1. la struttura dell`atomo

1. LA STRUTTURA DELL’ATOMO
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LA STRUTTURA DELL’ATOMO
Alla fine del XIX secolo le conoscenze acquisite nel campo della fisica e della
chimica erano tali da poter permettere una conoscenza più approfondita sulla
struttura dell'atomo.
Le esperienze di Faraday (1791-1867) sull'elettrolisi avevano dimostrato in
maniera inequivocabile la presenza nella materia di particelle cariche
elettricamente.
Di conseguenza, essendo l'atomo neutro, esso doveva contenere quantità
uguali di particelle cariche positivamente e particelle cariche negativamente e
quindi l'atomo, contrariamente a quanto pensava Dalton, doveva essere
ulteriormente divisibile.
E’ importante osservare che essendo un singolo atomo di dimensioni
estremamente piccole (la sua massa e dell'ordine di 10-24 g !), le particelle che
lo compongono devono essere di dimensioni ancora più piccole.
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Scoperta dell’elettrone
Le conoscenze più importanti sulla natura e il comportamento degli elettroni
provengono dagli studi sulla scarica dei gas.
Tali esperimenti venivano effettuati in tubi di vetro riempiti di gas rarefatti
all'interno dei quali veniva fatta avvenire una scarica elettrica tra due elettrodi
metallici.
In questi tubi si generavano dei raggi the furono chiamati "raggi catodici"
poichè venivano emessi dal polo negativo (catodo) e si dirigevano verso il polo
positivo (anodo).
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Scoperta dell’elettrone. Esperimenti di Thomson (I)
J. J .Thomson (1856-1940) dimostrò che i raggi catodici erano carichi
negativamente (applicando un campo elettrico venivano deviati verso
l'elettrodo positivo) ed erano indipendenti dalla natura del gas contenuto nel
tubo (erano il costituente comune di ogni tipo di sostanza).
Tali raggi, che in realtà erano costituiti da un fascio di elettroni, venivano
deviati in presenza di campi elettrici o magnetici e la loro deflessione poteva
essere visualizzata su uno schermo fluorescente.
Thomson riuscì inoltre a determinare il rapporto carica/massa (e/m)
dell'elettrone, sottoponendo i raggi catodici all'azione contemporanea di un
campo elettrico e di un campo magnetico.
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Scoperta dell’elettrone. Esperimenti di Thomson (II)
Passando attraverso i fori dell'anodo e di una piastra metallica che funzionano
da collimatori, un sottile fascio di raggi catodici si dirige verso il centro dello
schermo senza subire alcuna deviazione.
Applicando un campo magnetico uniforme perpendicolare alla direzione dei
raggi, il fascio subisce una deflessione poichè su un elettrone di massa m e
carica e, agisce una forza uguale ad Hev, dove H rappresenta l'intensità del
campo magnetico e v la velocità dell'elettrone.
In particolare l'elettrone percorre una traiettoria circolare con raggio di
curvatura r che può essere misurato sperimentalmente dalla deviazione del
punto luminoso sullo schermo.
La forza dovuta al campo magnetico deve essere pari alla forza centrifuga
mv2/r
per cui:
Hev =mv2/r
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Esperimenti di Thomson (III)
Da tale equaglianza si può ricavare:
e/m = v/Hr
(H ed r sono noti)
Per conoscere la velocità v si applica un campo elettrico E in modo da
bilanciare H (nessuna deviazione del fascio di elettroni):
Hev = Ee
v = E/H
Per cui sostituendo nella relazione precedente:
e/m = E/H2r
e/m = -1.76 x 10-11 C/kg
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Esperimenti di Millikan
R. A. Millikan riuscì a misurare con notevole accuratezza la carica
dell’elettrone:
e = - 1.6 x 10-19 C
Essendo noto il rapporto e/m determinato da Thomson fu possibile calcolare la
massa dell’elettrone:
m = 9.1 x 10-31 kg
m = 9.1 x 10-28 g
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Le altre particelle subatomiche
Gli atomi erano elettricamente neutri: dovevano contenere anche particelle
positive che annullavano la carica negativa degli elettroni.
Con esperimenti eseguiti con tubi di scarica modificati e impiegando gas
diversi, fu possibile misurare la massa e la carica degli atomi privati della
carica negativa e in particolare dello ione positivo più semplice, ottenuto dalla
ionizzazione dell'idrogeno, al quale fu dato il nome di protone.
Il protone aveva, in valore assoluto, la stessa carica elettrica dell'elettrone e
la sua massa risultò pari a 1,67 • 10-27 kg, cioè circa 1836 volte più grande di
quella dell'elettrone.
La massa dell'atomo di idrogeno risultò all'incirca uguale alla massa del
protone (essendo piccolissimo il contributo della massa dell'elettrone).
Per tutti gli altri elementi si trovò che la massa atomica era maggiore della
somma delle masse dei rispettivi protoni ed elettroni. Questa differenza fu
attribuita alla presenza nell'atomo di un altro tipo di particella, che fu scoperta
nel 1932 da J. Chadwick e che fu chiamata neutrone.
Tale particella risultò ovviamente priva di carica e con una massa quasi uguale8
a quella del protone.
