La struttura dell'atomo

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Testo

LA STRUTTURA DELL’ATOMO
Le particelle subatomiche
L’atomo è la più piccola parte di materia che possa prendere parte ad un processo chimico e che conserva inalterate tutte le proprietà di una sostanza.

Schematicamente in un atomo si possono distinguere due parti e cioè un nucleo centrale molto piccolo ed, esternamente a questo, una zona dove è presente un certo numero di elettroni in perenne movimento.

Gli elettroni sono particelle estremamente piccole, cariche negativamente e pertanto portatrici dell’unità di carica elettrica negativa.

Nel nucleo, carico positivamente, dove in pratica è concentrata tutta la massa dell’atomo, si rinviene un certo numero di protoni, portatori della carica elettrica unitaria positiva, ed un certo numero di neutroni che non posseggono alcuna carica elettrica.

L’intuizione della natura elettrica delle particelle costituenti la materia, fu di Faraday che dimostrò come il passaggio di corrente elettrica provoca in alcune soluzioni (soluzioni elettrolitiche) reazioni chimiche dipendenti quantitativamente dalla carica elettrica trasportata, ossia la quantità del prodotto è direttamente proporzionale alla quantità di carica trasportata.
La scarica nei gas e la massa elettronica
In un tubo di vetro in cui preventivamente è stato fatto il vuoto e con alle estremità due elettrodi, si immette un gas.

Applicando agli elettrodi una certa d.d.p., il gas inizia a condurre elettricità quando la sua pressione raggiunge un certo valore funzione della natura del gas usato ed in tali condizioni si osserva una emissione di raggi luminosi da parte del gas.

Goldstein ed altri dimostrarono che il polo negativo (catodo) emana delle radiazioni, dette raggi catodici, che rendono fluorescenti le pareti di vetro nei punti in cui esse vengono colpite da detti raggi che si propagano naturalmente in linea retta.

Si dimostra però che se i raggi catodici subiscono l’azione di un campo magnetico, essi deviano dalla retta di propagazione come visibile utilizzando un tubo catodico che porta un piccolo forellino in corrispondenza dell’anodo (tubo di Thomson).

Ponendo uno schermo fluorescente in opposizione al catodo si osserva che il raggio catodico in un primo momento colpisce il punto dello schermo in allineamento con il forellino anodico, mentre se si pone successivamente un magnete dopo l’anodo o si genera un campo elettrico dopo l’anodo, il punto luminoso si sposta dimostrando la deviazione subita dal raggio catodico.

Infine se pone all’interno del tubo catodico un mulinello, si osserva che questo si mette in movimento al passaggio dei raggi catodici dimostrandone la natura corpuscolare, quindi la possibilità di attribuire una massa alle particelle che li costituiscono e che prendono il nome di elettroni.

La misurazione del fenomeno è compendiata nel rapporto fra la carica e e la massa m dell’elettrone, dato da:
Una volta nota l’entità della carica elettrica (misurata da Millikan e pari a 1,60 U 10-19 coulomb, è stato possibile determinare la massa dell’elettrone che risulta essere:
m = 9,11 m 10-28 g
Esperienze analoghe permisero a Goldstein di verificare che anche l’anodo emetteva raggi luminosi (raggi canale), ma a differenza dei catodici, essi hanno carica positiva e massa alcune migliaia di volte superiore a quella dell’elettrone e dipendente dalla natura dell’elemento che viene sollecitato.

Ciò dimostra che, essendo la massa degli elettroni circa 1823 volte inferiore a quella dell’atomo più piccolo, togliendo ad un atomo uno o più elettroni (unico modo per ottenere particelle positive) i cationi avranno massa praticamente uguale a quella dell’atomo da cui sono stati prodotti.

Il modello atomico di Rutherford

Le sostanze radioattive emettono, fra l’altro, particelle a dotate di una carica positiva e di massa atomica quadrupla di quella dell’H e pertanto sono da considerare quali ioni He+2.

Rutherford ebbe modo di osservare sperimentalmente che tali particelle, nell’attraversare lamine sottilissime di metalli molto malleabili quali platino o oro, subivano una deviazione concludendo che l’atomo può essere assimilato ad una struttura quasi del tutto vuota e dotata di una elevata forza elettrostatica positiva concentrata nel suo punto centrale.

Tale esperienza può trovare una logica spiegazione solo ammettendo che la carica positiva e la massa non sono uniformemente distribuite ma devono essere concentrate in un nucleo centrale e tanto perché solo una tale situazione riesce a spiegare la deviazione delle particelle a che, dotate di carica positiva e di elevata energia cinetica, avrebbero altrimenti attraversato le lamine metalliche senza subire alcuna deviazione se l’ambiente avesse avuto una distribuzione omogenea delle cariche e delle masse.

A partire da questi risultati e togliendo un e- all’atomo di H, che è il più piccolo fra gli elementi noti, rimane uno ione H+ il cui peso è praticamente coincidente con quello dell’intero atomo cioè 1,008 u, mentre la carica positiva coincide in valore assoluto a quella di un e- cioè 1,60 i 10-19 coulomb: si è ottenuta in tal modo la carica elettrica positiva più piccola possibile ossia il protone.

Infine, utilizzando lamine di diversa natura e misurando le rispettive deviazioni subite dalle particelle a, si è potuto risalire alla carica nucleare di ciascun elemento costituente le diverse lamine.

