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Angelina Lombardi » 2.Atomi, molecole e ioni


Le particelle elementari della materia

Gli atomi si considerano costituiti da tre particelle:

  • Protoni, elettricamente positivi.
  • Neutroni, elettricamente neutri.
  • Elettroni, elettricamente negativi.

In un atomo:

  • il numero di protoni è uguale al numero di elettroni;
  • protoni ed elettroni hanno carica uguale in valore assoluto, ma di segno opposto.

L’atomo è elettricamente neutro.

Proprietà delle tre particelle subatomiche

Proprietà delle tre particelle subatomiche


Modello dell’atomo

Le particelle subatomiche non sono distribuite in maniera casuale all’interno dell’atomo.

I protoni ed i neutroni (detti nucleoni) formano un minuscolo, denso corpo centrale, detto nucleo.

Gli elettroni si trovano distribuiti nello spazio intorno al nucleo.

Il nucleo ha le seguenti caratteristiche:

  • È carico positivamente.
  • È molto piccolo, se confrontato alle dimensioni dell’atomo:
    • il diametro di un nucleo è di circa 10-15 m (10-5 Å);
    • il diametro di un atomo è di circa 10-10 m (1 – 2,5 Å).
  • Contiene praticamente tutta la massa dell’atomo.

Il nucleo è estremamente denso: contribuisce per il 99.97% alla massa dell’atomo, ma occupa solo 1/1015 del volume atomico.

Se un granello di sabbia avesse la stessa densità del nucleo, peserebbe 50 milioni di tonnellate!

Rappresentazione schematica di un atomo e delle dimensioni atomiche relative

Rappresentazione schematica di un atomo e delle dimensioni atomiche relative


Numero atomico e numero di massa

Tutti gli atomi di uno stesso elemento chimico hanno lo stesso numero di protoni nel nucleo.
Quando si considerano gli atomi dal punto di vista della costituzione del loro nucleo, si parla più specificamente di nuclidi.

Numero atomico (Z): rappresenta il numero di protoni che ciascun nuclide contiene.
Il numero atomico Z caratterizza ed identifica l’elemento chimico.
Elementi chimici differenti hanno differenti valori di Z.
Poiché l’atomo è elettricamente neutro, Z è anche uguale al numero di elettroni.

Numero di massa (A): rappresenta la somma del numero di protoni e del numero di neutroni (N) di un nuclide.

A = Z + N.

Per identificare un nuclide si usa la simbologia riportata in figura: a sinistra rispetto al simbolo dell’elemento si indicano in basso il numero atomico Z ed in alto il numero di massa A.
L’indicazione del numero atomico Z è opzionale, in quanto l’informazione è già contenuta nel simbolo dell’elemento:

corrispondenza biunivoca tra Z e simbolo dell’elemento.

Simbologia utilizzata per rappresentare un nuclide

Simbologia utilizzata per rappresentare un nuclide


Masse atomiche relative ed unità di massa atomica

Le masse dei singoli atomi hanno valori i cui ordini di grandezza sono compresi tra 10-22 – 10-24 g.

La massa di un atomo è estremamente piccola rispetto alle unità di misura comunemente adoperate (g o Kg).

Per convenzione le masse di qualunque nuclide sono misurate relativamente alla massa di un nuclide scelto come riferimento. Il nuclide di riferimento è il 12C (che contiene 6 protoni e 6 neutroni), a cui è stata attribuita una massa convenzionale esattamente uguale a 12.

Poiché le masse atomiche relative sono espresse come rapporto fra due grandezze (masse) dimensionalmente identiche, i numeri che le esprimono non hanno dimensione fisica.

Le particelle subatomiche e la loro massa espressa in grammi ed in u.m.a

Le particelle subatomiche e la loro massa espressa in grammi ed in u.m.a


L’unità di massa atomica

Definendo una nuova unità di misura della massa, uguale a 1/12 della massa del nuclide 12C, i valori delle masse relative diventano valori assoluti espressi in questa nuova unità di misura.Tale unità di misura è denominata:

  • in fisica, unità unificata di massa atomica (o più semplicemente unità di massa atomica), indicata con il simbolo u o con la sigla u.m.a.;
  • in biologia dalton, indicata con Da

1 u.m.a. = 1 Da = 1.66054·10-24 g

Dalton e u.m.a. non sono riconosciute dal Sistema Internazionale delle unità di misura.

Isotopi

Esistono nuclidi dello stesso elemento, e quindi con identico numero atomico Z, che possiedono differente numero di neutroni, cioè differente numero di massa A. Questi nuclidi sono definiti isotopi.

