La Teoria atomica Già dal IV secolo a.C. alcuni filosofi greci (Leucippo, Epicuro e Democrito) e romani (Tito Lucrezio Caro), ipotizzarono che la materia.

Presentazione sul tema: "La Teoria atomica Già dal IV secolo a.C. alcuni filosofi greci (Leucippo, Epicuro e Democrito) e romani (Tito Lucrezio Caro), ipotizzarono che la materia."— Transcript della presentazione:

1 La Teoria atomica Già dal IV secolo a.C. alcuni filosofi greci (Leucippo, Epicuro e Democrito) e romani (Tito Lucrezio Caro), ipotizzarono che la materia non fosse continua, ma costituita da particelle minuscole e indivisibili, fondando così la teoria atomica; questa corrente filosofica] venne chiamata "atomismo". I diversi "atomi" erano supposti differire per forma e dimensioni. L'idea atomistica fu poi avversata da Aristotele, il cui pensiero, successivamente, fu adottato dalla Chiesa cattolica. Bisognerà aspettare fino al XIX secolo perché gli scienziati riprendessero in considerazione l'ipotesi atomica.IV secolo a.C.Leucippo EpicuroDemocritoTito Lucrezio Caroteoria atomicaatomismo AristoteleChiesa cattolicaXIX secolo

2 Nel 1808 John Dalton diede una spiegazione ai fenomeni chimici, affermando che le sostanze sono formate dai loro componenti secondo rapporti ben precisi fra numeri interi, ipotizzando quindi che la materia fosse costituita da atomi. Nel corso dei suoi studi, Dalton si avvalse delle conoscenze chimiche che possedeva (la legge della conservazione della massa di Lavoisier e la legge delle proporzioni definite di Proust) e formulò la sua teoria atomica, che si fondava su cinque punti:1808John Daltonlegge della conservazione della massalegge delle proporzioni definiteteoria atomica

3 1)la materia è formata da particelle elementari chiamate atomi, che sono indivisibili e indistruttibili;materiaparticelle elementari 2)gli atomi di uno stesso elemento sono tutti uguali tra loro;elemento 3)gli atomi di elementi diversi si combinano tra loro in rapporti di numeri interi e generalmente piccoli dando così origine a composti;composti 4)gli atomi non possono essere né creati né distrutti; 5)gli atomi di un elemento non possono essere convertiti in atomi di altri elementi

4 Modello di Thomson Con la scoperta della radioattività naturale, si intuì successivamente che gli atomi non erano particelle indivisibili, bensì erano oggetti composti da parti più piccole. Nel 1902, Joseph John Thomson propose il primo modello fisico dell’atomo: aveva infatti provato un anno prima l'esistenza dell'elettrone. Egli immaginò che un atomo fosse costituito da una sfera di materia caricata positivamente (protoni e neutroni non erano stati ancora scoperti) in cui gli elettroni (negativi) erano immersi (modello a panettone, in inglese plum pudding model).radioattività1902Joseph John Thomson

5 Il modello di Thompson rappresenta un grande passo in avanti ma non era del tutto convincente: infatti, se esistevano particelle negative, dovevano per forza esistere anche altre particelle dotate di carica positiva. Nel 1914 l’esistenza della particella positiva – il protone – venne dimostrata sperimentalmente, seguita da quella del neutrone nel 1932.

6 I costituenti dell’atomo I costituenti fondamentali dell’atomo, come sappiamo, sono il protone, il neutrone e l’elettrone Il protone ha massa di circa 1 u.m.a Il neutrone di massa simile al protone L’elettrone di massa circa 1.836 volte inferiore a quella del protone

7 In realtà questa è una semplificazione necessaria in quanto le particelle dell’atomo sono a loro volta costituite da una serie di altre particelle elementari : i quark. In particolare il neutrone è costituito da due quark down e un up, mentre il protone è costituito da due quark up e un down. Entrambi appartengono alla famiglia dei barioni.

8 Particelle subatomiche secondo il Modello Standard. Secondo il Modello Standard, la materia è costituita da particelle elementari dette fermioni. I fermioni sono responsabili di tutta la massa rilevabile in natura. Essi interagiscono tra loro grazie alle interazioni fondamentali mediate da particelle dette bosoni Teoria delle stringhe: 1) Materia 2) Strutt. Molecolere 3) Atomi 4) Elettroni 5) Quark 6) stringhe

9 L’esperimento di Rutherford Restava da scoprire come le particelle subatomiche fossero legate tra loro e quale disposizione avessero nell’atomo.Fondamentale fu il contributo del fisico inglese Ernest Rutherford.. Egli bombardò un sottilissimo foglio di oro, con delle particelle alfa (emesse da una sorgente radioattiva, di massa uguale a quattro volte quella del protone e di carica positiva)oroparticelle alfa

10 Il principio di base dell’esperimento è che se due corpi aventi una grande differenza di massa, ad esempio un pallone da calcio e una pallina da ping pong entrano in collisione, il corpo più leggero viene deviato mentre il corpo più pesante non muta la sua traiettoria. Quindi le particelle  che hanno massa pari a 4 uma,se nel loro cammino avessero incontrato atomi d’oro, che hanno massa pari a 200 uma, sarebbero state deviate o fermate, altrimenti se avessero incontrato corpi di massa molto piccola (come gli elettroni) o solo spazio vuoto non avrebbero cambiato direzione

11 Ad una prima osservazione sembrò che tutte le particelle attraversassero la lamina senza essere deviate dalla loro traiettoria, ma in realtà un numero molto limitato di esse venne deviato e qualcuna persino riflessa

12 L’atomo nucleare L’ipotesi che Rutherford formulò in base ai risultati dei suoi esperimenti – e che per alcuni aspetti è valida ancora oggi – è che la massa dell’atomo doveva essere tutta concentrata in un volume molto piccolo. Solo poche particelle  la cui carica è positiva, incontravano ostacoli. Queste particelle erano respinte perché incontravano corpi con carica elettrica dello stesso segno: i PROTONI.

