Dalla struttura atomica di Rutherford alla teoria quantistica di Bohr

Il modello di Rutherford

Per quanto riguarda la struttura dell’atomo è bene ricordare il modello di Rutherford il quale paragona l’atomo al sistema planetario. Infatti, come i pianeti girano intorno al sole descrivendo un orbita, così gli elettroni girano intorno al nucleo descrivendo un orbita; Rutherford giunse a questa conclusione, dopo aver fatto alcuni esperimenti.
Infatti per indagare la struttura dell’atomo, utilizzò come bersaglio una lamina d’oro e come proiettili impiegò particelle alfa (α) che sono particelle cariche positivamente costituite da due protoni e due neutroni, emesse da una sostanza radioattiva.

Nel corso di questo esperimento molte particelle alfa attraversavano indisturbate la lamina, poche venivano deviate e pochissime rimbalzavano indietro.

Quindi Rutherford ipotizzò che l’atomo fosse composto da una parte centrale che chiamò Nucleo in cui è concentrata la quasi totalità della massa, e un volume circostante relativamente ampio occupato da elettroni. Evidentemente le particelle alfa che attraversavano questo volume erano la maggioranza, quelle che subivano una deviazione erano quelle che passavano in prossimità del nucleo, le pochissime particelle alfa che rimbalzavano indietro erano quelle che avrebbero urtato il nucleo.

Limiti del modello di Rutherford

Il punto debole di questo modello consisteva nel fatto che gli elettroni girando continuamente intorno al nucleo avrebbero emesso sempre energia che andava diminuendo sempre più fino ad esaurirsi.

Gli elettroni sarebbero caduti sul nucleo: ciò stava ad indicare che l’atomo era instabile. Poichè la materia che ci circonda è costituita da atomi stabili il modello di Rutherford fu abbandonato.

L'ipotesi di Bohr

Il fisico danese Bohr propose una nuova ipotesi, influenzata dalla teoria quantistica. Tale teoria su formulata verso la fine del diciannovesimo secolo ed andò ad affermarsi sempre più.
Secondo tale teoria, alcune grandezze fisiche come l’energia non variano con continuità, ma variano per gradini, cioè per piccole quantità.

L’energia quindi varia in modo discontinuo in base ad un valore preciso di energia, considerato come unità base detto Bohr afferma quindi che gli elettroni si trovano su un orbita non emanano energia. Gli elettroni possono passare da uno strato di energia ad un altro solo se viene cambiato il quanto di energia, ed effettuare così un salto quantico. Gli elettroni posso saltare da un orbita ad un’altra, ma non possono occupare posizioni intermedie.

Livelli energetici e salti quantici

Bohr introdusse così i livelli energetici: gli elettroni di bassa energia si trovano su un basso livello energetico e più vicino al nucleo, mentre quelli ad alta energia si trova su un alto livello e più distanti dal nucleo. Un elettrone può passare da un basso livello energetico a uno superiore solo se gli si fornisce una quantità di energia determinata multipla di una quantità fondamentale che è quanto di energia. Viceversa se un elettrone cede una determinata quantità di energia, decade al livello energetico più basso.

Principio di indeterminazione di Heisemberg

Anche il modello di In un modello deterministico la posizione e la velocità di un corpo sono misurabili con precisione (es. La traiettoria di una freccia) mentre in un modello probabilistico queste grandezze possono essere espresse solo in termini di probabilità.

Ricordiamo per tanto il principio di Heisemberg o di indeterminazione che dice: Si definisce così il concetto di orbitale cioè di una regione di spazio nella quale esiste una maggiore probabilità di trovare l’elettrone.

Infatti se segnamo con un punto le diverse posizioni che un elettrone assume in diversi momenti, otteniamo un insieme di punti somigliante ad una nuvola, con una densità maggiore al centro ed una minima man mano che ci allontaniamo da esso.

Numeri quantici e orbitali

Tale modello è definito Il primo numero quantico è detto numero quantico principale, si indica con “n” e assume valori interi (da 1 fino a 7), e indica i livelli energetici; il secondo numero quantico è detto secondario si indica con “l“ e assume valori compresi 0...n-1 e indica il valore degli orbitali. Ci sono quattro tipi di orbitali che si rappresentano con le lettere s, p, d, f. L’orbital “s” ha una forma sferica, l’orbitale “p” ha una forma di otto (8), l’orbitale “d” ha una forma di quadrifoglio, e l’orbitale “f” ha una forma molto più complessa.

Il terzo numero quantico viene detto magnetico e si indica con “m”, assume valori compresi tra –l...0...+l e indica il numero degli orientamenti di ciascun orbitale.

Orientamenti degli orbitali

L’orbitale “s” ha un unico orientamento, l’orbitale “p” ha tre orientamenti (px; pz; py), l’oribitale “d” ha cinque orientamenti e l’orbitale “f” ha sette orientamenti, infine il quarto numero quantico, detto numero di spin, indica il senso di rotazione dell’elettrone intorno al proprio asse, la rotazione può avvenire in senso orario o antiorario. E’ bene ricordare altri due principi molto importanti: il Il primo afferma che: Per tale motivo l’orbitale “s”, con un unico orientamento ospita solo 2 elettroni; l’orbitale “p” con tre orientamenti può contenere fino a 6 elettroni (2 per ciascun orientamento); l’orbitale “d” con 5 orientamenti può contenere fino a 10 elettroni; l’orbitale “f” con 7 orientamenti può contenere 14 elettroni.

Configurazione elettronica e regola di Hund

Infine la regola di Hund afferma che gli elettroni tendono ad occupare il numero massimo di orbitale disponibile in un sottolivello (minore energia, massima stabilità).

Es. Nell’atomo di Ossigeno (numero atomico 8) la configurazione elettronica, cioè la descrizione degli orbitali degli elettroni di un atomo è 1s2 2s2 2p4.

Sempre per quanto riguarda la configurazione elettronica a partire dal terzo livello si verificano delle sovrapposizioni con i livelli successivi es. L’orbitale 4s ha energia inferiore a l’orbitale 3d ecc..