Gli isotopi dell’idrogeno sono identificati con nomi e simboli specifici. Tutti i nuclidi dell’idrogeno hanno un solo protone: Z=1

Quando il protone è l’unica particella nucleare, l’isotopo è chiamato prozio o più semplicemente idrogeno: Z=1; A=1

L’isotopo dell’idrogeno che, oltre al protone, contiene un neutrone è chiamato deuterio o anche idrogeno pesante Z=1; A=2

L’isotopo dell’idrogeno che, oltre al protone, contiene due neutroni è chiamato trizio: Z=1; A=3

Rappresentazione schematica e notazione degli isotopi dell’idrogeno

Rappresentazione schematica e notazione degli isotopi dell'idrogeno


Isotopi e abbondanza naturale

Una stessa specie atomica ha, di norma, diversi isotopi: si parla di miscela isotopica naturale. La prevalenza di un determinato isotopo rispetto all’altro in natura è definita abbondanza isotopica.

L’acqua presente in natura è quasi interamente 1H2O, cioè i nuclidi dell’idrogeno sono per il 99.985% isotopi 1H.
L’idrogeno è presente in natura come deuterio 2H o D solo in una percentuale dello 0.015%.
Il trizio, l’isotopo radioattivo 3H o T, è presente in natura solo in minime tracce.

Il carbonio è costituito principalmente da carbonio-12 e carbonio-13, con abbondanze isotopiche rispettivamente del 98.90% e 1.10%.
Oltre a questi due isotopi, in natura sono presenti tracce di un terzo isotopo, il carbonio-14, in quantità di circa 1 atomo ogni 1012 atomi. Il carbonio-14 è radioattivo: decade emettendo particelle β con un tempo di dimezzamento di 5730 anni. La velocità di decadimento degli isotopi radioattivi è usata per determinare l’età dei materiali, mediante una tecnica nota con il termine di datazione, che si basa sulla determinazione del carbonio-14.

Notazione ed abbondanza isotopica degli isotopi del carbonio

Notazione ed abbondanza isotopica degli isotopi del carbonio


Massa atomica e difetto di massa

Ci si potrebbe aspettare che la massa di un atomo corrisponda alla somma delle masse delle particelle di cui è costituito, ma non è esattamente così.

Ad esempio, per il carbonio-12, la somma delle masse delle particelle elementari costituenti corrisponde ad un valore di massa uguale a 12.09900 u.m.a.

Per convenzione, la massa del nuclide 12C è esattamente 12 u.m.a.

La differenza di massa osservata pari a:

12.09900 -12 = 0.09900 u.m.a.

rappresenta la perdita di massa nel processo di formazione dell’atomo dalle sue particelle elementari.

Analogamente, per il deuterio, la perdita di massa è pari a

2.01650-2.0141= 0.01510 u.m.a.

La perdita di massa o difetto di massa corrisponde all’energia di legame nel nucleo, cioè all’energia di legame tra protone e neutrone.
Essa è la fonte di energia nelle reazioni di fusione nucleare.

Massa dell’atomo di carbonio-12, calcolata dalla somma delle masse delle particelle che lo costituiscono

Massa dell'atomo di carbonio-12, calcolata dalla somma delle masse delle particelle che lo costituiscono

Massa dell’atomo di deuterio, calcolata dalla somma delle masse delle particelle che lo costituiscono

Massa dell'atomo di deuterio, calcolata dalla somma delle masse delle particelle che lo costituiscono


Massa atomica media relativa

La maggior parte degli elementi esiste in natura sotto forma di più isotopi.

La massa atomica di ciascun elemento corrisponde alla media delle masse atomiche relative degli isotopi, opportunamente ponderate per la loro abbondanza frazionaria.

Questo valore è definito massa atomica media relativa.

La Tavola Periodica riporta i valori delle masse atomiche medie relative di ciascun elemento, calcolate sugli isotopi più stabili.

Ad esempio, il cloro può esistere sotto forma di isotopi che hanno da 15 a 23 neutroni (32Cl → 40Cl).

In natura, si trovano in quantità significative solo due isotopi 35Cl e 37Cl. La massa atomica osservata sperimentalmente per il cloro corrisponde alla media ponderata delle masse di questi due isotopi.

Si potrà dire che:

  • la massa atomica media relativa del cloro è 35.45 (espressa come numero puro);
  • la massa atomica media del cloro è 35.45 u.m.a.
Massa atomica media relativa del cloro

Massa atomica media relativa del cloro

Massa atomica media relativa del magnesio

Massa atomica media relativa del magnesio


Molecole

Un aggregato discreto di atomi tenuti insieme da uno o più legami covalenti è detto molecola.

Il legame covalente, che sarà trattato in dettaglio successivamente, coinvolge la condivisione di coppie di elettroni tra due o più atomi.

Il legame covalente è generalmente rappresentato da una linea retta che unisce i due atomi legati.

La rappresentazione delle molecole, come riportato nella figura, è detta formula di struttura. Essa indica solo come gli atomi sono legati tra di loro, ma non contiene informazioni sulla geometria delle molecole.

La formula molecolare indica gli elementi che costituiscono la molecola ed il numero di atomi di ciascun elemento presente.

