Perché il ghiaccio resta a galla sull’acqua liquida? Per quale motivo acqua e olio tendono a separarsi? Come fa l’emoglobina nel sangue a legare l’ossigeno e perché il monossido di carbonio ne ostacola il trasporto? Fenomeni così diversi trovano una spiegazione coerente soltanto analizzando il comportamento della materia su scala atomica e molecolare. La comprensione della struttura interna degli atomi e delle regole che ne governano le combinazioni consente di interpretare le proprietà di sostanze semplici e composti, come l’acqua o l’anidride carbonica, collegando la struttura alla reattività e alle proprietà fisiche.

Ogni elemento chimico è caratterizzato da un’architettura atomica specifica. Il principio organizzativo che mette in relazione struttura e proprietà è la legge periodica, da cui discende la tavola periodica: una “mappa” degli elementi che ordina le proprietà chimico-fisiche in funzione della struttura elettronica. La disposizione periodica degli elementi permette di ricavare, in modo ragionato, tendenze nelle proprietà e di gettare le basi per comprendere la natura del legame chimico, dal quale emergono le caratteristiche dei sistemi su scala macroscopica.

L’unità fondamentale della materia elementare è l’atomo, ossia la più piccola porzione di un elemento che ne conserva le proprietà chimiche. Persino un frammento invisibile a occhio nudo di rame contiene miliardi di atomi disposti in modo ordinato. Le dimensioni atomiche sono estremamente ridotte; dal 1981, grazie al microscopio a scansione a effetto tunnel (STM, Scanning Tunneling Microscope), è possibile ottenere immagini della disposizione dei singoli atomi sulla superficie dei materiali (Figura 02.01-01).

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Microscopia atomica

Tecniche sofisticate, quali la microscopia elettronica ascansione per effetto tunnel,forniscono un'evidenza visiva della struttura degli atomi e delle molecole. Ogni punto rappresenta l'immagine di un singolo atomo di silicio su un chip di silicio.

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Alcuni nuclei atomici, in particolare quelli instabili, possono andare incontro a trasformazioni spontanee con emissione di particelle e radiazione elettromagnetica: è il decadimento radioattivo. Al di là di tali processi, la maggior parte degli atomi ordinari è costituita da tre particelle fondamentali: elettroni, protoni e neutroni. Sebbene esistano molte altre particelle subatomiche (neutrini, gluoni, quark, ecc.), ai fini della struttura atomica ordinaria l’attenzione si concentra su queste tre. L’atomo può essere descritto come formato da due regioni principali:

• il nucleo, compatto e carico positivamente, posto al centro dell’atomo; esso contiene protoni, dotati di carica positiva, e neutroni, elettricamente neutri;
• una regione estesa attorno al nucleo dove si distribuiscono gli elettroni, particelle con carica negativa e massa molto inferiore a quella di protoni e neutroni.

Le proprietà essenziali di tali particelle sono riepilogate nella (Tabella 02.01-01). Atomi di specie diverse differiscono nel numero di protoni, neutroni ed elettroni. Il numero di protoni identifica univocamente l’elemento. La notazione nucleare standard rappresenta un nuclide come \(^{A}_{Z}\mathrm{X}\), dove \(\mathrm{X}\) è il simbolo chimico, \(Z\) il numero atomico e \(A\) il numero di massa:

Per definizione, il numero atomico \(Z\) è il numero di protoni nel nucleo, mentre il numero di massa \(A\) è la somma di protoni e neutroni. La massa degli elettroni è trascurabile rispetto a quella nucleare nella maggior parte dei bilanci di massa atomici. Indicando con \(N\) il numero di neutroni, si ha:

\[ A = Z + N \quad \Rightarrow \quad N = A - Z. \]

In un atomo neutro il numero di elettroni è pari al numero di protoni; quindi il numero di elettroni in un atomo neutro è \(Z\). Nel caso di ioni, il numero di elettroni differisce da \(Z\) per un numero pari alla carica dell’ione.

Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento (uguale \(Z\)) che differiscono nel numero di neutroni e quindi nella massa nucleare totale \(A\). In altri termini, isotopi di un medesimo elemento hanno identico comportamento chimico ma diverse masse. Un esempio classico è fornito dall’idrogeno, che presenta tre isotopi naturali:

Nella denominazione usuale si indica l’elemento seguito dal numero di massa, come in carbonio-12 (C-12) e carbonio-14 (C-14):

Alcuni isotopi sono radioattivi e decadono emettendo particelle e/o radiazioni; si rivelano perciò utili come traccianti nello studio di processi biochimici. Poiché le interazioni chimiche dipendono soprattutto dalla configurazione elettronica esterna, due isotopi dello stesso elemento mostrano pressoché lo stesso comportamento chimico, mentre differiscono per stabilità e trasformazioni nucleari. Sostituendo in un sistema un isotopo stabile con l’analogo radioattivo, è possibile seguire il percorso della specie grazie alla radiazione emessa durante il decadimento.

L’esistenza degli isotopi spiega perché le masse atomiche riportate in tavola periodica, espresse in unità di massa atomica unificata (u), non sono in generale numeri interi. La massa atomica di un elemento è infatti la media pesata delle masse dei suoi isotopi naturali, con pesi pari alle abbondanze relative. Ciò va distinto dal numero di massa \(A\), che è un intero riferito a un singolo nuclide (protoni + neutroni).

Esercizio. Il cloro ha numero atomico \(Z=17\) e in natura è presente principalmente come due isotopi, cloro-35 e cloro-37, in rapporto di abbondanza circa \(3{:}1\). Stimare la massa atomica media del cloro e confrontarla con il valore tabulato.

Svolgimento. Considerando masse isotopiche arrotondate a 35 u e 37 u e abbondanze del 75% e 25% rispettivamente, si ha:

\[ \bar{m}(\mathrm{Cl}) \approx 0.75 \times 35\,\mathrm{u} + 0.25 \times 37\,\mathrm{u} = 26.25\,\mathrm{u} + 9.25\,\mathrm{u} = 35.50\,\mathrm{u}. \]

Il valore in tavola periodica è 35.45 u, leggermente inferiore alla stima approssimata; la discrepanza riflette le abbondanze naturali reali (non esattamente 3:1) e l’impiego di masse isotopiche più precise. Si noti che 35.45 u è una media pesata, mentre il numero di massa di un singolo isotopo del cloro resta un intero (35 o 37).