Le altre particelle subatomiche (II)
Particella
Massa
(g)
Carica elettrica
(C)
Elettrone
9,10938 x 10-28
-1,602 x 10-19
Protone
1,67262 x 10-24
+1,602 x 10-19
Neutrone
1,67493 x 10-24
0
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Modello atomico di Thomson
Modello per interpretare la costituzione dell’atomo: sfera uniforme di cariche
positive nella quale gli elettroni si distribuiscono come “granelli di pepe in
una balla di cotone” o “uvetta in un panettone (plum pudding)”
Modello inadeguato!!
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Esperimenti di Rutherford
E. Rutherford (1871-1936).
Fascio di particelle α (cariche positivamente) che
colpiscono una sottile lamina di oro (o di platino):
“nonostante la maggior parte delle particelle
mantenesse la traiettoria originale, alcune (circa 1
ogni 20000 ) venivano fortemente deflesse o
addirittura rimbalzavano indietro.”
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Esperimenti di Rutherford (II)
Questo risultato era inaspettato poichè secondo il modello di Thomson la
massa e la carica dovevano essere distribuite uniformemente all'interno degli
atomi del metallo.
Sulla base a questi risultati
Rutherford giunse alla
conclusione the l’atomo
dovesse consistere di un
"nucleo" carico positivamente
in cui era concentrata tutta la
massa e da elettroni posti
esternamente al nucleo, in
numero tale da bilanciare la
carica positiva.
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Modello atomico di Rutherford (modello “nucleare”)
Secondo Rutherford l’atomo era come un sistema planetario, con il nucleo al
posto del sole e gli elettroni al posto dei pianeti.
Limiti del modello: atomo instabile secondo l’elettrodinamica; l'elettrone carico,
nella sua rotazione attorno al nucleo avrebbe dovuto continuamente dissipare
energia sotto forma di radiazioni elettromagnetiche e quindi in brevissimo tempo
cadere sul nucleo.
Per giustificare il comportamento dei sistemi microscopici occorrerà
abbandonare le teorie della fisica classica e utilizzare i concetti della meccanica
quantistica.
Concetti validi del modello: ordine di grandezza delle dimensioni del nucleo
e dell'atomo.
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Dimensioni atomiche nel modello di Rutherford
Atomo
Nel nucleo è contenuta praticamente tutta la massa
dell'atomo, cioè i protoni ed i neutroni (questi ultimi
furono solo previsti da Rutherford) e le sue
dimensioni sono dell'ordine di 10-12 cm.
All'esterno del nucleo vi sono gli elettroni che
occupano uno spazio che è circa 10.000 volte più
grande del nucleo.
L’atomo è “vuoto”
In generale:
Rapporto raggi: ra/rn~104-105
Rapporto volumi: Va/Vn~1012-1015
(V=4/3πr3)
Se un recipiente del volume di 1cm3 fosse occupato solo da nuclei di idrogeno
(protoni) il peso corrispondente sarebbe ~109 Kg (un milione di tonnellate!)
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Numero atomico
Tutti gli atomi possono essere identificati dal numero di protoni (o di elettroni):
Numero atomico (Z) = numero dei protoni = numero degli elettroni
(l’atomo è elettricamente neutro)
Atomo di idrogeno, H: 1 protone, 1 elettrone: Z = 1
Atomo di uranio, U: 92 protoni, 92 elettroni: Z = 92
Le proprietà chimiche di un atomo dipendono da Z: la chimica è fatta
essenzialmente dagli elettroni
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Numero di massa
Numero di massa (A) = numero dei nucleoni = numero di protoni + neutroni
La differenza A-Z rappresenta quindi il numero di neutroni contenuti nel nucleo.
Nuclìde: specie atomica caratterizzata da una specifica coppia di valori A e Z
Atomo di idrogeno: Z = 1, A = 1
Atomo di Deuterio: Z = 1, A = 2
Atomo di Trizio: Z = 1, A = 3
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Isòtopi
Si osserva sperimentalmente che atomi caratterizzati dallo stesso numero
atomico Z possono avere un diverso numero di neutroni (e quindi assumere un
differente numero di massa A)
Spettrometro di massa:
il raggio della traiettoria
dipende dal rapporto
carica/massa della
particella carica (generata
per allontanamento di un
elettrone): minore è il
rapporto, maggior il raggio
di curvatura, quindi masse
diverse vengono deflesse
con raggi diversi.
Isotòpi: nuclidi caratterizzati dallo stesso valore di Z (ovvero specie atomiche
aventi lo stesso numero di protoni ma differente numero di neutroni)
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Elementi
Elemento: insieme di isotòpi afferenti allo stesso numero atomico Z
Un elemento è costituito da una miscela di isotòpi aventi una loro naturale
abbondanza % (abbondanza isotopica)
Gli atomi di un elemento non sono tutti uguali!
Simbologia degli elementi (esempi: Idrogeno, H; Elio, He; Litio, Li; Boro, B …)
Notazione grafica per la rappresentazione di un nuclìde:
- il simbolo dell'elemento, X;
- Z in basso a sinistra (ridondante);
- A in alto a sinistra: AX, es 2H, 7Li, 235U
(invece, in alto a destra: la carica elettrica; in basso a destra: il numero di atomi
nella molecola).
Composizione isotopica di un elemento:
24Mg,
78.60%
25Mg,
10.11%
26Mg,
11.29%
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Tabella periodica
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