Concetti Chiave
- Il modello atomico di Rutherford propone che gli elettroni orbitano attorno al nucleo, ma presenta il problema della perdita di energia che porterebbe a una durata molto breve dell'atomo.
- La teoria di Bohr, sviluppata nel 1913, introduce l'ipotesi quantistica e stabilisce che gli elettroni si muovono in orbite circolari definite, note come stati stazionari.
- Gli stati stazionari sono orbite specifiche in cui l'elettrone non cede né assorbe energia, mantenendo costante il suo stato fino a una transizione energetica.
- Le transizioni energetiche degli elettroni avvengono quando un elettrone assorbe o cede energia per spostarsi tra orbite permesso, emettendo o assorbendo fotoni.
- Il modello di Bohr è efficace per descrivere l'atomo di idrogeno e gli ioni monoelettronici, ma non è in grado di spiegare gli spettri di atomi con più di un elettrone.
Il modello atomico di Rutherford
Secondo il modello atomico di Rutherford gli elettroni ruotano attorno al nucleo su orbite ben definite. Dalla teoria elettromagnetica di Maxwell un sistema di cariche in movimento deve irradiare onde elettromagnetiche e quindi perdere energia. Tuttavia, perdendo energia, gli elettroni verrebbero attratti sempre più vicino al nucleo, seguendo una spirale, fino a raggiungerlo. Tale sistema avrebbe una durata estremamente breve (circa 10-11 s).
Qual è la teoria di Bohr?
Nel 1913 Bohr risolse il problema riguardante la teoria atomica di Rutherford applicando l’ipotesi quantistica di Planck. La teoria di Bohr si basa sull’interpretazione degli spettri dell’idrogeno e utilizza le leggi della fisica classica, con restrizioni quantiche derivate dalla teoria di Planck.
Bohr, per un atomo di idrogeno, postulò che:
L’elettrone si muove secondo orbite circolari attorno al nucleo secondo un moto descritto dalla fisica classica;
L’elettrone possiede solo una serie fissa di orbite permesse dette stati stazionari. Le orbite permesse sono quelle in cui certe proprietà dell’elettrone hanno valori univoci. Le orbite corrispondono a gusci sferici ad energia costante;
Finché l’elettrone resta in una determinata orbita (stato stazionario) non cede e non assorbe energia, la quale resta costante;
Un elettrone può passare solo da un’orbita permessa ad un’altra (non può rimanere ad un livello intermedio). In queste transizioni vengono coinvolte quantità fisse di energia, che sono i quanti, i quali vengono o assorbiti o emessi. Sono permesse quindi solamente le orbite che soddisfano la seguente condizione quantica:
Transizioni energetiche degli elettroni
L’elettrone nello stato a minor energia si trova nell’orbita più vicina al nucleo (stato fondamentale, n=1);
Le orbite con n>1 sono occupate solo dall’elettrone in uno stato di energia più alta, detto stato eccitato.
La proprietà dell’elettrone di avere solo certi livelli di energia permessi è detta momento angolare. Gli stati permessi dell’elettrone sono numerati, n=1, n=2, n=3 e così via. Questi numeri interi, che derivano dal fatto che per l’elettrone sono possibili solo certi valori ben definiti, sono detti numeri quantici.
In particolare l’elettrone assorbe energia per passare dal suo livello energetico, o stato, ad un livello superiore.
Al contrario, per passare ad uno stato minore, l’elettrone cede energia sotto forma di radiazione.
L’elettrone quindi può assorbire energia (termica, radiante e di altre tipologie) per passare dallo stato fondamentale E0 o da uno stato eccitato Ei ad uno stato di energia superiore Ef.
Le righe dello spettro di emissione derivano dalla transizione dell’elettrone dallo stato eccitato ad energia maggiore (quindi più esterno, con n superiore) allo stato iniziale ad energia minore (più interno, con n minore). In questa transizione l’elettrone cede un fotone di energia pari alla differenza di energia fra lo stato finale e lo stato iniziale.
Quindi l’energia del fotone (Efotone), emesso o assorbito, è pari alla differenza di energia trai due livelli |ΔE|. Si può quindi dire che:
E_fotone=hv e E_fotone=|ΔE| allora |ΔE| 〖=E〗_fotone=hv
Conclusioni sul modello di Bohr
In conclusione il modello atomico di Bohr descrive in modo corretto l’atomo di idrogeno e tutti gli ioni monoelettronici, tuttavia non è in grado di prevedere gli spettri di atomi o molecole con più di un elettrone.
L’esistenza di livelli atomici quantizzati verrà mantenuta nel modello atomico attuale.
Domande da interrogazione
- Qual è la principale limitazione del modello atomico di Rutherford?
- Come ha risolto Bohr il problema del modello di Rutherford?
- Cosa si intende per stati stazionari nell'atomo di idrogeno secondo Bohr?
- Qual è il significato dei numeri quantici nell'energia degli elettroni?
- Qual è la conclusione principale riguardo al modello di Bohr?
La principale limitazione del modello di Rutherford è che, secondo la teoria elettromagnetica, gli elettroni in movimento dovrebbero irradiare energia e spiraleggiare verso il nucleo, portando a una durata estremamente breve del sistema (circa 10^-11 s).
Bohr ha risolto il problema applicando l'ipotesi quantistica di Planck, postulando che gli elettroni si muovono in orbite circolari stazionarie e possono solo assorbire o emettere energia in quantità fisse durante le transizioni tra queste orbite.
Gli stati stazionari sono orbite permesse in cui l'elettrone non cede né assorbe energia, mantenendo costante la sua energia finché rimane in quella specifica orbita.
I numeri quantici (n=1, n=2, n=3, ecc.) rappresentano i livelli di energia permessi per l'elettrone, indicando che l'elettrone può occupare solo certi stati energetici ben definiti.
Il modello di Bohr descrive correttamente l'atomo di idrogeno e gli ioni monoelettronici, ma non riesce a prevedere gli spettri di atomi o molecole con più di un elettrone, mantenendo comunque l'idea di livelli atomici quantizzati.
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