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FISICA DELLA COSCIENZA
MQ 04. «Evoluzione dei Modelli Atomici»

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La Meccanica Quantistica non è una teoria fisica di cui, se vogliamo, possiamo fare a meno. E' solo grazie ad essa che siamo in grado di spiegarci dei fenomeni che non trovano alcuna spiegazione nella fisica classica, tra questi il funzionamento e la struttura dell'atomo. Di seguito vediamo un excursus storico sui modelli atomici che si sono succeduti.

Evoluzione storica dei modelli della struttura atomica



(1) 1902 - Modello di Thomson

Proposto agli inizi del '900 da Joseph John Thomson, scopritore degli elettroni, questo modello era definito "plum pudding" (pasticcio di prugne) e concepiva l'atomo come una sorta di massa indistinta a carica positiva al cui interno erano sparsi gli elettroni, a carica negativa. Il nome derivava dal pudding inglese, formato da un impasto di pane con dei frammenti di frutta sparsi. Non c'era ancora l'idea del nucleo.

(2) 1910 - Modello di Rutherford

Qualche anno dopo Ernest Rutherford scopre che l'atomo è per lo più vuoto e che la sua massa è concentrata in un'area piccola, dura e compatta al suo centro, il nucleo.
La scoperta avviene a seguito del bombardamento di una sottilissima lamina d'oro con delle particelle alfa (che non sono altro che dei nuclei di elio, emessi da atomi radioattivi). La maggior parte delle particelle attraversava la lamina, ma una piccola parte viene deviata in tutte le direzioni e qualcuna addirittura respinta indietro, cosa che non sarebbe mai potuta accadere con la struttura omogenea ipotizzata da Thomson (le particelle avrebbero dovuto avere le stesso comportamento).




Esperimento di Rutherford con le particelle alfa



Si arriva così a tracciare il cosiddetto "modello planetario", in cui gli elettroni percorrono delle orbite circolari attorno al nucleo atomico, in modo similare a come i pianeti orbitano attorno al sole.
Il difetto principale di questo modello è che gli elettroni avrebbero dovuto emettere energia e collassare sul nucleo in tempi brevissimi, in meno di un nanosecondo, cosa che evidentemente non accade.




(3)  1913 - Modello di Bohr


Sull'onda delle recenti ipotesi dei quanti, il fisico danese Niels Bohr propone un modello secondo cui gli elettroni possono ruotare attorno al nucleo solo in orbite definite (quantizzate). Le orbite descritte da Bohr hanno come caratteristica che l'onda dell'elettrone debba oscillare un numero intero di volte e questo fa sì che l'elettrone si mantenga stabile e non perda energia.
Scambi di energia avvengono solo nel passaggio da un orbitale all'altro, cedendo o assorbendo fotoni. Quando questo passaggio avviene è repentino e nella forma del tutto o nulla; il cosiddetto "salto quantico". Arnold Sommerfeld, nel 1915, migliora il modello ipotizzando delle orbite ellittiche.

 
(4) 1926 - Modello di Schrödinger

Nel 1926 Erwin Schrödinger scopre l'equazione della funzione d'onda (ψ, si legge "psi") che descrive esattamente, in termini matematici, il comportamento ondulatorio dell'elettrone. Grazie a questa scoperta gli viene assegnato il Premio Nobel nel 1933. La struttura ad orbitali diventa una sorta di pulviscolo elettronico indefinito attorno al nucleo, determinabile solo all'atto della misura (al momento, cioè, del cosiddetto "collasso della funzione d'onda").


Orbitali atomici che rappresentano la distribuzione di probabilità
di trovare gli elettroni attorno al nucleo

 


Spiegazione degli spettri atomici


Il modello di Bohr ha il grande vantaggio non solo di dare una spiegazione del perché gli elettroni non collassino sul nucleo, ma anche di spiegare quelle "strane" righe presenti nello studio della radiazione dei corpi incandescenti. Tali corpi emettono un insieme di radiazioni elettromagnetiche (uno spettro di frequenze) che invece di essere continuo, come si ipotizzava, era discontinuo.

Un gas reso incandescente, infatti, emette energia solo su alcune frequenze. Lo stesso gas esposto ad una luce a spettro completo assorbe le stesse frequenze che è in grado di emettere quando riscaldato
. Uno spettro di assorbimento (righe colorate su uno sfondo nero) è quindi il negativo dello spettro di emissione (righe nere su fondo colorato).


Spettro di emissione e di assorbimento dell'atomo dell'idrogeno
- nella banda del visibile - a confronto

 

Da dove originano questi spettri? Ebbene, nel modello di Bohr quando l'elettrone passa da un livello superiore ad un livello inferiore cede energia emettendo un fotone (l'insieme dei fotoni emessi darà origine allo spettro di emissione), mentre può passare da un livello inferiore ad uno superiore solo acquisendo l'esatta energia che gli serve nel passaggio, né più né meno (i fotoni requisiti daranno origine alle bande scure nello spettro di assorbimento, mentre tutti gli altri passano liberamente).

La comprensione di questo processo ha permesso di conoscere gli elementi presenti nelle stelle, in quanto la spettroscopia di una stella e le bande nere presenti ci dicono qual è la specie atomica che le ha determinate, (ogni atomo ha il suo spettro specifico).




Salti quantici che danno origine all'emissione di fotoni in un atomo di idrogeno

 

Ricapitolando...

Grazie all'ipotesi di quantizzazione delle orbite elettroniche ed all'interpretazione ondulatoria degli elettroni fornitaci dall'equazione di Schrödinger, siamo stati in grado di definire con esattezza la struttura e il funzionamento dell'atomo

 

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