomson determinò il
valore del rapporto tra carica e massa dell’elettrone: poiché tale
rapporto risultò sempre costante (-1,76 · 108 coulomb/g)
indipendentemente dalla natura del gas e degli elettrodi usati,
avanzò l’ipotesi che gli e- fossero particelle elementari di tutta la
materia.
Infine stimò la massa di queste particelle che risultò essere circa
2000 volte più piccola di quella dell’atomo più leggero conosciuto
cioè dell’atomo di H,  dedusse che gli e- sono costituenti
dell’atomo.
Tali particelle vennnero successivamente chiamate “elettroni”
(Stoney).
Thomson riuscì a determinare anche il rapporto carica/massa
dell’elettrone, misurando la deviazione che i raggi catodici
subivano al variare dell’intensità del campo magnetico
N.B. Quando vengono separati dagli atomi, gli elettroni sono tutti
uguali tra loro, perciò il vero costituente fondamentale della materia
è l’atomo
• Poiché la materia è elettricamente neutra, secondo Thomson ci doveva
essere qualcosa, in qualche parte dell’atomo, dotato di carica positiva,
capace di bilanciare la carica negativa degli elettroni.
• Nel 1898 ipotizzò che l’atomo fosse una sfera dotata di carica positiva
entro la quale erano sparsi uniformemente gli elettroni, modello noto
come Modello a plum pudding (o a panettone o a budino di prugne).
• Successivamente, quando con un esperimento simile furono scoperti i
protoni, Thomson modificò il suo modello, senza però cambiarlo nella
sostanza: elettroni e protoni erano mescolati insieme dentro una sfera
piena, di densità uniforme.
• Millikan nel 1909 determinò la carica elettrica dell’e- = - 1,6 · 10-19
coulomb
• Nota la carica, venne calcolata la massa dell’elettrone = 9,11 · 10-28
grammi (circa 1/1836 della massa del più leggero atomo conosciuto,
l’H: misura più precisa ma prossima a quella determinata
precedentemente da Thomson).
4) Modello atomico di RUTHERFORD
(sul testo: pag.62-64 par.5)
• Nel 1911 Ernest Rutherford dimostrò sperimentalmente che l’atomo è
per la maggior parte del suo volume vuoto, cioè che tutta la sua massa è
concentrata in un volume molto piccolo se paragonato all’intero atomo e
che questa massa, collocata al centro dell’atomo e perciò chiamata
nucleo, è costituita da cariche positive. Gli elettroni, presenti in ogni atomo
in numero tale da controbilanciare la carica dei protoni, si trovano a
grande distanza nello spazio attorno al nucleo, spazio vuoto, avente un
diametro da 10.000 a 100.000 volte maggiore (10 -10 m) rispetto a quello
nucleare (10 -15 m).
• A questo modello noto come Modello dell’atomo nucleare (cioè atomo
con nucleo) Rutherford giunse effettuando esperimenti, nei quali
bombardava una sottilissima lamina d’oro con un fascio di particelle ,
particelle radioattive aventi massa pari a 4 volte quella del protone (= 4 u)
e due cariche positive (cioè nuclei di He).
L’esperimento di Rutherford
Rutherford determinò la natura delle particelle  (atomi di
elio privi di due elettroni) con le quali poi bombardò una
sottilissima lamina d’oro:
le particelle 
dopo l’urto con
gli atomi d’oro
venivano
raccolte ed
evidenziate su
un apposito
schermo.
• Rutherford notò che quasi tutte le particelle  (99%) attraversavano la
lamina senza essere deviate mentre l’1% delle particelle subiva deviazioni
di un angolo di notevole ampiezza o rimbalzava indietro.
• Questo comportamento non poteva essere giustificato dal modello
atomico di Thomson in quanto, se la carica e la massa fossero state
uniformemente distribuite, le particelle  non avrebbero dovuto trovare
percorsi o ostacoli preferenziali nel loro cammino.
• Rutherford intuì che negli atomi doveva essere presente un “nocciolo
duro” dotato di grande densità, capace di respingere le particelle  o di
deviarne la traiettoria. Questo nocciolo, denominato in seguito nucleo
atomico, doveva:
- avere dimensioni piccolissime essendo estremamente basso il numero
delle particelle α che venivano deviate;
- carica positiva in quanto respingeva o deviava particelle con carica
positiva.
