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Importanza della chimica Forse non a tutti sembra evidente come la chimica abbia svolto sempre un ruolo determinante nella vita dell’uomo e quali importanti implicazioni essa abbia, di volta in volta, assunto durante tutta la sua storia, toccando molteplici aspetti della sua vita: dalla filosofia all’arte, dalla medicina alla scienza, dalla tecnologia all’economia. Per capire l’importanza della chimica proviamo a pensare cosa sarebbe il nostro vivere senza la chimica: medicina: disinfettanti, antibiotici, anestetici, antipiretici,tranquillanti, ecc.. agricoltura: fertilizzanti, antiparassitari, ecc.. abbigliamento: fibre artificiali e sintetiche ingegneria: vastissima gamma di polimeri, materie plastiche, leghe speciali, materiali da costruzione, cementanti, vetri, ceramiche, materiali per l’elettronica carburanti ad alto rendimento. E tutto ciò è solo un accenno. La chimica è una scienza interdisciplinare che studia le sostanze che compongono la terra in cui viviamo e l’universo intero, la loro struttura e le loro proprietà per sfruttarle direttamente e per trasformarle in altre sostanze utili per le più svariate applicazioni. La Chimica studia la Caratterizzazione, la Composizione e le Trasformazioni della materia in tutte le sue varietà. L’uomo infatti non trova direttamente in natura tutti i prodotti di cui ha bisogno, però attraverso i vari settori della chimica riesce a plasmare e a trasformare la materia secondo le sue diverse esigenze, fatto salvo per i limiti imposti dalla natura stessa. È chiaro che, come in tutte le cose, esistono anche delle ombre, come per esempio l’inquinamento delle acque e dell’aria, che come si sa vengono imputate proprio soprattutto al settore chimico, ma ci si auspica che la chimica stessa possa intervenire per ridurre ed eliminare questi gravi inconvenienti. Obiettivi e metodi della chimica La chimica è una scienza sperimentale che ha l’ obiettivo, come tutte le scienze, di descrivere la realtà attraverso un processo logico-induttivo. Tale metodologia viene illustrata nella figura 1 attraverso uno schema a blocchi che mette in evidenza i vari passi che in sequenza vengono seguiti. Dapprima viene effettuata l’osservazione del fenomeno tramite l’acquisizione e la raccolta dei dati attraverso cui tale fenomeno si manifesta, successivamente viene eseguita una loro elaborazione cercando di trovare, ove possibile, una correlazione tra i vari parametri che entrano in gioco, arrivando a scrivere nella maggior parte dei casi, ma non necessariamente, una legge matematica che lega semplicemente questi parametri in modo coerente senza che ci sia però una base teorica sopra la quale essa si regga. Solo in seguito vengono elaborate delle ipotesi teoriche che possano spiegare esaurientemente il fenomeno suffragandole con tutta una serie di esperimenti che prendano in esame tutti gli aspetti e le caratteristiche che il fenomeno stesso presenta. Questa fase è la più difficoltosa e la più ambita da un ricercatore e solo quando, alla luce di tutti gli esperimenti eseguiti, si può asserire che le ipotesi fatte vengono sempre validate egli può infine enunciare una teoria del fenomeno. In generale quindi una teoria è una spiegazione dei fatti osservati per mezzo di un modello, possibilmente semplice, a cui essi si conformano senza alcuna contraddizione. Come esempio si può riportare lo studio del comportamento dei gas sottoposti a pressioni crescenti mantenendo costante la temperatura. Si riscontra che essi si comportano allo stesso modo. È questa la fase dell’osservazione. Successivamente si interpretano ed elaborano i dati notando che all’aumentare della pressione il volume si contrae per tutti nella stessa misura, cioè dimezzandosi se la pressione raddoppia, riducendosi di tre volte se la pressione triplica e così via. È questa la fase

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dell’interpretazione dei dati, tramite la scrittura di una semplice legge matematica che lega tra loro i parametri in gioco: PV=cost Questi risultati sperimentali si possono spiegare in base ad un modello molto semplice, considerando i gas formati da particelle submicroscopiche (le molecole) molto distanziate le une dalle altre e libere di muoversi in tutto lo spazio disponibile urtando elasticamente tra di loro e con le pareti del contenitore, quando entrano in collisione. Questo modello che rappresenta la teoria cinetica dei gas spiega coerentemente tutti i fatti osservati e sperimentati ed è di fatto diventata una vera e propria teoria.

