I Modelli Atomici
Il modello di J. Dalton (1803)
– Leggi ponderali della chimica
– Formulazione della teoria atomica
– Modello “a palla da biliardo”: l’atomo è
una sfera compatta indivisibile
1 ottobre 2003
Elena Truffo
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Il modello di J.J. Thomson (1904)
– Scopre che i raggi catodici sono costituiti da
elettroni
– La materia ordinaria è neutra
– Modello “a panettone”: l’atomo è
costituito da una carica positiva
uniformemente distribuita in una sfera
all’interno della quale sono immersi gli
elettroni
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La scoperta degli elettroni (1897)
Nel 1879 Crookes scopre che ponendo, in un tubo a
vuoto, 2 elettrodi tra i quali si stabilisce un forte
differenza di potenziale, si osserva una fluorescenza
sul vetro di fronte al catodo, dovuta a radiazioni
emesse dal catodo  raggi catodici.
Nel 1897 Thomson conclude che i raggi catodici
sono formati da particelle con carica elettrica
negativa (elettroni)
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Il modello di Rutherford (1911)
Deflessione di particelle a da parte di una sottile lamina
metallica
– La carica positiva di un atomo è localizzata in un nucleo
molto più piccolo delle dimensioni atomiche
– Modello planetario: nucleo carico positivamente
attorno al quale ruotano gli elettroni su orbite circolari e
concentriche
– … problemi di instabilità: per leggi dell’elettrodinamica
una carica elettrica accelerata irradia energia
– dovrebbe diminuire il raggio dell’orbita e gli elettroni
dovrebbero cadere sul nucleo!
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Esperienza di Rutherford (1909)
Due allievi di Rutherford bombardarono una lamina
sottilissima di oro con particelle  (nuclei di He); uno
schermo rivelatore indicava i punti di arrivo della
particelle, permettendo quindi di stabilirne la traiettoria
dopo il passaggio attraverso la lamina. Le particelle per
la maggior parte passavano senza subire nessuna
deviazione, ma alcune venivano deviate secondo vari
angoli e alcune addirittura respinte.
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I quanti di luce - Planck (1901)
– Ogni volta che avviene, da parte della
materia, emissione o assorbimento della
radiazione elettromagnetica la quantità di
energia scambiata è legata alla frequenza 
della radiazione dalla relazione
E=h
– h=6.626 10-34 Js
costante di Planck
– L’energia della radiazione e.m. non è
distribuita con continuità nello spazio, bensì è
raccolta in quanti detti fotoni
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Gli spettri di emissione
Niels Bohr
Le regolarissime righe emesse dall’idrogeno eccitato
suggeriscono la possibilità di usare la teoria di Planck per
interpretare, allo stesso tempo, le modalità di produzione
delle righe spettrali e la struttura dell’atomo di idrogeno.
Egli considerò le righe degli spettri di emissione dei
diversi gas come segnali del contenuto energetico degli
elettroni presenti.
La costanza delle righe e la loro elevata specificità
dovevano essere legate alla struttura degli atomi
stessi
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Idrogeno
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I Modelli Atomici
Il modello di Bohr (1913)
(modello quantistico)
Introduce 2 postulati che non hanno riscontro in meccanica
classica
Gli elettroni ruotano su orbite circolari attorno al nucleo.
Solo le orbite per cui il momento angolare L=mvR=nh/2 sono
permesse.
Fino a che l’elettrone rimane su un’orbita permessa l’atomo non
irraggia onde elettromagnetiche (stato stazionario)
Energia, sotto forma di radiazione e.m., è emessa o assorbita
solo per transizioni da uno stato stazionario ad un altro.
La frequenza  della radiazione soddisfa alla relazione
h=|Ei-Ef|
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Verso la moderna teoria
Da Bohr alla teoria moderna
Alcuni anni dopo che Bohr aveva proposto il suo modello i fisici fanno due
importanti scoperte
- Il principio di indeterminazione di Heisenberg (1927): esistono
coppie di grandezze che non possono venire misurate
contemporaneamente con la necessaria precisione
L'incertezza nel determinare la posizione x di una particella e l'incertezza
nel determinare la quantità di moto (mv) non sono grandezze
indipendenti, ma risultano correlate alla costante di Plank h dalla
seguente espressione:
ovvero:
- La doppia natura dell'elettrone da parte di de Broglie (1924): ad ogni
particella in movimento è associata un’onda detta di fase la cui λ=h/mv
Non era piú possibile trattare l'elettrone come una particella classica.
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Equazione di Schrodinger (1927)
Descrive il comportamento di un elettrone con l’equazione
d’onda (equazione differenziale di 2° ordine)
La funzione d’onda ψ può essere considerata come
l’ampiezza dell’onda e il suo quadrato misura la probabilità di
trovare l’elettrone in un determinato punto dello spazio.
L’equazione ammette soluzioni accettabili solo se E assume
valori ben definiti.
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Le funzioni d’onda
Le funzioni d’onda che rappresentano soluzioni
fisicamente accettabili vengono definite autofunzioni
dell’equazione stessa.
Nella loro espressione matematica compaiono tre
coefficienti numerici i cui valori sono sufficienti a
definire la funzione: i numeri quantici (n, m e l)
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Gli orbitali atomici
Sono le funzioni che si ottengono come soluzione
dell'equazione di Schrodinger e sono visualizzabili
come regioni dello spazio intorno al nucleo, nelle quali
é possibile trovare l'elettrone.
Hanno varie forme e si protendono lontano dal nucleo
in modo diverso, in relazione ai numeri quantici che
ne caratterizzano la funzione d'onda. Ogni funzione
d'onda, o orbitale, descrive uno stato dell'atomo. Le
diverse funzioni d'onda di un atomo si denotano
indicando i valori dei tre numeri quantici: n, l, m; a
ogni terzetto di numeri quantici corrisponde un
orbitale ben preciso
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I numeri quantici
IL NUMERO QUANTICO PRINCIPALE n puó assumere
valori maggiori o uguali a 1. Ha il ruolo piú
importante nel determinare l'energia dell’orbitale.
IL NUMERO QUANTICO ANGOLARE l è legato al
valore del momento angolare che l'elettrone ha nel
suo moto intorno al nucleo; può assumere come
valori i numeri interi da 0 a n-1 e determina la forma
degli orbitali.
IL NUMERO QUANTICO MAGNETICO m determina
l'inclinazione del vettore momento angolare
dell'elettrone; può assumere come valori i numeri
interi tra -l e +l e determina l'orientamento degli
orbitali nello spazio. Elena Truffo
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Le particelle elementari
I Quarks
Chadwick scopre i neutroni (1932)
Protoni, neutroni ed elettroni sono stati a lungo
considerati particelle elementari, cioè particelle
indivisibili e semplici.
Kendall Friedman e Taylor sparano elettroni
contro i protoni contenuti nel nucleo di H
neutroni e protoni sono a loro volta costituiti da
quarks, particelle elementari che non possono
essere isolate singolarmente.
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Il modello standard
Secondo il più recente
modello di atomo ci sono
dodici particelle fondamentali
di materia:
6 quarks e 6 particelle
chiamate leptoni, una
categoria che include gli
elettroni
Quarks e leptoni saranno
formati da particelle
ancora più piccole?
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