EVOLUZIONE DEI MODELLI DELLA STRUTTURA ATOMICA DAL V SEC. a.C. AD OGGI

1) L’atomo secondo LEUCIPPO e DEMOCRITO Leucippo (450 a. C 1) L’atomo secondo LEUCIPPO e DEMOCRITO Leucippo (450 a.C.) sosteneva che la materia non fosse continua (continua = suddivisibile all’infinito in particelle sempre più piccole) ma formata da particelle piccolissime (finite e indivisibili). Democrito (470-380 a.C.) fu il primo che attribuì il nome «atomi» (da a-tomos = non divisibile) a tali particelle infinitamente piccole, immutabili, indistruttibili e indivisibili. Secondo tale filosofo gli atomi di sostanze diverse sono diversi per forma e dimensioni.

Lucrezio (95 – 55 a.C.) riprende l’idea atomista (De rerum natura) Platone e Aristotele sostenevano invece che la materia fosse continua (= suddivisibile all’infinito in particelle sempre più piccole) Lucrezio (95 – 55 a.C.) riprende l’idea atomista (De rerum natura) Per più di 2000 anni prevalse l’idea della materia sostenuta da Aristotele 3

2) L’atomo secondo DALTON L’idea che la materia fosse costituita da particelle indivisibili fu ripresa solo all’inizio dell’Ottocento (1803) da John Dalton il quale ipotizzò il primo modello atomico in base ai risultati sperimentali ottenuti dagli studi di Antoine Lavoisier e di Joseph-Louis Proust.

PRIMA LEGGE PONDERALE DELLA MATERIA 1789 Lavoisier studiò sperimentalmente le trasformazioni chimiche arrivando a enunciare la legge di conservazione della massa. In una reazione chimica, la massa dei reagenti è esattamente uguale alla massa dei prodotti. Cioè nel corso delle reazioni chimiche, la materia non può essere creata né distrutta ma solo trasformata Es: CaO + CO2 = CaCO3 27,3 g + 21,5 g = 48,8 g 5

SECONDA LEGGE PONDERALE DELLA MATERIA 1799 Proust scompose numerosi composti minerali negli elementi costitutivi misurandone le diverse quantità e proporzioni, arrivando a enunciare la legge delle proporzioni definite. In un composto, il rapporto tra le masse degli elementi che lo costituiscono è definito e costante. Cioè quando due o più elementi si combinano per dare un composto, lo fanno secondo rapporti in massa definiti e costanti 6

Es. carbonato di rame (CuCO3) Proust verificò che, riscaldando diversi campioni di carbonato di rame, le proporzioni tra gli elementi rimanevano costanti: per ogni grammo di C c’erano sempre 5,3g di Cu e 4g di O. massa CuCO3 = 1 + 5,3 + 4 = 10,3 g massa C 1 : 10,3 = x : 100 x = 9,7 % massa Cu 5,3 : 10,3 = x : 100 x = 51,5 % massa O 4 : 10,3 = x : 100 x = 38,8 % Gli elementi che formano un composto sono presenti sempre nella stessa % in peso.

TERZA LEGGE PONDERALE DELLA MATERIA 1808 Dalton osservò che alcune coppie di elementi possono combinarsi tra loro in modi diversi e dare origine a più di un composto. 8

Dalton arrivò così a enunciare la legge delle proporzioni multiple. Quando un elemento si combina con la stessa massa di un secondo elemento per formare composti diversi, le masse del primo elemento stanno fra loro in rapporti semplici, esprimibili tramite numeri interi piccoli. Cioè quando due elementi si combinano tra loro per dare più composti, una stessa quantità di uno dei due si combina con quantità multiple dell’altro. Le quantità multiple stanno fra loro come numeri piccoli e interi. Nell’esempio riportato, le masse di ossigeno che si combinano con 1g di C sono 1,33g e 2,66g, quindi le due masse stanno tra loro in rapporto di 1:2 (rapporto di numeri piccoli e interi) 9

John Dalton fu il primo a formulare una teoria atomica su basi sperimentali 10

La teoria atomica di Dalton (1803) • la materia è fatta di atomi piccolissimi, indivisibili e indistruttibili; • tutti gli atomi di uno stesso elemento sono identici e hanno la stessa massa,volume e proprietà; • gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi; • gli atomi di un elemento si combinano solo con numeri interi di atomi di un altro elemento; • gli atomi non possono essere né creati né distrutti, ma si trasferiscono interi da un composto all’altro. La teoria concorda con le leggi della conservazione della massa e delle proporzioni definite ma anche con la legge delle proporzioni multiple, formulata da Dalton successivamente alla teoria atomica. 11