figura 1

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Struttura della materia Si è detto che la chimica è quella scienza che studia le caratteristiche, la composizione e le trasformazioni della materia. Sin dall’antichità si era immaginato che la materia fosse costituita da microscopiche particelle indivisibili, che nel loro combinarsi davano forma a tutta la realtà circostante. Senza voler entrare nel dettaglio dell’evoluzione storica del concetto di atomo il cui significato prima che scientifico è stato soprattutto di natura filosofica, si vuole solo menzionare che fu il filosofo greco Democrito che nel V-IV secolo A.C. ha introdotto l’atomo come elemento costitutivo della materia definendolo come una minuscola particella non ulteriormente divisibile, come l’etimologia della parola stessa suggerisce: ATOMO da ατεμνω ( α: alfa privativo e τεμνω: che in greco antico vuol dire taglio). Lucrezio nel I secolo A.C. espose l’atomo in forma artistica nel famoso poema “ De Rerum Natura” indicando queste particelle primordia rerum, prima corpora, ecc. L’atomismo di Democrito deve essere considerato solo un sistema filosofico, non una teoria fisica, neppure in embrione, ed anche successivamente quando fu ripreso da Gassendi (1592-1655), rimase sempre soltanto oggetto di speculazione filosofica. Poi ancora, l’atomo si ritrova nelle opere di Bacone (1561-1626), Galilei (1564-1642) e di Newton (1642-1727) ove tuttavia non si coglie ancora alcun tentativo di costruzione d’una teoria fisica. I primi lineamenti d’una teoria fisica corpuscolare emergono invece dall’opera di Daniele Bernoulli (1700-1782) nella sua “ Hydrodynamique”. Solo nel XIX secolo, dopo la scoperta delle leggi ponderali fondamentali che regolano le combinazioni chimiche, cioè delle leggi della conservazione della massa di Laviosier (1785), delle leggi delle proporzioni definite di Proust (1799) e delle leggi delle proporzioni multiple di Dalton (1807), l’ipotesi atomica fece il suo ingresso definitivo nella scienza. Postulati fondamentali della teoria atomica di Dalton La teroia atomica di John Dalton si regge sui seguenti postulati:

1) Ciascun elemento è costituito da particelle estremamente minuscole dette atomi. 2) Tutti gli atomi di un dato elemento sono identici. 3) Gli atomi di elementi differenti hanno proprietà differenti. 4) Le reazioni chimiche non riescono a mutare gli atomi di un elemento in quelli di un altro;

nel corso delle reazioni chimiche gli atomi non si creano ne si distruggono 5) I composti traggono origine dalla combinazione di atomi di almeno due elementi. 6) In un dato composto il numero relativo e la specie degli atomi sono costanti.

Questi postulati sono illustrati nella figura 2 dove si può riconoscere il significato dei sei punti enunciati.

figura 2

Tutti gli esperimenti fatti, rifacendosi al processo logico-induttivo, portarono così Dalton a formulare la sua teoria atomica. Infatti, con la scoperta delle leggi ponderali fondamentali che regolano le combinazioni chimiche, cioè delle leggi:

atomi dell'elemento 1

atomi dell'elemento 2

composto degli elementi 1 e 2 miscela degli elementi 1 e 2

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-della conservazione della massa (Lavoisier, 1785), -delle proporzioni definite (Proust, 1799) -proporzioni multiple (Dalton, 1807), l’ipotesi atomica fece il suo ingresso definitivo nella scienza, perché parve un punto di riferimento irrinunciabile per spiegare razionalmente i risultati sperimentali inquadrati in quelle leggi. In figura 3 si può osservare un piccolo esperimento in cui si fa reagire 1 grammo di ferro con un grammo di zolfo e 1.5 grammi di ferro con 0.57 grammi di zolfo.

figura 3

Da esso si capisce come, durante le reazioni chimiche, la materia non si crea né si distrugge ma si trasforma. Pur avendo, prima e dopo l’esperimento, specie chimiche diverse, il peso totale non cambia. Ciò rappresenta il Principio di conservazione della massa di Lavoisier. Inoltre, se si è buoni osservatori, si capisce come le specie chimiche reagiscano tra di loro secondo proporzioni definite: se si stabilisce che, partendo da 1 g di ferro ed 1 g di zolfo, quel grammo di ferro reagisce solo con 0.57 g di zolfo, di cui così rimane un eccesso di 0.43 g, allora se si hanno 1.5 g di ferro, ma soltanto 0.57 g di zolfo, di questi 1.5 g soltanto 1 g reagirà con i 0.57 g, mentre 0.5 g di ferro rimarranno in eccesso. L’esempio sopra esposto definisce la Legge delle proporzioni definite di J.P. Proust: due elementi si combinano tra loro secondo un rapporto in massa definito e costante.

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Così per formare l’acqua partendo dai suoi elementi bisognerà far reagire 2g di idrogeno con 16g di ossigeno oppure 8 g di idrogeno e 64 g di ossigeno e così via. Se si fa reagire 8g di idrogeno con 70 g di ossigeno si avranno 72 grammi d’acqua e rimarranno 6g di ossigeno. Gli elementi in generale, però, possono combinarsi tra loro per dare diversi composti come nel caso del ferro e dell’ossigeno da cui si può ottenere FeO o Fe2O3. Tutto ciò ovviamente non era sfuggito a Dalton a cui si deve la Legge delle proporzioni multiple :così espressa: quando due elementi possono combinarsi tra loro in rapporti ponderali diversi per formare più composti differenti, le quantità di uno di essi che nei vari casi si combinano con la medesima quantità dell’altro, stanno tra loro in rapporti espressi da numeri interi generalmente piccoli. Nella figura 4 si può osservare come una stessa quantità di carbonio, cioè 12 g, si combina in un caso con 16 g di ossigeno, formando il monossido di carbonio e nell’altro caso con 32 g di ossigeno formando il biossido di carbonio (anidride carbonica). I 32 grammi di ossigeno , del secondo caso divisi per 16 grammi di ossigeno del primo caso danno infatti 2 che un numero piccolo ed intero.

