Che cos'è un atomo? Struttura, esempi e modelli atomici

Da cosa è composto un atomo?

Da tre tipi di particelle. Due stanno nel nucleo, una si muove attorno.

Il numero più sorprendente della tabella è la massa dell’elettrone: un protone pesa circa 1.836 volte di più. Per questo, in pratica, la massa di un atomo si calcola considerando solo il nucleo: gli elettroni contribuiscono per meno di un millesimo.

Altrettanto semplice è il bilancio delle cariche. In un atomo neutro i protoni sono tanti quanti gli elettroni, le cariche si annullano e dall’esterno l’atomo appare neutro. Se acquista o cede elettroni, l’equilibrio si rompe e l’atomo diventa uno ione.

Il nucleo

Lo scoprì nel 1911 il fisico neozelandese Ernest Rutherford. Vi è concentrata quasi tutta la massa dell’atomo, eppure il suo volume è minuscolo: il diametro di un nucleo va da circa 1,7 femtometri (idrogeno) a 15 femtometri (uranio), da diecimila a centomila volte meno dell’atomo intero.

L’immagine classica rende bene l’idea: se un atomo fosse grande come uno stadio da calcio, il nucleo sarebbe un cece appoggiato sul dischetto del centrocampo. In mezzo c’è solo spazio vuoto percorso dagli elettroni. Ogni oggetto solido che toccate è dunque, in volume, quasi completamente vuoto; la mano non attraversa il tavolo perché le nuvole elettroniche si respingono, non perché la materia sia «piena».

Perché allora il nucleo non si disgrega, visto che i protoni si respingono? Per l’interazione nucleare forte, che a distanze brevissime batte nettamente la repulsione elettrica ma ha un raggio d’azione che si esaurisce all’incirca con le dimensioni del nucleo. Più il nucleo cresce, più la repulsione recupera terreno: è esattamente per questo che gli elementi pesanti tendono a essere instabili e radioattivi.

I protoni

I protoni sono le particelle positive del nucleo e portano l’identità dell’atomo. Il loro numero è il numero atomico (Z) e non cambia mai: ogni atomo con 6 protoni è carbonio, ogni atomo con 79 protoni è oro. Aggiungete un protone e avete un altro elemento.

La tavola periodica è costruita esattamente su questo: gli elementi sono ordinati per numero crescente di protoni. Lo dimostrò nel 1913 il fisico inglese Henry Moseley con misure ai raggi X, e da allora l’ordinamento passò dal peso atomico al numero atomico.

I neutroni

I neutroni sono le particelle prive di carica del nucleo. Rutherford le previde nel 1920 e il suo allievo James Chadwick le individuò sperimentalmente nel 1932 bombardando berillio con particelle alfa.

Non cambiano l’elemento, ma ne cambiano massa e stabilità. Le versioni dello stesso elemento con diverso numero di neutroni si chiamano isotopi. Quando il rapporto neutroni/protoni esce da una fascia ristretta il nucleo diventa instabile e comincia a decadere. C’è una celebre eccezione alla regola per cui i nuclei contengono neutroni: l’idrogeno comune, il cui nucleo è un solo protone.

Gli elettroni

Gli elettroni hanno carica negativa e sono leggerissimi. Li scoprì J. J. Thomson nel 1897 con i tubi a raggi catodici: la prima prova che l’atomo si potesse spezzare.

La loro disposizione non ha nulla del piccolo sistema solare disegnato sui vecchi libri. Per la meccanica quantistica non si possono conoscere insieme e con esattezza posizione e quantità di moto di un elettrone; si conosce la probabilità di trovarlo in una data regione. Queste mappe di probabilità si chiamano orbitali e nell’insieme formano la nuvola elettronica. Il modo in cui vi si dispongono gli elettroni più esterni decide tutta la chimica dell’atomo: con cosa si lega e se il materiale conduce o isola.

Numero atomico, numero di massa e numero di neutroni

Tre numeri identificano completamente un atomo:

• Numero atomico (Z) = numero di protoni. Determina l’elemento.
• Numero di massa (A) = protoni + neutroni, cioè tutti i nucleoni.
• Numero di neutroni (N) = A − Z.

Si scrive ^AX_Z oppure, nell’uso comune, «carbonio-14». Il 14 è il numero di massa; poiché il carbonio ha numero atomico 6, i neutroni sono 14 − 6 = 8.

