La parola atomo venne introdotta dai filosofi Leucippo e Democrito (V-IV sec. a.C.) per indicare qualcosa di indivisibile, ma la fisica moderna ha dimostrato che l’atomo è divisibile ed è composto da particelle subatomiche (elettroni, protoni e neutroni).
In figura è rappresentato il microscopio a emissione di campo o microscopio ionico, si tratta della prima macchina che abbia prodotto nel 1970-71, microfotografie di atomi.
Studiando gli effetti delle scariche elettriche attraverso gas rarefatti in un tubo catodico, J.J.Thomson (1898) dopo aver scoperto l’esistenza degli elettroni, propose il primo modello atomico: l’atomo come una sfera carica positivamente in cui erano uniformemente dispersi elettroni in numero tale da bilanciarne la carica, risultava così elettricamente neutro. I valori della carica e della massa degli elettroni, pari rispettivamente a 1,602·10-19 coulomb e a 9,109·10-28g, vennero calcolati da R.A. Millikan (1909).
I tubi di scarica contengono gas rarefatti e due lamine metalliche (elettrodi) collegate ad una sorgente di elettricità ad elevato voltaggio.
Nel 1910 E. Rutherford dimostrò l’inadeguatezza del modello di Thomson, infatti dedusse che la parte positiva e la massa dell’atomo dovevano essere concentrate in un piccolo nucleo centrale, mentre la parte negativa era in effetti costituita dagli elettroni, che, disposti intorno al nucleo, occupavano la maggior parte del volume atomico.
Rutherford poi suggerì che il nucleo era costituito da protoni, particelle a carica positiva, +1 in unità di carica elettronica, e con massa pari a 1,673·10-24 g e da neutroni, particelle prive di carica elettrica e con massa pari a 1,675·10-24 g.
Ma a causa delle forze repulsive tra le diverse cariche positive, la presenza dei soli protoni nei nuclei avrebbe infatti reso problematica la loro stabilità. Dovevano quindi esistere delle particelle in grado di svolgere una funzione stabilizzatrice ed è solo nel 1932 che J. Chadwick dimostrò anche sperimentalmente l’esistenza dei neutroni.
Il modello atomico planetario di Rutherford si rivelò ben presto inadeguato, per vari motivi ma principalmente non spiegava perché gli elettroni nel ruotare attorno al nucleo in costante accelerazione centripeta perdendo energia ed attratti dalla carica positiva dei protoni, non finissero per precipitare nel nucleo.
Come da immagine:
Nel 1913, il chimico danese N. Bohr perfezionò il modello di Rutherford ipotizzando che gli elettroni non erano disposti intorno al nucleo in modo casuale, ma percorrevano orbite circolari, concentriche, di diametro ben determinato, stazionarie e corrispondenti a definiti livelli quantizzati di energia.
Modello atomico quantistico-ondulatorio o quanto-meccanico.
La teoria di Bohr-Sommerfeld si rivelò inadeguata e nel 1924 il fisico francese L. De Broglie ipotizzò che agli elettroni si poteva attribuire una duplice natura ondulatoria e corpuscolare. L’ipotesi indicava che ad una particella di massa m (espressione della natura corpuscolare) è associabile una lunghezza d’onda λ (espressione della natura ondulatoria) secondo la relazione:
λ = h / m · ν
dove ν è la velocità della particella e h è la costante di Planck.
Nel 1927 il fisico tedesco W. Heisenberg enunciò il Principio di indeterminazione secondo cui non è possibile conoscere contemporaneamente e con la stessa precisione alcune coppie di grandezze fisiche: tra queste velocità e posizione dell’elettrone.
Escludendo così la possibilità di attribuire all’elettrone orbite definite come quelle del modello di Bohr, ammettendo invece la possibilità di delimitare una regione di spazio intorno al nucleo dove è massima la probabilità di trovare l’elettrone.
Negli stessi anni il fisico austriaco E. Schrodinger, approfondendo l’ipotesi di De Broglie, formulò un’espressione matematica, l’Equazione d’onda o di Schrodinger la cui soluzione permette di rappresentare l’elettrone come una nube di carica negativa la cui densità varia in funzione della distanza dal nucleo e della direzione considerata.
In sintesi
L’atomo nel suo complesso risulta elettricamente neutro, perché anche se protoni ed elettroni sono portatori di carica elettrica, queste sono della stessa entità, ma di segno opposto; infatti in un atomo il numero dei protoni è sempre uguale al numero degli elettroni.
2. Stati di aggregazione, comportamento dei sistemi materiali, tra...
3. Le leggi fondamentali della Chimica. Rapporti di combinazione. ...
5. Il processo di solubilizzazione e la solubilità
6. La concentrazione delle soluzioni. Diluizione e mescolamento
7. L'ipotesi dell'esistenza degli atomi, le formule. Stechiometria...
9. Trasformazioni di fase. Diagrammi di stato e proprietà colliga...
10. Le reazioni chimiche: la gestione quantitativa
12. Il significato di funzione d'onda e la sua relazione con la def...
13. I numeri quantici e i loro vincoli
14. Le configurazioni elettroniche
15. Le proprietà periodiche degli atomi. Tavola periodica
16. Stechiometria
17. Il legame chimico, covalente, covalente polare, ionico. La pola...
18. Reazioni che implicano trasferimento di elettroni e loro bilanc...
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21. Equilibrio chimico in fase omogenea ed eterogenea
22. Acidi e Basi
23. Acidi e Basi forti e deboli
24. Ruolo dell'acqua come solvente e come reagente
25. Equilibrio chimico in soluzione acquosa
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