Modelli atomici

PRIMI ESPERIMENTI (Crookes - 1879): ai due elettrodi è applicato un voltaggio

elevato, (10.000 volt) e dentro il tubo è posto del gas rarefatto (P=1E-3 atm).

Si ha una scarica elettrica e sulla parete dietro l’anodo (+) si ha una fluorescenza.

DAL CATODO PARTONO QUINDI DEI RAGGI,

CHE VENGONO DETTI: RAGGI CATODICI 3

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Hanno carica negativa

• Si propagano in linea retta: infatti se

mettiamo un ostacolo dentro il tubo, sulla

parete opposta viene proiettata un’ombra

che ha la forma dell’ostacolo (es. una

croce)

• Hanno natura corpuscolare: fanno

girare un piccolo mulinello

• Cambiando il metallo del catodo o il gas

contenuto nel tubo le particelle sono

sempre identiche.

SONO UN FLUSSO DI ELETTRONI 4

Prof.ssa Elisa Pannocchia

 DETERMINAZIONE RAPPORTO q/m (Thomson):

q /m = -1.76x10 C/g

8

e e

 DETERMINAZIONE DELLA CARICA DELL’ELETTRONE

(Millikan -1909) q = -1.6x10 C

-19

e m = 9.109x10 g

-28

e 5

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Un fascio di raggi luminosi detti “raggi canale” si muove in

senso opposto ai raggi catodici e determina una fluorescenza sullo

schermo di P sul fondo del tubo (Goldstein 1886);

• Tali raggi hanno carica positiva;

• Variando il gas nel tubo varia la massa di queste particelle (con

l’idrogeno è la più bassa di tutte m=1.673x10 g).

-24

• La massa delle altre particelle è sempre multipla della massa

dell’idrogeno. 6

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Gli elettroni emessi dal catodo collidono con le molecole del gas.

In questo urto le molecole perdono un elettrone e si trasformano

in frammenti con carica positiva.

• La particella elementare positiva, proveniente dall’idrogeno è

PROTONE

detta (dal greco Proteios cioè di prima

importanza).

• La carica di queste particelle è + 1.6x10 C (Wien 1911)

-19

• Nel 1933 Chadwich scoprì un’altra particelle subatomica senza

carica elettrica, avente

m = 1.675x10 g che fu chiamata

-24

NEUTRONE 7

Prof.ssa Elisa Pannocchia

Carica Massa

Carica relativa Massa/Massa

Nome Particella elettrica (C) rispetto al protone

(g)

protone

Elettrone (e) -1.6 x10 -1 9.1x10 1/1836

-19 -28

+1.6 x10 1.673x10

-19 -24

Protone (p) +1 -

1.675x10

-24

Neutrone (n) 0 0 Circa 1

MA IN QUALE MODO QUESTE

PARTICELLE SONO POSTE

DENTRO L’ATOMO ??... 8

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Deriva dalle esperienze di Thomson e Goldstein;

• L’atomo nel suo insieme è neutro;

• L’atomo è fatto da una massa positiva di forma sferica nella quale

sono immersi gli elettroni (modello “a panettone”);

• La ddp applicata nei tubi di Crookes separa le cariche positive e

negative. 9

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• E’ stata scoperta da H. Becquerel nel 1896.

• I coniugi Curie nel 1898 hanno isolato due elementi

(polonio e radio) più radioattivi dell’uranio.

• I nuclei radioattivi sono instabili e si trasformano

spontaneamente in altri più stabili, dando luogo ai

decadimenti radioattivi. In questo processo emettono

differenti tipi di radiazioni:

raggi α (alfa): He (nucleo di elio formato da 2p e 2n)

++ +

• raggi β (Beta): elettroni

raggi γ (gamma): radiazioni ad altissima energia 10

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Rutherford nel 1910 pensò di verificare sperimentalmente il modello proposto da Thomson ed

utilizzò i raggi α per bombardare una lamina d’oro molto sottile (circa 0.04 mm).

Conclusioni:

• Non erano spiegabili con il modello di

Thomson le deviazioni consistenti di alcuni

raggi α né i pochi raggi α (1/20.000) che

rimbalzavano indietro; 11

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Rutherford ipotizzò quindi il seguente modello:

a) un atomo praticamente vuoto nel quale la maggior parte dei raggi α

potevano passare indisturbati;

b) una zona piccolissima dentro l’atomo (nucleo), nel quale era concentrata

tutta la carica positiva e la massa e quindi in grado di deviare/far rimbalzare le

particelle α;

c)gli elettroni ruotano attorno al nucleo a una distanza notevole come pianeti

attorno al sole e bilanciano esattamente la carica positiva del nucleo; 12

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Nel modello di Rutherford non sono presenti i neutroni perché

non erano ancora stati scoperti.