Esempio svolto. Per il sodio-23, Z = 11 e A = 23, quindi N = 23 − 11 = 12. Se l’atomo è neutro ha anche 11 elettroni. Se ne perde uno e diventa Na⁺, i protoni restano 11, gli elettroni scendono a 10 e il numero di massa non cambia: un elettrone è troppo leggero per incidere.

Come si dispongono gli elettroni

Gli elettroni non si sistemano a caso: riempiono in ordine i livelli energetici (gusci). Il massimo per ciascun guscio segue la regola 2n²:

• 1° guscio: 2 elettroni
• 2° guscio: 8 elettroni
• 3° guscio: 18 elettroni
• 4° guscio: 32 elettroni

Gli elettroni del guscio più esterno sono gli elettroni di valenza, e quasi tutta la chimica parla di loro. Gli atomi si comportano in modo da completare quel guscio a otto elettroni (a due nel caso del primo): è la regola dell’ottetto.

Il sodio ha un solo elettrone esterno e gli conviene cederlo. Il cloro ne ha sette e gli conviene acquistarne uno. Messi insieme, il sodio passa il suo elettrone al cloro ed ecco il sale da cucina. I gas nobili come il neon hanno già il guscio esterno completo, ed è per questo che non reagiscono con nulla.

Esempi di atomi

Gli esempi più cercati, con l’isotopo più diffuso:

L’atomo più semplice e abbondante dell’universo è l’idrogeno: un protone, un elettrone, nessun neutrone. In massa l’universo è circa 74 % idrogeno e 24 % elio; tutti gli altri elementi si spartiscono il 2 % restante. L’elio è il secondo nel cosmo ma raro sulla Terra, perché è tanto leggero da sfuggire all’atmosfera.

Un ordine di grandezza

Un bicchiere d’acqua contiene circa 10²⁵ atomi. Un corpo umano adulto ne conta all’incirca 7 × 10²⁷. Nel puntino lasciato da una matita ci sono miliardi di atomi di carbonio. Per maneggiare numeri simili, la chimica usa la mole: 1 mole = 6,022 × 10²³ particelle, il numero di Avogadro.

Atomo, molecola, elemento, composto

Distinguere queste quattro parole risolve metà di ciò che si cerca dietro «esempi di atomi»:

• Atomo: una singola particella. Esempio: un atomo di ossigeno (O).
• Molecola: due o più atomi legati fra loro. Esempio: l’ossigeno che respiriamo è in realtà O₂.
• Elemento: sostanza pura formata da un solo tipo di atomo. Esempio: oro, rame, ferro.
• Composto: elementi diversi combinati in proporzioni fisse. Esempio: acqua (H₂O), sale (NaCl).

L’acqua quindi non è un atomo: è una molecola formata da due atomi di idrogeno e uno di ossigeno. Nemmeno l’aria lo è: è una miscela di molecole di azoto e ossigeno.

Tipi di atomi: isotopi, isotoni, isobari, ioni

Con «tipi di atomi» si intendono di solito queste quattro classificazioni, definite tutte dagli stessi tre numeri (Z, N, A):

• Isotopi
  Stessi protoni, neutroni diversi. Stesso elemento, chimica quasi identica, massa differente. Esempio: carbonio-12, carbonio-13, carbonio-14.
• Isotoni
  Stessi neutroni, protoni diversi. Elementi diversi. Esempio: carbonio-13 e azoto-14, entrambi con 7 neutroni.
• Isobari
  Stesso numero di massa, protoni diversi. Anche in questo caso elementi diversi. Esempio: argon-40 e calcio-40.
• Ioni
  Il numero di elettroni non corrisponde più a quello dei protoni. L'atomo che cede elettroni diventa positivo (catione, Na⁺), quello che li acquista diventa negativo (anione, Cl⁻).

Gli isotopi lavorano molto più di quanto si creda. Il carbonio-14 ha un tempo di dimezzamento di 5.730 anni ed è la base della datazione al radiocarbonio. La diagnostica per immagini si affida a traccianti radioattivi. Le centrali nucleari, invece, hanno bisogno dell’uranio-235, che nell’uranio naturale è presente solo allo 0,7 %: alzare quella percentuale è ciò che si chiama arricchimento.

Atomi instabili e radioattività

Non tutti i nuclei durano per sempre. Quando il rapporto neutroni/protoni esce dalla fascia di stabilità, il nucleo finisce per emettere una particella o energia e si trasforma in un altro. È il decadimento radioattivo, in tre forme principali: alfa (viene espulso un nucleo di elio), beta (un neutrone diventa protone emettendo un elettrone) e gamma (radiazione di pura energia).

