Riassunto esame chimica, prof. Cozzi, libro consigliato Chimica, Brady, Senese

Compendio sulla storia dei modelli atomici ed itinerario di configurazione elettronica

Il primo a dedurre che nelle reazioni chimiche avvenissero delle ricombinazioni di atomi fu Antoine-Laurent de Lavoisier (1743-1794), con la sua legge di conservazione della massa. Fu però John Dalton (1766-1844) a studiare gli atomi nel 1803. È tuttavia bene precisare che i suoi studi avvennero secondo il cosiddetto modello black box (ossia un sistema studiato per i propri output in relazione agli input forniti, senza possibilità di spiegarne il funzionamento interno): studiò dunque le reazioni degli atomi, ma non ne compì un’analisi che definisse le parti interne.

Modelli atomici e chimica nucleare

I modelli atomici vennero sviluppati successivamente attraverso lo studio di fenomeni fisici elettrici e, in seguito, l’avvento della chimica nucleare. Per le leggi dell’elettrostatica, quando un materiale inizialmente neutro si carica, significa che al suo interno vengono separate delle parti di cariche opposte. Fu così che nel 1897, J. J. Thomson (1856-1940) calcolò il rapporto tra la carica e la massa di un elettrone, sviluppando un modello atomico. Secondo il Modello di Thomson, gli elettroni nell’atomo erano come delle isole di carica negativa immerse in una nube di carica positiva.

La carica elettrica, definita come grandezza fisica che caratterizza i corpi elettrizzati, è stata misurata (con la scoperta del nucleo) sulla base di quella dei protoni e dei neutroni; tuttavia essi a loro volta sono composti da quark, i quali hanno una carica frazionaria (i quark up hanno +2/3, i quark down hanno -1/3). È bene quindi ricordare che benché la carica fondamentale venga generalmente considerata quella di protoni e neutroni, tutto ciò è relativo alla storia della scienza e non all’impossibilità che esistano particelle ancora più fondamentali.

Esperimento di Rutherford

Nel 1909 Ernest Rutherford (1871-1937) condusse un esperimento: diresse delle radiazioni α (nuclei di elio) verso una lamina d’oro; con l’ausilio di uno schermo posto dall’altro lato della lamina, si poté verificare quante radiazioni avessero attraversato l’oro. Rutherford notò che alcune radiazioni venivano deflesse di quasi 180°, mentre il resto passava senza difficoltà attraverso la lamina. Questi risultati confutarono il modello di Thomson, secondo cui tutte le radiazioni sarebbero dovute passare attraverso la nube positiva, e furono la prova dell’esistenza di un nucleo negli atomi dell’oro, che quando urtato provocava la deviazione delle radiazioni.

Modello planetario

Venne così sviluppato il modello planetario, secondo cui gli elettroni orbitano intorno al nucleo come pianeti intorno alla stella del loro Sistema. Naturalmente c’è una differenza fra l’atomo ed un Sistema Solare: l’attrazione fra pianeti e Sole è infatti gravitazionale (F=GmM/r²), mentre quella fra elettrone e nucleo è di tipo elettrostatico, espressa dalla legge di Coulomb: F=kqQ/r². Essendo le cariche q e Q del nucleo e dell’elettrone discordi, la forza F è negativa e quindi attrattiva (gli elettroni vengono mantenuti in orbita attorno al nucleo, positivo).

Tuttavia, muovendosi attorno al nucleo, l’elettrone emetterebbe dell’energia elettromagnetica dissipando la propria energia cinetica K (che ricordiamo essere proporzionale alla sua velocità v). Nei pianeti, dove v rimane costante, la forza di gravità è bilanciata dalla velocità e l’oggetto continua a muoversi sull’orbita. Nell’atomo, invece, K si dissiperebbe e quindi la velocità diminuirebbe sempre più: la forza elettrostatica attrarrebbe l’elettrone sempre maggiormente in un’orbita a spirale, finché esso non collassasse nel nucleo entro circa 10^-10 secondi. Quest’osservazione confuta, almeno parzialmente, il modello planetario dell’atomo.

Contributi di Maxwell e Planck

Ricordando che J. C. Maxwell (1831-1879) unificò sotto il fenomeno dell’elettromagnetismo la teoria corpuscolare di Isaac Newton (1642-1727) e la teoria ondulatoria di Christiaan Huygens (1629-1695) a proposito della luce, procediamo a studiare come questi fenomeni possono ulteriormente spiegare la natura dell’atomo. Estendendo la doppia natura all’energia elettromagnetica in generale, Max Planck (1858-1947) scoprì che così come la materia, anche l’energia è discreta. Secondo lui infatti l’energia era sì ondulatoria, ma non disponibile in piccole quantità a piacere. Non si poteva infatti andare al di sotto di unità elementari chiamate quanti.

Questa complicata spiegazione è sempre dovuta alla storia della scienza, in quanto si sono applicati i medesimi criteri di studio sia alla materia che all’energia. L’equazione di Planck descrive l’energia di un fotone (parola coniata da Frithiof Wolfers ma definita da Albert Einstein come un quanto di luce): E=hν, dove ν è la frequenza delle onde (numero di cicli al secondo), pari a c/λ (con c velocità della luce e h costante di Planck, λ lunghezza d’onda, ossia distanza tra due massimi); è invece pari circa a 6,626 x 10^-34 Js.

Esperimenti di Rydberg e Balmer

J. R. Rydberg (1854-1919) e J. J. Balmer (1825-1898) compirono degli esperimenti su alcuni gas talmente rarefatti da poter essere considerati quasi monoatomici (approssimazione indispensabile per considerare l’energia come esclusivamente quantizzata, poiché le interazioni intramolecolari non sono discontinue allo stesso modo). L’esperimento consisteva nell’eccitare tramite riscaldamento o scarica elettrica tale gas, in modo che esso emettesse un fascio di luce; facendo passare il suddetto fascio attraverso un prisma apposito, era possibile scomporre il fascio di luce in uno spettro elettromagnetico. Si notò che lo spettro emesso non era continuo, bensì presentante solo le righe di alcuni colori (spettro atomico, o d’emissione).

La spiegazione del fenomeno è relativamente semplice: innanzitutto l’atomo gassoso eccitato dal riscaldamento o dall’elettricità fa compiere a un elettrone un salto su di un’orbita più esterna; essendo quest’ultima instabile, l’elettrone compie il salto inverso, emet...