La teoria atomica spiega le leggi ponderali Un composto ha composizione costante perché contiene un numero fisso di atomi di ogni elemento Se gli atomi in una reazione chimica non possono essere creati né distrutti, la massa totale rimane invariata. 12

Legge di Dalton Solo ammettendo che la materia sia formata da particelle indivisibili, le diverse quantità di un elemento che reagiscono con la stessa quantità di un altro elemento possono essere una multipla dell’altra. Il rapporto esistente tra le masse di uno stesso elemento che, in due diverse sostanze, si combinano con una quantità fissa di un altro elemento, è infatti lo stesso che esiste tra gli atomi che formano l’unità base (molecola) delle due sostanze. Considerando la reazione tra C e O (v. diapo 8), le quantità di O che reagiscono con il C sono una doppia dell’altra perché un composto (CO) contiene un atomo di O per ogni atomo di C mentre l’altro composto (CO2), contiene due atomi di O ogni atomo di C.

PREMESSA al MODELLO ATOMICO DI THOMSON La natura elettrica della materia (pag.58-59 par.1) Lo strofinio di qualsiasi oggetto provoca la comparsa su di esso di una carica elettrica che può attrarre piccoli oggetti. 2) La carica elettrica può essere di due tipi: per convenzione si distingue in positiva (+) e negativa (-). 3) Cariche di segno opposto si attraggono, cariche di segno uguale si respingono. 14

La scoperta delle proprietà elettriche della materia 4) Quando un corpo possiede lo stesso numero di cariche positive e negative è elettricamente neutro 5) Lo strofinio provoca la migrazione da un corpo all’altro di cariche elettriche negative 6) Un oggetto elettricamente carico è capace di caricare per “induzione” un oggetto neutro La scoperta delle proprietà elettriche della materia (pag.59-60 par.2) I fenomeni elettrici erano già noti agli antichi Greci: essi avevano infatti scoperto che gli oggetti di ambra, strofinati con un panno di lana, attraevano la paglia sminuzzata. Essi chiamavano l’ambra elektron da cui deriva il termine elettricità che è stato utilizzato per descrivere questi fenomeni. Alla base di tutti i fenomeni elettrici c’è una proprietà della materia che si chiama carica elettrica: la carica elettrica si presenta in due forme diverse, forme simili si respingono mentre quelle contrarie si attraggono. 15

- Fu il fisico americano Benjamin Franklin che distinse le due forme di elettricità in elettricità positiva ed elettricità negativa (egli interpretò i fenomeni elettrici postulando l’esistenza di un fluido elettrico costituito da particelle reciprocamente repulsive). - Grazie all’invenzione della pila di Volta, nell’Ottocento, si comprese che l’elettricità è una corrente lenta capace di provocare trasformazioni chimiche (con la corrente elettrica si decompose l’acqua in idrogeno e ossigeno) e che pertanto deve esistere un collegamento tra forze chimiche e forze elettriche: nasce l’elettrochimica. - Si deve al chimico svedese Berzelius il merito di avere intuito il collegamento tra elettrochimica e teoria atomica: egli suggerì l’idea che ogni atomo possedesse sia la carica positiva che la carica negativa e che atomi diversi combinandosi neutralizzassero le residue cariche elettriche. - Solo alla fine dell’Ottocento si riuscì tuttavia a comprendere che la particella responsabile della corrente elettrica è un componente dell’atomo: l’elettrone. 16

3) Modello atomico di THOMSON (sul testo: pag.61-62 par.4) La prima scoperta in merito al fatto che gli atomi, contrariamente a quanto sostenuto da Dalton, non sono particelle indivisibili ma sono costituiti da particelle più semplici, si deve a Joseph Thomson che, nel 1897, utilizzando i tubi di Crookes, scoprì piccolissime particelle con carica negativa, successivamente chiamate elettroni. Il tubo di Crookes è un tubo di vetro contenente un gas a bassa pressione, alle estremità del quale sono poste due lamine metalliche (elettrodi) tra le quali, quando vengono collegate ad un generatore di elettricità ad elevato voltaggio, si osserva l’emissione di luce. Se all’interno del tubo viene fatto il vuoto, la luce all’interno del tubo sparisce ma rimane una debole luce fluorescente all’estremità dove è presente l’elettrodo positivo (anodo). Per spiegare questa luminosità, si ipotizzò che dall’elettrodo negativo (catodo) venissero emesse radiazioni di natura ignota (chiamate raggi catodici), dirette verso l’anodo.