figura 4

come ulteriore esempio si riporta il caso degli ossidi di azoto riportati in tabella 1:

Composti Rapporto ponderale Rapporto numerico tra gli atomi

N2O Protossido d’azoto 0.571:1= (1 x 0.571) 1:2 NO Ossido d’azoto 1.142:1= (1 x 0.571) 2:2 N2O3 Anidride nitrosa 1.713:1= (1 x 0.571) 3:2 N3O4 Ipoazodite 2.284:1= (1 x 0.571) 4:3 N2O5 Anidride nitrica 2.855:1= (1 x 0.571) 5:2

Tabella 1

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L’evoluzione del modello atomico a partire dalla fine del XIX secolo. La scoperta dell’elettrone Si è detto che la formulazione dei postulati di Dalton sulla struttura della materia segnò un momento molto importante nella comprensione dei fenomeni fisico-chimici, creando con il passato una spaccatura netta nel modo di osservare e trattare la realtà circostante. Il fermento scientifico di quel periodo comunque non si arrestò e ben presto anche la teoria atomica di Dalton dovette essere rivista e corretta. Molti scienziati e ricercatori misero appunto esperimenti sempre più precisi ed accurati per sondare l’intima natura della materia e tra di essi senza dubbio spiccarono Faraday, Plucker, Crookes, Hittorf, etc. Nel 1869 quest’ultimo scoprì i raggi catodici, che si rivelarono poi dei fasci di particelle materiali estremamente piccole e portatrici di una carica elettrica negativa. Tale scoperta nacque dagli studi effettuati sui gas rarefatti in presenza di campi elettrici e furono ripresi successivamente da Crookes ed altri.

figura 5

Nella figura 5 viene visualizzato l’esperimento condotto sui gas rarefatti sotto l’azione di un forte campo elettrico ( 5 –10 kV). All’interno di un tubo viene posto un gas che a pressione ambiente risulta essere un isolante non permettendo il passaggio di corrente. Ma azionando la pompa da vuoto ed arrivando a circa 0.01 atm comincia il passaggio di un debole flusso di corrente, accompagnato da un bagliore emanato da tutta la massa gassosa e con un caratteristico colore che dipende dalla natura del gas. Quando la pressione a mano a mano diminuisce la luce comincia a scomparire ma contemporaneamente inizia a presentarsi una fluorescenza sulle pareti del tubo poste di fronte al catodo. Quando le particelle, a seguito di collisioni casuali, si ionizzano vengono immediatamente ad essere soggette all’influsso del campo elettrico che le accelera e le proietta con più energia cinetica contro altre particelle. Quindi tanto più lungo sarà il loro percorso, tanto maggiore sarà la loro energia cinetica. La lunghezza del libero cammino medio, cioè del loro percorso, è legato alla probabilità che le particelle hanno di collidere: tanto maggiore è il numero di particelle, tanto maggiore sarà la probabilità che esse si possano scontrare e quindi tanto minore sarà il loro percorso e la loro energia cinetica. Perciò diminuendo la pressione, cioè rarefacendo il gas, non si fa altro che conferire alle particelle un’energia cinetica sufficiente ad innescare un processo a cascata che si manifesta nel passaggio di una debole corrente. Quando le particelle cariche di segno opposto si scontrano per riformare una particella neutra esse restituiscono l’energia usata per separarle, attraverso energia luminosa il cui colore quindi dipende dalla natura del gas. Al successivo diminuire della pressione però, pur aumentando l’energia cinetica, diminuisce bruscamente il numero di collisioni, perché la probabilità che due particelle si scontrino si riduce sempre di più e quindi la luminosità scompare. In queste condizioni le particelle ionizzate possono percorrere tutto lo spazio fino all’elettrodo di segno opposto: i raggi catodici sono le particelle di carica negativa che si dirigono verso l’elettrodo positivo, mentre i raggi anodici sono le particelle positive che vanno verso l’elettrodo negativo. La fluorescenza che invece si vede in condizioni di estrema rarefazione è dovuta allo scontro delle particelle cariche negativamente sulle pareti del tubo.

