Teorie atomiche, numeri quantici, configurazione elettronica, tavola periodica

Teorie atomiche

Modello atomico di Dalton

(1808): L'atomo è a forma di sfera; ogni elemento ha un raggio diverso.

Modello atomico di Thomson

(1904): Chiamato “modello a panettone”, l'atomo consiste in una sfera omogenea con carica positiva in cui sono immersi gli elettroni in quantità tale da rendere l'atomo elettricamente neutro.

Modello atomico di Rutherford

(1911): Propose una struttura chiamata “planetaria” perché somigliante a un sistema in cui i pianeti ruotano attorno al nucleo. L'atomo è formato da:

• Un nucleo centrale in cui risiede la quasi totalità della massa dell'atomo e in cui sono presenti le cariche positive, in numero costante per ogni specie atomica. Questo numero, che caratterizza ogni elemento, è chiamato numero atomico.
• Degli elettroni che ruotano attorno al nucleo, in numero uguale alle cariche positive presenti nell'atomo, che risulta così elettricamente neutro.

In questo modello l'atomo può considerarsi una struttura vuota, dato che solo una parte trascurabile del volume è occupata dal nucleo. Questo modello atomico è dinamico, perché un sistema di cariche libere e ferme non può essere in equilibrio, ma è in disaccordo con la teoria elettromagnetica classica (Lorentz), secondo la quale gli elettroni dell'atomo che si muovono nel campo elettrico nucleare dovrebbero irradiare onde elettromagnetiche, perdere continuamente energia e cadere in tempo brevissimo sul nucleo.

Teoria dei quanti

(Planck, 1899): Servì per descrivere quantitativamente il moto degli elettroni. Secondo questa teoria, l'energia è quantizzata: può assumere solo determinati valori. Gli elettroni possono quindi assumere solo quantità determinate di energia, i cui valori sono diversi in ogni atomo. Le quantità di energia possibili sono multipli interi di un quanto minimo, dove ε = hν, dove h è la costante di Planck (6,625·10^-27).

In macroscopia la discontinuità sembra non esistere a causa degli ordini di grandezza delle energie più elevati rispetto al microcosmo. Questa teoria venne elaborata anche a seguito di altre scoperte, come quella dell'effetto fotoelettrico: quando un metallo viene irradiato da radiazione elettromagnetica, ad una determinata energia (diversa in ogni metallo) si liberano elettroni, ottenendo così gli spettri di emissione degli atomi. Essi ci forniscono informazioni dirette sulle energie degli elettroni di ogni tipo di atomo e sulla loro distribuzione attorno al nucleo.

Spettri di emissione e assorbimento

• Spettro di emissione: Prodotto da gas rarefatti riscaldati. Le linee colorate corrispondono a quantità discrete di energia cedute dagli atomi del gas eccitati durante le transizioni di ritorno verso gli stati a più bassa energia.
• Spettro di assorbimento: Si ottiene quando la luce bianca attraversa un gas freddo a bassa pressione. Gli atomi del gas assorbono le proprie frequenze caratteristiche, dando luogo a linee nere sullo spettro.

Modello atomico di Bohr

Egli ammise che in un atomo nel suo stato fondamentale (a contenuto minimo di energia) gli elettroni si muovono ma non irradiano; ipotizzò che esistessero alcuni “stati” nei quali l'elettrone potesse muoversi senza emettere energia, chiamandoli stati stazionari. Bohr applicò la teoria quantistica di Planck agli atomi: affinché un elettrone che ruota attorno al nucleo non irradi energia, il suo momento angolare deve essere un multiplo intero della grandezza h/2π. Ciò significa che il momento angolare dell'elettrone può assumere solo determinati valori, è quindi quantizzato.

Il raggio dell'orbita è calcolato: 2π^2 mn^2; dove n è il numero quantico principale, e può assumere valori interi da 0 a +∞. Le orbite che corrispondono ai raggi ricavati dalla formula sono stati stazionari, gli unici permessi dagli elettroni. Ad ogni orbita corrisponde un definito valore dell'energia dell'elettrone che la percorre, anch'essa quantizzata: E = -1/(2n^2) ∗ 4πmε^2c^2/h^2. Se si fornisce energia all'elettrone, essa potrà essere assorbita solo se sufficiente.