STRUTTURA DELL`ATOMO
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STRUTTURA DELL'ATOMO Vari esperimenti condotti fra la fine del 1800 e l’inizio del 1900 dimostrarono che gli atomi non sono indivisibili, ma costituiti da particelle più piccole (elementari). PARTICELLE SUBATOMICHE: particelle fondamentali Gli atomi, e quindi tutta la materia, sono costituiti principalmente da tre particelle fondamentali: elettroni, elettroni protoni e neutroni. neutroni Particella Massa (uma) Carica (scala relativa) Elettrone (e-) 0.00054858 -1 Protone (p o p+) 1.0073 +1 Struttura atomica 4 0 Neutrone (n o n ) 1.0087 nessuna 1 La scoperta degli elettroni • Passaggio di corrente attraverso alcune sostanze decomposizione: gli elementi di un composto sono tenuti insieme da forze elettriche (H. Davy, inizio ‘800) • Elettrolisi: relazione tra quantità di elettricità e quantità di materia prodotta dalla reazione chimica (M. Faraday, 1832-1833) • G. Stoney nel 1874, esaminando gli esperimenti di Faraday, ipotizzò che unità di carica elettrica fossero associate agli atomi. Nel 1891 suggerì per queste il nome di elettroni. elettroni • La più convincente dimostrazione dell’esistenza degli elettroni fu fornita da esperimenti che utilizzavano tubi a raggi catodici Se a due elettrodi posti alle estremità di un tubo, contenente un gas a pressione ridotta, viene applicato un elevato voltaggio, dall'elettrodo negativo (catodo) si dipartono dei raggi detti raggi catodici. Thomson dimostrò che tali raggi sono costituiti da un flusso di particelle cariche negativamente che chiamò elettroni. Struttura atomica 4 2 Tubo a raggi catodici La deviazione di un raggio catodico da parte di un campo elettrico e di un campo magnetico S I raggi catodici hanno massa come dimostrato dalla capacità di mettere in rotazione una piccola ruota a pale posta lungo il loro percorso N Struttura atomica 4 3 ESPERIMENTO DI THOMSON (1897) S + N - Misura del rapporto carica/massa dell'elettrone: un fascio di raggi catodici attraversa un campo elettrico e un campo magnetico. L'esperimento è predisposto in modo che il campo elettrico e quello magnetico deviino il fascio in direzioni opposte. Bilanciando gli effetti è possibile determinare il rapporto carica/massa dell'elettrone. e/m=1,7588 108 C/g Il valore è indipendente dal tipo di gas nel tubo e dalla composizione degli elettrodi o dalla natura della sorgente di energia elettrica utilizzati Struttura atomica 4 4 Quantizzazione della carica elettrica: esperimento di Millikan (1909) Gocce di olio vengono fatte cadere in presenza di un campo elettrico. + - Gli elettroni (provenienti dall’aria ionizzata per effetto dei raggi X) si trasferiscono sulle gocce di olio. Aumentando la ddp la velocità di caduta delle gocce diminuisce. Ad un determinato valore di ddp la forza elettrica e la forza di gravità si bilanciano e la gocciolina si ferma. Dalla massa (volume x densità) nota delle goccioline e dal voltaggio applicato per mantenere ferme le gocce cariche fu possibile calcolare la carica presente sulle gocce. Tutte le cariche misurate da Millikan risultarono essere un multiplo intero dello stesso numero “carica elementare minima e” assunta come carica di un singolo elettrone. e=1,60218 x 10-19 C (coulomb) Struttura atomica 4 5 Dall’esperimento di Thomson: e/m = 1,7588 ×108 C/g in seguito alla determinazione di e fu dedotto il valore di m: m = 9,1094× ×10-28 g Questo valore è circa 1/1836 la massa