La velocità si misura con il tempo di dimezzamento, cioè il tempo necessario perché decada metà degli atomi di un campione. La scala è enorme: 5.730 anni per il carbonio-14, 4,47 miliardi di anni per l’uranio-238, milionesimi di secondo per alcuni elementi artificiali.

Spezzare un nucleo pesante è fissione, unire nuclei leggeri è fusione. Le centrali funzionano a fissione; il Sole riscalda il sistema solare fondendo ogni secondo centinaia di milioni di tonnellate di idrogeno in elio. In entrambi i casi l’energia nasce dallo stesso fatto: i prodotti pesano un po’ meno dei reagenti e la massa mancante compare come energia secondo E = mc².

Come si legano gli atomi

Nulla di ciò che ci circonda è fatto di atomi isolati. I modi fondamentali di legarsi sono tre.

• Legame ionico: un elettrone passa da un atomo all’altro e gli ioni di carica opposta si attraggono. Il sale da cucina è l’esempio tipico: da qui l’alto punto di fusione e la conducibilità in soluzione.
• Legame covalente: gli atomi mettono in comune elettroni. Così sono costruiti l’acqua, l’anidride carbonica e tutte le molecole organiche.
• Legame metallico: gli atomi di metallo cedono gli elettroni di valenza a un «mare» comune. Da lì vengono conducibilità, malleabilità e lucentezza dei metalli.

Modelli atomici: come siamo arrivati a oggi

L’atomo non l’ha scoperto una sola persona: è una catena di correzioni lunga duemila anni.

• 440 a.C. circa · Democrito
  Sostenne che dividendo di continuo si arriva a qualcosa di indivisibile e lo chiamò atomos. Puro ragionamento, nessun esperimento. Prevalse la visione aristotelica dei quattro elementi e l'idea rimase inutilizzata per circa 2.000 anni.
• 1803 · John Dalton
  La prima teoria atomica scientifica, fondata su misure chimiche: ogni elemento ha atomi di massa caratteristica e i composti si formano in rapporti fissi. Il limite: immaginava l'atomo come una sfera piena e indivisibile.
• 1897 · J. J. Thomson
  Scoprì l'elettrone nel tubo a raggi catodici, dimostrando che l'atomo ha parti. Nel 1904 propose il modello a «panettone»: elettroni immersi in un impasto positivo. Il limite: mancava il nucleo.
• 1909-1911 · Ernest Rutherford
  Nell'esperimento della lamina d'oro una frazione minima di particelle alfa rimbalzò indietro: prova di un nucleo denso e positivo e del fatto che l'atomo è quasi vuoto. Il limite: secondo la fisica classica un elettrone in orbita avrebbe dovuto irraggiare energia e cadere sul nucleo.
• 1913 · Niels Bohr
  Propose che gli elettroni occupino solo determinati livelli energetici, assorbendo o emettendo energia nel passaggio. Spiegò per la prima volta lo spettro a righe dell'idrogeno. Il limite: non funzionava per atomi più complessi.
• 1926 · Erwin Schrödinger
  La sua equazione d'onda diede il modello quantistico (a nuvola elettronica): l'elettrone non ha un'orbita definita ma una distribuzione di probabilità. Con il principio di indeterminazione di Heisenberg (1927) è il modello tuttora in uso.
• 1932 · James Chadwick
  Individuò sperimentalmente il neutrone, spiegando sia la massa mancante del nucleo sia l'esistenza degli isotopi.
• 1964-1969 · Modello a quark
  Murray Gell-Mann e George Zweig previdero i quark; gli esperimenti di diffusione allo SLAC confermarono strutture puntiformi dentro il protone. Un protone è due quark up e uno down; un neutrone, un up e due down.

Si possono vedere gli atomi?

La luce visibile ha lunghezze d’onda fra 400 e 700 nanometri, migliaia di volte più grandi di un atomo: vederlo al microscopio ottico è fisicamente impossibile. Esistono però altre strade:

• 1955 — il microscopio a ioni di campo di Erwin Müller produsse le prime immagini di singoli atomi.
• 1981 — Gerd Binnig e Heinrich Rohrer misero a punto il microscopio a effetto tunnel (STM), capace di mappare uno a uno gli atomi di una superficie. Nel 1986 vinsero il Nobel per la fisica.
• 1989 — i ricercatori IBM spostarono 35 atomi di xeno per scrivere il logo dell’azienda, dimostrando che gli atomi non solo si vedono, ma si possono anche muovere.

