E-school  di  Arrigo Amadori

Tutorial di fisica

Atomi


01 - Modelli atomici.

L'ipotesi che la materia sia formata da atomi risale a Democrito (400 a.c.). Atomo, in greco,
significa "non divisibile". L'idea atomistica fu però avversata da Aristotele che, successivamente, 
divenne il filosofo "ufficiale" della chiesa. Per questo motivo dobbiamo aspettare addirittura fino 
al 1800 perché gli scienziati riprendessero in considerazione l'ipotesi atomica.

Nel 1803 Dalton spiegò i ben noti fenomeni chimici secondo i quali le sostanze sono formate dai 
loro componenti secondo rapporti ben precisi fra numeri interi, ipotizzando che la materia fosse 
costituita da atomi. 

Con la scoperta della radioattività naturale, si capì successivamente che gli atomi non erano
particelle indivisibili, essi erano composti da parti più piccole.

Nel 1898 Thomson propose il primo modello fisico dell'atomo. Egli immaginò che un atomo 
fosse costituito da una sferetta di materia caricata positivamente (protoni e neutroni non erano 
stati ancora scoperti) in cui gli elettroni negativi (da poco scoperti) erano immersi.   

       

Nel 1911 Rutherford fece un esperimento cruciale per mettere alla prova il modello di Thomson.
Bombardò un sottilissimo foglio di oro con raggi alfa (atomi di elio completamente ionizzati, ciò 
privati degli elettroni). L'esperimento portò alla constatazione che i raggi alfa non erano quasi mai 
deviati. Essi attraversavano il foglio di oro senza quasi mai esserne disturbati. Solo alcuni raggi 
alfa (1 %) erano deviati dal foglio di oro e lo erano in modo notevole (alcuni, addirittura, venivano 
completamente. respinti). 

Sulla base di questo fondamentale esperimento, Rutherford propose un modello di atomo in 
cui quasi tutta la massa dell'atomo è concentrata in una porzione molto piccola, il cosiddetto
nucleo (caricato positivamente) e gli elettroni gli ruotano attorno così come i pianeti ruotano
attorno al sole.

       

Il nucleo è così concentrato che gli elettroni gli ruotano attorno a distanze relative enormi. Se,
facendo la proporzione, immaginiamo un nucleo grande come una mela, gli elettroni allora
gli ruotano attorno ad una distanza di circa un chilometro !

Il modello di Rutherford ha però un grande "difetto" che lo mette in crisi. Secondo la 
teoria elettromagnetica una carica in movimento accelerato (non in moto rettilineo uniforme)
emette onde elettromagnetiche e quindi perde energia. Per questo motivo, gli elettroni
del'atomo di Rutherford, perché ruotano su orbite circolari, dovrebbero emettere onde 
elettromagnetiche e quindi, perdendo energia, cadere nel nucleo cosa che invece non 
accade, perché gli atomi sono oggetti molto stabili (la materia appare normalmente 
stabile).

Nel 1913 Bohr propose una modifica concettuale al modello di Rutherford. Pur accettandone
l'idea di "modello planetario", postulò che gli elettroni avessero a disposizione orbite di "parcheggio"
fisse nelle quali non emettono né assorbono energia. Un elettrone emette od assorbe energia 
elettromagnetica sotto forma di onde elettromagnetiche solo se "salta" da un'orbita all'altra. 

Questa idea, non compatibile con le leggi della fisica classica (di Newton), si basa sulle idee della 
nascente meccanica quantistica.

Il modello di Bohr spiegava molto bene l'atomo di idrogeno ma non quelli più complessi. Sommerfeld 
propose allora una correzione al modello di Bohr secondo la quale si aveva una buona corrispondenza 
fra la teoria e le osservazioni degli spettri degli atomi (uno spettro è l'insieme delle frequenze delle
radiazioni elettromagnetiche emesse o assorbite dagli elettroni di un atomo). 

Successivamente, si pervenne ad un modello atomico più coerente ai grandi progressi che la 
meccanica quantistica nel frattempo aveva fatto.

Nel 1932 fu scoperto il neutrone per cui si pervenne presto ad un modello dell'atomo pressoché
completo in cui al centro vi è il nucleo composto di protoni (positivi) e neutroni (protoni e neutroni 
si chiamano collettivamente nucleoni) ed attorno vi ruotano gli elettroni. 