dell’atomo di idrogeno, il più leggero di tutti gli atomi L’esperimento di Millikan fu il primo a suggerire che gli atomi contengono un numero intero di elettroni Struttura atomica 4 6 Raggi canale e protoni Un tubo a raggi catodici genera anche un flusso di particelle con carica + che si muove verso il catodo (Eugen Golstein 1886). Tali raggi furono chiamati raggi canale perché capaci di passare attraverso dei fori praticati sul catodo. Questi raggi, ioni positivi, si generano perché gli atomi del gas all’interno del tubo perdono elettroni Atomo catione+ + e- X X+ + e- Elementi diversi producono ioni positivi con differenti rapporti e/m. La regolarità del valore e/m per diversi ioni portò a concepire l’esistenza di un’unità di carica positiva che risiede in una particella detta protone. La carica del protone è uguale e contraria a quella dell’elettrone, la sua massa è però circa 1836 volte più grande di quella dell’elettrone. Struttura atomica 4 7 Atomo: Atomo regioni di carica positiva e regioni di carica negativa Come sono distribuite queste cariche? Modello di Thomson L'esperimento di Rutherford (atomo nucleare) “E’ stato l’evento più incredibile che mi sia mai capitato. E’ come se sparaste un proiettile da 15 pollici contro un foglio di carta e questo rimbalzasse indietro a colpirvi” 8 Struttura atomica 4 Dimensioni atomiche: circa 1 Å = 10-10 m = 0.1 nm Dimensioni nucleari: circa 10-5 Å La maggior parte dell'atomo è vuoto Quasi tutta la massa atomica è quindi concentrata nel nucleo Struttura atomica 4 9 I neutroni James Chadwick - 1932 Esperimento: Esperimento bombardamento di campioni di Berillio o altri elementi con particelle α ad elevata energia. Quasi tutti gli elementi, fino al Potassio (Z=19), producevano neutroni se colpiti con un fascio di particelle α ad alta energia. (Atomi ad elevato numero atomico, sotto bombardamento con particelle α, pur avendo neutroni, in genere non li emettono). Il neutrone è una particella neutra con massa poco più grande del protone. Gli atomi sono formati da piccolissimi nuclei molto densi con carica positiva, circondati da nuvole di elettroni poste a distanze relativamente grandi dai nuclei. • Tutti i nuclei contengono protoni; protoni • Tutti i nuclei, ad eccezione di quello della forma più comune dell’idrogeno, contengono anche neutroni. neutroni Struttura atomica 4 10 Dimensioni atomiche Struttura atomica 4 11 STRUTTURA NUCLEARE Ogni elemento è caratterizzato da una carica nucleare tipica che è un multiplo della carica elettronica e. Questo multiplo viene indicato con la lettera Z (numero atomico) e definisce pienamente l’identità di quell’elemento. Ad ogni Z corrisponde un atomo H Z=1 He Z=2 Li Z=3 Nell'atomo neutro attorno a tale nucleo si muovono Z elettroni. Ogni elemento differisce dall’elemento che lo precede per una carica positiva in più nel nucleo. Un nucleo è costituito da due tipi di particelle: ! Protoni carica +e massa 1831 volte quella dell'elettrone ! Neutroni carica 0 massa 1831 volte quella dell'elettrone Struttura atomica 4 12 Un nucleo è quindi caratterizzato da due numeri ! Un numero atomico Z ⇒ numero di protoni ! Un numero di massa A ⇒ numero di protoni + numero di neutroni Un nucleo particolare caratterizzato da Z e da A è anche chiamato nuclide e rappresentato con la seguente notazione: Numero di massa Numero atomico Z=11 A=23 23 11 Na 11 protoni 23-11= 12 neutroni (definisce l'elemento Na) Struttura atomica 4 13 NUMERO