Terza unità didattica
Struttura dell’atomo
Particelle subatomiche
Elettrone
• Dalton definì l’atomo
come entità indivisibile
• Successivamente un
fisico irlandese
G.J.Stones ipotizzò
nell’atomo la presenza di
una carica elettrica
negativa che chiamò
elettrone
• Nel 1897, J.J. Thomson
provò sperimentalmente
l’esistenza dell’elettrone,
la prima particella
subatomica ad essere
identificata, grazie all’uso
del tubo di Crookes
Fisico inglese, ha scoperto
l’elettrone
Joseph John
Thomson
William Crookes
Scoperta e natura dell’elettrone(e)
Schema del tubo di Crookes. Il tubo contiene
del gas inerte sotto vuoto (0,001 atm). Il
generatore di bassa tensione (A) è collegato per
riscaldare il catodo (C). La batteria (B) eccita
l'anodo (P). La piccola lastra che funge da
maschera (M) è collegata al catodo e la sua
immagine crea un'ombra sullo schermo
fosforescente.
A bassissime pressioni, 10-6 atm, il catodo emette delle
Massa e- = 9,10x 10-28 g
Carica e- = 1,6021x10-19 C
radiazioni( raggi catodici),dagli atomi del gas con cui
viene a contatto, dette elettroni.
1. Gli elettroni hanno natura corpuscolare: fanno girare
infatti un mulinello messo in mezzo al tubo
2. hanno traiettoria rettilinea: creano un ombra proiettata
sull’anodo
3. La traiettoria può essere modificata da un campo
elettrico: gli elettroni hanno carica elettrica negativa
(valore convenzionale assegnato -1)
Particelle subatomiche
Protone
• Nel 1886 E. Goldestein modificò
un tubo di Crookes forandone il
catodo lasciando sempre le
stesse condizioni ( sottovuoto e
alta ddp tra catodo e anodo)
• Nella parete dietro al catodo
notò una debole luminosità
prodotta da raggi che si
muovevano in direzione opposta
ai raggi catodici, si
allontanavano dal polo positivo e
partivano dall’anodo, detti raggi
anodici
• Gli atomi privati degli elettroni
erano nuclei con carica positiva
a cui venne dato il nome di
protone
Natura del protone (p)
• La massa del protone è molto
maggiore rispetto a quella
dell’elettrone, dello stesso
ordine di grandezza
dell’atomo
• La loro massa varia al variare
del tipo di gas utilizzato nel
tubo, invece per gli elettroni
non cambiava
• Tale massa assumeva il
valore minimo quando il gas
era l’Idrogeno (esattamente
era lo ione H+)
• Massa protone = 1,6723 x
10-24 g
•Carica = 1,6021 x 10-19 C
• Quindi p ha massa 1836
volte più grande di e
•carica uguale ma opposta: +1
Struttura del protone: è costituito
da tre quark, due up e uno down
Particelle subatomiche
Neutrone (n)
• Si scoprì che in ogni atomo la
massa atomica era maggiore
della somma tra le masse
degli elettroni + protoni
• Quindi doveva esserci una
terza particella subatomica
• Nel 1932, il fisico inglese
J.Chadwick bombardò con
particelle alfa, emesse da una
sorgente radioattiva, una
lamina di berillio e notò
l’emissione di particelle che
non venivano deviate da
campi magnetici o elettrici a
cui diede il nome di neutroni
Massa neutrone = 1,6745 x 10-24
Carica = 0
Struttura del neutrone: è
costituito da tre quark, uno up
e due down
Quark up: particella di carica
2/3 positiva. Quark down:
particella di carica1/3 negativa
Modelli atomici
Sono serviti e servono a rappresentare l’atomo che, per le sue piccole
dimensioni, non è possibile vedere
1. Modello atomico di Dalton (1803)
2. Modello atomico di Thomson (1904)
3. Modello atomico di Rutherford(1911)
4. Modello atomico di Bohr(1913) Trattato
in una successiva U.D.
5. Modello quanto – meccanico:
modello atomico di Schròdinger (dal
1926 a oggi ) Trattato in una successiva U.D.