Nessuna di queste immagini è una fotografia in senso stretto: sono mappe della corrente o della forza fra una superficie e una punta sottilissima.

Da dove vengono gli atomi

I primi atomi si formarono circa 380.000 anni dopo il Big Bang. Fino ad allora l’universo era troppo caldo perché i nuclei trattenessero gli elettroni; una volta raffreddatosi a sufficienza, i nuclei li catturarono e comparvero i primi atomi neutri, quasi soltanto idrogeno ed elio.

Gli elementi più pesanti sono stati fabbricati dentro le stelle, che fondono idrogeno in elio e poi, passo dopo passo, fino a carbonio, ossigeno e ferro. Gran parte di ciò che è più pesante del ferro nasce nelle supernove e nelle collisioni di stelle di neutroni e viene disperso nello spazio. Il calcio delle vostre ossa, il ferro del sangue e l’oro dell’anello vengono da stelle morte miliardi di anni fa.

Quattro convinzioni sbagliate

1. «L’atomo non si può dividere.» Lo dice il nome, ma non è vero: dal 1897 sappiamo che si può spezzare. La formulazione corretta è che non si divide per via chimica.
2. «Gli elettroni girano attorno al nucleo come pianeti.» È il modello di Bohr del 1913, superato da tempo. L’elettrone non ha un’orbita, ma una probabilità di presenza.
3. «L’atomo è la cosa più piccola dell’universo.» Protoni e neutroni sono fatti di quark; per quanto ne sappiamo, quark ed elettroni sono le particelle davvero elementari.
4. «I solidi sono pieni.» In volume sono quasi del tutto vuoti. La solidità nasce dalla repulsione fra nuvole elettroniche.

Domande frequenti

Che cos’è un atomo in parole semplici? È il più piccolo mattone che conserva le proprietà chimiche di un elemento: un nucleo di protoni e neutroni circondato da elettroni.

Da cosa è composto un atomo? Da tre particelle: protoni positivi, neutroni neutri ed elettroni negativi. Protoni e neutroni formano il nucleo, gli elettroni occupano la nuvola attorno.

Chi ha scoperto l’atomo? L’idea è di Democrito, intorno al 440 a.C., e John Dalton la trasformò in teoria scientifica nel 1803. La struttura interna arrivò dopo con Thomson (1897), Rutherford (1911) e Chadwick (1932).

Quali sono i tipi di atomi? Stessi protoni e neutroni diversi: isotopi. Stessi neutroni: isotoni. Stesso numero di massa: isobari. Se il numero di elettroni non coincide con quello dei protoni si parla di ione.

Che cosa indica il numero atomico? Il numero di protoni nel nucleo, cioè l’identità dell’elemento. In un atomo neutro coincide anche con il numero di elettroni.

Come si calcola il numero di massa? Sommando protoni e neutroni. Al contrario, i neutroni si ottengono sottraendo il numero atomico dal numero di massa.

Qual è l’atomo più piccolo? L’idrogeno. Il suo nucleo è un solo protone e il suo isotopo più comune non ha neutroni.

L’atomo è vuoto all’interno? In volume sì. Oltre il 99,9 % della massa sta in un nucleo che occupa una frazione piccolissima del volume dell’atomo.

L’acqua è un atomo? No. L’acqua è una molecola formata da due atomi di idrogeno legati covalentemente a uno di ossigeno.

Si può vedere un atomo al microscopio? Non con quello ottico, perché la lunghezza d’onda della luce è migliaia di volte troppo grande. Con il microscopio a effetto tunnel si può però mappare dove si trovano gli atomi.

Quanti elementi esistono? La tavola periodica ne definisce 118; 94 si trovano in natura, gli altri sono stati prodotti solo in laboratorio.

Perché quasi tutta la massa sta nel nucleo? Perché protoni e neutroni pesano circa 1.836 volte più di un elettrone: tutti gli elettroni insieme non arrivano a un millesimo della massa dell’atomo.

Fonti

1. Britannica — Atomo: struttura, storia e proprietà
2. Jefferson Lab — Confronto fra le masse delle particelle subatomiche
3. Los Alamos National Laboratory — Tavola periodica e configurazione elettronica
4. Chemistry LibreTexts — Teoria atomica e struttura dell’atomo
5. CERN — Il Modello Standard e le particelle elementari
6. Nobel Prize — Premio Nobel per la fisica 1986: il microscopio a effetto tunnel