La struttura atomica descrive l’atomo come un nucleo formato da protoni e neutroni, circondato da elettroni distribuiti in orbitali. Il modello moderno non è planetario: gli elettroni sono descritti da funzioni d’onda e probabilità di presenza, non da traiettorie classiche ben definite.
Il numero atomico Z è il numero di protoni e identifica l’elemento chimico. Il numero di massa A è la somma di protoni e neutroni:
La notazione nucleare è:
Gli isotopi hanno stesso Z ma diverso A, perché cambia il numero di neutroni. La massa atomica relativa riportata in tavola periodica è una media pesata delle masse isotopiche naturali: per questo spesso non è un intero.
Gli elettroni occupano orbitali caratterizzati da numeri quantici. In forma sintetica:
| Numero quantico | Significato |
|---|---|
| n | livello energetico principale |
| l | sottolivello e forma dell’orbitale |
| m_l | orientazione spaziale |
| m_s | spin elettronico |
Ogni orbitale può contenere al massimo due elettroni con spin opposto. La configurazione elettronica deriva dal riempimento degli orbitali secondo principio di Aufbau, principio di esclusione di Pauli e regola di Hund. Questa struttura spiega periodicità, valenza, formazione dei legami, raggi atomici, energia di ionizzazione ed elettronegatività.
La distinzione tra nucleo ed elettroni è fondamentale anche per la scala energetica. Le reazioni chimiche coinvolgono soprattutto gli elettroni di valenza; le trasformazioni nucleari modificano invece il nucleo e liberano energie molto più elevate. Confondere questi due livelli porta a errori concettuali su isotopi, ioni e reattività.
Uno ione non cambia identità chimica perché cambia il numero di elettroni, mentre un cambiamento del numero di protoni cambia l’elemento. Un isotopo neutro e uno ione sono quindi concetti diversi: l’isotopo riguarda i neutroni, lo ione riguarda la carica elettronica.
Vedi anche: Configurazione elettronica, Tavola periodica, Mole.