Course notes First part

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1.1 Atomi, molecole e ioni Il modello atomico che siamo oggi abituati a conoscere è frutto di lunghi lavori e ricerche effettuate sugli elementi che ci circondano ed è stato spesso soggetto a rimodulazioni evidenti: tuttavia il modello definitivo nasce dallo studio di Thomson-Rutherford che individuarono le tre tipologie di particelle atomiche rilevanti per la chimica, ossia i protoni (carica positiva), i neutroni (carica neutra) e gli elettroni (carica negativa). Il modello prevede che le prime si trovino in un nucleo molto piccolo ma che abbiano massa maggiore, praticamente la massa dell’atomo; gli elettroni invece circondano il nucleo e descrivono la maggior parte del volume atomico bensì hanno una massa praticamente trascurabile. Tutti gli atomi dello stesso elemento hanno lo stesso numero di protoni nel nucleo: tale numero, indicato con Z, rappresenta il numero atomico. Il percorso della chimica fu segnato dall’eccellente ricerca di Lavoisier il quale oltrepassò il mondo dell’alchimia medioevale per studiare come gli elementi si combinassero tra loro ma soprattutto in quali rapporti e quantità: fu solo il primo passo per la definizione della massa relativa degli elementi, allora basata sulla massa pari a 1 dell’idrogeno (Dalton). La massa atomica (u) oggi conosciuta ha invece come unità fondamentale il carbonio-12, atomo di carbonio con 6 protoni e 6 neutroni al quale è stata assegnata massa pari a 12: dunque un'unità di massa atomica, 1 u, è un dodicesimo quella del carbonio-12. Poiché i protoni e i neutroni hanno massa vicina all’ 1 u, mentre gli elettroni sono circa 1/2000 di questo valore, conoscendo il numero di protoni e neutroni si può stabilire la massa approssimata dell’atomo: la somma delle particelle nucleari è chiamata numero di massa A. Si è visto però…