Atomo: struttura, particelle e concetti fondamentali

Che cos’è un atomo

Un atomo è la più piccola unità di un elemento chimico che ne conserva le caratteristiche chimiche. Questa definizione permette di distinguere subito tre concetti spesso confusi:

• elemento chimico → insieme di atomi caratterizzati dallo stesso numero di protoni;
• atomo → singola unità dell’elemento;
• molecola → struttura costituita da due o più atomi legati tra loro secondo una determinata organizzazione.

Per esempio, l’ossigeno è un elemento chimico.
Un singolo atomo di ossigeno è identificato dal simbolo O, mentre una molecola di ossigeno presente comunemente nell’atmosfera è costituita da due atomi legati tra loro e viene rappresentata come O₂.

Un’altra distinzione importante riguarda ciò che avviene durante una reazione chimica.
Nelle normali trasformazioni chimiche non viene modificata l’identità del nucleo atomico: cambiano soprattutto la distribuzione degli elettroni e i legami che gli atomi formano con altri atomi.
Le trasformazioni che modificano il nucleo appartengono invece all’ambito dei fenomeni nucleari.

Com’è fatto un atomo

L’atomo può essere descritto distinguendo due regioni principali:

• il nucleo;
• la regione extranucleare nella quale si trovano gli elettroni.

Nonostante l’atomo sia estremamente piccolo, la sua struttura interna presenta differenze fondamentali tra queste due zone.

Il nucleo atomico

Il nucleo occupa una porzione molto piccola del volume dell’atomo, ma contiene quasi tutta la sua massa.

Al suo interno troviamo:

• protoni, dotati di carica elettrica positiva;
• neutroni, elettricamente neutri.

Protoni e neutroni vengono complessivamente chiamati nucleoni.
Il numero dei protoni è particolarmente importante perché determina quale elemento chimico stiamo osservando. Un atomo con un protone è idrogeno.
Un atomo con sei protoni è carbonio. Un atomo con otto protoni è ossigeno.

Cambiare il numero dei protoni significa quindi cambiare elemento.

Gli elettroni

Gli elettroni possiedono carica negativa e occupano la regione esterna al nucleo. La loro massa è molto inferiore rispetto a quella di protoni e neutroni, ma il loro ruolo è decisivo nel comportamento chimico dell’atomo.

Sono infatti soprattutto gli elettroni, e in particolare quelli più esterni, a determinare:

• la formazione dei legami;
• la reattività;
• molte delle proprietà chimiche dell’elemento.

È quindi importante non considerare gli elettroni come particelle “meno importanti” semplicemente perché contribuiscono molto poco alla massa complessiva.

Protoni, neutroni ed elettroni: le differenze

Per memorizzare la struttura atomica può essere utile confrontare direttamente le tre principali particelle.

Questa distinzione permette già di risolvere numerosi quesiti sulla struttura atomica.

Numero atomico e numero di massa

Per descrivere un atomo vengono utilizzate due quantità fondamentali: numero atomico e numero di massa.

Il numero atomico, indicato con Z, corrisponde al numero di protoni presenti nel nucleo: Z = numero di protoni.
Poiché è il numero dei protoni a determinare l’identità dell’elemento, due atomi con lo stesso Z appartengono allo stesso elemento.

Il numero di massa, indicato con A, corrisponde invece alla somma di protoni e neutroni: A = protoni + neutroni.
Di conseguenza il numero dei neutroni può essere ricavato attraverso: N = A − Z.

Per esempio, un atomo con:

• Z = 6;
• A = 12

contiene:

• 6 protoni;
• 6 neutroni.

Se l’atomo è neutro, possiede anche 6 elettroni.

Su UniD Formazione è già disponibile un approfondimento dedicato a numero atomico e numero di massa, con esempi sulla struttura del nucleo e sugli isotopi.

Numero di massa e massa atomica non sono la stessa cosa

Questa distinzione merita particolare attenzione.

Il numero di massa A è un numero intero e indica quanti protoni e neutroni sono presenti nel nucleo di uno specifico isotopo.
La massa atomica relativa che compare nella tavola periodica rappresenta invece un valore legato alle masse degli isotopi dell’elemento e alle loro abbondanze relative.

Per questo, nella tavola periodica, la massa atomica non è generalmente espressa come un numero intero.
Confondere numero di massa e massa atomica è uno degli errori più frequenti nello studio introduttivo della chimica.

Atomo neutro, ione e isotopo: qual è la differenza?

Non tutti gli atomi devono necessariamente essere neutri. Un atomo neutro possiede lo stesso numero di protoni ed elettroni.
Se il numero degli elettroni cambia, si forma uno ione.

Catione

Quando un atomo perde uno o più elettroni, possiede un eccesso di carica positiva e diventa un catione.

Anione

Quando acquista uno o più elettroni, presenta invece una carica complessiva negativa e diventa un anione.

È importante comprendere che nella formazione ordinaria di uno ione non cambia il numero dei protoni. L’elemento rimane lo stesso.

Isotopi

Gli isotopi sono invece atomi dello stesso elemento che possiedono:

• uguale numero di protoni;
• diverso numero di neutroni.

