Atomo

La struttura dell’atomo.
Particelle subatomiche:
- Protoni: sono particelle stabili con carica positiva e presenti in tutti i nuclei atomici. La massa del protone è quasi uguale alla massa del neutrone, mentre l’elettrone in confronto a protone e neutrone ha una massa trascurabile. Il numero di protoni presenti nel nucleo dell’atomo ne individua la specie chimica ed è chiamato numero atomico (Z); esso coincide numericamente con il numero degli elettroni ed è fisso e unico per ciascun elemento.
- Neutroni: particelle elementari prive di carica; si trovano nel nucleo dell’atomo, dove sono stabili (al di fuori del nucleo il neutrone decade rapidamente in un protone, un elettrone e un antineutrino).
La somma del numero di neutroni e protoni dà il numero di massa (A). Il numero atomico Z è scritto in basso a sinistra; il numero di massa A in alto a sinistra.
Una specie atomica caratterizzata con il numero atomico e il numero di massa è detta nuclide.
- Elettroni: hanno carica negativa pari a 1,6×10?19 ("dieci alla meno 19"). L’antiparticella dell’elettrone è il positrone.

La massa degli atomi.
Il termine massa atomica relativa è sinonimo di peso atomico; mentre la massa molecolare relativa si ottiene sommando le masse atomiche relative degli atomi che formano la molecola. Si misura in Dalton (u).
Mole (o massa molare): quantità di sostanza chimica che contiene tante unità elementari quanti sono gli atomi presenti in 0,012 kg del nuclide dell’isotopo del carbonio 126C ("12 in alto a sinistra, 6 in basso a sinistra"). una mole di atomi ha la caratteristica di contenere lo stesso numero di atomi per qualsiasi elemento, cioè 6,02×1023mol?1 (numero di Avogadro).

Leggi ponderali della chimica.
- Legge di Lavoisier: la somma delle masse delle sostanze che reagiscono è uguale alla somma delle masse delle sostanze che si ottengono dalla reazione.
- Legge di Proust: (o delle proporzioni definite e costanti) gli elementi per formare i composti si legano in rapporti ponderati fissi e costanti.
- Legge di Dalton: (o delle proporzioni multiple) quando due elementi danno luogo a più composti, le quantità di uno di essi che si legano con la stessa quantità dell’altro sono multipli interi e piccoli della quantità minima.
- Legge di Gay-Lussac: nelle reazioni tra gas i volumi dei reagenti sono in rapporto numerico semplice e il loro rapporto con il volume dei prodotti, se sono gassosi o gassificabili, è pure espresso da numeri semplici.
- Legge dell’invariabilità delle sostanze elementari: nelle comuni reazioni chimiche un elemento non può essere trasformato in altro. Gli atomi si possono trasferire, ma il loro numero totale deve rimanere inalterato. Deve rimanere uguale anche la carica totale.

Teoria atomica moderna.
Modelli atomici:
- Thomson: l’atomo è costituito da una massa di carica positiva in cui sono immerse le cariche negative.
- Rutherford: l’atomo è formato da un nucleo centrale, sede delle cariche positive, attorno al quale ruotano gli elettroni, cariche negative, come i pianeti intorno al Sole. Questa teoria presenta alcune lacune: ruotando attorno al nucleo, l’elettrone dovrebbe emettere energia e ricadere sul nucleo; l’energia emessa dovrebbe essere emessa in modo continuo mentre l’emissione di luce da parte degli atomi eccitati avviene con uno spettro di lunghezze d’onda discontinuo.
- Bohr: a lui si deve l’introduzione della “condizione quantica”. Gli elettroni possono ruotare intorno al nucleo senza emettere energia solo su orbite circolari previste dalla condizione quantica. Il raggio di tali orbite fa assumere loro valori di energia variabili. L’assorbimento e l’emissione di energia da parte di un atomo causano il passaggio di un elettrone da un’orbita più interna ad una più esterna.
Il modello atomico attuale nasce dall’evoluzione della teoria di Bohr, secondo la teoria ondulatoria. Esso nasce dopo l’enunciazione del principio di indeterminazione di Heisenberg che esclude la possibilità di parlare dell’elettrone in termini di certezza e si basa sull’assunto di De Broglie secondo cui ad ogni particella in movimento è associata una lunghezza d’onda.
Al centro dell’atomo si trova il nucleo costituito da protoni e neutroni. All’esterno del nucleo si possono localizzare gli elettroni in nubi di densità elettrica negativa variabile. La posizione e la velocità di un elettrone possono essere descritte solo in termini di probabilità. La regione attorno al nucleo in cui c’è una probabilità alta di trovare un elettrone è detta orbitale.
Ogni orbitale è caratterizzato da tre numeri quantici:
- Principale: (n) non supera mai il valore 7 e indica l’energia dell’orbitale e la sua distanza media dal nucleo.
- Secondario: (l) assume valori tra 0 e n-1. Specifica la forma dell’orbitale.
Se 1=0 è di forma sferica;
se 1=1 è di forma bilobata (px, py, pz);
se 1=2 si hanno 5 orbitali di forma più complessa;
se 1=3 si hanno 7 orbitali.
Orbitali aventi lo stesso numero quantico principale e secondario appartengono allo stesso sottolivello e sono detti orbitali degeneri.
- Magnetico: assume valori compresi tra -1 e 1 ed indica l’orientazione dell’orbitale in un campo magnetico.

Distribuzione degli elettroni. Gli elettroni seguono tre regole:
- Principio dell’aufbau: gli elettroni si configurano dapprima in orbitali con minore energia, a cominciare dalla posizione più vicina al nucleo;
- Principio di esclusione di Pauli: un orbitale può contenere al massimo 2 elettroni purché abbiano spin opposto;
- Regola di Hund (o della massima molteplicità): negli orbitali degeneri gli elettroni prima di accoppiarsi nello stesso orbitale occupano singoli orbitali ponendosi con spin parallelo.