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Nell'articolo Introduzione Alla Chimica Moderna abbiamo definito cos'è la chimica e abbiamo enunciato le leggi fondamentali che governano questa scienza. In questo articolo approfondiremo invece la struttura dell'atomo, esaminando le particelle subatomiche che lo compongono e le loro proprietà caratteristiche. Definiremo grandezze fondamentali come il numero atomico, il numero di massa e la massa atomica, elementi necessari per identificare e differenziare i diversi elementi chimici presenti in natura. Queste grandezze non rappresentano solo etichette teoriche, ma sono strumenti pratici indispensabili per comprendere il comportamento chimico degli elementi e per eseguire calcoli stechiometrici precisi. Successivamente introdurremo il concetto di mole, un pilastro fondamentale della chimica quantitativa che ci permette di creare un ponte tra il mondo microscopico degli atomi e il mondo macroscopico delle sostanze che possiamo osservare e manipolare in laboratorio. La mole rappresenta una quantità di riferimento che consente agli scienziati di contare entità incredibilmente piccole come atomi, molecole e ioni in termini di numeri gestibili. Vedremo come questo concetto sia direttamente collegato alla costante di Avogadro e come permetta di convertire facilmente tra masse, volumi e quantità di particelle, rendendo possibile la previsione quantitativa delle reazioni chimiche.
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Nei primi anni del novecento, si inizia a indagare sulla struttura degli atomi, in particolare nel 1908 ci fu un esperimento, l'esperimento di Rutherford, che confutò il modello atomico di Thomson, e Rutherford stesso propose un modello che prevedeva un nucleo molto minore rispetto alle dimensioni atomiche, attorno al quale orbitano gli elettroni. Tuttavia questo modello presentava dei problemi di stabilità , che però furono risolti dall'ipotesi di Bohr, il quale propose il proprio modello atomico. Successivamente grazie a esperimenti di spettroscopia e allo svilupparsi della meccanica quantistica, si capì la struttura atomica e si diede una modellizzazione più complessa, basata su teorie probabilistiche, che introdurremo successivamente.
Un atomo è costituito da un nucleo centrale, composto da protoni (particelle con carica elettrica positiva) e neutroni (particelle elettricamente neutre), attorno al quale si distribuisce una nuvola elettronica formata da elettroni, particelle con carica negativa. Questa rappresentazione semplificata, che immagina gli elettroni come corpi che orbitano attorno al nucleo, sarà successivamente raffinata poiché la realtà fisica è più complessa e richiede concetti quantistici per essere descritta accuratamente. Per quanto riguarda queste tre particelle fondamentali, ne conosciamo con precisione le masse, infatti sappiamo che:
Da questi dati è facile vedere che l'elettrone pesa pochissimo se confrontato con il protone, infatti la massa dell'elettrone è circa 1836 volte più piccola rispetto a quella del protone, quindi capiamo che la massa degli atomi è data in buona parte dalla masse dei relativi nuclei, mentre gli elettroni forniscono contributi decisamente molto modesti. In relazione al fatto della massa dell'elettrone, propongo una piccola digressione, infatti dire che la massa dell'elettrone è piccola non vuol dire niente di per sé. Infatti per valutare se un qualcosa è grande o piccolo, va sempre confrontato con qualcos’altro, ad esempio una formica è un essere vivente grande se confrontata con un granello di polvere, ma la stessa è molto piccola se confrontata ad un essere umano, quindi tutto sta nel confronto e questo è un argomento centrale quando si cerca di quantificare delle grandezze.
Tornando agli atomi e alle particelle che li compongono, possiamo definire il numero atomico, solitamente indicato con Z, come il numero di protoni presenti all’interno del nucleo. Siccome solitamente gli atomi in natura sono neutri, il numero di elettroni deve essere uguale a quello dei protoni, quindi implicitamente il numero atomico ci dice anche il numero di elettroni presenti nell’atomo. Inoltre si definisce numero di massa, e viene solitamente indicato con A, il numero di protoni e di neutroni presenti nel nucleo, il nome esplicita quando detto prima, ovvero che questo indica le particelle responsabili della massività dell’atomo. Queste caratteristiche si possono reperire su una qualsiasi tavola periodica.
Inoltre, è importante comprendere che in natura gli atomi dello stesso elemento possono presentare variazioni significative nella loro struttura. Questo fenomeno è noto come isotopia. Gli isotopi sono atomi dello stesso elemento chimico che mantengono identico numero di protoni (e conseguentemente di elettroni), ma differiscono nel numero di neutroni presenti nel nucleo. Questa caratteristica fa sì che mantengano lo stesso numero atomico Z, che definisce l'identità dell'elemento chimico, ma abbiano un diverso numero di massa A, risultando in una differenza misurabile nella loro massa atomica complessiva. Nelle applicazioni pratiche di laboratorio, gli scienziati non manipolano mai atomi singoli, ma lavorano con campioni contenenti un numero estremamente elevato di atomi. Pertanto, quando si studia o si utilizza un elemento, diventa fondamentale conoscere con precisione quali isotopi sono presenti nel campione e in quali proporzioni relative. Questa distribuzione isotopica influenza numerose proprietà fisiche e chimiche dell'elemento. Per tenere conto di questa realtà complessa, si definisce:
Tornando al peso delle particelle che compongono l'atomo, possiamo notare che queste quantità sono estremamente piccole e contengono valori numerici difficili da gestire nella scala dei chilogrammi. Per facilitare i calcoli e le misurazioni in ambito atomico, è stata introdotta l'unità di massa atomica (u.m.a.), definita come un dodicesimo della massa di un atomo di ^12C (carbonio-12). Questo isotopo di carbonio ha un numero di massa atomica pari a 12, che indica la somma dei protoni e neutroni presenti nel suo nucleo.