L’esperimento di Thomson con i tubi di Crookes ha portato alla scoperta degli elettroni, particelle cariche negativamente che costituiscono le radiazioni definite raggi catodici. 18

Thomson, rielaborando esperimenti condotti prima di lui da altri studiosi, dimostrò che i raggi catodici non sono costituiti da onde luminose ma da particelle cariche negativamente. Infatti, inserendo nei tubi una ruota a pale e all’esterno due piatti metallici con carica opposta (o un magnete) osservò che: 1) i raggi catodici mettono in moto la ruota a pale  hanno una massa cioè natura corpuscolare 2) i raggi catodici non solo sono diretti verso l’anodo (+) ma vengono attratti dal piatto metallico (o dal polo magnetico) carico positivamente  hanno carica negativa. Successivamente, con un tubo modificato Thomson determinò il valore del rapporto tra carica e massa dell’elettrone: poiché tale rapporto risultò sempre costante (-1,76 · 108 coulomb/g) indipendentemente dalla natura del gas e degli elettrodi usati, avanzò l’ipotesi che gli e- fossero particelle elementari di tutta la materia. Infine stimò la massa di queste particelle che risultò essere circa 2000 volte più piccola di quella dell’atomo più leggero conosciuto cioè dell’atomo di H,  dedusse che gli e- sono costituenti dell’atomo. Tali particelle vennnero successivamente chiamate “elettroni” (Stoney).

Thomson riuscì a determinare anche il rapporto carica/massa dell’elettrone, misurando la deviazione che i raggi catodici subivano al variare dell’intensità del campo magnetico N.B. Quando vengono separati dagli atomi, gli elettroni sono tutti uguali tra loro, perciò il vero costituente fondamentale della materia è l’atomo 20

Poiché la materia è elettricamente neutra, secondo Thomson ci doveva essere qualcosa, in qualche parte dell’atomo, dotato di carica positiva, capace di bilanciare la carica negativa degli elettroni. Nel 1898 ipotizzò che l’atomo fosse una sfera dotata di carica positiva entro la quale erano sparsi uniformemente gli elettroni, modello noto come Modello a plum pudding (o a panettone o a budino di prugne). Successivamente, quando con un esperimento simile furono scoperti i protoni, Thomson modificò il suo modello, senza però cambiarlo nella sostanza: elettroni e protoni erano mescolati insieme dentro una sfera piena, di densità uniforme. Millikan nel 1909 determinò la carica elettrica dell’e- = - 1,6 · 10-19 coulomb Nota la carica, venne calcolata la massa dell’elettrone = 9,11 · 10-28 grammi (circa 1/1836 della massa del più leggero atomo conosciuto, l’H: misura più precisa ma prossima a quella determinata precedentemente da Thomson).

4) Modello atomico di RUTHERFORD (sul testo: pag.62-64 par.5) Nel 1911 Ernest Rutherford dimostrò sperimentalmente che l’atomo è per la maggior parte del suo volume vuoto, cioè che tutta la sua massa è concentrata in un volume molto piccolo se paragonato all’intero atomo e che questa massa, collocata al centro dell’atomo e perciò chiamata nucleo, è costituita da cariche positive. Gli elettroni, presenti in ogni atomo in numero tale da controbilanciare la carica dei protoni, si trovano a grande distanza nello spazio attorno al nucleo, spazio vuoto, avente un diametro da 10.000 a 100.000 volte maggiore (10 -10 m) rispetto a quello nucleare (10 -15 m). A questo modello noto come Modello dell’atomo nucleare (cioè atomo con nucleo) Rutherford giunse effettuando esperimenti, nei quali bombardava una sottilissima lamina d’oro con un fascio di particelle , particelle radioattive aventi massa pari a 4 volte quella del protone (= 4 u) e due cariche positive (cioè nuclei di He).

