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ATOMO - IL NUCLEO, LA DISTRIBUZIONE DEGLI ELETTRONI, ORBITE E ORBITALI, DIMENSIONI E MASSA DELL’ATOMO, STORIA DELL’ATOMO

ATOMO - IL NUCLEO, LA DISTRIBUZIONE DEGLI ELETTRONI, ORBITE E ORBITALI, DIMENSIONI E MASSA DELL’ATOMO, STORIA DELL’ATOMO
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ATOMO

La parola 'atomo', che deriva dal greco átomos, 'indivisibile', fu introdotta dal filosofo greco Leucippo per definire le entità elementari, indistruttibili e indivisibili, di cui egli riteneva che fosse costituita la materia.

L’atomo è la più piccola frazione di un elemento in grado di conservarne le caratteristiche chimiche e fisiche. E’ una struttura complessa costituita da diversi tipi di particelle:

Ø      protoni (che portano carica positiva)



Ø      neutroni (elettricamente neutri)

Ø      elettroni (che portano carica negativa)

Protoni e neutroni, formati a loro volta da particelle elementari dette quark*, sono riuniti nel nucleo, intorno al quale sono distribuiti gli elettroni.

 Il diverso numero di protoni nel nucleo caratterizza i differenti elementi: tale numero è detto numero atomico; il numero di nucleoni (la somme del numero dei protoni e neutroni) è definito invece numero di massa (o massa atomica o peso atomico).

 In un atomo elettricamente neutro il numero di protoni e neutroni è uguale, gli elettroni però possono essere in parte perduti o acquistati da un atomo nel corso di una reazione chimica; in tal caso si forma rispettivamente, uno ione positivo o catione e uno ione negativo o anione, ma l’individualità chimica dell’atomo rimane inalterata.

Gli elementi sono ordinati nel sistema periodico secondo il numero atomico degli atomi che li caratterizzano.

Tutti gli elementi possiedono atomi che, pur avendo uguale numero atomico, possono avere diversa massa atomica, dovuta alla presenza nel nucleo di un diverso numero di neutroni: tali atomi sono detti isotopi e alcuni sono instabili e perciò radioattivi (è per l’esistenza degli isotopi che il numero di massa di un elemento non è un numero intero, in quanto risulta dalla media pesata dei numeri di massa dei vari isotopi).

L’unità di peso atomico è l’ u.m.a. ( unità di massa atomica) ed è fissata in 1/12 della massa del carbonio-l2 (6 protoni e 6 neutroni) e coincide col numero di massa.

Quando due o più atomi dello stesso tipo si combinano, si formano molecole omoatomiche; se gli atomi appartengono a elementi diversi, si formano molecole eteroatomiche e in tal caso si ottengono composti chimici.

IL NUCLEO

Praticamente la totalità della massa dell’atomo si concentra nel nucleo (essendo la massa dell’elettrone poco meno di 2000 volte inferiore a quelle del protone e dell’elettrone).

Protoni e neutroni sono anche chiamati nel loro insieme nucleoni. All’interno del nucleo la repulsione elettrica tra protoni è molto intensa: il nucleo è mantenuto unito da una forza specifica, detta interazione nucleare forte (o forza forte), di natura diversa dalle forze gravitazionale ed elettrica che agiscono nel mondo macroscopico.

La forza nucleare forte è estremamente intensa ma decresce molto rapidamente all’aumentare della distanza tra i nucleoni (al raddoppiare della distanza diminuisce 100 volte); perciò il nucleo quando le sue dimensioni aumentano tanto da non permettere alla forza forte di superare quella elettrica repulsiva, tende a rompersi e a trasformarsi in nuclei più stabili.

La massa del nucleo del nucleo atomico non è mai esattamente uguale alla somma delle masse dei singoli protoni e neutroni che lo compongono, ma risulta leggermente inferiore (difetto di massa), perché una parte di essa si presenta sotto forma di energia che lega i nucleoni tra loro (secondo la teoria della relatività di Einstein, massa ed energia sono equivalenti)