In definitiva il modello atomico proposto da Rutherford è assimilabile ad un nucleo centrale ad elevata concentrazione di carica elettrica positiva e di massa (nucleo) comprendente neutroni e protoni con una adeguato spazio circostante, prevalentemente vuoto, in cui orbitano gli elettroni.

Il modello atomico di Bohr

L’evoluzione degli studi della fisica portò a mettere in discussione il modello di Rutherford confutando la chiusura dell’orbita elettronica in una ellisse o in una circonferenza nel senso che, se ciò fosse vero, l’elettrone nel suo moto sarebbe costretto ad emettere energia comportandosi come un’antenna.

Tale situazione si risolverebbe in una costante diminuzione di energia cinetica che farebbe descrivere all’elettrone una traiettoria a spirale e quindi, nel tempo, nella caduta dell’elettrone sul nucleo con conseguente annullamento della materia.

Per superare questa evidente contraddizione, Bhor, in aderenza alla teoria di Plank, ipotizzò che l’elettrone posseduto dall’atomo di H potesse ruotare solo su determinate orbite di differente diametro e che nell’ambito di ciascuna delle orbite di volta in volta occupate, l’energia dell’elettrone rimanesse fissa e costante (energia quantizzata).

E’ inoltre possibile per l’elettrone cedere o acquistare definite quantità di energia (quanta) con un corrispondente salto di orbita verso l’esterno nel caso di acquisto di energia e di contro verso un’orbita più interna, e quindi più vicina al nucleo, nel caso di cessione di energia, stabilendo in tal modo che le orbite sono man mano più energetiche con l’aumentare della loro distanza dal nucleo.

Con tali presupposti Bohr calcolò i raggi delle orbite consentite agli elettroni e che sono definite dalla relazione:

essendo:
– ro il raggio dell’orbita minima (detta dello stato fondamentale) pari a 0,053 nanometri in contrapposizione dello stato eccitato relativo ad altre orbite corrispondenti a maggiori livelli energetici;
– n è un qualsiasi numero positivo detto numero quantico principale.

Considerando inoltre che l’energia posseduta da un elettrone non è altro che la somma fra la sua energia cinetica e la sua energia potenziale, la quantità di energia di un elettrone può essere determinata attraverso l’espressione:

essendo:
– K il potenziale di ionizzazione, cioè l’energia necessaria per allontanare un elettrone da un atomo;
– n è il numero quantico principale.
In conclusione Bohr asserisce che:

1. il raggio di una qualsiasi orbita è direttamente proporzionale al numero quantico principale

2. l’energia di un’orbita è inversamente proporzionale al numero quantico principale.
Restava ora da spiegare solo il fatto che la massa di un atomo, eccetto che per l’H, era sempre maggiore di quella dei protoni per cui era inevitabile ipotizzare che nel nucleo fossero presenti altre quantità di materia prive di carica elettrica cui Chadwich attribuì il nome di neutroni.

Neutroni e protoni non sono però particelle elementari perché a loro volta, come dimostrato da recenti studi, risultano costituite da altre particelle chiamate quark delle quali oggi se ne individuano quattro categorie denominate up – down – top – bottom.

La nuova frontiera è nello stabilire se un quark non sia a sua volta costituito da particelle ancor più elementari ed, una volta accertatane l’esistenza, se queste ultime non siano costituite da particelle ancor più elementari, e così via.

Le caratteristiche di un atomo
In media la dimensione di un atomo è data:

– dal volume di una sfera di raggio dell’ordine di 10-8 cm;

– da un nucleo, molto più piccolo, di raggio pari a 10-12 cm;

– da elettroni di raggio di 10-15 cm.
Da quanto sopra si evince facilmente che l’atomo è costituito nella quasi totalità da spazio vuoto in quanto il raggio del nucleo, dove è concentrata praticamente tutta la massa dell’atomo, è 10.000 volte più piccolo di quello dell’atomo.

Per quanto riguarda le caratteristiche delle particelle subatomiche, esse possono essere riassunte come segue:

particella
carica
peso
in g
peso atomico in u.m.a
protone
+ 1
1,673 1 10-24
1,0073
neutrone

1,675 1 10-24
1,0087
elettrone
- 1
9,110 9 10-28
0,000549

Il numero di protoni di un atomo, allo stato neutro pari a quello dei suoi elettroni, determina il numero atomico (Z) dell’atomo e coincide con il numero d’ordine dell’elemento nel sistema periodico per cui la definizione di elemento acquista la formulazione di atomi che hanno tutti lo stesso numero atomico.

Eccetto che per l’H, la somma del numero dei protoni e dei neutroni è il numero di massa (A) per cui il numero dei neutroni deriva dalla relazione:

numero di neutroni = A - Z

Con il termine isotopo si individua atomi dello stesso elemento che hanno massa diversa differenziandosi quindi solo per il numero di neutroni.

In natura la maggior parte degli elementi presentano almeno due forme isotopiche la cui percentuale è sempre costante per cui il peso atomico di un elemento rappresenta la media dei pesi atomici dei vari isotopi.

Per esempio il Cu è formato per il 69,1% dall’isotopo 63Cu e per il 30,9% dal 65Cu per cui il peso atomico del rame è la media ponderale dei pesi atomici dei suoi isotopi:

p.a. = (69,1 63 + 30,9 65) : 100 = 63,62

Esempio



  



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