Evoluzione della Teoria Atomica: Dai Modelli Classici ai Legami Chimici

Le Origini della Teoria Atomica Moderna

Le teorie atomiche moderne si basano su esperimenti condotti tra la fine del XIX e l'inizio del XX secolo, che fornirono le prime prove della divisibilità dell'atomo. I due tipi principali di esperimenti furono:

• Scariche di energia elettrica attraverso gas a bassa pressione.
• Bombardamento di sottili lamine metalliche (o altre sostanze) con particelle emesse da sostanze radioattive.

La Scoperta delle Particelle Subatomiche

• 1897: Joseph John Thomson scopre l'elettrone.
• 1911: Ernest Rutherford scopre il protone (identificato come il nucleo dell'atomo di idrogeno).
• 1932: James Chadwick scopre il neutrone.

I Modelli Atomici

Modello Atomico di Thomson (Modello a Panettone)

Secondo Thomson, l'atomo è una sfera di carica elettrica positiva in cui sono immersi gli elettroni (con carica negativa), in numero tale da rendere l'atomo elettricamente neutro.

Concetti Fondamentali della Struttura Atomica

• Numero Atomico (Z): Corrisponde al numero di protoni nel nucleo.
• Numero di Massa (A): È la somma del numero di protoni e del numero di neutroni nel nucleo.
• Isotopi: Atomi dello stesso elemento (stesso numero atomico) ma con un diverso numero di massa (quindi un diverso numero di neutroni).
• Isobari: Atomi di elementi diversi con lo stesso numero di massa ma diverso numero atomico.
• Massa Atomica: È la media ponderata delle masse dei diversi isotopi di un elemento, tenendo conto della loro abbondanza in natura.

Modello Atomico di Rutherford (Modello Planetario)

Il modello di Rutherford descrive l'atomo in questo modo:

• Esiste un nucleo centrale positivo dove si concentra la quasi totalità della massa dell'atomo.
• Gli elettroni, con carica negativa, orbitano attorno al nucleo in orbite circolari concentriche.
• C'è un enorme spazio vuoto tra il nucleo e gli elettroni; il nucleo è circa 10.000 volte più piccolo del volume totale dell'atomo.
• L'atomo nel suo complesso è elettricamente neutro.

La Teoria dei Quanti di Planck

L'energia che un atomo assorbe o emette non è continua, ma avviene in pacchetti discreti chiamati quanti. L'energia di un quanto è un multiplo esatto di una quantità fondamentale, secondo la relazione: E = h × ν, dove h è la costante di Planck (6,626 x 10^-34 J·s).

Modello Atomico di Bohr

Il modello di Bohr perfeziona quello di Rutherford introducendo i concetti quantistici:

• L'atomo ha un nucleo centrale positivo dove si concentra quasi tutta la massa.
• Gli elettroni negativi ruotano attorno al nucleo solo in orbite stazionarie (o permesse) circolari e concentriche, senza emettere energia.
• Sono permesse solo le orbite che soddisfano la condizione di quantizzazione del momento angolare: mvr = n(h/2π).
• L'atomo assorbe o emette energia sotto forma di radiazione elettromagnetica (fotoni) solo quando un elettrone "salta" da un'orbita permessa a un'altra.

Modello Quantomeccanico dell'Atomo

Questo modello descrive lo stato energetico di un elettrone attraverso quattro numeri quantici, che ne definiscono l'orbitale:

• Numero Quantico Principale (n): Definisce il livello energetico principale. Può assumere valori interi positivi: n = 1, 2, 3, ...
• Numero Quantico Secondario (o Azimutale, l): Definisce la forma dell'orbitale (il sottolivello energetico). Può assumere valori interi da 0 a n-1.
• Numero Quantico Magnetico (m): Definisce l'orientamento dell'orbitale nello spazio. Può assumere valori interi da -l a +l, incluso lo 0.
• Numero Quantico di Spin (s): Definisce il momento angolare intrinseco dell'elettrone (il suo "senso di rotazione"). Può assumere solo due valori: +1/2 o -1/2.

Configurazione Elettronica e Riempimento degli Orbitali

Definizioni

• Un livello energetico è definito dal numero quantico n.
• Un sottolivello energetico è definito dai numeri quantici n e l.
• Un orbitale è definito dai numeri quantici n, l e m.