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Ed è proprio a questo fenomeno che fu rivolta dagli scienziati, inizialmente, la loro attenzione. Nel 1895 il fisico francese Perrin fu il primo a dimostrare che i raggi catodici erano costituiti da particelle portatrici di carica negativa. Tale risultato fu confermato poi dagli studi e dagli esperimenti condotti da altri scienziati come Wiechert, Kaufmann e soprattutto Thomson. Esperienza di Thompson In condizione di estrema rarefazione quindi le particelle riuscivano ad arrivare all’elettrodo opposto e la figura 6 illustra come fu possibile dimostrarne la natura corpuscolare. Tali raggi, opportunamente collimati, interagivano con un mulinello facendolo ruotare e potendo così anche compiere lavoro. Era chiaro quindi che dovevano avere natura corpuscolare. Figura 6 Figura 7 Inoltre prevedendo di porre un campo elettrico nel percorso di tali raggi, era possibile deviarne il cammino, ma sempre nel verso della piastra carica positivamente, come viene illustrato nella figura 7. Era logico pensare quindi che essi fossero costituiti da particelle con carica negativa. Nella figura sottostante (figura 8) invece viene mostrato come Thompson riuscì a ricavare il valore del rapporto carica-massa di suddette particelle.

figura 8

E1

E H

Schermo ricoperto da uno strato di solfuro di zinco che diventa fluorescente quando colpito dai raggi

8

In tale figura si può osservare il solito tubo posto sotto vuoto in cui vengono generati raggi catodici da un fortissimo campo elettrico E1. Essi vengono collimati passando attraverso un piccolo foro praticato sull’anodo e costretti a passare attraverso un altro campo elettrico E ed un campo magnetico H. Entrambi agiscono sulle cariche deviandone il cammino ma l’uno in modo opposto all’altro in maniera tale che l’effetto globale sia nullo. Dalla relazione seguente è così possibile calcolare tale rapporto:

2

tan2HE

lmq α

=

dove l è la lunghezza delle piastre generatrici del campo elettrico E. Esperienza di Millikan

figura 9

Nella figura 9 viene illustrato invece l’esperimento che condusse Millikan nel 1911 a determinare il valore della carica elettrica negativa elementare. Nello spazio tra le due piastre, dove viene posto tramite una pompa da vuoto un gas estremamente rarefatto, vengono introdotte piccole goccioline d’olio attraverso un forellino praticato sulla piastra positiva. Esse interagiscono con gli elettroni prodotti dal gas ionizzato e ne assumono la carica subendo così l’azione del campo elettrico che le spinge verso l’elettrodo positivo frenando la caduta per gravità. Osservando le goccioline tramite un telescopio e regolando opportunamente il valore del campo elettrico, egli riuscì a mantenerle sospese, creando una situazione di equilibrio tra le forze agenti sulle goccioline: mg = nEe dove m è la massa della gocciolina, g è l’accelerazione di gravità, n è il numero di elettroni catturati, E è il valore del campo elettrico ed “e” è l’unica incognita che così fu determinata. Millikan fece migliaia di misure con gocce d’olio e di glicerina e trovò che la carica da esse portata era sempre un multiplo intero del valore di 1.602 ⋅ 10-19 C. Perciò egli assegnò tale valore alla carica elettrica negativa di cui così fu possibile calcolarne anche la massa che risultò essere di: 9.11⋅10-28 grammi.

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La scoperta del protone Gli studi effettuati utilizzando i tubi catodici, oltre ad essere finalizzati alla determinazione delle caratteristiche dell’elettrone, furono incentrati, parallelamente, anche alla individuazione della carica positiva, di cui i ricercatori, ovviamente, avevano intuito la presenza, per la condizione di elettroneutralità, ma non ne avevano ancora avuto un riscontro sperimentale evidente. Così bastò semplicemente realizzare delle piccole modifiche sperimentali come viene illustrato nella figura 10 e si ottenne il risultato voluto.

figura 10 Nel 1886 il fisico tedesco Goldstein tramite l’esperimento illustrato in figura 10 fu il primo ad ottenere un’evidenza sperimentale di tali particelle che furono chiamate “ioni” (dal greco ιον: <<che va>>). Esse ovviamente dovevano essere ciò che rimaneva delle particelle neutre di gas quando venivano estratti gli elettroni, infatti così fu successivamente dimostrato lavorando con diversi tipi di gas e ottenendo per ciascuno di essi rapporti di carica-massa diversi. Inoltre si riscontrò che il più alto valore del rapporto carica-massa si aveva quando il gas in questione era l’idrogeno. L’atomo d’idrogeno ionizzato H+ ,risultò essere quindi lo ione più piccolo riscontabile nei raggi positivi ottenibili da qualunque elemento (raggi positivi: come furono chiamati i raggi ottenuti da tali tipi di esperimenti per distinguerli dai raggi catodici). La massa della più piccola particella positiva risultò essere pari a: 1,672⋅10-24 grammi cioè a 1836 volte più pesante di quella dell’elettrone. Tale particella elementare positiva fu denominata nel 1921 da Rutherford protone. Modello Di Thompson Come abbiamo visto il modello atomico proposto da Dalton considerava l’atomo immutabile ed indivisibile. Dalle successive evidenze sperimentali, però, come è stato mostrato, emersero le prime incongruenze che portarono gli scienziati a rivisitare e modificare le teorie fino ad allora accettate e ridisegnarono l’atomo come una particella sferica non più indivisibile ma omogenea, carica di elettricità positiva ed in cui erano immersi un numero di elettroni, con carica negativa tale da garantire l’elettroneutralità. L’unica particella positiva nota al quel tempo era il protone, per cui si pensò che l’atomo fosse un’insieme di protoni “incollati” tra loro tramite le forze d’interazione elettrica con gli elettroni. Questo fu chiamato il modello atomico di Thompson

