MODELLI ATOMICI. Dai primi modelli alla teoria moderna

Transcript

1 MODELLI ATOMICI Dai primi modelli alla teoria moderna Se numerose evidenze sperimentali avevano permesso di trovare l'esistenza delle particelle subatomiche, le loro dimensioni, così infinitamente piccole, non permettevano di visualizzarne la disposizione all'interno dell'atomo. Gli scienziati, pertanto, a partire dalla fine del XIX secolo sentirono l'esigenza di ideare dei modelli. I modelli atomici nacquero, dunque, dall'intuizione di alcuni scienziati di fronte all'impossibilità di interpretare in modo semplice i fenomeni complessi. Inizialmente un modello si basa su un numero limitato di fenomeni, ma quando ulteriori fenomeni non trovano in esso apprezzabile riscontro, é necessario perfezionarlo o addirittura sostituirlo con un altro che risulti più aderente alla realtà. LA TEORIA ATOMICA DI DALTON Lo studioso inglese J.Dalton all'inizio del XIX secolo, attraverso l'ingegnosa interpretazione delle leggi fondamentali della chimica a quel tempo note (la legge della conservazione della massa e la legge delle proporzioni definite), alle quali aggiunse quella da lui stesso formulata (la legge delle proporzioni multiple) arrivò alla conclusione che la materia é discontinua cioè formata da particelle. Sulla base di queste tre leggi Dalton nel 1803 formulò la prima teoria atomica della materia. Tale teoria può essere così schematizzata: o o o o o La materia non é continua, ma é composta da particelle che non possono essere ulteriormente divisibili né trasformabili, gli atomi; Gli atomi di un particolare elemento sono tutti uguali tra loro e hanno la stessa massa; Gli atomi di elementi diversi hanno massa e proprietà differenti; Le reazioni chimiche avvengono tra atomi interi e non tra frazioni di essi; In una reazione chimica tra due o più elementi gli atomi, pur conservando la propria identità, si combinano secondo rapporti definiti dando luogo a composti. 1

2 IL MODELLO ATOMICO DI THOMSON Nel modello atomico di Thomson, formulato nel 1898, da J.J.Thomson, si ammetteva che l'atomo, piuttosto che la sferetta solida e compatta ipotizzata da Dalton, fosse un aggregato di particelle più semplici. Alla luce dei pochi dati sperimentali il suo possesso, J.J.Thomson ipotizzò che l'atomo fosse costituito da una sfera omogenea carica di elettricità positiva in cui gli elettroni erano distribuiti in maniera uniforme e senza una disposizione spaziale particolare (vedi le due figure sotto). IL MODELLO ATOMICO DI RHUTERFORD Rhuterford ipotizzò che la massa e la carica positiva fossero concentrate in una parte molto piccola dell'atomo chiamata nucleo, e che gli elettroni si trovavano nella zona periferica, a grande distanza dal nucleo. Questa ipotesi nasceva da un'importante esperienza, effettuata di Rutherford e da alcuni suoi allievi. Una lamina sottilissima di metallo veniva bombardata con particelle alfa (le particelle alfa sono costituite da nuclei di elio, quindi hanno carica positiva) veloci; uno schermo rivelatore indicava poi i punti di arrivo della particelle alfa, permettendo quindi di stabilirne la traiettoria dopo il passaggio attraverso la lamina. 2

3 Se fosse stato valido il modello di Thomson, cioè se l'atomo avesse avuto una struttura omogenea, la particelle alfa avrebbero dovuto comportarsi tutte nello stesso modo, perché in qualunque punto avessero colpito la lamina metallica avrebbero trovato situazioni equivalenti. In realtà le particelle alfa si comportarono in modo diverso: per la maggior parte passarono senza subire nessuna deviazione, ma alcune vennero deviate secondo vari angoli e alcune vennero addirittura respinte. Questo comportamento spinse Rutherford a formulare la sua ipotesi; le particelle che non venivano deviate erano quelle che passavano abbastanza distanti dai nuclei. Quelle che si avvicinavano ai nuclei venivano deviate per effetto della repulsione elettrica, visto che sia le particelle che i nuclei sono positivi; tanto più si avvicinavano ai nuclei, tanto più fortemente venivano deviate. Quelle che andavano direttamente verso i nuclei venivano respinte: queste ultime erano poche, e questo portò Rutherford ad ipotizzare che il nucleo occupasse una parte molto piccola rispetto allo spazio occupato da un atomo. Rutherford con i suoi esperimenti scoprì che l'atomo in gran parte è vuoto e introdusse la teoria secondo la quale gli elettroni giravano intorno al nucleo (che aveva carica positiva) come i pianeti intorno al Sole (vedi figura sopra). 3

