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Giuseppe Roberti » 19.Modello atomico


Il modello atomico di Dalton

Lo studioso inglese J. Dalton all’inizio del XIX secolo, attraverso l’ingegnosa interpretazione delle leggi fondamentali della chimica a quel tempo note (la legge della conservazione della massa e la legge delle proporzioni definite), alle quali aggiunse quella da lui stesso formulata (la legge delle proporzioni multiple) arrivó alla conclusione che la materia é discontinua cioé formata da particelle. Sulla base di queste tre leggi Dalton nel 1803 formuló la prima teoria atomica della materia. Tale teoria puó essere cosí schematizzata:

  • La materia non é continua, ma é composta da particelle che non possono essere ulteriormente divisibili né trasformabili, gli atomi;
  • Gli atomi di un particolare elemento sono tutti uguali tra loro e hanno la stessa massa;
  • Gli atomi di elementi diversi hanno massa e proprietá differenti;
  • Le reazioni chimiche avvengono tra atomi interi e non tra frazioni di essi;
  • In una reazione chimica tra due o piú elementi gli atomi, pur conservando la propria identitá , si combinano secondo rapporti definiti dando luogo a composti.
La lezione è del Prof. Miele

Il modello atomico di Dalton (segue)

Nel modello atomico di Thomson, formulato nel 1898, da J.J.Thomson, si ammetteva che l’atomo, piuttosto che la sferetta solida e compatta ipotizzata da Dalton, fosse un aggregato di particelle piú semplici. Alla luce dei pochi dati sperimentali in suo possesso, J.J.Thomson ipotizzó che l’atomo fosse costituito da una sfera omogenea carica di elettricitá positiva in cui gli elettroni erano distribuiti in maniera uniforme e senza una disposizione spaziale particolare. Tale modello forniva però una visione eccessivamente semplificata della struttura atomica. E’ infatti possibile dimostrare che una tale distribuzione di cariche non può reggersi in equilibrio con l’ausilio delle sole forze elettriche. Il modello necessitava dunque della presenza di forze aggiuntive.


Il modello atomico di Rhuterford

Rhuterford ipotizzó che la massa e la carica positiva fossero concentrate in una parte molto piccola dell’atomo chiamata nucleo, e che gli elettroni si trovavano nella zona periferica, a grande distanza dal nucleo. Questa ipotesi nasceva da un’importante esperienza, effettuata da due allievi di Rutherford. Una lamina sottilissima di metallo veniva bombardata con particelle α (nuclei di 4He, ovvero formati da 2 neutroni e 2 protoni) veloci; uno schermo rivelatore indicava poi i punti di arrivo della particelle α, permettendo quindi di stabilirne la traiettoria dopo il passaggio attraverso la lamina.


Il modello atomico di Rhuterford (segue)

Se fosse stato valido il modello di Thomson, cioè se l’atomo avesse avuto una struttura omogenea, la particelle α avrebbero dovuto comportarsi tutte nello stesso modo, perché in qualunque punto avessero colpito la lamina metallica avrebbero trovato situazioni equivalenti. In realtà le particelle α si comportarono in modo diverso: per la maggior parte passarono senza subire nessuna deviazione, ma alcune vennero deviate secondo vari angoli e alcune vennero addirittura respinte. Questo comportamento spinse Rutherford a formulare la sua ipotesi; le particelle che non venivano deviate erano quelle che passavano abbastanza distanti dai nuclei. Quelle che si avvicinavano ai nuclei venivano deviate per effetto della repulsione elettrica, visto che sia le particelle che i nuclei sono positivi; tanto più si avvicinavano ai nuclei, tanto più fortemente venivano deviate. Quelle che andavano direttamente verso i nuclei venivano respinte: queste ultime erano poche, perché il il nucleo occupa una parte molto piccola rispetto allo spazio occupato da un atomo e quindi la probabilità che una particella si dirigesse proprio contro un nucleo era bassa.

Il modello atomico di Bohr

Il nuovo modello di atomo fu proposto da Niels Bohr nel 1913. Alcuni anni prima Max Planck aveva introdotto un concetto che non faceva parte della fisica classica, quello di quantizzazione. Se una grandezza é quantizzata può assumere soltanto determinati valori e non altri. Planck aveva dovuto introdurre questo concetto per spiegare un altro fenomeno che aveva costituito un rompicapo per i fisici: la radiazione del corpo nero. Bohr pensó che un’ipotesi analoga potesse permettere di spiegare i fenomeni che riguardano gli atomi.


Il modello atomico di Bohr (segue)

Il modello di Bohr si basa su alcune ipotesi fondamentali:

PRIMA IPOTESI: Nell’atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite circolari. Ognuna di queste orbite ha un raggio ben determinato.