Modello atomico di Dalton
• L’atomo è indivisibile e
costituito da una sfera
solida e compatta, non
si erano scoperti né
l’elettrone né il protone
• Atomi uguali si
respingono e atomi
diversi si attraggono
(non si conoscevano
molecole di elementi
biatomiche o
pluriatomiche)
Atomo di Dalton
Modello atomico di Thomson
• Gli elettroni negativi, da
poco scoperti, erano
immersi in una sfera con
cariche positive
• Venne denominato modello
a panettone.
• Non veniva però precisato
come avvenissero i
processi di cessione e
acquisto degli elettroni e
neanche la coesione delle
particelle positive (protoni)
• Questo modello aveva il
difetto di attribuire alla
materia una struttura
compatta, priva di spazi
vuoti.
Modello a panettone
Gli elettroni sono le uvette,
immerse in una massa soffice
Modello atomico di Rutherford
• Ernest Rutherford, fisico di
origine neozelandese,fu
allievo di Thomson
• la carica positiva è
concentrata nel nucleo
atomico di dimensioni
ridotte rispetto al volume
occupato dall’atomo e di
elevata densità
• le cariche negative ruotano
su orbite esterne al nucleo
+
definito modello planetario data
l'analogia con il sistema solare
Modello atomico di Rutherford
(approfondimento http://chimica-13a.blogspot.com/search/label/Rutherford)
•
L'esperimento di Rutherford.
Rutherford si servì di un semplice laboratorio
sperimentale in cui erano presenti alcuni pannelli
fluorescenti, i ricevitori, disposti a cerchio e nel centro
una sottile lamina di oro. Su questa lamina venivano
convogliate delle particelle alpha (carica positiva),
ovvero due protoni e due neutroni, prodotte da un
materiale radioattivo.
La maggior parte delle particelle emesse dal materiale
radioattivo riuscivano a passare la sottile lamina di oro
ma, con grande sorpresa dello scienziato, alcune
particelle venivano deviate ed altre ancora respinte
dalla lamina. L'energia cinetica delle particella alpha
era sufficiente a passare attraverso l'oro, anche
secondo la concezione Thomsoniana,visto che la
massa delle particelle alpha è circa 7000 volte più
grande di quella dell’elettrone, ma l'esperimento
dimostrava il contrario. Lo stesso Rutherford dimostrò
la propria incredulità con una frase che passò alla
storia:
"E' come sparare un proiettile di 14 pollici contro un
foglio di carta e vederselo tornare indietro."
• realtà il 99% delle particelle passava e si
In
fermava sullo schermo rilevatore , un po'
deviavano ma 1 su 8000 tornava indietro.
C’era qualcosa con massa densa che
rifletteva i raggi alpha: il nucleo
Modello atomico di Rutherford (limiti)
http://it.youtube.com/watch?v=s4rTK3MkmE8)
• Il modello atomico di R.' tuttavia,
presentava alcuni limiti gli
elettroni a causa del loro moto
intorno al nucleo dotati di
accelerazione non nulla,
avrebbero dovuto continuare a
irraggiare, perdendo
continuamente energia, cioè le
ellissi descritte dagli elettroni
diventerebbero mano a mano
delle spirali e gli elettroni stessi
finirebbero per precipitare sul
nucleo (per attrazione
elettromagnetica essendo di
carica opposta) fino a collassare
sul nucleo.
• Questo avrebbe reso impossibile
l'esistenza di atomi stabili.
Egli si difese puntualizzando che il nucleo, pur essendo di
carica opposta, non determinava alcuna attrazione: infatti
teoricamente la forza centrifuga generata dal moto di
rotazione degli elettroni avrebbe dovuto bilanciare l’attrazione
del nucleo, ma perdendo energia doveva collassare.
Inoltre non si riusciva bene a comprendere come fosse
possibile che gran parte della massa dell’atomo si
concentrasse nel nucleo: infatti secondo le leggi
dell’elettromagnetismo cariche uguali si oppongono e allora
come facevano i protoni del nucleo a non respingersi?
Rutherford non seppe dare un’esatta spiegazione anche se
intuì la presenza obbligatoria di particelle (neutre che
verranno chiamate appunto Neutroni) che bilanciassero in
qualche modo la carica positiva del nucleo, impedendo ai
protoni di respingersi .