4 IL MODELLO ATOMICO DI BOHR: VERSO LA TEORIA MODERNA Il nuovo modello di atomo fu proposto da Niels Bohr nel Alcuni anni prima Max Planck aveva introdotto un concetto che non faceva parte della fisica classica, quello di quantizzazione basata sull idea che determinate grandezze, come ad esempio l energia potessero assumere soltanto determinati valori e non altri. Bohr pensò che questa ipotesi analoga potesse permettere di spiegare i fenomeni che riguardano gli atomi. Le idee di Bohr permettono di studiare la situazione dell'elettrone utilizzando le leggi della fisica classica. L'elettrone è soggetto alla forza di attrazione del nucleo. Questa forza provoca il suo moto di rotazione e quindi costituisce la forza centripeta. Gli elettroni nelle loro orbite possiedono una certa quantità di energia; essi infatti sono in moto, e quindi hanno energia cinetica; inoltre hanno energia potenziale dovuta all'attrazione elettrostatica tra elettrone e nucleo. Per passare da un'orbita con energia minore a un'orbita con energia maggiore (cioè da un'orbita più interna a una più esterna), l'elettrone deve ricevere dall'esterno una quantità di energia corrispondente alla differenza di energia fra le due orbite; se invece passa da un'orbita con energia maggiore a un'orbita con energia minore, l'elettrone emette una quantità di energia pari alla differenza di energia fra le due orbite. L'energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica. Esiste una relazione matematica fra i valori di energia delle orbite di partenza e di arrivo e la frequenza della radiazioni: L'ipotesi di Bohr sulla struttura dell'atomo spiega quindi perché questa emissione di luce, che viene analizzata in spettroscopia, avvenga in modo discontinuo, cioè sia formata da righe in cui ad ogni riga corrisponde a un ben determinato valore di energia corrispondente alla differenza di energia fra due orbite diverse. 4

5 LA TEORIA MODERNA Bohr nel suo modello, aveva introdotto l'ipotesi della quantizzazione, ma per il resto aveva trattato l'elettrone come una particella classica (prima figura sopra), che si muove su orbite ben determinate il cui raggio può essere calcolato in base a semplici considerazioni meccaniche sulle forze in gioco. Le nuove scoperte però imponevano un modo completamente diverso di affrontare il problema, che portò all'elaborazione di una nuova fisica chiamata meccanica quantistica. Il termine orbitale indica la funzione che è visualizzabile come regione dello spazio intorno al nucleo, nelle quali è più probabile trovare l'elettrone (seconda figura sopra). Si può dire che gli orbitali hanno varie forme e si protendono lontano dal nucleo in modo diverso, in relazione ai numeri quantici che ne caratterizzano la funzione d'onda. Ogni funzione d'onda, o orbitale, descrive uno stato dell'atomo. 5

6 Struttura degli Atomi Gli atomi sono costituiti da particelle subatomiche più piccole che si trovano sia in un nucleo centrale sia in una sua nube elettronica che lo circonda o orbitale. Le particelle subatomiche sono: Protoni (p+) Neutroni (n ) Elettroni (e-) Ad esempio l'atomo di carbonio ha un nucleo centrale localizzato all'interno,in profondità, ed è costituito da sei protoni caricati positivamente e sei neutroni. Il nucleo è circondato da una nube o orbitale di sei elettroni carichi negativamente. Poiché i protoni sono carichi positivamente e i neutroni non hanno carica, il nucleo di un atomo genera una carica elettricamente positiva uguale al numero di protoni presenti. Gli elettroni ruotano attorno al nucleo dell'atomo nel quale possono essere rappresentati come una nube elettronica o orbitale. Il numero di elettroni carichi negativamente che ruotano attorno al nucleo dell'atomo eguaglia il numero di protoni carichi positivamente dentro il nucleo. Le cariche opposte dunque si neutralizzano a vicenda e gli atomi sono particelle elettricamente neutre. 6

7 A: Nucleo dell atomo B: Orbite elettroniche o Nubi Numero atomico e peso atomico Gli elementi si distinguono per le loro proprietà chimiche e fisiche in quanto differiscono nel numero di protoni nel loro nucleo. Il numero di protoni nel nucleo dell'atomo è conosciuto come il suo numero atomico. E dunque molto importante perché identifica il tipo di elemento. Ciascun elemento è identificato dal suo simbolo e numero atomico. L idrogeno per esempio ha numero atomico 1. Questo significa che tutti gli atomi di idrogeno e solo gli atomi di idrogeno hanno un protone nel loro nucleo. Tutti gli atomi di carbonio e solo gli atomi di carbonio, contengono sei protoni e hanno numero atomico sei. Tutti gli atomi di ossigeno e solo gli atomi di ossigeno hanno otto protoni e numero atomico 8. In breve un elemento è identificato dal suo proprio unico numero di portoni cioè dal suo proprio unico numero atomico. Se due atomi contengono un differente numero di protoni, essi necessariamente hanno numero atomico differente e sono elementi differenti. Ci sono 92 elementi presenti naturalmente sulla terra e poiché ciascun elemento è caratterizzato dal numero di protoni nel suo atomo (numero atomico), ci sono atomi che contengono da 1 a 92 protoni. Il termine peso atomico fa riferimento alla massa di un singolo atomo di ugual numero di protoni più il numero di neutroni nel nucleo dell'atomo. Per scopi pratici il peso degli elettroni è trascurabile e poiché il peso dei protoni e degli elettroni è quasi esattamente lo stesso, l'equazione per determinare il peso atomico è: Peso atomico = (p+n) A = Z + N 7

