Atomo – modelli atomici

Nel corso degli anni sono stati teorizzati vari modelli atomici: da Thomson, a Rutherford, a Bohr, per descrivere la struttura dell’atomo.

All’inizio Dalton formulò una teoria atomica, che però non descrive la struttura dell’atomo, quindi non può essere considerata un vero modello atomico.

Teoria atomica Dalton (1803)

La materia non è continua, ma costituita da particelle.

Presupposti

1. Legge di Lavoisier della conservazione della massa: in una reazione chimica nulla si crea e nulla si distrugge. (La somma della massa dei reagenti deve essere uguale alla somma della massa dei prodotti.)
2. Legge di Proust delle proporzioni: in un composto puro, gli elementi che lo costituiscono sono presenti sempre secondo rapporti definiti e costanti.

Punti della teoria

1. La materia non è continua, ma costituita da particelle indivisibili e intrasformabili = gli atomi;
2. Gli atomi di un elemento sono tutti uguali tra loro e hanno la stessa massa;
3. Gli atomi di elementi diversi hanno masse e proprietà diverse;
4. Le reazioni chimiche avvengono tra atomi interi;
5. In una reazione chimica, gli atomi degli elementi si combinano dando origine a composti.

Modello di Thomson  (1898) Detto anche modello a panettone.

L’atomo è una sfera omogenea carica di elettricità positiva, in cui sono sparpagliati, come l’uvetta nel panettone, le particelle cariche negativamente.

Contributo

1. L’atomo contiene cariche positive e negative.

Problema rispetto al modello corretto

1. Mancanza cariche neutre,
2. Mancanza nucleo,
3. Posizione cariche.

Modello di Rutherford (1911)

Esperimento:

• da una sorgente radioattiva viene irradiato un fascio di particelle α (con due cariche positive) verso una lamina d’oro;
• vengono osservati gli effetti di tali particelle α sulla lamina.

Osservazioni:

• attraversando la lamina, alcune particelle α mantengono la traiettoria;
• altre particelle α vengono deviate.

Deduzione:

• le particelle α incontrano una “concentrazione” di cariche positive, che le deviano = nucleo;
• il nucleo occupa una piccola porzione del volume dell’atomo, il resto è occupato da elettroni

Contributo

1. Nell’atomo è presente un nucleo, di dimensioni ridotte.
2. Il nucleo contiene le cariche positive.
3. Gli elettroni con carica negativa ruotano ad alta velocità attorno al nucleo.
4. Ipotizzò la presenza di cariche neutre (da lui chiamate protoni neutri) all’interno del nucleo.

Problema rispetto al modello corretto

1. Un corpo carico elettricamente, sottoposto ad accelerazione, perde energia. Quindi se l’elettrone perde energia si dovrebbe avvicinare al nucleo, fino a cadervi sopra.

Modello di Bohr (1913)

1. L’elettrone percorre solo determinate orbite circolari;
2. All’elettrone sono permesse solo certe orbite, a cui corrispondono determinati livelli di energia (energia quantizzata);
3. Per passare da un’orbita ad un’altra con livello energetico maggiore, l’elettrone deve assorbire energia;
4. Per passare da un’orbita ad un’altra con livello energetico minore, l’elettrone deve emettere energia, come fotone;
5. L’energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia delle due orbite.

Presupposti del modello

1. Finchè un elettrone ruota nella sua orbita non perde energia;
2. Quando viene somministrata energia all’atomo, gli elettroni possono assumere quanti di energia che li eccitano.

Contributo

1. Comportamento dell’elettrone;
2. Energia assorbita o ceduta;
3. Identificazione delle orbite.

Problema rispetto al modello corretto

1. Comportamento dell’elettrone

Principio di indeterminazione di Heisenberg (1927)

Non è possibile identificare con precisione la posizione istantanea e la velocità dell’elettrone. È possibile solo stimare questi valori. E’ solo possibile individuare un volume in cui è probabile trovare l’elettrone; tale volume di spazio prende il nome di orbitale.

Presupposto

L’elettrone ha una doppia natura: di corpuscolo e di onda.

Orbitale

1. Il volume di spazio, esterno al nucleo, in cui può trovarsi l’elettrone è l’orbitale, caratterizzato da un livello di energia;
2. L’orbitale è definito da 3 numeri quantici:

• n: definisce la dimensione e il livello di energia dell’orbitale;
• l: definisce la forma dell’orbitale;
• m: definisce l’orientamento spaziale dell’orbitale.

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