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La scoperta della radioattività Con Thompson la caratteristica peculiare dell’atomo, cioè l’indivisibilità, venne così a cadere. Ma parallelamente, grazie agli studi fatti dal fisico francese Becquerel ripresi ed approfonditi poi dai coniugi Curie, anche l’altra proprietà fondamentale dell’atomo di Dalton, cioè l’immutabilità, cominciò ad essere messa in discussione. Nel 1896 Becquerel si accorse che i sali di uranio posti vicino ad una lastra fotografica protetta da una spessa carta nera, veniva impressionata, come se fosse stata esposta ad una sorgente di radiazioni luminose. Ne dedusse che i sali di uranio emettevano spontaneamente un particolare tipo di radiazioni capaci di attraversare strati di materia non attraversabile dalla luce. Fu scoperta la radioattività. Grazie all’opera del grande fisico inglese Rutherford si cominciò a capire la natura di queste strane radiazioni. Egli mostrò, tramite l’uso di un campo magnetico (figura 11), che esse erano costituite da tre diverse componenti, due di natura corpuscolare chiamate radiazioni α e β, ed una di natura elettromagnetica, chiamata radiazione γ. Appurò che i raggi β fossero costituiti da elettroni e quelli α da particelle positive con carica, in valore assoluto, doppia di quella dell’elettrone e con una massa circa quattro volte maggiore di quella del protone. Nel 1902 egli formulò l’ipotesi che l’emissione di tali radiazioni fosse la conseguenza di una spontanea disintegrazione degli atomi degli elementi radioattivi, in seguito alla quale essi si trasformano in atomi di altre specie. Successivamente fu scoperto che l’uranio, o qualsiasi composto dell’uranio, contiene sempre una certa quantità di radio (106 volte più radioattivo dell’uranio) e di piombo proporzionale alla quantità di uranio analizzata (una parte di radio su tre milioni di uranio). Tutto ciò portò a capire che dagli atomi di uranio prendeva il via tutta una catena di processi consecutivi e spontanei attraverso i quali si formano atomi di diversi elementi.

Ra

Campo magnetico

α γ

β

pezzi di nucleo

energia nucleare

elettroni

disintegrazione dell'atomo di Ra

figura 11

di seguito vengono riportate le caratteristiche delle radiazioni studiate ed analizzate da Rutherford:

Radiazioni α = nucleo di elio + +

la velocità delle particelle α = αV = 2*109 cm/sec = 10C

dove C è la velocità della luce Le particelle hanno vita breve, nell'aria a P= 1 atm percorrono solo pochi cm (7-8 cm) Radiazioni β = elettroni βV ≅ C . Attraversano solo sottili fogli metallici

Radiazioni γ = di natura elettromagnetica λ = 1

. . 10 3 Α

o

Le particelle α vengono deviate in misura minore ed in direzione opposta alle particelle β. Quindi le particelle α sono più pesanti ed hanno carica opposta alle particelle β. I raggi γ invece non vengono deviati perché sono solo di natura elettromagnetica

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γV = C. Attraversano spessori di piombo di parecchi cm. Tali radiazioni essendo più penetranti, hanno quindi una frequenza più elevata e un maggior contenuto di energia di quelle luminose e dei raggi X. Infatti ad ogni radiazione di frequenza ν è associato un quanto di energia ε (fotone): ε = hν dove h= cost. di Planck 6.625*10-27 erg sec Questa espressione esprime che una radiazione manifesta la propria energia in modo discontinuo per quanti di energia ε Modello di Rutherford Con la scoperta della radioattività, il grande fisico inglese Rutherford ebbe a sua disposizione lo strumento ideale per poter approfondire lo studio sulla struttura dell’atomo. Infatti egli ebbe l’idea di bombardare con particelle alfa un sottilissimo foglio d’oro dello spessore di 4⋅10-4 mm, per osservarne le conseguenze. Con suo sommo stupore egli notò che 4 particelle su 10000 venivano deviate di angolo maggiore di 10° e 1 su 20000 di un angolo maggiore di 90°. Ovviamente per dare una spiegazione logica a questo fenomeno osservato, bisognava mettere da parte il modello di Thompson per il quale non ci sarebbero potute essere forze elettrostatiche repulsive tali da giustificarne addirittura un rimbalzo così accentuato, ma tutte le particelle avrebbero dovuto proseguire indisturbate senza essere deviate. L’esperimento viene illustrato nella figura 12 a), b), c). a) b)

figura 12

c)

12

Per spiegare i risultati sperimentali Rutherford ipotizzò così che l’atomo fosse costituito da un nucleo centrale con carica elettrica positiva ed estremamente piccolo, rispetto all’intero volume dello stesso e che lo spazio circostante fosse occupato soltanto dagli elettroni con carica negativa, in perenne rotazione attorno al nucleo ed in un numero tale da bilanciarne la carica elettrica. Dallo studio quantitativo sulla distribuzione angolare delle particelle alfa diffuse da sottili fogli costituiti di volta in volta da metalli diversi, egli riuscì a determinare la carica elettrica dei nuclei e trovò che, assumendo come unitaria la carica dell’elettrone in valore assoluto, la carica totale dei diversi nuclei per i diversi materiali ne era un multiplo intero corrispondente al numero d’ordine dell’elemento in questione nella tavola periodica costruita dal chimico russo Mendeleiev. Tutto ciò portò a due risultati importanti:

1) il numero degli elettroni, dovendo essere uguale al numero dei protoni, corrispondeva anch’esso al numero atomico dell’elemento considerato.