Principi di Riempimento

• Regola di Hund (o della massima molteplicità): Quando si riempiono orbitali degeneri (con la stessa energia), gli elettroni occupano il maggior numero possibile di orbitali, disponendosi con spin parallelo prima di accoppiarsi.
• Regola di Madelung (Principio di Aufbau): Gli orbitali vengono riempiti in ordine di energia crescente. L'energia è determinata dalla somma n+l. A parità di n+l, ha energia inferiore l'orbitale con il valore di n più basso.

Ordine di Riempimento dei Sottolivelli

L'ordine in cui gli elettroni occupano i sottolivelli è il seguente:

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p

La Tavola Periodica degli Elementi

La tavola periodica ordina gli elementi in base al loro numero atomico crescente, raggruppandoli per proprietà chimiche e fisiche simili. È organizzata in 18 gruppi e 7 periodi.

• Gruppo: Una colonna della tavola periodica. Gli elementi di uno stesso gruppo hanno proprietà chimiche simili e la stessa configurazione elettronica esterna (elettroni di valenza).
• Periodo: Una riga della tavola periodica. Gli elementi di uno stesso periodo hanno lo stesso livello energetico più esterno. Le loro proprietà chimiche non sono simili.

Proprietà Periodiche

Le proprietà periodiche sono caratteristiche degli elementi che variano in modo prevedibile lungo i gruppi e i periodi della tavola.

• Energia di Ionizzazione: L'energia minima necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo allo stato gassoso.
• Affinità Elettronica: L'energia liberata (o richiesta) quando un atomo allo stato gassoso cattura un elettrone. La sua variazione nella tavola è simile a quella dell'energia di ionizzazione.
• Elettronegatività: La misura della tendenza di un atomo ad attrarre a sé gli elettroni in un legame chimico. La sua variazione è simile a quella dell'energia di ionizzazione.
• Raggio Atomico: La metà della distanza minima di avvicinamento tra due atomi dello stesso elemento. Aumenta scendendo lungo un gruppo e diminuisce spostandosi da sinistra a destra lungo un periodo.

Il Legame Chimico

Un legame chimico è l'unione tra due o più atomi che permette loro di raggiungere una configurazione elettronica più stabile rispetto a quando sono separati.

Concetti Chiave del Legame

• Energia di Legame: L'energia liberata durante la formazione di un legame (e, specularmente, l'energia che deve essere fornita per romperlo).
• Lunghezza di Legame: La distanza di equilibrio tra i nuclei di due atomi legati.
• Struttura di Lewis: Una rappresentazione grafica degli elettroni di valenza (quelli del livello energetico più esterno) attorno al simbolo di un elemento.
• Teoria di Lewis (Regola dell'Ottetto): Gli atomi tendono a legarsi tra loro perdendo, acquistando o condividendo elettroni per raggiungere la configurazione elettronica stabile di un gas nobile (generalmente con 8 elettroni di valenza).

Tipi di Legami Chimici e Forze Intermolecolari

• Legame Ionico: Si forma per attrazione elettrostatica tra ioni di carica opposta (un catione positivo e un anione negativo), tipicamente tra un metallo e un non metallo.
• Legame Covalente: Si forma quando due atomi condividono una o più coppie di elettroni.
• Legame Covalente Polare: Un legame covalente in cui la coppia di elettroni condivisa è attratta maggiormente dall'atomo più elettronegativo, creando una parziale carica positiva e una parziale carica negativa.
• Legame Metallico: Caratteristico dei metalli, in cui gli elettroni di valenza sono delocalizzati e formano un "mare di elettroni" che tiene uniti i cationi metallici in un reticolo cristallino.
• Legame a Idrogeno (o Ponte a Idrogeno): Una forte attrazione intermolecolare che si verifica quando un atomo di idrogeno, legato a un atomo molto elettronegativo (come O, N, F), viene attratto da un altro atomo elettronegativo di una molecola vicina.
• Forze di van der Waals: Forze di attrazione deboli tra molecole, causate da fluttuazioni temporanee o permanenti nella distribuzione della carica elettrica.