Atomi ed elementi
Nella forma in cui la teoria atomica fu proposta da John Dalton nel 1805, un elemento è una sostanza pura costituita da un solo tipo di atomi. Gli atomi sono da considerarsi indivisibili, dal punto di vista chimico, in sostanze più semplici. Gli atomi, possiedono a loro volta, una struttura discreta costituita da protoni, elettroni e neutroni.
Il protone è una particella contenuta nel nucleo, parte centrale degli
atomi, e possiede una carica elettrica positiva di 1,602·10-19C
ed una massa di
1,6725·10-24 g.
Il neutrone è contenuto nel nucleo atomico, è elettricamente neutro ed ha una massa di 1,6748·10-24 g.
L'elettrone è una particella extranucleare con carica elettrica negativa di 1,602·10-19C e una massa di 9,108·10-28 g.
Come conseguenza dell'uguaglianza in valore assoluto della carica elettrica di protone ed elettrone, gli atomi risultano elettricamente neutri, dato che contengono un ugual numero di elettroni e protoni.
Nella teoria atomica di Dalton:
1 Ciascun elemento è costituito da minuscole particelle chiamate atomi. Gli atomi sono indistruttibili e indivisibili.
2 Gli atomi di un dato elemento sono tutti uguali tra loro: hanno la stessa massa e mostrano proprietà identiche che li rendono diversi dagli atomi di qualsiasi altro elemento.
3 Un composto è costituito da due o più atomi di differenti elementi combinati chimicamente.
4 In una comune reazione chimica gli atomi sono indivisibili e quindi non cambiamo di massa. Gli atomi non possono essere ne creati ne distrutti, varia semplicemente il modo in cui si aggregano tra loro.
5 Le reazioni chimiche avvengono tra numeri interi di atomi. Questo vuol dire che nelle reazioni chimiche sono coinvolti solo atomi interi e non parti di atomi (mezzo atomo, un quarto di atomo etc..).
Tutti gli atomi di un certo elemento possiedono lo stesso numero di protoni, questo numero, viene chiamato numero atomico dell'elemento e si indica col simbolo Z.
I simboli rappresentanti i singoli elementi sono raccolti nella tabella degli elementi, chiamata anche tabella periodica degli elementi:
Ogni simbolo della tabella è preceduto dal numero atomico che indica il numero di protoni. Gli atomi sono elettricamente neutri, di conseguenza, il numero dei protoni deve essere uguale al numero di elettroni periferici. Si deduce che il numero atomico corrisponde anche al numero degli numero di elettroni presenti attorno al nucleo. Ad esempio, l'atomo di azoto (N) ha numero atomico Z=7 dunque l'atomo di azoto possiede 7 protoni e 7 elettroni.
Isotopi e numero atomico
Come si è detto, tutti gli atomi di un elemento hanno lo stesso numero di protoni; ma nel nucleo sono presenti anche i neutroni che hanno una massa paragonabile a quella dei protoni. Eventuali differenze di massa tra atomi dello stesso elemento possono essere causate dal fatto che non tutti gli atomi di uno stesso elemento hanno lo stesso numero di neutroni. L'idrogeno ha un isotopo principale (prozio) che non possiede alcun neutrone ma esistono atomi di idrogeno che possiedono un neutrone (deuterio) oppure due neutroni (trizio).
Gli atomi con ugual numero di protoni ma diverso numero di neutroni sono detti isotopi.
Gli isotopi sono identificati dal numero di massa.
La somma del numero di protoni e di neutroni di un elemento è chiamato numero di massa e si indica con la lettera A.
A = Z + n
Dove n è il numero di neutroni.
L'isotopo dodici del carbonio contiene sei protoni e 6 neutroni A=6+6=12 e si rappresenta 126C oppure 12 C.
Massa atomica
Le masse dei singoli atomi sono comprese in un intervallo tra 10-21÷10-24 g. Non risulta, dunque, opportuno esprimerle in queste unità di misura. Si è pensato allora a far riferimento ad un'altra unità: l'unità di massa atomica [ u ].