LA DISTRIBUZIONE DEGLI ELETTRONI

La disposizione degli elettroni nei livelli energetici è detta conurazione elettronica dell'atomo. Il numero totale degli elettroni è uguale al numero atomico dell'atomo. I gusci elettronici (così sono anche definiti i diversi livelli energetici fra cui si distribuiscono gli elettroni) vengono riempiti in modo regolare, dal primo livello fino al settimo, e ciascuno di essi può contenere un numero massimo definito di elettroni. Il primo livello è completo quando contiene due elettroni, il secondo può contenere otto elettroni, il terzo diciotto, e così via. Il settimo livello non è completo in alcuno degli elementi esistenti in natura. Il comportamento chimico di un atomo è determinato dal numero degli elettroni più esterni, ossia appartenenti al livello energetico più distante dal nucleo. Il raggio delle orbite a cui essi sono vincolati può infatti assumere valori multipli interi del cosiddetto raggio di Bohr, che è il raggio dell’orbita più interna. A ogni orbita corrisponde una certa energia media dipendente dalla distanza dal nucleo ( livello energetico). Le orbite sono sferiche o ellissoidali; la forma diversa determina lievi, ma importanti, differenze tra l’energia delle orbite di uno stesso livello energetico. Inoltre ogni orbita segue un orientamento in base alla magnetizzazione dell’elettrone. Perciò per conoscere lo stato di un elettrone bisogna misurare energia media, forma dell’orbita e magnetizzazione; nonché lo spin. Le quattro “coordinate” che identificano un elettrone nell’atomo sono dette numeri quantici principali:

numero quantico                grandezza

e simbolo                            rappresentata

principale          n                energia dell’elettrone

azimutale           l                 forma dell’orbita   

magnetico         m               orientamento dell’orbita



spin                    s                momento di rotazione dell’elettrone su se stesso

Tra due livelli energetici l’elettrone tende sempre a occupare quello a minore energia.

Se si fornisce energia ad un elettrone (cioè se lo si eccita), esso salta su un’orbita superiore per poi ritornare sull’orbita di partenza perdendo l’energia in eccesso sotto forma di luce o di un altro tipo di onda elettromagnetica. Se l’energia fornita è superiore all’energia dell’orbita più esterna, l’elettrone viene strappato all’atomo che si carica positivamente, questo fenomeno è detto ionizzazione.

ORBITE E ORBITALI

Finora, si è parlato di orbite, traiettorie, energie e altre grandezze fisiche secondo il modello fisico formulato prima dell’elaborazione della teoria quantistica. Secondo la visione moderna, determinata dal principio di indeterminazione di Heisenberg, non ha più senso parlare di traiettoria di un elettrone: quello che si può conoscere è la probabilità che l’elettrone si trovi in una certa posizione in un certo istante e che successivamente si trovi in un altro punto. Perciò al concetto di orbita è stato sostituito quello di orbitale, che rappresenta in termini matematici la regione di spazio in cui la probabilità di trovare l’elettrone è massima.

Quando gli atomi si combinano formando molecole, si stabiliscono tra essi legami dovuti, in molti casi, alla messa in tecipazione dei loro elettroni più esterni. Ciò comporta che i loro orbitali atomici si sovrappongano e si modifichino, trasformandosi in orbitali molecolari.

DIMENSIONI E MASSA DELL’ATOMO

L’atomo è prevalentemente “vuoto”. Comprese le orbite elettroniche, ha dimensioni dell’ordine di 10‾10 m, mentre il nucleo, in cui si concentra quasi totalmente la sua massa ( il protone e il neutrone hanno massa rispettivamente, circa 1836 volte e circa 1840 volte superiore a quella dell’elettrone) ha dimensioni dell’ordine di 10‾15 m.

STORIA DELL’ATOMO

Ø      1803 L’inglese J. Dalton (1766-l844) sostiene che ogni elemento è caratterizzato da un tipo particolare di atomo, che ne determina le proprietà.

Ø      1869 Il russo Mendeleev (1834-l907) espone il sistema periodico degli elementi, in cui li ordina secondo il peso atomico e le proprietà chimico-fisiche.

Ø      1869 Il francese Becquerel (1852-l908) scopre la radioattività.

Ø      1897 L’inglese Thomson (1856-l940) identifica l’elettrone ed espone il primo modello atomico.

Ø      1905 Il tedesco A. Einstein (1879-l955) interpreta in termini corpuscolari il moto browniano.

Ø      1911 Il neozelandese Rutherford (1871-l937) propone un modello atomico etario (gli elettroni ruotano intorno al nucleo come pianeti).

Ø      1913 Il danese Bohr (1885-l962) espone un  nuovo modello atomico, secondo il quale gli elettroni possono muoversi, senza irraggiare, su orbite circolari stazionarie. Il suo modello è successivamente perfezionato dal tedesco Sommerfeld (1868-l951), che ipotizzò la forma ellittica delle orbite permesse.

Ø      anni 20 Principalmente grazie al contributo di De Broglie (1892-l978), Born (1882-l970), Heisenberg (1906-76), Pauli (1900-78) e Schroedinger (1887-l961) la struttura dell’atomo viene interpretata secondo il modello, tutt’oggi accettato, della meccanica quantistica.

Ø      1932 Lo statunitense Chadwick (1891-l974) scopre il neutrone.

* quark: particella elementare ipotizzata come costituente di tutti gli adroni (protoni, neutroni), cioè le particelle subatomiche che risentono dell’interazione forte, e avente carica elettrica frazionaria (cioè in valore assoluto pari a una frazione di quella dell’elettrone).


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