Modelli atomici

MODELLI ATOMICI

Thomson: scientificamente il suo modello non ha avuto vita,è stato subito annullato da

• quello di Rutherford. La sua importanza è legata alla scoperta dei raggi catodici : essi

sono raggi emessi dal catodo e attratti dall’anodo. Osservando l’emissione di radiazioni a

carico degli elettrodi,Thomson,notò che essi presentavano lo stesso comportamento

indipendentemente dal tipo di elettrodo utilizzato e capì che le emissioni erano parte

integrante della materia. I raggi catodici altro non sono che gli elettroni. In seguito alla

scoperta degli elettroni,propose un modello atomico detto “a panettone” o “a cocomero”:

l’atomo presenta delle cariche negative,gli elettroni(semi),collocati in posizioni d’equilibrio.

La forza di repulsione tra le cariche negative è bilanciata dalla presenza di cariche

positive,i protoni,distribuiti in tutto l’atomo.

Millikan: accanto agli esperimenti di Thomson sui raggi catodici,si ricordi l’esperimento

• di Millikan. Egli studiò il comportamento di gocce d’olio in una macchina chiusa. Osservò

il movimento delle gocce dall’alto verso il basso,sia per l’azione della forza di gravità,sia

per la presenza di poli positivi e negativi. Le gocce dovevano essere microlizzate in modo

che gli elettroni fossero da esse assorbiti,affinchè Millikan,da un foro,studiasse il tempo in

cui le gocce si muovevano. Combinando una serie di espressioni matematiche,arrivò a

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determinare la massa dell’elettrone(ordine di 10 ). L’elettrone ha una massa molto

più piccola di quella del protone,mentre protoni e neutroni hanno la stessa massa ma

differiscono per la carica: positiva i primi,neutra i secondi. Millikan dedusse che,se i

protoni si fossero trovati da soli nel nucleo atomico,avrebbero portato l’atomo alla

degenerazione,a causa delle numerose e potenti forze di repulsione I neutroni

allontanano i protoni l’uno dall’altro,garantendo la stabilità dell’atomo.

Rutherford: i suoi dottorandi stavano studiando fenomeni legati alla radioattività:

• studiavano le interazioni delle radiazioni con la materia attraverso una lamina d’oro molto

sottile. Fu scelto proprio l’oro innanzitutto perché può essere ridotto in fogli sottili: i

metalli sono composti da vari strati di atomi sovrapposti e la lamina,essendo

sottile,riusciva a riprodurre quanto avveniva in uno degli strati atomici. Gli studiosi

2+

bombardarono la lamina con raggi (He ) positivi e notarono che, quando i raggi

α

attraversavano gli spazi vuoti,conservavano le loro caratteristiche rimanendo

intatti;quando passavano vicino al nucleo,subivano delle leggere deviazioni e,infine,i raggi

che colpivano in pieno il nucleo,tornavano indietro a causa della forza di repulsione

esercitata sui ragi dai protoni del nucleo. Il modello di Rutherford è detto “planetario”.

Qualcosa nel suo modello non funzionava: Gli elettroni,carichi negativamente, dovrebbero

precipitare nel nucleo,attratti dalla carica positiva dei protoni,ma ciò non accade.

Bohr: diede una spiegazione: se l’atomo è stabile,gli elettroni girano su se stessi e attorno

• al nucleo senza precipitarvi all’interno,poiché si muovono su zone stazionarie(le orbite)

attorno all’atomo. Le orbite di Bohr, non sono gli orbitali oggi conosciuti;egli le definì come

“traiettoria dell’elettrone intorno al nucleo”. Le zone stazionarie sono gli stati quantici,che

permettono all’elettrone di non precipitare. Quando l’elettrone passa da uno stato

stazionario ad un altro,l’atomo emette energia. n= numero quantico principale

n=1 n=2

un’altra grande scoperta di Bohr fu il raggio atomico,che scoprì studiando l’atomo di

idrogeno. Quando aumenta il numero atomico,entrano in gioco caratteristiche che non

possono essere studiate con l’idrogeno,che presenta un solo elettrone su n=1. Questo

elettrone può “saltare” su n=2 se sottoposto ad eccitazione. Affinchè si verifichi questo

passaggio,deve essere fornita una quantità di energia pari alla differenza di energia tra

n=1 e n=2. E ­E =∆E

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Una volta effettuato il salto,l’elettrone tende a ritornare allo “stato fondamentale”.

In questo caso si parla di spettro di energia ,poiché il passaggio è accompagnato

dall’emissione di energia.

Mentre Bohr compiva i suoi esperimenti,cominciarono a diffondersi teorie sul dualismo

onda­corpuscolo. Questo modello duale è valido per tutti i corpi di massa m,uomo compreso.

In masse di grandi dimensioni(es. pianeti),prevale la natura corpuscolare.

Einstein: modello fotoelettrico(interazioni fotoni­elettroni)

• Heisenberg: “Principio di indeterminazione”: se l’elettrone è massa e

• corpuscolo,non è possibile individuarne l’esatta posizione nello spazio al tempo

t=1,senza alterarne la posizione stessa. L’indeterminateza è data dal rapporto tra

massa,velocità e lunghezza d’onda( ).

λ

Schroëdnyer: “Equazione d’onda”: l’equazione mette in relazione il moto

• dell’elettrone con la funzione dell’onda nel momento in cui l’elettrone si trova

nell’atomo. Per risolvere quest’equazione si utilizzano quattro numeri,detti

“numer i quantici”,legati agli orbitali,regioni dello spazio in cui è

massima la probabilit à di trovare l’elettrone:

n= Numero quantico principale. Indica l’orbitale. Può assumere solo valori

 interi e positivi che vanno da 1 a 7,dal momento che, tutti gli elementi ad

oggi studiati, possiedono elettroni che vanno ad occupare un massimo di 7

livelli.

Numero quantico angolare. Indica la forma dell’orbitale. È strettamente

ℓ=

 legato ad n e assume valori che vanno da 0 a n­1

­ =0 orbitale circolare(tipo s)

ℓ

­ =1 orbitale “ad otto”(tipo p)

ℓ

­ =2 orbitale “a quadrifoglio”(tipo d)

ℓ

­ =3 possibile solo a partire da n=4(tipo f)

ℓ