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Paolo Arcari » 1.Struttura atomica

L’atomo

L’ atomo rappresenta il costituente fondamentale della materia. Esso è costituito da particelle subatomiche più piccole:

protoni, dotati di carica elettrica positiva; neutroni, privi di carica elettrica; elettroni, dotati di una carica elettrica negativa che in valore assoluto è uguale a quella del protone.

Le particelle con massa maggiore, protoni e neutroni, sono localizzate in un nucleo molto piccolo che contiene le cariche positive e nel quale è concentrata tutta la massa dell’ atomo. Gli elettroni, con massa minore (quindi trascurabile), circondono il nucleo e occupano la maggior parte del volume dell’ atomo. Le proprietà chimiche degli elementi e delle molecole dipendono in gran parte dagli elettroni.

L’ atomo viene quindi definito come la più piccola particella di un elemento che conserva le proprietà chimiche caratteristiche di quell’elemento.

PROPRIETA’ DELLE PARTICELLE SUBATOMICHE

particella massa (g) massa (uma) carica elettrica

elettrone 9,1094 x 10^-28 5,4858 x 10^-4 -1

protone 1,6726 x 10^-24 1,0073 +1

neutrone 1,6749 x 10^-24 1,0087 0

Numero atomico, numero di massa e unità di massa atomica

Il numeo atomico (Z) di un elemento è uguale al numero dei protoni presenti nel nucleo dell’elemento stesso. In un atomo che presenta una carica elettrica uguale a zero il numero di elettroni sarà uguale a quello dei protoni e quindi al numero atomico. Il numero atomico, poiché è caratteristico di ogni elemento, permette l’identificazione dell’elemento stesso.

Il numero di massa (A) è dato dalla somma del numero dei protoni e del numero dei neutroni presenti nel nucleo dell’atomo. Si può identificare un elemento conoscendo il suo numero atomico e il suo numero di massa.

Le masse delle particelle atomiche vengono espresse in unità di massa atomica (uma). L’unità di massa atomica rappresenta un modo per descrivere la massa relativa degli atomi. Lo standard è rappresentato dal carbonio 12 (atomo con 6 neutroni e 6 protoni) al quale è stato assegnato una massa esattamente pari a 12 uma. Di conseguenza 1 uma è un dodicesimo della massa di un atomo di carbonio 12. Essa può essere messa in relazione alle altre unità di massa secondo la relazione 1 uma = 1.66054 x 10^-24g.

Notazione per l'identificazione degli elementi

Isotopi e peso atomico

Atomi che hanno lo stesso numero atomico ma diverso numero di massa vengono definiti isotopi. Tali atomi differiscono quindi tra di loro per il numero di neutroni. La maggior parte degli elementi presenti in natura è costituita da una miscela di isotopi che vengono distinti indicando semplicemente il numero di massa. Una eccezione a questa convenzione è data dall’idrogeno i cui isotopi hanno nomi e simboli specifici: quando l’atomo di idrogeno ha un solo protone e nessun neutrone (A=1), l’isotopo è chiamato prozio, o semplicemente “idrogeno”; quando ha un neutrone (A=2) l’isotopo è chiamato deuterio, o “idrogeno pesante” (D); quando ha due neutroni (A=3) l’isotopo è chiamato trizio (T). Gli isotopi mostrano uguali proprietà chimiche ma diverse proprietà fisiche. Ciascun isotopo dell’idrogeno è definito nuclide ed è caratterizzato da un suo numero di massa.

Il peso atomico di un elemento è dato dalla media ponderata delle masse atomiche di tutti gli isotopi di quell’ elemento. Per il calcolo della media ponderata si deve quindi tener conto della rappresentatività (percentuale) di ciascun isotopo dell’elemento.

Modello atomico

I protoni ed i neutroni si trovano concentrati nel nucleo che è una struttura molto piccola intorno alla quale si trovano gli elettroni.

Gli elettroni sono in continuo movimento intorno al nucleo assumendo determinati valori di energia cinetica e occupano livelli energetici ben definiti. Il livello energetico più basso viene definito stato fondamentale. Quando un elettrone ha una energia maggiore di quella dello stato fondamentale passa ad altri livelli ben definiti; non sono permessi livelli intermedi.

Questi livelli ben definiti vengono chiamati livelli energetici principali o gusci, vengono numerati con numeri interi andando dall’interno verso l’esterno (1, 2, 3, 4, ecc.) e rappresentano il numero quantico principale. Gli elettroni presenti nel primo guscio sono quelli più vicino al nucleo e quindi saranno attratti dal nucleo con energia maggiore; gli elettroni localizzati nei gusci lontani dal nucleo saranno invece attratti con energia minore.