2) Il nucleo doveva essere costituito anche da altre particelle non cariche elettricamente di cui però ancora non si era ottenuta una evidenza sperimentale.

Infatti, moltiplicando la massa del protone per il numero di protoni che formavano il nucleo, il risultato era all’incirca sempre la metà del valore del peso atomico degli elementi. Ne scaturiva che necessariamente dovevano esserci nel nucleo ulteriori particelle elettricamente neutre che contribuivano però al peso complessivo dell’atomo. Rutherford riuscì anche a determinare l’ordine di grandezza dei raggi atomici, attraverso gli esperimenti sopra descritti. Infatti se la particella alfa, in alcuni casi, veniva addirittura respinta all’indietro ciò significava che essa si trovava proprio in rotta di collisione con il nucleo il quale possedendo una carica elettrica omonima, per repulsione elettrostatica ne determinava una progressiva diminuzione dell’energia cinetica che si azzerava proprio in corrispondenza della minima distanza tra la particella ed il nucleo per poi aumentare di nuovo gradualmente nel verso opposto. La minima distanza raggiunta rappresenta il raggio atomico e si può scrivere:

2

min

2

212 mv

rZe

=

dove Ze è la carica del nucleo, 2e la carica della particella alfa, m la sua massa, v la sua velocità e da cui si ricava il raggio atomico rmin. Successivamente nel 1932 James Chadwick scoprì che bombardando sempre con particelle alfa elementi leggeri come berillio e boro si ottenevano particelle senza carica elettrica e di massa circa uguale a quella del protone e ne dedusse quindi che la massa che mancava all’appello negli esperimenti di Rutherford era dovuta proprio a queste particelle che con i protoni contribuivano al peso totale del nucleo atomico, ma non al valore della carica totale. Proprio per questo motivo queste particelle vennero chiamate neutroni ed insieme ai protoni denominate nucleoni. L’unita di massa atomica Da principio quando si cominciò a costruire il sistema dei pesi atomici, si pensò di adottare come riferimento il peso atomico dell’idrogeno (H), al tempo incognito, ed assumerlo pari ad 1. Così dall’analisi chimica diretta sui composti derivati dalla combinazione di vari atomi con l’idrogeno, vennero ricavati i valori dei primi pesi atomici degli elementi, relativamente all’idrogeno. Furono così determinate le MAR (masse atomiche relative) di molti elementi tra cui quella dell’ossigeno, che risultava avere una massa atomica relativa pari a 15.872. Successivamente invece, si pensò di usare l’ossigeno come elemento al quale riferirsi, perché esso si combina con molti più elementi rispetto all’idrogeno. L’ossigeno assunse, così, il peso di 16.000 e l’idrogeno di 16.000/15.872=1.008. Scoperte le particelle fondamentali del nucleo atomico e cioè il protone e il neutrone, si scoprì anche che un elemento, in natura, può essere costituito da più isotopi cioè da

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elementi che hanno lo stesso numero di protoni e quindi di elettroni ma che hanno un diverso numero di neutroni e quindi pesi atomici diversi. Per esempio in natura l’idrogeno esiste in tre diverse forme chiamate rispettivamente idrogeno H1

1 , deuterio D21 e trizio T3

1 . Ciascuno di essi viene denominato nuclide e caratterizzato da due numeri, scritti in alto ed in basso a sinistra, che rappresentano rispettivamente il numero di massa A (numero di nucleoni) ed il numero atomico Z (numero di protoni). Con la scoperta degli isotopi, il criterio di definizione della massa atomica relativamente all’ossigeno entrò in crisi poiché anch’esso ha i suoi isotopi e fu costruita quindi una terza scala dei pesi atomici, la quale si basava però sul peso atomico medio degli isotopi dell’ossigeno il cui valore è di 16.044.Si determinò quindi una grande confusione tra queste due ultime scale perché i chimici continuarono ad usare la prima mentre i fisici cominciarono ad usare la seconda. Si cercò quindi di trovare un elemento che avesse una costanza nelle abbondanze isotopiche e che l’uso di questo come riferimento, non sconvolgesse molto le scale precedenti. Così l’ossigeno fu a sua volta

sostituito dal carbonio C126 . In particolare oggi si fa riferimento ad

121 della massa del carbonio C12

6 .

