1. LA STRUTTURA DELL ATOMO

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1 1. LA STRUTTURA DELL ATOMO 1

2 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 ( ) 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 g!), le particelle che lo compongono devono essere di dimensioni ancora più piccole. 2

3 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). 3

4 Scoperta dell elettrone. Esperimenti di Thomson (I) J. J.Thomson ( ) 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. 4

5 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 mv 2 /r per cui: Hev =mv 2 /r 5

6 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/H 2 r e/m = x C/kg 6

7 Esperimenti di Millikan R. A. Millikan riuscì a misurare con notevole accuratezza la carica dell elettrone: e = x C Essendo noto il rapporto e/m determinato da Thomson fu possibile calcolare la massa dell elettrone: m = 9.1 x kg m = 9.1 x g 7

8 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, 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 uguale a quella del protone. 8

9 Le altre particelle subatomiche (II) Particella Massa (g) Carica elettrica (C) Elettrone 9,10938 x ,602 x Protone 1,67262 x ,602 x Neutrone 1,67493 x

10 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!! 10

11 Esperimenti di Rutherford E. Rutherford ( ). 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 ) venivano fortemente deflesse o addirittura rimbalzavano indietro. 11

12 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. 12

13 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. 13

14 Dimensioni atomiche nel modello di Rutherford 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 cm. All'esterno del nucleo vi sono gli elettroni che occupano uno spazio che è circa volte più grande del nucleo. In generale: Atomo L atomo è vuoto Rapporto raggi: r a /r n ~ Rapporto volumi: V a /V n ~ (V=4/3πr 3 ) Se un recipiente del volume di 1cm 3 fosse occupato solo da nuclei di idrogeno (protoni) il peso corrispondente sarebbe ~10 9 Kg (un milione di tonnellate!) 14

15 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 15

16 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 16

17 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) 17

18 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: A X, es 2 H, 7 Li, 235 U (invece, in alto a destra: la carica elettrica; in basso a destra: il numero di atomi nella molecola). Composizione isotopica di un elemento: 24 Mg, 78.60% 25 Mg, 10.11% 26 Mg, 11.29% 18

19 Tabella periodica 19