La struttura dell’atomo
Introduzione
Il
modello di Thomson
l modello di Rutherford
Limiti del modello di Rutherford
Il modello di Bohr
I livelli energetici dell’atomo
Il principio di esclusione di Pauli
Fine presentazione
Introduzione
Il concetto di “atomo” (dal greco “atomòs“
indivisibile) trae le sue origini dalla filosofia
greca , ma è soltanto nel XIX secolo che
vengono condotti i primi esperimenti per
determinare le propriètà della materia.
Gli esperimenti di spettroscopica dei gas,
fornirono dei risultati inaspettati e
apparentemente inspiegabili.
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IL modello di Thomson
Nel 1897, J.J. Thomson a conclusione di
una serie di esperimenti, capì di aver
scoperto l’esistenza di una particella:
l’elettrone.
Secondo questo modello, l’atomo è una
sfera di carica positiva, al cui interno sono
distribuiti in maniera omogenea gli
elettroni.
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Il modello di Rutherford
Tra il 1908 e il 1911 Rutherford, per
giustificare in termini razionali una
celebre esperienza sulla diffusione delle
particelle alfa da parte della materia
(alluminio, oro, carbone) ipotizzò che
l’atomo fosse costituito come un
microscopico sistema solare, in cui gli
elettroni, simili a pianeti, ruotassero
attorno ad una massa positiva più tardi
chiamata nucleo.
Limiti del modello di Rutherford
•Il modello planetario di Rutherford creò subito
alcune difficoltà concettuali.
• Le forze repulsive coulombiane agenti tra le
cariche positive protoniche, confinate in un
limitato volume, avrebbero dovuto dar luogo
ad una istantanea disgregazione del nucleo.
•Era impossibile giustificare la stabilità
temporale dell’atomo. Infatti in base alle leggi
dell’elettrodinamica classica, ogni carica che si
muove di moto non uniforme irradia onde
elettromagnetiche a spese della propria
energia di moto. In un tempo molto piccolo un
elettrone atomico (circa 10-8 sec) dovrebbe
quindi cadere sul nucleo
L’atomo di Bohr
•Il primo problema fu risolto con l’introduzione delle forze
nucleari agenti solo all’interno dei nuclei: la cosiddetta
interazione nucleare forte
•Il secondo problema fu risolto da Bohr nel 1913 ricorrendo
alle nuove ipotesi connesse con la teoria dei quanti elaborata
da Planck nei primi anni del 1900.
I livelli energetici
•Secondo il modello di Bohr, gli
elettroni occupano soltanto orbite
ben definite , nelle quali l’elettrone
non irradia energia.
Si ha emissione o assorbimento di
energia quantizzata (multiplo di
hv) soltanto nella transizione tra i
vari livelli atomici.
Principio di Pauli
Una
importante conseguenza della
modellistica degli atomi, direttamente
connessa alle regole di quantizzazione è
rappresentata dalla distribuzione
elettronica negli atomi a più elettroni.
Il criterio base che sancisce la
distribuzione degli elettroni negli atomi è
rappresentato dal Principio di esclusione
di Pauli
IL Principio di Pauli
Il
numero di elettroni che può occupare
uno strato corrispondente a un livello
energetico di numero quantico n non può
superare il valore 2n2
Lo strato K n=1 può contenere al massimo 2
elettroni
Lo strato L n=2 può contenere al massimo 8
elettroni
Lo strato M n=3 può contenere al massimo 18
elettroni
