La chimica: massa atomica, teoria di Dalton e tavola periodica

La Chimica

E' la scienza che studia la composizione, la struttura , le proprietà e le trasformazioni della materia. La chimica studia le particelle ( atomi,ioni e molecole) e le interazioni tra di loro. Le reazioni chimiche sono semplicemente le modificazioni della composizione chimica della materia (esempio: la combustione del legno).

Massa Atomica e Molecolare

Per studiare la chimica bisogna conoscere il concetto di massa. La massa è la quantità di materia. In chimica si parla di massa atomica e massa molecolare. La massa atomica è concentrata nel nucleo e dipende dal numero di particelle che costituiscono il nucleo cioè protoni più neutroni ( gli isotopi hanno lo stesso numeri di protoni ma non di neutroni quindi hanno diversa massa atomica)mentre la massa molecolare è data dalla somma delle masse dei singoli atomi che la costituiscono. La massa atomica è espressa in grammi mentre il Peso atomico è un numero puro e corrisponde al rapporto tra la massa atomica e l'unità di massa atomica (1UMA) 1 UMA corrisponde al peso in grammi della dodicesima parte di un atomo di Carbonio ( 1,66X 10-24 g). Il Peso atomico quindi indica quante volte un atomo specifico pesa di più della 12 ° parte dell'atomo di carbonio.

Storia delle Teorie sulla Struttura dell'Atomo

Teoria Atomica di John Dalton (1803)

John Dalton (1803)formula la teoria atomica sostenendo che :

1. la materia è formata da particelle più piccole dette atomi
2. tutti gli atomi di un elemento sono identici e indivisibili.
3. gli atomi di elementi diversi sono differenti
4. nel corso delle reazioni chimiche gli atomi non si creano ne si distruggono ma si trasformano(già noto nel 1700 grazie ad Antoine Laurent Lavoisier con la «legge di conservazione della massa»)
5. se due o più elementi diversi si uniscono formano un composto

Ne deriva quindi la definizione di : Elemento: sostanza formata da un solo tipo di atomo e non decomponibile in sostanza più semplice. Composto: sostanza formata da atomi diversi decomponibile in uno o più elementi.

Modello di Joseph John Thomson (1904)

Joseph.John Thomson (fisico Britannico 1856-1940) 8 scopre nel 1904 l'elettrone , la prima particella subatomica ma non riesce a definire la struttura del nucleo. Il suo modello si definisce «a panettone» cioè una sfera carica positivamente dove sono immersi gli elettroni carichi negativamente come le «uvette nel panettone».

Modello di Rutherford (1910)

Nel 1910 Rutherford provò a dimostrare l'inesattezza del modello di Thomson. Stabilisce il modello dell'atomo a Planetario cioè l'esistenza di un nucleo centrale positivo molto piccolo intorno al quale ruotano gli elettroni negativi lungo traiettorie circolari o ellittiche come pianeti intorno al Sole. Bombardando una lastra di oro con raggi alfa (positivi) scopre che l'atomo è principalmente vuoto poiché esiste molto spazio tra nucleo positivo e gli elettroni negativi che gli girano intorno trattenuti dalla forza elettrostatica che sussiste tra particelle dotate di carica di segno opposto . Tuttavia questo modello si scopre non essere vero perché ogni elettrone, ruotando continuamente sulla propria orbita, dovrebbe perdere energia fino a collassare sul nucleo e questo non succede.

Modello di Niels Bohr (1913)

Nel 1913 il fisico Olandese Niels Bohr, studiando l'atomo di Idrogeno (atomo che ora sappiamo essere formato da un solo protone e un solo elettrone) capisce che:

1. l'elettrone presente nell'atomo di Idrogeno si muove intorno al protone centrale in un orbita circolare fissa che corrisponde ad una quantità di energia(stato fondamentale) .Esso non ha accesso a tutti i possibili valori di energia, sono consentite solo orbite di un determinato raggio alle quali corrisponde una determinata energia(orbite quantizzate).
2. In presenza di calore o energia l'elettrone passa dal suo stato energetico fondamentale ad un stato ad energia più elevata (passa da un orbita più vicina al nucleo ad una più distante) L'elettrone si dice «eccitato». Al contrario, quando l'elettrone ritorna al suo stato fondamentale cede energia sotto forma di fotoni.

.L'atomo di Bohr riusciva a spiegare il fatto che esistesse una emissione di onde elettromagnetiche quando l' elettrone dell'atomo di Idrogeno ritornava dallo stato eccitato a quello fondamentale ma non riusciva a spiegare il comportamento degli atomi con più di un elettrone.

Fisica Quantistica e Orbitali

Negli anni successivi la fisica quantistica sviluppata da Albert Einstein, Schrodinger (1923) e altri, fornisce una descrizione matematica dove gli elettroni non sono solo particelle fisiche ma hanno anche le caratteristiche di un onda elettromagnetica. L'elettrone non gira più intorno al nucleo seguendo un'orbita ma si sposta in orbitali cioè spazi tridimensionali o meglio «zone intorno al nucleo dove è più probabile trovare un elettrone». Un orbitale non solo coincide con una quantità di energia specifica (energia quantizzata) ma possiede anche una forma. Ogni orbitale è definito da un numero e da una lettera. Il numero quantico principale può assumere valori 1,2,3 .... e indica il livello energetico dell'orbitale mentre le lettere (s, p, d, I) definiscono la forma dell'orbitale

La Struttura ad Orbitali dell'Atomo

Al centro, c'è il nucleo, composto da protoni e neutroni, mentre gli elettroni si muovono attorno a questo nucleo in regioni di spazio chiamate orbitali. Ma non si tratta di orbite perfettamente circolari come quelle dei pianeti attorno al Sole. Gli orbitali sono invece delle zone con diverse forme e orientamenti, dove la probabilità di trovare un elettrone è più alta. Un orbitale è una zona nello spazio in cui è più probabile trovare un elettrone. Non è un percorso fisico che l'elettrone segue, ma piuttosto una regione con una forma definita. Gli orbitali sono descritti da una serie di numeri e lettere che indicano la loro forma, orientamento e livello di energia.