La determinazione esatta del suo peso fu fatta con lo spettrometro di massa (figura 13 ) e fu calcolato essere pari a 1.9926⋅10-23

grammi, perciò quella dell’unità di massa atomica (u.m.a.) ,o unità chimica di massa, risultò avere valore pari a 1.9926⋅10-23/12=1.6605⋅10-24 grammi. Si definisce perciò massa atomica relativa (MAR) o peso atomico di un nuclide il rapporto tra la

massa effettiva dell’elemento considerato e la massa campione pari a 121 C12

6 (1.6605⋅10-24

grammi). In quanto rapporto tra due masse, la “MAR” è un numero adimensionale e rappresenta quante volte il nuclide considerato pesa di più dell’unita chimica di massa.

figura 13 È evidente a questo punto che era impensabile fornire una scala dei pesi atomici per tutti gli isotopi, perché sarebbe stata una tabella infinita e se vogliamo sterile nei contenuti. Infatti, quando ci si fosse trovato ad usare il peso atomico di un elemento ci si sarebbe trovati di fronte all’imbarazzo di

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scegliere l’isotopo. Quindi si pensò di costruire una scala da cui ricavare il valore del peso medio ponderale relativo degli isotopi degli elementi cioè:

100

%1

∑=

⋅=

n

iiNui

mMAR dove %i sta ad indicare l’abbondanza % sulla Terra dell’isotopo considerato.

Esempio 1) Si calcoli (il peso atomico) la Massa Atomica Relativa dell’atomo 14N la cui massa per atomo è di 2.3252*10-23g

Si ha immediatamente: 003.14106605.1103252.2

24

23

=⋅⋅

−

−

Esempio 2) Il Magnesio ha tre isotopi Isotopo Abbondanza % Massa atomica relativa 24Mg 78.60 23.993 u.m.a. 25Mg 10.11 24.994 “ 26Mg 11.29 25.991 “ Calcolare la Massa Atomica Relativa media:

=MAR 78.60⋅23.993+10.11⋅24.9994+11.29⋅25.991=24.3198 Esempio 3) Elencare le informazioni che si possono ricavare dal seguente simbolo Secondo la convenzione stabilita, i numeri all'apice e alla base del simbolo dell'elemento rappresentano rispettivamente il numero di massa A e il numero atomico Z di un atomo dell'elemento 1) Si tratta di un atomo dell'elemento rame 2) Il numero di protoni del nucleo è pari a Z cioè 29 3) La carica nucleare è +29 4) Il numero di elettroni dell'atomo è 29 5) Il numero di nucleoni è 63: 29 Protoni e (63 - 29) 34 Neutroni L’elemento ossigeno è costituito da una miscela di tre isotopi di numero atomico 8 e numero di massa rispettivamente 16, 17 e 18; di ciascun isotopo scrivere il simbolo, calcolare la carica nucleare e il numero di elettroni. Ricordando che per un generico atomo Z = n° atomico (numero di protoni) e che A = n° di massa (protoni + neutroni) 1) Il simbolo dell’idrogeno è O 2) La carica nucleare è data dal numero di protoni e cioè 8 3) In un atomo neutro il n° di elettroni è uguale al n° di protoni quindi è 8 Il numero di neutroni e dato da (A – Z) e quindi sono rispettivamente 8, 9 e 10 Esempio 5)Si osservi la seguente serie di atomi: Individuare gli atomi dello stesso elemento. Sono atomi dello stesso elemento quelli che hanno lo stesso numero atomico Z. Sono isotopi dell’elemento Uranio ( 235U, 238U, 239U)Sono isotopi dell’elemento Boro ( 11B e 10B) È un isotopo dell’elementoRame ( 63Cu) e = Carica elettrica elementare 1.6022•10-19 Coulombu.m.a.= Unità di Massa Atomica 1.6605•10-24 grammiZ (numero atomico) = n° di protoni

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A (numero di massa) = n° di protoni + n° di neutroni Isotopi sono i nuclidi che hanno uguale numero atomico ma diverso numero di massa. Elementi sono i nuclidi che hanno diverso numero atomico, a questi è stato dato un nome e sono rappresentati da simboli. E AB A+B Quindi possiamo dire che la situazione finale ha un contenuto di energia più alto rispetto a quella iniziale e in particolare è uguale al contenuto di energia che compete all’aggregato AB più quella fornita E. Riferendoci al nucleo di un atomo semplice come è il deuterio abbiamo: Protone + neutrone D2

1 + energia Per quanto detto sopra questa energia è uguale a quella necessaria per rompere il legame tra protone e neutrone. La sua relazione con il difetto di massa discende dalla equivalenza tra massa ed energia di Einstein: ΔE=ΔmC2 , dove C è la velocità della luce. Ad una diminuzione di massa del sistema corrisponde una diminuzione di energia e tale perdita viene attribuita alla formazione dei legami tra neutrone e protone. Esempio Si calcoli il valore dell'energia complessiva di legame tra i costituenti del nucleo dell'atomo con Z=4 e A=9; noto che per esso risulta

Bem 9

4 =9.01 u.m.a.(Nota: L'energia di legame

elettroni-nucleo per il Be è di 39.9*10-5 Mev = 399 eV ) Il difetto di massa Δm e l’energia nucleare mp= 1.0073 * 1.6605*10-27 kg; mn= 1.0087 * 1.6605*10-27 kg c = 2.9979*108 m/sec ; u.m.a.= 1.6605*10-27 kg ΔE = Δm c2 analisi dimensionale: kg ⋅m2 sec2 = Joule Equivalenze: 1eV = 1.6022*10-19 J , 1MeV= 106 * 1.6022*10-19 = 1.6022*10-13 J La Mole e la Grammomole Introdotto il concetto di unità di massa atomica, diviene subito facile definire il numero di Avogadro: sapendo che una unità di massa atomica pesa 1.66⋅10-24 grammi, quante unità di massa atomica occorrono per fare un grammo?