- la periferia dell’atomo doveva invece essere vuota o formata da elettroni
(essendo molto piccoli e avendo carica negativa non sono in grado di
deviare o respingere le particelle ) ed essere molto grande poiché quasi
tutte le particelle  (circa il 99%) la attraversavano indisturbate.
Il modello dell’atomo nucleare di Rutherford
Sulla base dei risultati sperimentali Rutherford propose un
nuovo modello di atomo:
•
l’atomo è composto da un nucleo in cui sono concentrate
carica positiva e massa dell’atomo;
•
gli elettroni, leggerissimi, occupano lo
spazio vuoto intorno al nucleo
•
il diametro del nucleo è centomila volte
più piccolo del diametro dell’atomo
•
Il numero di elettroni è tale da bilanciare
la carica positiva del nucleo
Il modello Planetario di Rutherford
• Secondo il modello dell’atomo nucleare, poiché gli elettroni sono
carichi negativamente e il nucleo positivamente, gli elettroni,
contrariamente agli esperimenti di Rutherford, avrebbero dovuto
essere attratti e quindi “cadere” sul nucleo: per spiegare questa
contraddizione Rutherford ipotizzò un nuovo modello atomico
chiamato Modello planetario (o Modello a Sistema solare
dell’atomo) secondo il quale gli elettroni sarebbero in orbita intorno al
nucleo, così come i pianeti attorno al Sole.
In questo modello che migliora ma non modifica il precedente, gli
elettroni non verrebbero attratti dal nucleo in quanto la forza di
attrazione elettrostatica sarebbe bilanciata dalla forza centrifuga
determinata dal moto di rotazione.
• Nel 1932, sempre tramite esperimenti condotti bombardando lastre
metalliche con particelle , James Chadwick scoprì i neutroni,
particelle prive di carica, con massa che risultò essere prossima a
quella del protone (massa neutrone = 1,675 . 10-24 g ).
LE PARTICELLE FONDAMENTALI DELL’ATOMO
(pag. 60 par. 3)
Gli atomi sono formati da tre particelle fondamentali:
•
l’elettrone con carica negativa;
•
il protone con carica positiva;
•
il neutrone privo di carica.
1U = 1,66 . 10-24 g
IL NUMERO ATOMICO E IL NUMERO DI MASSA
(pag.64 -66 par.6)
I nuclei di atomi diversi presentano diversa carica positiva,
quindi contengono un diverso numero di protoni.
Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo è detto
numero atomico (Z).
Se l’atomo è neutro il numero dei protoni è uguale al numero
degli elettroni.
Il numero atomico è caratteristico di ogni elemento ed è la
grandezza fondamentale che lo identifica (Moseley)
Oltre ai protoni, nel nucleo ci sono altre particelle: i neutroni.
neutroni + protoni = nucleoni
Numero di nucleoni = numero di massa
Il numero di massa (A) è uguale alla somma del numero di
protoni (Z) e del numero di neutroni (n) contenuti nel nucleo
A = Z + n
Conoscendo il numero atomico e il numero di massa di
un elemento si può calcolare il numero di neutroni
contenuti nel suo nucleo:
n = A - Z
GLI ISOTOPI
Attraverso lo spettrografo di massa, nei primi del Novecento,
si dimostrò che gli elementi sono costituiti da atomi che, in
quantità più o meno grande, presentano massa leggermente
diversa: gli isotopi.
Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento aventi le stesse
proprietà chimiche ma masse diverse, perché contengono
un diverso numero di neutroni.
La massa atomica relativa (MA) di un elemento che si legge
sulla tavola periodica è la media ponderata delle masse dei
suoi isotopi, calcolati secondo la loro abbondanza percentuale
(determinata e costante per ogni elemento).
Es. il Cloro in natura è costituito dal 75,8% di Cl -35 e dal
24,2% di Cl-37.
La MA del cloro è:
MACl = (75,8 · 35 u + 24,2 · 37 u) /100 = 35,5 u
Oggi le masse atomiche si determinano attraverso lo
spettrometro di massa.