Hanno quindi lo stesso numero atomico Z, ma diverso numero di massa A.

Un esempio classico è rappresentato dagli isotopi del carbonio, come carbonio-12, carbonio-13 e carbonio-14.
La differenza non riguarda dunque il numero dei protoni — altrimenti avremmo elementi diversi — ma quello dei neutroni.

Come è cambiato il modello dell’atomo

La nostra rappresentazione dell’atomo non è nata nella forma attuale.
Nel corso della storia della chimica e della fisica sono stati proposti diversi modelli atomici, ognuno capace di spiegare alcune osservazioni ma successivamente modificato o superato alla luce di nuove prove sperimentali.

È utile studiarli non come una successione di definizioni isolate, ma come tappe di un unico percorso scientifico.

Dalton: l’atomo come unità della materia

All’inizio dell’Ottocento John Dalton elaborò una teoria atomica secondo la quale la materia era costituita da particelle elementari chiamate atomi.
Il modello prevedeva, tra gli altri aspetti, che gli atomi dei diversi elementi fossero differenti e che i composti si formassero mediante combinazioni definite tra atomi.

Alcune formulazioni originali di Dalton — come l’indivisibilità assoluta dell’atomo — sono state successivamente superate dalla scoperta delle particelle subatomiche.
Il valore storico della teoria rimane però enorme perché contribuì a costruire una spiegazione quantitativa della materia e delle reazioni chimiche.

Se vuoi approfondire, UniD Formazione dedica un articolo specifico alla teoria atomica di Dalton e alla nascita del primo modello atomico moderno.

Thomson e la scoperta dell’elettrone

La scoperta dell’elettrone dimostrò che l’atomo non era indivisibile.
Joseph John Thomson propose quindi un modello nel quale gli elettroni, dotati di carica negativa, erano inseriti all’interno di una distribuzione di carica positiva.

Questo modello viene spesso ricordato attraverso l’analogia del plum pudding. Il suo limite principale era quello di non prevedere l’esistenza di un piccolo nucleo centrale.

Rutherford e il nucleo atomico

Gli esperimenti associati a Ernest Rutherford mostrarono che gran parte dell’atomo è costituita da spazio e che la carica positiva, insieme a quasi tutta la massa, è concentrata in una regione centrale molto piccola: il nucleo.
Fu un cambiamento fondamentale.

L’atomo non poteva più essere rappresentato come una distribuzione uniforme di materia e carica.

Bohr e i livelli energetici

Nel 1913 Niels Bohr propose un modello atomico (modello atomico di Bohr) particolarmente efficace per descrivere l’atomo di idrogeno.
Gli elettroni potevano occupare soltanto determinati livelli energetici quantizzati e passare da un livello all’altro assorbendo o emettendo quantità definite di energia.

Il modello spiegava bene lo spettro dell’idrogeno, ma non era sufficiente per descrivere in modo completo gli atomi più complessi.
Oggi rappresenta quindi una tappa fondamentale della storia della teoria atomica, non il modello definitivo dell’atomo.

Dal modello di Bohr agli orbitali

La meccanica quantistica ha modificato profondamente il modo di descrivere gli elettroni. Nel modello moderno non si immagina l’elettrone come un piccolo pianeta che percorre una traiettoria perfettamente definita intorno al nucleo.
Si utilizzano invece gli orbitali atomici, regioni dello spazio descritte matematicamente e associate alla probabilità di trovare un elettrone.

È una distinzione essenziale:

orbita → traiettoria definita;
orbitale → distribuzione probabilistica associata allo stato dell’elettrone.

Da qui si sviluppano concetti come:

• livelli e sottolivelli energetici;
• numeri quantici;
• configurazione elettronica;
• principio di esclusione di Pauli;
• regola di Hund.

Il syllabus attuale di Chimica per il percorso di accesso alle lauree mediche comprende espressamente numeri quantici, orbitali, principio di Pauli, principio di indeterminazione di Heisenberg, regola di Hund e configurazione elettronica.

Configurazione elettronica: come si dispongono gli elettroni

La configurazione elettronica descrive la distribuzione degli elettroni nei diversi orbitali di un atomo. Per determinarla si utilizzano alcuni principi fondamentali.

Tra questi troviamo:

• principio di Aufbau;
• principio di esclusione di Pauli;
• regola di Hund.

Il principio di esclusione di Pauli stabilisce che due elettroni nello stesso atomo non possono possedere tutti e quattro i numeri quantici identici. Di conseguenza, un singolo orbitale può ospitare al massimo due elettroni con spin opposto.
Onde evitare sovrapposizioni, abbiamo pubblicato un approfondimento specifico sul numero quantico di spin e principio di esclusione di Pauli.

La regola di Hund interviene invece quando sono disponibili più orbitali degeneri: gli elettroni tendono a occuparli singolarmente, con spin paralleli, prima di appaiarsi. Anche questo argomento è sviluppato in una guida dedicata alle applicazioni della regola di Hund, che approfondisce inoltre il rapporto con Aufbau e Pauli.