• Vari esperimenti avevano però evidenziato che l’atomo di elio

aveva una massa 4 volte più grande di quello di idrogeno, ma

aveva solo il doppio degli elettroni.

• Era stato anche ipotizzato che nel nucleo di elio ci fossero 4

protoni e 2 elettroni.

• Finché nel 1932 Chadwick scoprì una nuova particella con

massa circa uguale al protone e senza carica.

• Tali particelle (NEUTRONI) stanno nel nucleo e tengono

separati i protoni in modo da diminuire la repulsione

elettrostica, (fanno da “cuscinetti”). 13

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Nelle trasformazioni chimiche i nuclei rimangono

inalterati, quindi proprio il nucleo rappresenta la carta

d’identità degli atomi.

• NUMERO ATOMICO (Z) = Numero di protoni presenti

nel nucleo

• NUMERO DI MASSA (A) = è il numero totale dei

nucleoni, cioè delle particelle presenti nel nucleo.

X

A

A = n+p = n + Z Z 14

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Atomi di un elemento che hanno lo stesso numero

atomico ma diverso numero di massa (cioè

differiscono per il numero di neutroni).

• Quasi tutti gli elementi in natura sono costituiti da isotopi (eccezioni F,

Au).

• Sono stati trovati circa 300 differenti isotopi variamente distribuiti tra tutti

gli elementi.

• Gli isotopi hanno lo stesso comportamento chimico dato che esso dipende

dal numero degli elettroni.

• Per descrivere un atomo devo quindi conoscere il numero dei protoni e dei

neutroni.

• Gli isotopi sono anche detti NUCLIDI. 15

Prof.ssa Elisa Pannocchia

FAMIGLIA ISOTOPICA = insieme degli isotopi di uno stesso

elemento, sia naturali che artificiali.

Sono ad esempio nuclidi il carbonio-12, il carbonio-13 e

l’uranio-235.

C

12

6 Carbonio - 12 16

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Nel modello di Rutherford gli elettroni ruotavano attorno al nucleo con

moto circolare;

• La forza di attrazione tra nucleo ed elettroni era bilanciata dalla forza

centrifuga e quindi l’elettrone si manteneva in un’orbita costante, ma:

A) Questo modello era in contrasto con le leggi dell’elettromagnetismo,

secondo le quali una particella carica che si muove di moto non rettilineo

emette energia sotto forma di luce, di tutte le lunghezze d’onda;

B) A causa di questa perdita di energia, l’elettrone sarebbe inoltre dovuto

ricadere sul nucleo, con un movimento a spirale, in un tempo brevissimo

(10 s).

-8 Invece:

• L’atomo è un sistema stabile!!

• Tutti gli atomi (sia delle sostanze gassose che dei metalli), quando vengono

scaldati emettono degli spettri a righe, non spettri continui. 17

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• La luce è costituita da onde elettromagnetiche, formate dalla propagazione di un

campo magnetico (M) e di un campo elettrico (E) che sono tra loro perpendicolari.

• Consideriamo solo la componente elettrica, un’onda viene rappresentata quindi

come: c = λ · ν

dove c = velocità della luce (nel vuoto) =300.000 Km/s =3x10 m/s

8

λ (lambda)= lunghezza d’onda (m)

ν (ni) = frequenza (s ) =Hz

-1 18

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Il nostro occhio vede solo una piccola parte delle radiazioni (luce visibile) e

percepisce le radiazioni con lunghezza d’onda diversa come luce di vari

colori.

• Luce monocromatica = fatta da un solo colore, o meglio da una sola

lunghezza d’onda.

• La luce del sole (o anche quella artificiale delle lampade), è fatta da un

miscuglio di colori, ed è detta luce policromatica.

• La luce policromatica può essere divisa nei suoi colori utilizzando ad esempio

un prisma (dispersione della luce). Si ottiene uno spettro continuo, cioè un

insieme di radiazioni di colore diverso che si susseguono in modo continuo.

• Fenomeno naturale di dispersione della luce: arcobaleno

• Se scaldiamo invece degli elementi in fase gassosa otteniamo uno spettro

fatto solo da alcune righe, (spettro a righe). Ad esempio lo spettro

dell’idrogeno è fatto da 4 righe. 19

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• È l’insieme delle radiazioni elettromagnetiche;

• Si divide in regioni spettrali: visibile, UV, IR, microonde, onde radio… 20

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Tra la fine del 1800 e l’inizio del 1900 molti fisici studiarono gli spettri dei

corpi.

