La struttura atomica e i suoi componenti

La Rivoluzione dei Modelli Atomici: Thomson e Rutherford

La nostra comprensione della struttura atomica ha subito una trasformazione radicale grazie ai contributi di eminenti scienziati come J.J. Thomson e Ernest Rutherford. Nel 1897, Thomson scoprì l'elettrone, una particella subatomica con carica negativa, e propose un modello atomico in cui gli elettroni erano immersi in una sfera di carica positiva uniformemente distribuita, simile a un "panettone" o "plum pudding". Tuttavia, questo modello fu rivoluzionato dagli esperimenti di Rutherford nel 1911, che dimostrarono l'esistenza di un nucleo atomico denso e positivamente carico. Rutherford dedusse ciò osservando che alcune particelle alfa, sparate contro una sottile lamina d'oro, venivano deflesse o rifratte, mentre la maggior parte passava attraverso senza subire deviazioni significative. Questo portò alla formulazione del modello nucleare dell'atomo, in cui gli elettroni orbitano attorno a un nucleo centrale, contrariamente alla distribuzione uniforme di carica positiva del modello di Thomson.

Il Numero Atomico e l'Identità degli Elementi

Il numero atomico (Z) è un parametro cruciale nella definizione della struttura atomica, corrispondente al numero di protoni nel nucleo di un atomo. In un atomo neutro, il numero di elettroni è uguale al numero atomico, garantendo l'equilibrio elettrico. Il numero atomico è unico per ogni elemento chimico e determina la sua identità. Per esempio, il carbonio ha sempre sei protoni, mentre l'azoto ne ha sette. Gli atomi possono diventare ioni guadagnando o perdendo elettroni, risultando in una carica netta positiva o negativa. Ad esempio, il cloro (Z=17) diventa uno ione cloruro (Cl-) acquisendo un elettrone, mentre il magnesio (Z=12) forma uno ione magnesio (Mg2+) perdendo due elettroni. Questi processi di ionizzazione non modificano il numero atomico, che rimane la firma inconfondibile dell'elemento.

Il Numero di Massa e la Variabilità degli Isotopi

Il numero di massa (A) è un altro indicatore fondamentale nella caratterizzazione degli atomi, rappresentando la somma dei protoni e dei neutroni nel nucleo. Questo numero fornisce informazioni sulla massa atomica e consente di distinguere tra isotopi, che sono atomi dello stesso elemento con lo stesso numero atomico ma diverso numero di neutroni. Gli isotopi hanno identiche proprietà chimiche, ma possono differire in termini di proprietà fisiche, come la stabilità e il comportamento in reazioni nucleari, a causa della loro diversa massa. Il cloro, ad esempio, si trova comunemente come isotopi 35Cl e 37Cl, con 18 e 20 neutroni rispettivamente. L'idrogeno presenta isotopi noti come protio (1H), deuterio (2H) e trizio (3H), con zero, uno e due neutroni rispettivamente, che hanno applicazioni significative in ambiti come la fusione nucleare e la tracciatura isotopica.

Il Modello Atomico di Dalton e la Nascita della Teoria Atomica

Prima delle scoperte di Thomson e Rutherford, John Dalton aveva posto le fondamenta della teoria atomica moderna. Nel 1803, Dalton formulò l'ipotesi che la materia fosse composta da particelle indivisibili e indistruttibili chiamate atomi. Il suo modello atomico suggeriva che gli atomi di un dato elemento fossero identici in termini di massa e proprietà, mentre atomi di elementi diversi differivano in questi aspetti. Secondo Dalton, gli atomi di un elemento non potevano trasformarsi in atomi di un altro elemento, ma potevano combinarsi in proporzioni definite per formare composti chimici. La teoria atomica di Dalton spiegò le leggi ponderali delle reazioni chimiche e affermò l'atomo come l'unità fondamentale della materia, che conserva la sua identità chimica anche quando combinato in molecole più complesse.