Dall’atomo alla tavola periodica

Studiare la struttura atomica permette di comprendere anche la logica della tavola periodica degli elementi. Gli elementi sono ordinati in base al loro numero atomico crescente. Ma la posizione nella tavola non serve soltanto a identificare un elemento.

La configurazione elettronica permette di comprendere perché gli elementi appartenenti allo stesso gruppo possano presentare comportamenti chimici simili e perché determinate proprietà cambino con regolarità lungo periodi e gruppi.

È da qui che derivano le cosiddette proprietà periodiche, tra cui:

• raggio atomico;
• energia di ionizzazione;
• affinità elettronica;
• elettronegatività.

UniD Formazione dedica già un approfondimento specifico alle proprietà periodiche degli elementi, collegandole alla struttura della tavola e alla configurazione elettronica. La progressione logica diventa quindi: numero atomico → configurazione elettronica → posizione nella tavola periodica → proprietà chimiche.

Perché gli atomi formano legami

Gli atomi non sono normalmente studiati come sistemi completamente isolati.
Una delle domande centrali della chimica riguarda infatti il modo in cui interagiscono per formare:

• molecole;
• ioni poliatomici;
• solidi;
• strutture più complesse.

A determinare gran parte di queste interazioni sono soprattutto gli elettroni di valenza, cioè quelli appartenenti agli strati elettronici più esterni. La configurazione elettronica aiuta quindi a comprendere perché determinati elementi abbiano maggiore o minore tendenza a:

• perdere elettroni;
• acquistarli;
• condividerli.

Da qui si arriva allo studio dei legami chimici, che costituisce un argomento autonomo e molto più ampio. Il syllabus di Chimica per le lauree mediche collega infatti direttamente struttura dell’atomo, sistema periodico e legami, comprendendo legame covalente, ionico, ibridazione, teoria VSEPR e interazioni deboli.

Nella struttura del topic cluster di UniD Formazione questa pagina deve quindi introdurre il passaggio, mentre il contenuto specifico sui legami chimici può approfondirne tipologie e caratteristiche.

Perché conoscere l’atomo è importante nei test e negli esami

La struttura dell’atomo non è soltanto un capitolo introduttivo di chimica. È un prerequisito per comprendere molti argomenti successivi.

Nel programma attuale di Chimica e Propedeutica Biochimica per Medicina, Odontoiatria e Veterinaria, l’Unità didattica 1 è dedicata proprio a:

• costituzione della materia;
• teoria atomica;
• nucleo;
• protoni e neutroni;
• numero atomico e numero di massa;
• massa atomica;
• isotopi;
• numeri quantici;
• orbitali;
• Pauli;
• Heisenberg;
• Hund;
• configurazione elettronica;
• sistema periodico;
• proprietà periodiche;
• legami chimici.

Questo aiuta anche a capire perché lo studio dell’atomo non dovrebbe essere affrontato come una serie di definizioni da memorizzare.
Per esempio, un quesito può richiedere di dedurre:

• quanti neutroni possiede un isotopo;
• quanti elettroni contiene uno ione;
• quale configurazione elettronica corrisponde a un elemento;
• in quale gruppo o periodo si colloca;
• come varia una proprietà periodica.

Serve quindi saper mettere in relazione le informazioni.

Gli errori più frequenti quando si studia l’atomo

Prima di considerare concluso il ripasso, conviene verificare di non cadere in alcuni errori ricorrenti.

• Pensare che tutti gli atomi debbano essere neutri.
  Un atomo può perdere o acquistare elettroni e trasformarsi in uno ione.
• Confondere numero atomico e numero di massa.
  Z indica i protoni; A indica protoni più neutroni.
• Confondere numero di massa e massa atomica relativa.
  Non rappresentano la stessa grandezza.
• Pensare che isotopi diversi abbiano un diverso numero atomico.
  Gli isotopi dello stesso elemento hanno lo stesso Z.
• Confondere orbita e orbitale.
  Il modello quantistico non descrive gli elettroni attraverso traiettorie classiche definite.
• Considerare il modello di Bohr come il modello atomico moderno completo.
  È fondamentale storicamente e utile per l’idrogeno, ma è stato superato dalla descrizione quantistica.
• Pensare che nelle normali reazioni chimiche cambi il nucleo.
  Le reazioni chimiche coinvolgono prevalentemente gli elettroni e i legami.
• Confondere atomo, elemento e molecola.
  Sono concetti collegati, ma non intercambiabili.

Una checklist di questo tipo è particolarmente utile perché molti errori nei quesiti non dipendono da calcoli complessi, ma dalla confusione tra termini simili.

Atomo: cosa ricordare prima di proseguire

L’atomo è il punto di partenza per comprendere l’organizzazione della materia. Il nucleo contiene protoni e neutroni, mentre gli elettroni occupano la regione extranucleare.
Il numero dei protoni determina l’identità dell’elemento, il numero di neutroni permette di distinguere gli isotopi e la distribuzione elettronica influenza profondamente il comportamento chimico.

Da questi concetti derivano progressivamente: numero atomico e massa → isotopi → configurazione elettronica → tavola periodica → proprietà periodiche → legami chimici.

È proprio questa sequenza che conviene utilizzare nello studio di Chimica.