SECONDA IPOTESI: Il momento angolare (fig.1)  degli elettroni é quantizzato. Esso puó assumere soltanto certi valori (valori permessi), ma non puó assumere i valori intermedi fra quelli permessi.

Dopo aver introdotto queste ipotesi, Bohr studia la situazione dell’elettrone utilizzando le leggi della fisica classica. L’elettrone é soggetto alla forza di attrazione del nucleo. Questa forza provoca il suo moto di rotazione e quindi costituisce la forza centripeta. Gli elettroni nelle loro orbite possiedono una certa quantitá di energia; essi infatti sono in moto, e quindi hanno energia cinetica; inoltre hanno energia potenziale dovuta all’attrazione elettrostatica tra elettrone e nucleo.


Il modello atomico di Bohr (segue)

TERZA IPOTESI: Finché un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non assorbe energia. Per passare da un’orbita con energia minore a un’orbita con energia maggiore (cioé da un’orbita piú interna a una piú esterna), l’elettrone deve ricevere dall’esterno una quantitá di energia corrispondente alla differenza di energia fra le due orbite; se invece passa da un’orbita con energia maggiore a un’orbita con energia minore, l’elettrone emette una quantitá di energia pari alla differenza di energia fra le due orbite. L’energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica.

Esiste una relazione matematica fra i valori di energia delle orbite di partenza e di arrivo e la frequenza della radiazioni:

E1 – E2 = h ν

dove E1 è l’energia dell’orbita iniziale ed E2 è l’energia dell’orbita finale, ν è la frequenza della radiazione elettromagnetica emessa (fotoni) ed h=6.626 10-34 J s è detta costante di Planck.

Il modello atomico di Bohr (segue)

Come è noto ogni elemento chimico, e quindi ogni molecola o atomo, ha capacità di emettere o assorbire la sola radiazione elettromagnetica caratterizzata da precise lunghezze d’onda, dette linee spettrali. Una linea spettrale è una linea scura o chiara in uno spettro altrimenti uniforme e continuo. L’ipotesi di Bohr sulla struttura dell’atomo spiega naturalmente perché gli spettri di emissione degli atomi sono spettri discontinui, a righe: ogni riga corrisponde a un ben determinato valore di energia, che a sua volta corrisponde alla differenza di energia fra due orbite.


La teoria moderna

Il principio di indeterminazione di Heisenberg e la scoperta della doppia natura dell’elettrone da parte di de Broglie indicavano chiaramente una cosa: non era piú possibile trattare l’elettrone come una particella classica. Bohr aveva introdotto l’ipotesi della quantizzazione, ma per il resto aveva trattato l’elettrone come una particella classica, che si muove su orbite ben determinate il cui raggio puó essere calcolato in base a semplici considerazioni meccaniche sulle forze in gioco. Le nuove scoperte peró imponevano un modo completamente diverso di affrontare il problema, che portó all’elaborazione di una nuova fisica, la meccanica quantistica.


La teoria moderna (segue)

Il termine orbitali indica le funzioni che si ottengono come soluzione dell’equazione di Schrödinger, che sono visualizzabili come regioni dello spazio intorno al nucleo, nelle quali é possibile trovare l’elettrone. Gli orbitali hanno varie forme e si protendono lontano dal nucleo in modo diverso, in relazione ai numeri quantici che ne caratterizzano la funzione d’onda. Ogni funzione d’onda, o orbitale, descrive uno stato dell’atomo. Le diverse funzioni d’onda di un atomo si denotano indicando i valori dei tre numeri quantici: n, l, m; ad ogni terzetto di numeri quantici corrisponde un orbitale ben preciso. A questi tre numeri và aggiunto il numero quantico di spin che definisce il valore della componente z del momento intrinseco dell’elettrone, quantità questa che non ha analogo classico.


La radiazione elettromagnetica ed i fotoni

Il termine fotone fu coniato da Gilbert Lewis nel 1926 per definire quelli che da Albert Einstein, per primo, erano stati definiti quanti di luce. Sotto alcuni aspetti la radiazione elettromagnetica agisce come una particella (fotone), ad esempio quando viene rivelato da un fotomoltiplicatore (effetto fotoelettrico). Sotto altri aspetti, essa si comporta come un’onda, ad esempio quando viene osservata dalla strumentazione ottica (fenomeni di diffrazione e interferenza). In accordo con il così detto dualismo onda-corpuscolo in Meccanica Quantistica. Il fotone viaggia alla velocità della luce ~ 3 108 m s-1 e ha massa nulla.

  • Intensità della radiazione elettromagnetica → numero di fotoni all’unità di tempo e di area
  • Frequenza della radiazione eletromagnetica → Energia dei fotoni (E = h ν)
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