DI MASSA E ISOTOPI Atomi i cui nuclei hanno lo stesso numero di protoni ma diverso numero di neutroni sono detti isotopi. Ad esempio l'idrogeno ha tre isotopi: 1 1 2 1 3 1 H idrogeno 1 protone nessun neutrone H deuterio 1 protone 1 neutrone H trizio 1 protone 2 neutroni Gli elementi presenti in natura sono in genere miscele di isotopi: Cloro 35 17 Cl 75,8 % 24,2 % 37 17 Cl Abbondanza relativa: frazione del numero totale di atomi di un dato isotopo. Il postulato di Dalton ? Il postulato di Dalton rimane valido se si fa riferimento ad una massa media: infatti la composizione isotopica rimane costante. 14 Struttura atomica 4 Abbondanza di alcuni isotopi naturali Elemento Massa Atomica (uma) Isotopo % abbondanza naturale Massa (uma) boro 10.881 10B 11B 19.91 80.09 10.01294 11.00931 ossigeno 15.9994 16O 17O 18O 99.762 0.038 0.200 15.99492 16.99913 17.99916 cloro 35.4527 35Cl 37Cl 75.770 24.230 34.96885 36.96590 uranio 238.0289 234U 235U 238U 0.0055 0.720 99.2745 234.0409 235.0439 238.0508 Struttura atomica 4 15 Struttura atomica 4 16 Quali tra i seguenti atomi: 90 37 90 39 88 37 92 35 89 36 A = X B= X C = X D = X E = X sono isotopi dello stesso elemento? #A#B#C#D- AeB AeC AeD AeE Struttura atomica 4 17 Peso Atomico, Peso Molecolare e Mole Massa di riferimento: riferimento la massa dell’isotopo 12 del carbonio (12C) fu posta uguale a 12, numero esatto. Massa atomica relativa o peso atomico di un nuclide: è un numero adimensionale dato dal rapporto, moltiplicato per 12, tra la sua massa e la massa del nuclide 12C. Massa 6Li/massa 12C = 0.5012607 0.5012607 x 12 = 6.015121 Il Peso Atomico (PA) di un elemento è un numero adimensionale ed è la media pesata delle masse atomiche relative degli isotopi che costituiscono l'elemento naturale, per la loro abbondanza relativa. 6 7 Li = 7.5%, peso atomico = 6.015121 Li = 92.5%, peso atomico = 7.016003 Peso Atomico (PA) dell'elemento Litio = (7.5/100) x 6.015121 + (92.5/100) x 7.016003 = 6.94 Struttura atomica 4 18 Peso Atomico, Peso Molecolare e Mole Peso Molecolare (PM): è uguale alla somma dei pesi atomici degli atomi che costituiscono la molecola ciascuno moltipicato il proprio coefficiente stechiometrico. PM (O2) = 2 x PA (O) = 2 x 16 = 32 Peso Formula dei composti ionici:è ionici la somma dei pesi atomici degli atomi che compaiono nella formula minima di un composto ionico. PF (NaCl) = 22.9 + 35.5 = 68.07 Unità di massa atomica unificata (uma) = 1.660539 x 10-27 kg. In fisica nucleare è l'unità di misura delle particelle subatomiche e dei nuclidi e corrisponde a 1/12 esatto della massa del nuclide 12 C. Struttura atomica 4 19 Peso Atomico, Peso Molecolare e Mole Coefficienti stechiometrici: stechiometrici sono i numeri posti davanti alle formule molecolari. 2H2 + O2 2H2O Mole:è Mole la quantità di sostanza che contiene tante unità chimiche elementari (atomi, molecole, ioni) quanti sono gli atomi contenuti in 12 grammi esatti del nuclide 12C. Numero o costante di Avogadro = esprime il numero di unità chimiche elementari contenute in una mole di sostanza = 6.022 x 1023 mol-1 La massa, misurata in grammi, di una mole di elemento è uguale al suo Peso Atomico espresso in grammi. La massa, misurata in grammi, di una mole di sostanza, è uguale al suo Peso Molecolare espresso in grammi. Struttura atomica 4 20 Massa atomica e scala delle masse atomiche uma: uma esattamente 1/12 della massa dell’isotopo 12 del carbonio (12C) (Unione Internazionale per la Chimica