L’esperimento di Rutherford Rutherford determinò la natura delle particelle  (atomi di elio privi di due elettroni) con le quali poi bombardò una sottilissima lamina d’oro: le particelle  dopo l’urto con gli atomi d’oro venivano raccolte ed evidenziate su un apposito schermo. 23

Rutherford notò che quasi tutte le particelle  (99%) attraversavano la lamina senza essere deviate mentre l’1% delle particelle subiva deviazioni di un angolo di notevole ampiezza o rimbalzava indietro. Questo comportamento non poteva essere giustificato dal modello atomico di Thomson in quanto, se la carica e la massa fossero state uniformemente distribuite, le particelle  non avrebbero dovuto trovare percorsi o ostacoli preferenziali nel loro cammino. Rutherford intuì che negli atomi doveva essere presente un “nocciolo duro” dotato di grande densità, capace di respingere le particelle  o di deviarne la traiettoria. Questo nocciolo, denominato in seguito nucleo atomico, doveva: - avere dimensioni piccolissime essendo estremamente basso il numero delle particelle α che venivano deviate; - carica positiva in quanto respingeva o deviava particelle con carica positiva. - la periferia dell’atomo doveva invece essere vuota o formata da elettroni (essendo molto piccoli e avendo carica negativa non sono in grado di deviare o respingere le particelle ) ed essere molto grande poiché quasi tutte le particelle  (circa il 99%) la attraversavano indisturbate.

Il modello dell’atomo nucleare di Rutherford Sulla base dei risultati sperimentali Rutherford propose un nuovo modello di atomo: l’atomo è composto da un nucleo in cui sono concentrate carica positiva e massa dell’atomo; gli elettroni, leggerissimi, occupano lo spazio vuoto intorno al nucleo il diametro del nucleo è centomila volte più piccolo del diametro dell’atomo Il numero di elettroni è tale da bilanciare la carica positiva del nucleo 26

Il modello Planetario di Rutherford Secondo il modello dell’atomo nucleare, poiché gli elettroni sono carichi negativamente e il nucleo positivamente, gli elettroni, contrariamente agli esperimenti di Rutherford, avrebbero dovuto essere attratti e quindi “cadere” sul nucleo: per spiegare questa contraddizione Rutherford ipotizzò un nuovo modello atomico chiamato Modello planetario (o Modello a Sistema solare dell’atomo) secondo il quale gli elettroni sarebbero in orbita intorno al nucleo, così come i pianeti attorno al Sole. In questo modello che migliora ma non modifica il precedente, gli elettroni non verrebbero attratti dal nucleo in quanto la forza di attrazione elettrostatica sarebbe bilanciata dalla forza centrifuga determinata dal moto di rotazione. Nel 1932, sempre tramite esperimenti condotti bombardando lastre metalliche con particelle , James Chadwick scoprì i neutroni, particelle prive di carica, con massa che risultò essere prossima a quella del protone (massa neutrone = 1,675 . 10-24 g ).

LE PARTICELLE FONDAMENTALI DELL’ATOMO (pag. 60 par. 3) Gli atomi sono formati da tre particelle fondamentali: • l’elettrone con carica negativa; • il protone con carica positiva; • il neutrone privo di carica. 1U = 1,66 . 10-24 g 28

IL NUMERO ATOMICO E IL NUMERO DI MASSA (pag.64 -66 par.6) I nuclei di atomi diversi presentano diversa carica positiva, quindi contengono un diverso numero di protoni. Il numero di protoni presenti nel nucleo di un atomo è detto numero atomico (Z). Se l’atomo è neutro il numero dei protoni è uguale al numero degli elettroni. Il numero atomico è caratteristico di ogni elemento ed è la grandezza fondamentale che lo identifica (Moseley) 29

Oltre ai protoni, nel nucleo ci sono altre particelle: i neutroni. neutroni + protoni = nucleoni Numero di nucleoni = numero di massa Il numero di massa (A) è uguale alla somma del numero di protoni (Z) e del numero di neutroni (n) contenuti nel nucleo A = Z + n 30

Conoscendo il numero atomico e il numero di massa di un elemento si può calcolare il numero di neutroni contenuti nel suo nucleo: n = A - Z 31

GLI ISOTOPI Attraverso lo spettrografo di massa, nei primi del Novecento, si dimostrò che gli elementi sono costituiti da atomi che, in quantità più o meno grande, presentano massa leggermente diversa: gli isotopi. Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento aventi le stesse proprietà chimiche ma masse diverse, perché contengono un diverso numero di neutroni. 32

La massa atomica relativa (MA) di un elemento che si legge sulla tavola periodica è la media ponderata delle masse dei suoi isotopi, calcolati secondo la loro abbondanza percentuale (determinata e costante per ogni elemento). Es. il Cloro in natura è costituito dal 75,8% di Cl -35 e dal 24,2% di Cl-37. La MA del cloro è: MACl = (75,8 · 35 u + 24,2 · 37 u) /100 = 35,5 u Oggi le masse atomiche si determinano attraverso lo spettrometro di massa. 33