Modelli atomici, descrizione

Modelli atomici

Nell’800 Dalton affermò che l’atomo è visto come una particella indivisibile, ma ciò non spiegava la natura dei legami che uniscono tra loro gli atomi.

Nel 1902 Thomson propose il primo modello fisico dell'atomo: aveva infatti provato un anno prima l'esistenza dell'elettrone. Egli immaginò che un atomo fosse costituito da una sfera fluida di materia caricata positivamente (protoni e neutroni non erano stati ancora scoperti) in cui gli elettroni (negativi) erano immersi (modello a panettone, in inglese plum pudding), rendendo neutro l'atomo nel suo complesso.

Il modello atomico di Thompson fu superato quando furono scoperte da Rutherford le particelle che formano il nucleo dell'atomo: i protoni. Attraverso un esperimento, Rutherford capì che l’atomo era uno spazio quasi del tutto vuoto e propose un modello di atomo in cui il nucleo, in cui era concentrata la maggior parte della massa, era caricato positivamente e ricopriva una parte piccolissima del volume e gli elettroni gli ruotavano attorno così come i pianeti ruotano attorno al Sole (modello planetario). La forza che mantiene stabile la struttura dell’atomo è la forza di gravità. Nel modello atomico di Rutherford non compaiono i neutroni, perché queste particelle furono successivamente scoperte da Chadwick nel 1932.

Il modello di Rutherford fu perfezionato successivamente da Bohr, che delineò un modello deterministico secondo il quale si poteva conoscere contemporaneamente la posizione e la velocità degli elettroni nei singoli istanti del loro moto. L’atomo è formato da un nucleo dove si trovano i protoni e i neutroni; intorno al nucleo ruotano gli elettroni descrivendo orbite circolari dette stazionarie. Le orbite, inoltre, sono dette quantizzate in quanto sono nettamente separate. A ogni orbita corrisponde un valore d’energia: è più grande quanto è più ampia l’orbita. Per passare da un’orbita a un’altra di livello energetico più elevato, l’elettrone assorbe energia; per passare da un’orbita a un’altra con contenuto energetico minore, l’elettrone emette un fotone che corrisponde alla differenza di energia delle due orbite. Il livello di energia più basso è lo stato fondamentale, indicato con n=1. I livelli di energia superiore dello stato fondamentale si chiamano stati eccitati e l’elettrone li può raggiungere solo se riceve una sufficiente energia. Ogni transizione dell’elettrone da uno stato eccitato a un livello energetico inferiore è caratterizzata da una riga nello spettro di emissione. Se l’elettrone assume troppa energia, esce dall’atomo e diventa ione.

Il fisico tedesco Heisenberg analizzando il modello atomico di Bohr, introduce il principio di indeterminazione che scardina queste teorie. Il principio di indeterminazione di Heisenberg asserisce che è impossibile conoscere simultaneamente con precisione sia il momento sia la posizione di una particella. Affinché l'elettrone possa essere individuato, deve essere colpito da un fotone che venga deviato verso l'osservatore. Il fotone, dotato di massa ed energia, interagendo con l'elettrone, gli trasmette energia modificandone velocità e direzione. Quindi, non si può più parlare di orbite e non si può stabilire una traiettoria precisa dell’elettrone. Per questo, non si parla più di orbite ma di orbitale, cioè la zona dove c’è la massima probabilità della presenza dell’elettrone. Per ogni orbitale ci sono al massimo 2 elettroni, quest’ultimi sono sistemati in livelli di energia crescenti, denominati strati o gusci elettronici. La disposizione ordinata degli orbitali è dettata dai numeri quantici, cioè dei parametri che ci permettono di disporre ordinatamente gli elettroni nello spazio. I numeri quantici sono 4:

Il primo è n (numero quantico principale): caratterizza il livello energetico e assume solo valori compresi tra 1 e 7. All’aumentare di n, aumenta l’energia dell’orbitale e la distanza dal nucleo.

Ogni livello energetico è suddiviso in sottolivelli (orbitali). Il numero quantico secondario è l che caratterizza i sottolivelli energetici e identifica le forme dei diversi orbitali (le geometrie). Assume tutti i valori compresi tra 0 e n-1 e gli orbitali sono designati dalle lettere s (l=0), p (l=1), d (l=2), f (l=3) (ogni orbitale ha la propria forma caratteristica, si va dal più semplice al più complesso).

Il terzo numero quantico, che viene chiamato numero magnetico quantico, viene indicato con m e descrive per una stessa forma la diversa disposizione dell’orbitale nello spazio. (indica quanti quadratini per ogni orbitale). m= 2l +1

Il numero quantico di spin è il quarto numero quantico. Esso possiede soltanto due valori -½ e +½. Ciascun valore corrisponde a una rotazione in senso orario o antiorario dell’elettrone; esso infatti si comporta come se fosse una piccola trottola con proprietà magnetiche. La scoperta del quarto numero quantico, portò Pauli a enunciare il principio di esclusione, secondo il quale in un orbitale possono essere presenti al massimo due elettroni con spin opposto o antiparallelo.

1. Il principio di Auf-Bau, secondo il quale gli elettroni occupano e poi riempiono orbitali via via più energetici (comincia dal basso e va poi all’alto);
2. Il principio di esclusione di Pauli, secondo cui due elettroni che occupano lo stesso orbitale hanno spin opposto;
3. La regola di Hund secondo cui se ci sono più orbitali della stessa energia (isoenergetici), prima si colloca un elettrone su ciascun orbitale vuoto e poi si completano gli orbitali semipieni.