H2 – CH4

Formule di struttura dell’idrogeno e del metano

Formule di struttura dell'idrogeno e del metano

Geometria di alcune molecole. Fonte: California Institute of Technology, ridisegnata da Angela Lombardi

Geometria di alcune molecole. Fonte: California Institute of Technology, ridisegnata da Angela Lombardi


Ioni: cationi ed anioni

Gli atomi sono elettricamente neutri in quanto contengono un numero uguale di protoni ed elettroni. Gli atomi di molti elementi però possono perdere o acquistare elettroni. Il risultato è la formazione di una specie che possiede carica elettrica positiva o negativa, che prende il nome di ione. Un atomo che perde un elettrone si converte in uno ione carico positivamente, detto catione. Un atomo che acquista un elettrone si converte in uno ione carico negativamente, detto anione. La notazione che si usa per identificare un catione consiste nell’aggiungere un segno + come esponente a destra del simbolo dell’elemento.

Ad esempio, perdendo un elettrone il sodio metallico Na è convertito nel catione sodio Na+.

Na → Na+ + e-

La notazione che si usa per identificare un anione consiste nell’aggiungere un segno – come esponente a destra del simbolo dell’elemento.
Ad esempio, acquistando un elettrone l’atomo di cloro Cl è convertito nell’anione cloruro Cl-.

½ Cl2 + e- → Cl-

Formazione di un catione

Formazione di un catione

Formazione di un anione

Formazione di un anione


Ioni di alcuni elementi comuni

I metalli dei gruppi 1A e 2A formano solo ioni del tipo +1 e +2. Gli ioni di questi elementi raggiungono la configurazione del gas nobile (gruppo 8A) che li precede, come risultato della perdita di elettroni dal guscio più esterno: vedi figura al centro.

Gli elementi dei gruppi 6A e 7A raggiungono la configurazione del gas nobile che li segue come risultato dell’acquisto di elettroni: vedi figura in basso.

Comuni ioni formati dagli elementi nei primi quattro periodi della Tavola Periodica

Alcuni ioni semplici


Ioni poliatomici

Uno ione poliatomico è costituito da due o più atomi legati tra loro da legami covalenti, con una carica totale positiva o negativa. L’intero gruppo di atomi si comporta come una unica entità chimica.

La maggior parte degli ioni poliatomici contiene ossigeno più un altro elemento.

Il catione nitrosile contiene azoto ed ossigeno

NO+

Il catione vanadile contiene vanadio ed ossigeno

VO2+

L’anione solfato contiene zolfo ed ossigeno:

SO42-

L’anione fosfato contiene fosforo ed ossigeno

PO43-

L’anione ipoclorito contiene ossigeno e cloro

ClO-

Un catione poliatomico: lo ione ammonio

Un catione poliatomico: lo ione ammonio

Un anione poliatomico: lo ione solfato

Un anione poliatomico: lo ione solfato


I sali

Si definiscono sali i composti costituiti da:

  • Ioni positivi (cationi)

e

  • Ioni negativi (anioni)

Poichè un sale deve essere elettricamente neutro, la somma delle cariche positive e negative deve essere uguale a zero.

I sali sono composti ionici.
Un composto ionico non è costituito da singole molecole, ma da una sequenza continua di ioni di carica opposta.

Ad esempio, lo scrivere NaCl non implica l’esistenza dell’unità discreta di NaCl, ma rappresenta soltanto il rapporto di combinazione tra il catione sodio e l’anione cloruro.


Confronto fra molecole e unità formula

La molecola esiste come entità discreta.

L’unità formula consiste in un insieme di ioni, enucleata dal grande insieme ordinato di tutti gli ioni nel cristallo.

Molecola del composto molecolare metano

Molecola del composto molecolare metano

Unità formula (NaCl) del composto ionico cloruro di sodio

Unità formula (NaCl) del composto ionico cloruro di sodio


Massa molecolare e massa formula relativa

La massa molecolare relativa di un composto è la somma delle masse atomiche relative di tutti gli atomi degli elementi che sono contenuti in una molecola di quella sostanza.

Ad esempio, per la molecola dell’acqua (H2O) la massa molecolare relativa è uguale a:

2 x massa atomica media relativa di H +
1 x massa atomica media relativa di O =
2 x 1.0080 + 1 x 15.9994 = 18.0154

Se gli atomi di un composto non sono organizzati in una molecola si parla di massa formula relativa.
Essa corrisponde alla somma delle masse atomiche relative di tutti gli atomi degli elementi che compaiono nella formula del composto.

Ad esempio, la massa formula del cloruro di sodio, NaCl è uguale a:

1 x massa atomica media relativa di Na +
1 x massa atomica media relativa di Cl =
22.990 + 35.453= 58.443


Conoscenze ed abilità acquisite

Al termine di questa lezione lo studente dovrebbe essere capace di:

  • Descrivere alcune proprietà e caratteristiche delle particelle sub-atomiche.
  • Determinare numero atomico e numero di massa per i differenti nuclidi.
  • Definire gli isotopi.
  • Definire la massa atomica relativa e l’unità di massa atomica.
  • Definire molecole e ioni.
  • Usare le masse atomiche per determinare masse molecolari e masse formula.
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