Anche l'idea di come gli elettroni ruotano attorno al nucleo venne profondamente modificata alla 
luce delle scoperte della meccanica quantistica. 

Fu abbandonato il concetto di orbita e fu introdotto il concetto di orbitale.

Secondo la meccanica quantistica un elettrone non è descrivibile in termini di traiettoria. Non 
si può quindi affermare con certezza dove un elettrone si trova in un certo istante né dove si 
troverà in un istante successivo. Si può solo conoscere la probabilità di trovare l'elettrone in 
un certo punto dello spazio.

Un orbitale non è una traiettoria in cui un elettrone (secondo le idee della fisica classica) può 
stare, è invece una "nuvoletta" di probabilità in cui si può trovare l'elettrone.

Esempi di orbitali per l'atomo di idrogeno dove maggiore luminosità significa maggiore probabilità 
di trovare l'elettrone (in sezione) :





 

02 - Numero atomico e numero di massa. Isotopi.

Gli atomi possono essere catalogati in base al loro numero atomico ed al loro numero di massa. 

Il numero atomico rappresenta il  numero di protoni contenuti nel nucleo di un atomo.

Il numero di massa rappresenta il numero complessivo di protoni e neutroni contenuti nel nucleo
di un atomo.

Normalmente attorno ad un nucleo ruota un numero di elettroni identico al numero di protoni. 
L'atomo è cioè elettricamente neutro.

La differenza fra numero di massa e numero atomico rappresenta il numero di neutroni presenti 
nel nucleo.

Il numero atomico determina le proprietà chimiche di un atomo, ovvero le sue varie possibilità
di combinarsi (a causa delle forze elettriche fra elettroni e nuclei) con gli altri atomi.

Un atomo può essere presente in natura con stesso numero atomico e diverso numero di massa.

Atomi con stesso numero atomico e diverso numero di massa si chiamano isotopi (in greco 
significa che occupano la stesso posto (nella tavola periodica degli elementi di Mendeleyev)).

Per esempio l'idrogeno, l'atomo più semplice esistente in natura, è in maggioranza costituito da un 
solo protone (quindi ha numero atomico  1 , numero di massa  1 ) ed un solo elettrone. Una certa 
percentuale dell'idrogeno esistente in natura ha però nel nucleo un protone ed un neutrone quindi 
ha numero atomico  1  e numero di massa  2 . Questo isotopo dell'idrogeno si chiama deuterio e 
l'acqua formata da ossigeno e deuterio si chiama acqua pesante (perché ovviamente è più pesante 
dell'acqua formata con idrogeno normale). Esiste anche il trizio che ha numero atomico  1  e numero
di massa 3  (quindi nel nucleo ha un protone e due neutroni).

Un atomo viene indicato da una sigla e dal numero atomico e numero di massa nel seguente modo 
(caso dell'idrogeno) :

       

03 - Tavola periodica di Mendeleyev.

Gli atomi (in chimica si chiamano anche elementi) vengono elencati, in ordine crescente di numero 
atomico, nella tavola periodica di Mendeleyev. 



04 - Ioni. Metalli e non metalli.

Gli atomi hanno la tendenza a diventare ioni ovvero di acquistare o perdere elettroni. Uno ione 
positivo è un atomo (o un gruppo di atomi) che ha perduto uno o più elettroni. Uno ione negativo 
è un atomo (o un gruppo di atomi) che ha acquistato uno o più elettroni.

Gli atomi che tendono fortemente a perdere elettroni e quindi a diventare ioni positivi si chiamano
metalli. Essi sono posti di norma a sinistra nella tavola degli elementi.

Gli atomi che tendono fortemente ad acquistare elettroni e quindi a diventare ioni negativi si chiamano 
non metalli. Essi sono posti di norma nella parte destra della tavola degli elementi.

Altri tipi di atomi hanno comportamenti non così netti ed alcuni si possono comportare addirittura da 
metalli o da non metalli, dipende dalle situazioni.

05 - Legami polari e covalenti.

Gli atomi si combinano formando molecole a causa delle forze elettromagnetiche. 

Un legame polare si ha quando due ioni di segno opposto si attirano. Un esempio eclatante di legame
polare si ha nel sale da cucina NaCl. In questo sale ogni ione positivo di sodio (metallo) attrae a sé
uno ione negativo di cloro (non metallo) (e viceversa) formando una struttura cristallina (reticolo) 
regolare di ioni positivi e negativi. In questo tipo di legame un elettrone del sodio passa al cloro 
e ciò in maniera molto stabile.