L'unità di massa atomica (simbolo u) corrisponde esattamente ad un dodicesimo della massa di carbonio-12, il cui nucleo possiede sei protoni e sei neutroni.
La massa atomica di un atomo di carbonio-12 è dunque uguale a 12 u. Dato che la massa di un elettrone è trascurabile e dal momento che l'atomo di carbonio 12 possiede 6 neutroni e 6 protoni si conclude che ciascuno di questi ha una massa pari ad 1 u.
La corrispondenza tra unità di massa atomica e grammi è la seguente:
1
u = 1,661·10-24 g
1 g = 6,022·1023 u
Ad esempio: la massa di ,manganese Mn-55 è di 54,938 u, qual'è
la sua massa in grammi?
Moltiplicando la massa in u di Mn-55 per il fattore di conversione:
54,938·1,661·10-24=9,125·10-23 g
Bisogna poi specificare che ogni elemento è presente in natura in una miscela di isotopi dalla composizione ben determinata, cioè , in tutti i campioni naturali di un elemento ciascun isotopo è presente in una percentuale precisa chiamata abbondanza relativa. La tabella seguente riporta l'abbondanza relativa degli isotopi di alcuni elementi.
| massa atomica [u] | percentuale | |
| 11H | 1,007825 | 99,985 |
| 21H | 2,01400 | 0,015 |
| 32He | 3,01603 | 0,00013 |
| 42He | 4,00260 | 100 |
| 126C | 12,0 | 98,89 |
| 136C | 13,00335 | 1,11 |
| 147N | 14,00307 | 99,63 |
| 157N | 15,00011 | 0,37 |
| 168O | 15,99491 | 99,759 |
| 178O | 16,99474 | 0,037 |
| 188O | 17,99477 | 0,204 |
| 199F | 18,99840 | 100 |
| 3216S | 31,97146 | 95,0 |
| 3316S | 32,97146 | 0,76 |
| 3416S | 33,96786 | 4,22 |
| 3616S | 35,96709 | 0,014 |
| 3517Cl | 34,96885 | 75,53 |
| 3717Cl | 36,96590 | 24,47 |
| 3919K | 38,96371 | 93,1 |
| 4019K | 39,974 | 0,00118 |
| 4119K | 40,96184 | 6,88 |
In pratica, quando si misura la massa degli atomi di un dato elemento si ricava semplicemente un valore medio delle masse dei diversi isotopi che lo compongono.
Si definisce massa atomica di un elemento la massa media dei suoi atomi, espressa in unità di massa atomica [u].
Gli esempi seguenti mostrano come ricavare tale valore.
Esempio 1 : l'elemento boro è una miscela di due
isotopi: boro-10 e boro-11, la cui abbondanza relativa è del 19,9% per il
boro-10 (massa 10,01294 u) mentre è dell'80,1% per il boro-11 (massa 11,00931
u). Calcolare la massa atomica del boro.
Il calcolo è molto semplice:
con quattro cifre significative la massa atomica del boro è di 10,81 u.
esempio 2 : il cloro è presente in natura come
miscela di isotopi
35 Cl (34,96885 u, 75,53%)
37 Cl (36,9659 u, 24,47%)
quale è la massa atomica del cloro naturale?
esempio 3 : il cromo è costituito da quattro isotopi
50 Cr (49,9461 u,
4,352%)
52 Cr (51,9405 u,
83,764%)
53 Cr (52,9407 u,
9,509%)
54 Cr (53,9389 u,
2,375%)
quale è la massa atomica media del cromo?
esempio 4 : la massa atomica del bromo è 79,909 u. Quali sono le abbondanze percentuali naturali dei suoi due isotopi 79 Br e 81 Br aventi masse atomiche rispettivamente 78,9183 u e 80,9163 u?
Chiamando x la percentuale del 79 Br e y la percentuale del 81 Br :
Una volta nota la massa atomica dei vari elementi che fanno parte di un composto chimico è molto facile ricavare la massa molecolare (o peso molecolare) di quel composto.