Per comprendere meglio il funzionamento di questa unitĂ di misura, possiamo utilizzare un'analogia: immaginiamo di posizionare un qualsiasi atomo su uno dei due piatti di una bilancia a bracci. Sull'altro piatto iniziamo a collocare frazioni di atomo di ^12C (ciascuna equivalente a 1/12 della sua massa totale) fino a quando i due piatti non si troveranno in perfetto equilibrio. A questo punto, contando il numero di frazioni di atomo di carbonio-12 utilizzate, otteniamo il peso dell'atomo in unitĂ di massa atomica.
Per completezza, è importante notare che 1 u.m.a. equivale a 1,66054×10^-27 kg. Per ogni elemento, la massa atomica espressa in u.m.a. è riportata nella tavola periodica. Quindi definiamo la massa relativa di una particella o di un atomo come il rapporto tra la sua massa effettiva e l'unità di massa atomica, ottenendo così la massa in u.m.a, perciò:
\begin{equation}
m_{rel}=\frac{m_ eff}{1 u.m.a}
\end{equation}
Dove $m_{rel}$ rappresenta la massa relativa (adimensionale), $m_{eff}$​ è la massa effettiva misurata in chilogrammi, e 1 u.m.a. è l'unità di massa atomica espressa anch'essa in chilogrammi.
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Abbiamo parlato di peso dei singoli atomi, di come questi si combinano, delle leggi che governano le reazioni chimiche, ma effettivamente nella pratica, come è possibile trovare queste cose? Ad esempio se abbiamo 1 kg di carbonio, come facciamo a sapere di quanti atomi stiamo parlando?
A rispondere a questa domanda ci ha pensato Amedeo Avogadro che nel 1811 enuncia quella che prende il nome di Legge di Avogadro. Questa afferma che volumi di gas differenti, che sono alla stessa pressione e alla stessa temperatura, contengono lo stesso numero di particelle. Pertanto osservò che il numero di particelle sotto queste condizioni ambientali non dipende dall'elemento trattato. Quindi si introdusse la mole, definita come il numero di atomi presenti in 12 grammi di carbonio dodici (^12C). Ma quindi in una mole quante particelle ci sono? In una mole si trovano un numero di particelle pari al numero di Avocadro, cioè $N_A=6.02214076x10^23$.
Per poter maneggiare il numero di atomi di un dato elemento si definisce la massa molare, cioè la massa di una mole di un dato elemento, anch'essa presente nella tavola periodica. Da notare che la massa molare coincide numericamente alla massa atomica, quello che cambia sono le dimensioni.
Infatti:
Siccome la massa molare è il peso di una mole di un dato elemento, si ha:
$$m_X = X \text{ u} = X \cdot \frac{m_{^{12}\text{C}}}{12}$$
$$n_X = \frac{12\text{ g}}{m_{^{12}\text{C}}} \cdot n_{\text{mol}X}$$
Quindi:
$$1 \text{ mol di X in grammi} = \frac{12\text{ g}}{m_{^{12}\text{C}}} \cdot X \cdot \frac{m_{^{12}\text{C}}}{12} = X \text{ g}$$
Da cui:
$$\text{MM} = X \frac{\text{g}}{\text{mol}}$$
Questo dimostra matematicamente perché la massa molare (in g/mol) coincide numericamente con la massa atomica (in u). Dalla definizione capiamo che data la massa di un elemento, possiamo ricavare il numero di moli tramite la seguente formula:
\begin{equation}
n=\frac{m}{MM}
\end{equation}
Dove con $n$ si indica il numero di moli, con $m$ la massa dell'elemento e con $MM$ la massa molare. Infine, in una soluzione, si definisce la molaritĂ come il rapporto tra il numero di moli del soluto e il volume della soluzione stessa, quindi:
\begin{equation}
MolaritĂ =M=\frac{n_{soluto}}{V_{soluzione}}
\end{equation}
In questo articolo abbiamo esaminato gli elementi fondamentali della struttura atomica e il concetto di mole, pilastri della chimica moderna. Abbiamo esplorato come protoni, neutroni ed elettroni si organizzano per formare atomi, e come parametri quali il numero atomico (Z) e il numero di massa (A) permettano di identificare gli elementi e i loro isotopi. Per gestire le masse infinitesimali delle particelle subatomiche, abbiamo introdotto l'unitĂ di massa atomica (u.m.a.) basata sul carbonio-12, sistema che rende maneggevoli i calcoli a livello atomico. Il concetto di mole e il numero di Avogadro costituiscono il ponte cruciale tra il mondo microscopico degli atomi e quello macroscopico del laboratorio, consentendoci di determinare quantitĂ precise di sostanze e preparare soluzioni a concentrazione definita. Questi concetti non sono mere astrazioni teoriche, ma strumenti operativi essenziali che permettono ai chimici di prevedere, misurare e manipolare la materia con precisione scientifica, aprendo la strada alle innumerevoli applicazioni pratiche che caratterizzano la chimica moderna.
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