Pura ed Applicata: IUPAC 1962) E’ approssimativamente la massa di un atomo di 1H, l’atomo più leggero Una mole di atomi di qualunque elemento contiene il Numero di Avogadro (N=6.022 x 1023) di atomi di quell’elemento massa atomica di un elemento (uma) = la massa (g) di una mole di atomi dell’elemento es: massa di un atomo di 12C = 12 uma massa di una mole di 12C = 12 g Calcolare la massa, in uma, di 1.000 g di 12C 1.000 g/12 g = 0.083 moli 12C 0.083 x 6.022 x 1023 = 5.018 x1022 atomi 12C 5.018 x 1022 x 12 = 6.022 x 1023 uma 1 g = 6.022 x 1023 uma 1 uma = 1.660 x 10-24 g Struttura atomica 4 21 Tavola periodica Mendeleev 1869: 1869 classificazione degli elementi noti sulla base delle proprietà chimiche. Meyer 1869: 1869 classificazione degli elementi noti sulla base delle loro proprietà fisiche. Regolare ripetizione periodica di alcune proprietà all’aumentare del peso atomico periodicità Struttura atomica 4 22 TAVOLA PERIODICA (Mendeleev, 1869) Disposizione degli elementi in ordine di peso atomico crescente in sequenze successive tali che gli elementi con proprietà chimiche simili venissero a collocarsi nella stessa colonna. • Osservazione e correlazione di proprietà chimiche (reattività, colore, solubilità, acidità, etc.) Li, Na, K, Rb Mg, Ca, Sr, Ba F, Cl, Br, I • Ordinamento secondo Peso Atomico (non Numero Atomico Z: non si conosceva ancora la struttura elettronica della materia) Inversioni: Co/Ni; Te/I • Previsione dell’esistenza di nuovi elementi in base a ‘buchi’ nella classificazione Struttura atomica 4 23 Proprietà Eka-silicio Germanio (1886) Peso atomico 72 g mole-1 72.6 g mole-1 Densità 5.5 g cm-3 5.5 g cm-3 Punto di fusione alto 937°C Aspetto grigio grigio Ossido EO2 GeO2 Aspetto Solido bianco Struttura atomica 4 Solido bianco 24 TAVOLA PERIODICA Classificazione degli elementi secondo il numero atomico (Z) crescente Legge periodica: Le proprietà degli elementi sono funzioni periodiche dei loro numeri atomici Struttura atomica 4 25 I PROBLEMI DEL MODELLO PLANETARIO F v Secondo Rutherford l’elettrone si muoverebbe sulla sua orbita in equilibrio tra la forza elettrica di attrazione del nucleo e la forza centrifuga derivante dalla sua velocità Una particella elettrica in movimento perde energia sotto forma di radiazioni elettromagnetiche L’elettrone che perde energia si avvicina sempre di più al nucleo fino a caderci sopra Nella realtà ciò non avviene Il modello di Rutherford non giustifica quindi la stabilità dell’atomo Struttura atomica 4 26 STRUTTURA ELETTRONICA DEGLI ATOMI Limitazioni del modello atomico di Rutherford Non riesce a spiegare la stabilità dell’atomo e non consente di rispondere alle seguenti domande: • Perché diversi elementi hanno proprietà fisiche e chimiche così differenti? • Perché esistono i legami chimici? • Perché ogni elemento forma composti con formule caratteristiche? • Come possono gli atomi dei diversi elementi emettere o assorbire luce solo di colori ben precisi? La nuova teoria che riesce a spiegare l’organizzazione degli elettroni negli atomi, giustificandone la stabilità e le proprietà, si basa sullo studio della luce emessa ed assorbita dagli atomi e consente di sviluppare un modello dettagliato della configurazione elettronica dei diversi elementi utile per comprendere la tavola periodica e il legame chimico Struttura atomica 4 27 LA RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA Le teorie relative all'energia ed alla disposizione degli