Terza unità didattica. Struttura dell atomo

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1 Terza unità didattica Struttura dell atomo

2 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 Joseph John Thomson William Crookes Fisico inglese, ha scoperto l elettrone

3 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. Massa e - = 9,10x g Carica e - = 1,6021x10-19 C A bassissime pressioni, 10-6 atm, il catodo emette delle 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)

4 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

5 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 g Carica = 1,6021 x 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

6 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 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

7 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.

8 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

9 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

10 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

11 Modello atomico di Rutherford (approfondimento 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." In realtà il 99% delle particelle passava e si 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

12 Modello atomico di Rutherford (limiti) 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.

13 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

14 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 6 C, poiché il carbonio ha sei protoni. 1 H 8 O 13 Al 29 Cu 79 Au Esempi di altri numeri atomici

15 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.

16 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: 1 H ; 2 H ; 3 H Ossigeno: 16 O 17 O ; 18 O Cloro : 35 Cl ; 37 Cl Carbonio: 12 C ; 13 C ; 14 C Nel 1913 il chimico-fisico inglese F. Soddy scprì nel piombo la presenza degli isotopi

17 Massa atomica relativa Indica quante volte la massa di un atomo di un elemento è maggiore rispetto a un dodicesimo della massa del carbonio 12 C Esempio 35 Cl e 37 Cl 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)

18 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

19 Massa atomica

20 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

21 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 Radiazioni beta: contengono 1 elettrone in rapido movimento. Carica Radiazioni gamma: non possiedono massa e nemmeno carica, ma solo elevata energia.

22 Fine della terza unità grazie per l attenzione