Numeri Quantici

Per descrivere con precisione un elettrone in un atomo, si usano i numeri quantici. Ogni elettrone è identificato da diversi numeri I numeri quantici sono quattro:

• Numero quantico principale (n): Indica il livello energetico dell'elettrone e la sua distanza dal nucleo. Più alto è il numero, maggiore è l'energia degli elettroni e la loro distanza dal nucleo. Ogni livello energetico contiene un numero specifico di elettroni determinato da questa formula e =2xn2 n=1,2,3,4 8
• Numero quantico secondario (I): Descrive la forma dell'orbitale. Ogni valore di "I" corrisponde ad una forma specifica l ha un valore 0,1,2,3 cioè equivale a n-1.5 Ad esempio:
• I=0 -> orbitale s (sferico)
• l=1 -> orbitale p (a forma di doppio "lobo")
• l=2 -> orbitale d (a forma complessa, come quattro lobi)
• l=3 -> orbitale f (ancora più complesso) Z Y × Px Z Z 2 Z 2
• Numero quantico magnetico (ml ): Descrive l'orientamento deir orbitale nello spazio. Ogni tipo di orbitale può avere diverse orientazioni possibili. L'orbitale s ha un solo orientamento mentre l'orbitale p ha tre orientamenti secondo i tre assi (x,y,z).
• Numero quantico di spin (ms ): Descrive come girano due elettroni in un sottolivello dell'orbitale. Se sono presenti due elettroni devono avere spin diversi ( spin up +1/2 o spin down -1/2) secondo il principio di Pauli. Questo principio sostiene che in un sottolivello due elettroni devono girare diversamente per non sovrapporsi. Solo così l'atomo è stabile. (a) Z Py X

Proprietà Chimiche e Tavola Periodica

Concludendo: gli orbitali determinano come gli elettroni si distribuiscono attorno al nucleo e, quindi, le proprietà chimiche degli elementi. La tavola periodica degli elementi è organizzata proprio in base alla configurazione elettronica. Scendendo lungo la "colonna" (gruppo) gli elementi posseggono un crescente numero di elettroni ma hanno lo stesso numero di elettroni nel loro livello più esterno, quindi simili proprietà chimiche. Questi elettroni presenti nel livello più esterno, come vedremo più avanti, sono i responsabili della formazione del legame chimico tra due elementi e vengono definiti elettroni di valenza.

Riempimento degli Orbitali

Come si riempiono gli Orbitali? Gli elettroni si distribuiscono negli orbitali seguendo alcune regole precise:

• Principio di esclusione di Pauli: In ogni orbitale possono entrare al massimo due elettroni, che devono avere spin opposto (si dice che un elettrone avrà uno spin +1/2 mentre l'altro -1/2)
• Regola di Hund: Quando ci sono più orbitali dello stesso tipo (ad esempio, tre orbitali p, cinque orbitali d), gli elettroni si distribuiscono in modo da avere il maggior numero di elettroni con spin paralleli Quindi prima si mette un elettrone per orbitale, poi si accoppia con il secondo.
• Principio di Aufbau: Gli elettroni occupano gli orbitali partendo da quelli con l'energia più bassa (più vicini al nucleo) e poi vanno a quelli con energia più alta.

Modello Atomico Moderno

Per tanto tempo si è pensato che l'atomo fosse la parte più piccola e indivisibile della materia , oggi si sa che tutti gli atomi sono fatti da protoni, neutroni ed elettroni.

• L'elettrone: particella fondamentale di carica elettrica negativa (fondamentale sta a indicare che non è suddivisibile)
• Il protone: particella composta da 3 particelle fondamentali e di carica elettrica positiva (2 quark-up + 1 quark-down).
• Il neutrone: particella composta da 3 particelle fondamentali e di carica elettrica nulla (1 quark-up + 2 quark-down). Il neutrone ha il ruolo di formare il nucleo insieme ai protoni; è come se facesse da "collante" tra i protoni tenendo a debita distanza gli elettroni. Infatti, in assenza di neutroni, non solo tutti i protoni(+) si respingerebbero tra di loro ma attrarrebbero anche agli elettroni (-), con la conseguente disintegrazione dell'atomo.

Massa e Carica dell'Atomo

La massa dell'atomo è tutta concentrata nel nucleo che occupa una piccolissima parte (per avere un'idea se l'atomo fosse un campo di calcio il nucleo sarebbe una mosca).Il nucleo è la parte più pesante formata da protoni (+) e neutroni (0) . Gli elettroni (-) sono particelle molto piccole, i protoni hanno una massa pari a 1836 volte quella dell'elettrone. La posizione e la velocità di un elettrone non sono determinabili con precisione ma sono descritte da una distribuzione di probabilità. Gli atomi hanno una carica complessiva nulla (sono neutri) perché il numero dei protoni è uguale a quello degli elettroni.