elettroni all'interno degli atomi sono basate su studi sperimentali dell'interazione della materia con le Radiazioni elettromagnetiche (es. luce visibile). La materia è sempre associata ad un col (es. luci al neon, Come si originano i diversi colori della In seguito all'esposizione alla luce sono dagli elettroni che poi la riemettono parte della quale cade nella regione del v luce del sole, fari delle auto, forn Struttura atomica 4 28 LA RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA Lo spettro elettromagnetico. La luce visibile non è che una piccola parte dell'intero spettro. L'energia delle radiazioni aumenta spostandosi dall'estremità dello spettro a cui cadono onde radio (bassa frequenza, ν, lunghezza d'onda elevata, λ) all'estremità a cui cadono I raggi γ (alta frequenza e bassa lunghezza d'onda). Spettro della luce Struttura atomica 4 30 LE ONDE Lunghezza d’onda λ Ampiezza A λ λ λ Struttura atomica 4 31 periodo T: intervallo di tempo in cui l’onda compie un’oscillazione completa (sec) frequenza ν: numero di oscillazioni complete che l’onda compie in una secondo. L’unità di misura della frequenza è l’Hertz (Hz) 1Hz = 1 ciclo al secondo (sec-1) Frequenza e periodo sono l’uno l’inverso dell’altra, quindi: velocità = spazio tempo per un’onda λ velocità (v) = T Struttura atomica 4 ν = 1 T T= 1 ν quindi v = λν 32 ONDE MECCANICHE: hanno bisogno di un mezzo per propagarsi Le particelle del mezzo vibrano, oscillando intorno alla posizione di equilibrio Suono Onde del mare Struttura atomica 4 Terremoto 33 ONDE ELETTROMAGNETICHE: non hanno bisogno di un mezzo per propagarsi (si propagano anche nel vuoto) Un campo elettrico ed uno magnetico oscillano (variano) nello spazio in modo perpendicolare tra loro Hanno tutte la stessa velocità c = 3• 108 m/s (velocità della luce) Da ciò deriva che, essendo c = λν, per tutte le onde elettromagnetiche frequenza e lunghezza d’onda sono tra loro inversamente proporzionali. Struttura atomica 4 34 LA RADIAZIONE ELETTROMAGNETICA 35 Struttura atomica 4 SPETTROSCOPIA Intorno alla metà dell’800 Kirchoff inizia l’analisi spettroscopica Gas e vapori riscaldati producono spettri di emissione a righe Gustav Kirchoff (1824 – 1884) Gas e vapori freddi producono spettri di assorbimento a righe Gli spettri di emissione e di assorbimento sono complementari Le righe hanno una posizione (e quindi una lunghezza d’onda) caratteristica della sostanza 36 Struttura atomica 4 GLI SPETTRI A RIGHE Struttura atomica 4 37 SPETTRI DI EMISSIONE E DI ASSORBIMENTO Struttura atomica 4 38 LA TEORIA QUANTISTICA DI PLANCK Planck studiò la radiazione emessa da un corpo riscaldato. Es. stufa elettrica con resistenza Quando l'energia elettrica fluisce attraverso la resistenza gli atomi acquistano energia e la emettono sotto forma di radiazione. Dapprima La resistenza emette una piccola quantità di calore che si può percepire (radiazioni infrarosse). Quando la resistenza si scalda di più, inizia a diventare incandescente (emette luce visibile), emettendo prima luce rossa e successivamente arancione. Se la resistenza diventa molto calda sembra quasi bianca. -----------------Nel 1900 Planck fornì una spiegazione per lo spettro di un corpo caldo: quando un atomo di un oggetto caldo emette radiazioni, c'è una quantità minima di energia che può essere emessa ogni volta. Questa quantità minima di energia fu chiamata QUANTO Struttura atomica 4 39 L’emissione di luce è prodotta dal movimento