Modello atomico

Orbitali

I gusci sono divisi in sottogusci od orbitali che rappresentano quella regione di spazio attorno al nucleo atomico in cui la probabilità di trovare un elettrone è massima. Essi vengono indicati con le lettere s, p, d, e f ed ognuno di essi può contenere soltanto due elettroni. Il primo guscio contiene solo un orbitale s, il secondo guscio contiene un orbitale s e tre orbitali p; il terzo guscio contiene un orbitale s, tre orbitali p e cinque orbitali d; il quarto guscio contiene anche sette orbitali f.

Gli orbitali hanno forme ed orientamento spaziale ben definiti. Gli orbitali di tipo s hanno una forma sferica con il nucleo dell’atomo al centro della sfera. L’orbitale 1s è il più piccolo, il 2s avrà dimensioni maggiori e così via. Gli orbitali di tipo p hanno una forma di doppia asola con il nucleo dell’atomo posto al centro tra le asole. I tre orbitali p sono perpendicolari tra loro e sono orientati nello spazio lungo gli assi x, y, e z.

Gli orbitali di tipo d ed f hanno una geometria spaziale molto più complessa rispetto agli orbitali descritti.

Orbitali s e p

Configurazione elettronica

La configurazione elettronica di un atomo è la rappresentazione degli orbitali occupati dagli elettroni. Gli orbitali disponibili sono sempre gli stessi: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p e così via. Quando si vuole rappresentare la configurazione elettronica di un atomo occorre seguire le seguenti regole:

1) gli orbitali si riempiono progressivamente a partire dal livello energetico minore;

2) ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin opposto. Il numero di spin indica la direzione di rotazione degli elettroni e il numero di spin opposto indica che gli elettroni in un orbitale ruotano su se stessi in direzioni opposte (oraria ed antioraria);

3) quando bisogna riempire orbitali isoenergetici, essi vanno riempiti inizialmente con un solo elettrone e solo successivamente si procederà al completamento di ogni orbitale.

Livelli energetici degli orbitali

Configurazione elettronica di alcuni elementi

Tavola periodica

La tavola periodica degli elementi è lo schema con il quale vengono ordinati gli elementi in base al loro numero atomico Z. Quando gli elementi vengono disposti in ordine di peso atomico crescente, alcune caratteristiche si ripetono con una certa regolarità (periodicità), cioè le proprietà degli elementi sono funzioni periodiche del loro numero atomico.

Nella tavola periodica gli elementi sono sistemati in maniera tale che quelli con proprietà chimico-fisiche simili si trovano in colonne chiamate gruppi o famiglie. Essi sono numerati da I a VIII e seguiti dalla lettera A o B. I gruppi A sono detti gruppi principali mentre quelli B rappresentano gli elementi di transizione.

Le righe sono invece detti periodi e sono numerate da 1 a 7; questi corrispondono ai livelli energetici principali occupati dagli elettroni dell’elemento in esame.

Esistono tre classi di elementi: metalli, non metalli e metalloidi o semimetalli. La maggior parte sono metalli, che a temperatura ambiente sono solidi, in grado di condurre corrente elettrica e duttili. I non metalli (18) si trovano tutti nella parte destra della tavola periodica (ad eccezione dell’idrogeno). A temperatura ambiente alcuni sono solidi, come il fosforo e lo iodio, altri liquidi, come il bromo, o gassosi. Solo sei elementi vengono classificati come metalloidi e presentano proprietà sia dei metalli che dei non metalli.

Tavola periodica III

Gli elementi del gruppo IA sono conosciuti anche come metalli alcalini, hanno tutti le caratteristiche dei metalli e sono molto reattivi. Anche il gruppo IIA è costituito interamente da metalli, detti alcalino-terrosi, e si trovano in natura solo combinati così come il gruppo IIIA, ad eccezione del boro che è un metalloide.

A partire dal gruppo IVA, aumenta il carattere non metallico degli elementi. All’estrema destra della tavola periodica ci sono due gruppi formati solo da non metalli. Gli elementi del gruppo VIIA, detti anche alogeni, sono fra gli elementi più reattivi. Essi si combinano con tutti i metalli alcalini per formare sali ma anche con altri metalli e con la maggior parte dei non metalli. Gli elementi del gruppo VIIIA sono tutti gassosi e vengono anche definiti gas nobili per la loro mancanza di reattività.

Tavola periodica con indicazioni sulla natura degli elementi

Elettronegatività

Le proprietà chimiche e fisiche degli elementi cambiano quando ci si muove lungo i gruppi e lungo i periodi e le somiglianze delle proprietà degli elementi sono la conseguenza di simili configurazioni elettroniche dello strato di valenza (lo strato più esterno).

Una delle proprietà periodiche più importanti è l’elettronegatività che è definita come una stima della misura della capacità di un atomo in una molecola di attrarre su di se gli elettroni di legame. Essa aumenta lungo il periodo andando da sinistra verso destra e diminuisce lungo il gruppo andando dall’alto verso il basso.