       

Mettendo il sale nell'acqua esso si scioglie perché le molecole di acqua, come già sappiamo, possiedono
una asimmetria elettrica in grado di modificare il legame polare fra gli ioni. In questo modo il reticolo
cristallino si rompe, si scioglie (pur mantenendosi il legame polare fra ioni cloro e sodio).

Se in una soluzione di NaCl in acqua si pongono due elettrodi collegati ad una batteria, gli ioni  Cl-  verrano  
attratti verso l'elettrodo positivo (l'anodo) mentre gli ioni  Na+  saranno attratti verso l'elettrodo negativo
(il catodo). Si formerà così una corrente elettrica ed al catodo si svilupperà sodio mentre all'anodo si
svilupperà cloro (almeno teoricamente, perché nella realtà le cose sono sempre più complicate, per cui, 
in effetti, al catodo si sviluppa idrogeno !). Questo fenomeno si chiama elettrolisi.

       

Il legame covalente si ha quando gli elettroni delle orbite più esterne degli atomi che vanno a costituire
la molecola diventano comuni ad essi. Si crea una sorte di condivisione di elettroni. Gli elettroni condivisi
ruotano attorno ai nuclei che costituiscono la molecola.

Esempio di legame covalente è l'anidride carbonica (biossido di carbonio) CO2.

06 - Stati della materia.

Il tipo di legame elettromagnetico fra le molecole forma i vari tipi di stati della materia. Solido, liquido
e gassoso.

Nei solidi, le molecole sono praticamente fisse in un reticolo che può essere regolare (formando così
i cristalli) od irregolare (amorfo). In verità, le molecole non sono del tutto fisse (in natura non esiste la
immobilità assoluta). Esse vibrano attorno a posizioni geometriche fisse.

Dando calore (energia) ad un solido le molecole vibrano sempre più fino a rompere il reticolo. Si ha così
la fusione, il passaggio da solido a liquido.

In un liquido, le molecole sono meno vincolate rispetto ad un solido e possono muoversi con più libertà.
Risentendo della forza di gravitazione terrestre, un liquido è però costretto a stare dentro il recipiente
che lo contiene.

Dando calore ad un liquido, le molecole sono in grado di sfuggire dal liquido. Si ha così l'evaporazione e,
se il processo viene accentuato, l'ebollizione.

Lo stato di vapore (come quello di gas) corrisponde a molecole praticamente libere di andare ovunque.
Esse sono praticamente slegate le une dalle altre. Le forze elettriche fra di esse sono pressoché nulle.

07 - Quarks.

Appena un accenno. 

Anche protoni e neutroni sono formati da qualcos'altro. Essi sono costituiti da quarks. In particolare esiste 
il quark down ed il quark up che si combinano per formare protoni e neutroni. La carica positiva del protone 
e la carica nulla del neutrone sono una conseguenza di come si uniscono i quarks che hanno cariche elettriche 
frazionarie.

08 - Riassunto dei concetti di atomo, ione, isotopo.

Un "tipo" di atomo (idrogeno, elio, litio ecc.) è caratterizzato dal suo numero atomico, ovvero 
dal numero di protoni contenuti nel suo nucleo. Due atomi con numero atomico diverso sono 
elettricamente (chimicamente) diversi. Per esempio il carbonio ha 6 protoni mentre l'azoto ha 7 
protoni.

Normalmente un atomo ha un numero di elettroni che ruotano attorno al suo nucleo pari al 
numero atomico. Quando un atomo perde un elettrone diventa uno ione positivo, mentre
quando acquista un elettrone diventa uno ione negativo. Si tratta però sempre dello stesso 
tipo di atomo.

Atomi con lo stesso numero atomico possono avere un diverso numero di neutroni. Essi si 
chiamano isotopi. Per esempio, il carbonio 12 (6 protoni e 6 neutroni) è il carbonio che
esiste maggiormente in natura. Esiste anche, in minore percentuale, il carbonio 14 che è 
formato sempre da 6 protoni ma da 8 neutroni. Isotopi dello stesso atomo hanno le stesse
proprietà elettriche e quindi chimiche. 

Fine. 

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