eccitatorio degli elettroni provocato dal calore La fisica dell’800 non è capace di spiegare gli spettri a righe LA TEORIA QUANTISTICA Nel 1900 Max Planck propone la quantizzazione dell’energia L’energia non si trasferisce in modo continuo, ma per quantità discrete, dette quanti Max Planck (1857 – 1947) Per le onde elettromagnetiche l’energia dei vari quanti dipende dalla lunghezza d’onda della radiazione associata Legge di Planck E = hν Struttura atomica 4 40 Planck era tuttavia un fisico teorico e non approfondì quindi le possibili applicazioni della sua rivoluzionaria teoria Nel 1905 Einstein utilizza la teoria quantistica per spiegare l’effetto fotoelettrico A qualsiasi onda luminosa è associabile un quanto, la cui energia dipende dalla frequenza, secondo la legge di Planck E = hν Albert Einstein (1879 – 1955) Un quanto di sufficiente energia, che colpisce un elettrone del metallo, lo mette in movimento come avviene in un urto tra le palle di un biliardo Struttura atomica 4 41 EFFETTO FOTOELETTRICO Struttura atomica 4 42 L'EFFETTO FOTOELETTRICO Struttura atomica 4 43 Un’onda elettromagnetica può essere in certi casi pensata come una particella, cui viene dato il nome di fotone La luce ha quindi una doppia natura: ondulatoria e corpuscolare Huyghens E = mc2 Equazione di Einstein Newton E = hν Legge di Planck hν m = 2 c Massa del fotone mc2 = hν Frequenza dell’onda elettromagnetica mc2 = hν = hc/λ = E mc = h/λ = p Energia Momento Struttura atomica 4 44 IL MODELLO ATOMICO DI BOHR (1913) Nils Bohr (1885 – 1962) L’elettrone non può stare a una distanza qualsiasi dal nucleo, perché ruota intorno ad esso solo su orbite circolari determinate Il raggio delle orbite può assumere solo valori fissati, definiti da n (numero quantico principale, che assume solo valori interi) Maggiore è n, tanto più lontani dal nucleo ruotano gli elettroni e tanto più alta è la loro energia Quando l’elettrone percorre una di queste orbite, dette orbite stazionarie, non emette, né assorbe energia: ecco perché non può cadere sul nucleo, come conseguiva invece dal modello di Rutherford Struttura atomica 4 45 L’elettrone assorbe o emette energia solo quando passa da un’orbita all’altra (salto quantico) Gli elettroni di ogni elemento scambiano (assorbono/emettono) solo l’energia esattamente necessaria per passare da una all’altra delle proprie orbite Salto quantico (caratteristico di ogni elemento) Energia (solo quella necessaria) Colori degli spettri Frequenza E = hν Gli spettri di emissione e di assorbimento sono complementari L’energia dell’elettrone è quantizzata Struttura atomica 4 46 Bohr dimostrò che non era possibile ricostruire la struttura dell’atomo utilizzando solo la fisica classica, ma che era necessario ricorrere alla teoria quantistica Tuttavia il suo modello atomico valeva solo per il più semplice degli atomi (quello di idrogeno), mentre non era più capace di spiegare gli spettri degli appena più complessi MODELLO ATOMICO DI BOHR PER L'ATOMO DI IDROGENO - L'unico elettrone dell'atomo di idrogeno può occupare solo alcuni livelli energetici - L'energia dell'elettrone è quantizzata - I livelli energetici sono definite ORBITE e le differenze di energia tra due qualsiasi orbite adiacenti sono rappresentate da un unico quanto di energia - A ciascuna orbita consentita è assegnato un numero intero, n, definito numero quantico principale il cui valore per le possibili orbite varia da 1 all'infinito - I raggi