• Il colore dei corpi cambia con la temperatura:

a) se scaldiamo del ferro esso diventa prima rosso, poi giallo, poi bianco;

b) anche il colore delle stelle dipende dalla loro temperatura. Infatti le

stelle più fredde (T <3000 K) ci appaiono rosse e quelle più calde (T>

30.000K) di colore azzurro (il sole ha una T di circa 6000 °C!!).

• M. Planck arrivò a concludere che:

 l’energia luminosa viene emessa dai corpi sotto forma di “pacchetti” di

energia detti “quanti”;

 La relazione tra energia e frequenza della luce è data da:

E= hν

(dove h= costante di Planck= 6.63·10 J·s)

-34 21

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• L’idea che l’energia si liberi solo a “pacchetti” era

decisamente rivoluzionaria.

• Einstein chiamò questi pacchetti di luce “FOTONI”.

• La luce ha cioè una doppia natura ONDULATORIA e

PARTICELLARE.

• Alcuni fenomeni della luce (diffrazione della luce su

un CD) possono essere spiegati considerandola come

onda ed altri fenomeni (es. effetto fotoelettrico),

considerandola come formata da quanti di luce. 22

Prof.ssa Elisa Pannocchia

Basandosi sugli studi degli spettri di assorbimento e di

emissione degli atomi, Bohr nel 1913 propose il seguente

modello:

1) l’elettrone ruota attorno al nucleo soltanto in determinate

orbite circolari (orbite stazionarie), che soddisfano la

seguente relazione: ⋅

n h

= = ⋅

r n cos t

π ⋅ ⋅

2 m v

dove: n = numero quantico principale = 1,2,3… (intero)

h = costante di Planck= 6.63*10 j/s,

-34

m e v = massa e velocità dell’elettrone 23

Prof.ssa Elisa Pannocchia

Sia le orbite che le energie possono assumere solo

alcuni valori (sono quantizzate) e dipendono dal valore

di n.

Lo stato dell’elettrone, avente n=1, si chiama stato

fondamentale, gli altri si chiamano stati eccitati.

2) Muovendosi su queste orbite (permesse), l’elettrone

non irradia energia. 24

Prof.ssa Elisa Pannocchia

3) Fornendo energia ad un elettrone, esso passa dallo stato

fondamentale ad uno eccitato, dove però è instabile e rimane

per un tempo brevissimo (10 s) per poi passare ad uno stato

-8

meno energetico (non necessariamente a quello fondamentale).

L’energia assorbita viene riemessa sotto forma di radiazione di

una ben definita lunghezza d’onda, calcolabile dalla equazione

di Planck.

Ogni riga dello spettro corrisponde quindi ad una transizione

da uno stato eccitato ad uno con energia più bassa. 25

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Questo modello spiegava molto bene lo spettro dell’atomo

di idrogeno e con piccole correzioni poteva essere applicato

anche ad altri atomi “semplici” (es. Li ).

+

LIMITI:

• Non riusciva invece a calcolare le frequenze delle righe di

atomi con più elettroni.

• Non spiegava perché l’elettrone muovendosi su un’orbita

permessa non dovesse perdere energia.

• Inoltre, con l’utilizzo degli spettroscopi, si vide che in realtà

le righe degli spettri erano fatte da gruppi di righe più sottili,

tali sdoppiamenti non erano spiegabili con il modello di

Bohr. 26

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• Sommerfeld propose allora un nuovo modello

atomico (che perfezionava quello di Bohr ed è stato

usato fino al 1925), nel quale le orbite erano

ellittiche e erano utilizzati 4 numeri quantici per

descrivere l’orbita dell’elettrone.

• Anche tale modello però non riusciva a descrivere in

modo completo atomi con molti elettroni.

• La meccanica classica era però inadeguata nello

spiegare i sistemi microscopici (atomi e molecole). 27

Prof.ssa Elisa Pannocchia

• De Broglie nel 1924 ipotizzò che ogni particella in movimento

(carica o neutra) presenti una doppia natura particellare e

ondulatoria. L’aspetto ondulatorio è però evidente solo quando la

massa delle particelle è molto piccola:

h

λ = ⋅

m v

Esempio: ad una palla da tennis (massa circa 50 g e v=20m/s) è

associata un’onda con λ = ~ 7·10 m, troppo piccola quindi per

-34

essere rivelata.

• Ipotizzò quindi che anche l’elettrone potesse avere, (come la luce)