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
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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.