delle orbite aumentano all'aumentare di n Struttura atomica 4 47 MODELLO ATOMICO DI BOHR PER L'ATOMO DI IDROGENO - L'orbita più vicina al nucleo è quella con n=1 e l'elettrone dell'atomo di idrogeno normalmente occupa questa - Ogni atomo i cui elettroni occupano i livelli energetici più bassi si trova nello stato fondamentale - Per allontanare l'elettrone dal nucleo è necessario fornire energia per vincere la forza attrattiva tra il nucleo positivo e l'elettrone negativo - Quando l'elettrone dell'atomo di idrogeno occupa un'orbita con n> 1 l'atomo possiede energia maggiore rispetto al suo stato fondamentale e si dice che si trova in uno stato eccitato - Lo stato eccitato di qualsiasi atomo è instabile - L'energia acquistata da un atomo eccitato viene emessa quando l'elettrone ritorna al suo stato fondamentale - L'energia del fotone emesso, hν, dall'atomo eccitato corrisponde alla differenza tra i due livelli energetici Struttura atomica 4 48 Energie permesse per l’elettrone nell’atomo di idrogeno Lo spettro dell’idrogeno Spettri dell’atomo di idrogeno L’ELETTRONE: PARTICELLA O ONDA? Nel 1924 il fisico francese de Broglie, ribaltando la tesi di Einstein, sostiene che, se un’onda luminosa corrisponde ad una particella (fotone), allora anche una particella (elettrone) corrisponde ad un’onda elettromagnetica L. de Broglie (1892 – 1987) Lunghezza dell’onda h λ = cm Massa dell’elettrone mc = h/λ = p mc2 = hc/λ = hν = E Struttura atomica 4 52 L’onda è stazionaria, ovvero oscilla in modo costante, coprendo le orbite circolari di Bohr con un numero intero di lunghezze d’onda Ciò tuttavia non risolve i limiti del modello di Bohr ed anzi introduce nuovi problemi: come stabilire la posizione dell’elettrone-onda? Bohr aveva fatto un primo passo in avanti, sostenendo la quantizzazione dell’energia dell’elettrone; tuttavia continuava a immaginare il suo moto regolare e prevedibile, come quello dei pianeti intorno al Sole. La realtà dell’atomo richiedeva invece passi ulteriori verso una nuova fisica. Nel mondo macroscopico, ad esempio, non abbiamo problemi nel calcolare contemporaneamente sia la velocità (e quindi l’energia), che la posizione di un qualsiasi corpo. Struttura atomica 4 53 IL PRINCIPIO DI INDETERMINAZIONE (1927) Non è possibile conoscere, in modo esatto, sia la posizione che l’energia posseduta da un elettrone Se si misura con molta precisione una delle due grandezze, allora si commette un grosso errore nella misurazione dell’altra ∆x ∆p > h Ciò accade perché misurando si interferisce W. Heisemberg (1901 – 1976) con la grandezza del sistema che vogliamo misurare Questo porta al definitivo superamento della concezione meccanicista dell’atomo, ove l’elettrone percorre traiettorie fisse con moto regolare. Struttura atomica 4 54 La natura ondulatoria dell’elettrone non risolve i limiti del modello di Bohr, anzi introduce nuovi problemi: come stabilire la posizione dell’elettrone-onda? Bohr aveva fatto un primo passo in avanti, sostenendo la quantizzazione dell’energia dell’elettrone; tuttavia continuava a immaginare il suo moto regolare e prevedibile, come quello dei pianeti intorno al Sole. La realtà dell’atomo richiedeva invece passi ulteriori verso una nuova fisica. Nel mondo macroscopico, ad esempio, non abbiamo problemi nel calcolare contemporaneamente sia la velocità (e quindi il momento e l’energia), che la posizione di un qualsiasi corpo. Nel mondo microscopico ciò non è più possibile.