2324 100226.6

1066.11

⋅=⋅

=N

Difetto di massa : Δ m = Z m p + A - Z m n - m sperim. Nu

E nu = Z m p + A - Z m n - m sp. Nu c 2

E nu = Z 1.0073 + A - Z 1.0087 - m sp. Nuu.m.a. u.m.a 2.9979* 108 m/sec 2

E nu = Z 1.0073 + A - Z 1.0087 - M Nu 1.4922* 10 -10 J

E nu = Z 1.0073 + A - Z 1.0087 - M Nu 931.34 MeV

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la risposta è proprio il numero di Avogadro. Il numero di Avogadro rappresenta una quantità di materia che viene chiamata mole. Sapendo che la massa ponderale media relativa di un elemento è di 35.45 (Cloro) cioè 35.45 volte il peso dell’unità di massa atomica, quanto peseranno 6.0226⋅1023 particelle di tale elemento? Peso= 45.351066.145.35100226.6 2423 =⋅⋅⋅⋅ − grammi Cioè il peso totale di un numero di Avogadro di particelle di un elemento o di un composto è sempre uguale alla massa atomica relativa dell’elemento o del composto stesso espresso in grammi e viene chiamato grammomole. Il modello di Bohr dell’atomo di idrogeno Prima di entrare nel dettaglio sul modello atomico di Bohr è necessario introdurre alcune importanti ed essenziali nozioni sulle onde elettromagnetiche. Le onde elettromagnetiche sono determinate dal propagarsi di campi elettrici e magnetici nello spazio. Tali campi sono oscillanti con la stessa frequenza ed in concordanza fra loro e si propagano mantenendosi reciprocamente ortogonali. Esse non sono onde longitudinali come le onde di pressione ma sono onde trasversali come le onde elastiche che si possono produrre con una corda di chitarra. La loro velocità nel vuoto è pari a quella della luce.

fig 14

le onde elettromagnetiche sono caratterizzate da una lunghezza d’onda L che è la distanza tra i massimi di due creste consecutive ovvero tra due punti in fase, da un’ampiezza A che è la distanza del massimo di una cresta dal livello corrispondente alla posizione di quiete e da una frequenza f che rappresenta il numero di oscillazioni al secondo o numero di creste che in un determinato intervallo di tempo passano per un punto dato. La velocità dell’onda può essere espressa come:

Lfv ⋅= .

Si definisce poi T il periodo dell’onda elettromagnetica, pari ad f1 ed è il tempo che intercorre tra

una oscillazione ed un’altra, infine ω = 2πf è la pulsazione cioè il numero di oscillazioni al secondo espresse in radianti. Di onde elettromagnetiche ve ne sono di vario tipo a seconda della frequenza e

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dell’utilizzo che se ne fa.

Fig 15

Nella figura 15 viene riportato un grafico dove si evidenzia la suddivisione delle onde elettromagnetiche. Tra di esse quelle più energetiche sono quelle a più alta frequenza cioè i raggi gamma e i raggi X, poi di seguito vengono i raggi ultravioletti, la luce visibile, i raggi infrarossi, le microonde, e tutte le onde radio. Il campo di esistenza della luce visibile va da 400 nm a 750 nm.

fig 18

Quando un raggio attraversa l’interfaccia che separa due mezzi (figura 18) attraverso i quali si propaga, esso subisce una deviazione che segue una particolare legge descritta dall’ equazione di Snell. Chiamato μ l’angolo d’incidenza e φ l’angolo di rifrazione, tale legge si scrive:

( ) ( )φμ sennsenn 21 =

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dove n1 ed n2 sono i cosiddetti indici di rifrazione dei due mezzi. Quindi si ha:

( )( ) 21

1

2 nnn

sensen

==φμ

il termine n21 rappresenta l’indice di rifrazione del mezzo 2 rispetto al mezzo 1 ed è funzione della frequenza dell’onda incidente e ad essa direttamente proporzionale. Il mezzo che ha un indice di rifrazione maggiore risulta più rifrangente e quindi l’angolo tra la normale alla superficie di separazione e la direzione di propagazione del raggio è minore. Perciò nel caso illustrato in figura 18 il mezzo più rifrangente è il mezzo 2.

fig 19

Così quando un raggio elettromagnetico policromatico proveniente da qualsiasi sorgente attraversa, per esempio, un prisma di vetro, esso viene rifratto. Ciascuna onda monocromatica subisce una deviazione tanto maggiore quanto maggiore è la sua frequenza ottenendo in tal modo una scomposizione del raggio incidente in singoli raggi che vanno poi a colpire una lastra fotografica lasciando un’impronta caratteristica del raggio sorgente. Su tale principio si basa il funzionamento dello spettromentro.