8 Tavola Periodica degli Elementi Orbite elettroniche Il numero totale di elettroni in un atomo è uguale al numero di protoni nel suo nucleo. È noto che questi elettroni si trovano in uno stato simile a una nube che circonda il nucleo dell'atomo. La nube suggerisce che un elettrone non può essere localizzato in un punto specifico in un momento particolare. I modelli più vecchi suggerivano che gli elettroni ruotassero attorno al nucleo in modo regolare come pianeti del sistema solare che ruotano intorno al sole. Il modello atomico proposto da Bohr, fisico danese che contribuì notevolmente alle conoscenze della struttura atomica, presenta gli elettroni in orbite o cerchi concentrici che mostrano relative distanze degli elettroni dal nucleo. Gli elettroni che circondano il nucleo dell'atomo nel modello di Bohr sono presentati in anelli concentrici bidimensionali, ciascun anello o orbita rappresenta uno specifico livello energetico e ciascuna orbita può contiene solamente un dato numero massimo di elettroni. Il numero e la disposizione dell elettrone nell'orbita di un elettrone hanno grande importanza; determinano se l'atomo sia chimicamente attivo oppure no. Nelle reazioni chimiche fra atomi sono gli elettroni nell'orbita più esterna quelli che partecipano alla formazione di legami chimici. In ciascuna orbita, gli elettroni tendono a raggrupparsi in coppie. Come regola un atomo può essere considerato chimicamente inerte e incapace di reagire con un altro atomo se la sua orbita più esterna ha quattro paia o otto elettroni. Un tale atomo si considera che abbia una configurazione elettronica stabile. L'appaiamento di elettroni è importante, se l orbita più esterna contiene singoli elettroni spaiati l'atomo sarà chimicamente attivo. Atomi con meno o più di otto elettroni nell'orbita più esterna tenderanno a perdere, guadagnare, o condividere elettroni con altri atomi per 8

9 raggiungere la stabilità. Questa tendenza è chiamata la regola dell'ottetto. Questa regola vale sempre eccetto per gli atomi che hanno una sola orbita che è riempita da un massimo di due elettroni. Per esempio l idrogeno ha sono un elettrone nella sua unica orbita, quindi ha un orbita incompleta con un elettrone spaiato. Il risultato è una tendenza a un'alta reattività dell'idrogeno a entrarein molte azioni chimiche. L elio tuttavia ha due elettroni nella sua unica orbita, e poiché questo è il numero massimo per questa orbita, non è possibile alcuna attività chimica e non è presente in natura alcun composto contenente elio. Nell'atomo di idrogeno le cariche positive e negative sono bilanciate. Tuttavia la sua unica orbita energetica contiene un solo elettrone poiché il nucleo di idrogeno contiene un solo protone. Come conseguenza dell'elettrone sta inviato, l'idrogeno è chimicamente attivo; al contrario, l'atomo di elio ha un'orbita più esterna completa ed è dunque inattivo, o inerte, come pure il neon. Il carbonio e l'ossigeno con solo 4 e 6 elettroni rispettivamente nelle orbite più esterne saranno chimicamente reattivi poiché essi non soddisfano la regola dell'ottetto Rappresentazione schematica di cinque elementi 9

10 Isotopi tutti gli atomi dello stesso elemento contengono lo stesso numero di protoni ma non necessariamente lo stesso numero di neutroni. Gli isotopi di un elemento contengono lostesso numero di protoni, ma un numero differente di neutroni e hanno le stesse proprietà chimiche di base come ogni altro atomo dello stesso elemento e hanno anche lo stesso numero atomico, ma poichè hanno un numero diverso di neutroni, differiscono per quanto riguarda il peso atomico. Usualmente un atomo di idrogeno ha un solo protone e nessun neutrone (numero atomico,1 peso atomico,1). L isotopo dell'idrogeno chiamato deuterio, ha un protone e un neutrone (numero atomico, 2). Il trizio è l isotopo dell'idrogeno che ha un protone e due neutroni (numero atomico, 3). Più del 99% dei nuclei atomici di tutti gli atomi di carbonio in natura hanno sei protoni e sei neutroni (numero atomico, 6 peso atomico, 12). Un importante isotopo del carbonio ha otto neutroni invece di sei ed è chiamato carbonio 14. Il carbonio 14 è l'esempio di un tipo speciale di isotopo instabile e che subisce divisioni nucleari: è considerato come un isotopo radioattivo, o radioisotopo. Durante la divisione gli isotopi radioattivi emettono particelle e radiazioni, un processo chiamato decadimento radioattivo. Gli isotopi, dal punto di vista della nomenclatura si indicano così: A Z Dove con A si indica il numero di massa (somma del numero di protoni e di neutroni) e con Z il numero atomico (numero di protoni). Ad esempio, gli isotopi dell idrogeno sono: X 1 1 H il più comune 1 protone 2 H 1 o deuterio 1 protone e 1 neutrone 3 H 1 o trizio 1 protone e 2 neutroni 10

11 A: struttura dell idrogeno B:deuterio, un isotopo dell idrogeno C:trizio, altro isotopo dell idrogeno 11