Numero atomico
• La deviazione dei raggi alfa di
Rutherford era diversa al
variare non solo della distanza
tra raggio e nucleo(minore
distanza maggiore repulsione
e maggiore deviazione) ma
anche dal tipo di metallo
utilizzato
• Ciò stava ad indicare che la
repulsione tra cariche
positive(alfa e nucleo) era
diversa al variare della carica
positiva presente nel nucleo,
cioè al variare del numero di
protoni in esso contenuto
Numero atomico di alcuni elementi
Numero atomico
• Il numero dei protoni di un
atomo è chiamato numero
atomico. E’ specifico per ogni
elemento
• Il numero atomico (indicato
solitamente con Z , dal tedesco
Zahl, e detto anche numero
protonico) .
• In un atomo neutro il numero
atomico è pari anche al numero
di elettroni; in caso contrario
l'atomo è detto ione.
• Si usa scrivere questo numero
come pedice sinistro del simbolo
dell'elemento chimico in
questione: per esempio 6C,
poiché il carbonio ha sei protoni.
• 1H
• 8O
• 13Al
• 29Cu
• 79 Au
Esempi di altri numeri
atomici
Numero di massa
• Il numero di massa
(solitamente indicato con A)
è pari alla somma delle
masse di tutti i protoni e i
neutroni presenti in un
atomo, siccome le masse di
neutroni e protoni sono
circa pari a 1 si può dire
che il numero di massa sia
pari al numero di nucleoni
(ovvero protoni e neutroni)
contenuti in un nucleo
atomico.
Isotopi
• Ogni elemento è
formato da atomi
uguali per il numero di
protoni ma diversi nel
numero di massa
• Atomi che hanno lo
stesso numero
atomico (Z) ma
differente numero di
neutroni si dicono
isotopi
Esempi di isotopi
Idrogeno: 1H ;2H ; 3H
Ossigeno: 16O 17O ; 18O
Cloro :
35Cl
; 37Cl
Carbonio: 12C ; 13C ; 14C
Nel 1913 il chimico-fisico
inglese F. Soddy scprì nel
piombo la presenza degli
isotopi
Massa atomica relativa
• Indica quante volte
la massa di un
atomo di un
elemento è
maggiore rispetto a
un dodicesimo della
massa del carbonio
12C
Esempio 35Cl e 37Cl hanno massa
atomica relativa rispettivamente di 35
e 37 volte maggiore di un
dodicesimo della massa del
carbonio12C
•Le masse reali degli atomi
sono grandezze molto
piccole ( es. la massa di un
atomo di carbonio 12C è
1,99x10-26 Kg. Per questo
motivo si è pensato di
prendere come unità base
( uguale ad 1) la dodicesima
parte della massa sopra
indicata, cioè 1,66x10-27 Kg
(unità di massa atomica uma
o u)
Massa atomica media degli
elementi
• Molti elementi
sono costituiti da
miscele di isotopi
• La percentuale
degli isotopi di un
elemento è
sempre la stessa
• La massa
atomica di ogni
elemento è la
media ponderata
dei suoi isotopi,
cioè la media in
base alla
percentuale
presente in
natura
Calcolo della massa atomica media
Massa atomica
Massa molecolare
• Indica la
massa di una
molecola
• È uguale alla
somma della
massa degli
atomi che la
compongono
• Lo spettrometro
di massa
determina la
massa e la
composizione
degli isotopi di
un elemento
che viene
analizzato
Decadimento radioattivo e nuclei
instabili
• Nelle reazioni nucleari gli
atomi di un elemento si
trasformano in atomi di un
altro elemento con numero
atomico minore
(decadimento radioattivo)
• Tali reazioni avvengono
negli atomi dove ci sono
nuclei instabili, cioè che
emettono radiazioni
nucleari
• L’emissioni di radiazioni è
detta radioattività
TIPI DI RADIAZIONI
1. Radiazioni alfa:
contengono 2 protoni e
2 neutroni. Carica +2
2. Radiazioni beta:
contengono 1 elettrone
in rapido movimento.
Carica -1
3. Radiazioni gamma:
non possiedono massa
e nemmeno carica, ma
solo elevata energia.
Fine della terza unità
grazie per l’attenzione