13 Numero atomico e numero di massa Il modello nucleare di Rutherford non prevedeva la presenza dei neutroni, scoperti in seguito da un allievo dello stesso Rutherford, Chadwick. Oggi conosciamo la loro esistenza e anche la loro funzione di “cuscinetto” tra protoni che, a causa della carica elettrica di stesso segno, tenderebbero ad allontanarsi gli uni dagli altri. ++

14 Il numero dei neutroni presenti in un atomo è uguale o superiore al numero dei protoni. La loro somma (p+n) si chiama numero di massa (A). Il numero di massa coincide con la massa del nucleo. L’atomo è elettricamente ne2utro perché il numero di elettroni è uguale al numero di protoni. Il numero di protoni si chiama numero atomico e si indica con le lettera Z 56 26 + nn + Numero atomico Numero di massa Fe

15 Più tardi si scoprirà che anche i protoni e i neutroni non sono indivisibili ma composti da particelle ancora più piccole chiamate quark. L’atomo quindi è costituito da una parte centrale, chiamata nucleo, in cui è concentrata quasi tutta la massa, e da una parte periferica, molto più grande e quasi vuota, dove si trovano gli elettroni.

16 Tale modello è chiamato modello planetario in quanto il nucleo (caricato positivamente) e gli elettroni che gli ruotano attorno ricorda i pianeti che ruotano attorno al Sole. L'atomo quindi era largamente composto da spazio vuoto, e questo spiegava il perché del passaggio della maggior parte delle particelle  attraverso la lamina. Il nucleo è così concentrato che gli elettroni gli ruotano attorno a distanze relativamente enormi, aventi un diametro da 10.000 a 100.000 volte maggiore di quello del nucleopianeti Sole MODELLO PLANETARIO

17 Limiti al modello planetario Questo modello atomico non era, tuttavia, in grado di dare una valida spiegazione agli esperimenti che avevano messo in evidenza la capacità degli elettroni di assorbire e di emettere energia. Secondo le leggi della fisica classica, infatti, un corpo in movimento all’interno di un campo elettrico l’elettrone cedendo energia doveva percorrere una traiettoria a spirale e cadere in pochi istanti sul nucleo

18 Verso il modello quantistico L’ipotesi di un modello planetario, per quanto visto precedentemente, non poteva quindi essere accettata. Ciò in quanto se l’elettrone perdesse un poco alla volta la sua energia cinetica,anche la forza centrifuga diminuirebbe mentre la forza di attrazione resterebbe la stessa: l’elettrone cadrebbe quindi sul nucleo

19 Un grande passo in avanti fu compiuto dal fisico danese Bohr che utilizzo una nuova teoria che stava rivoluzionando il mondo della fisica in quegli anni (si era nel 1920): la teoria quantistica. La teoria quantistica ipotizza che nei processi fisici in cui c’è trasferimento di energia, questa energia non si trasferisce in modo continuo ma per piccole quantità ben definite, dette QUANTI (studi di Planck sugli spettri emessi dai corpi riscaldati). Ogni quanto ha un’energia inversamente proporzionale alla sua lunghezza d’onda : E = 1/

20 Concetto di quanto Il concetto di quanto non è immediato: in pratica se dobbiamo salire un gradino di 10 cm., se solleviamo il piede di 9 cm non riusciremo a salire: ci riusciremo soltanto se solleviamo il piede ad un’altezza pari al gradino. Se non facciamo questo lavoro, non consumiamo questa energia, non saliremo mai. La minima quantità di energia che corrisponde all’altezza del gradino è quello che chiamiamo quanto di energia

21 L’atomo di Bohr Applicando la teoria quantistica al modello planetario Bohr dimostrò che l’elettrone non perdeva energia e quindi non cadeva sul nucleo. Per avvicinarsi al nucleo o allontanarsi da esso l’elettrone doveva perdere o acquistare quantità definite di energia. Gli elettroni potevano ruotare intorno al nucleo solo su particolari orbite circolari, la cui distanza dal nucleo era determinata dall’espressione r = 53 n 2 dove r è il valore del raggio in pm e n è un numero intero e positivo (numero quantico principale) che vale 1 per l’orbita più vicina al nucleo, 2 per l’orbita successiva e cosi via.

22 Secondo questo modello quindi gli elettroni non possono distribuirsi in maniera casuale ma solo a particolari distanze dal nucleo descrivendo orbite circolari di raggio r = 53 n 2 Finchè rimane su una determinata orbita l’energia dell’elettrone rimane la stessa (stato fondamentale) Quando però assorbe energia l’elettrone viene eccitato cioè sbalzato in un’altra orbita più lontana dal nucleo quindi caratterizzata da un valore di energia più alto (stato eccitato). Ma in questa configurazione l’atomo è meno stabile quindi l’elettrone ritorna nello stato fondamentale emettendo un fotone dotato di una certa quantità di energia che corrisponde esattamente alla differenza di energia tra le due orbite.

23 Il modello quantomeccanico Sia il modello di Rutherford che quello di Bohr descrivevano gli elettroni in movimento intorno al nucleo su traiettorie analoghe a quelle descritte dalla fisica classica. Ma nuovi risultati sperimentali e calcoli teorici non si accordavano con questa struttura: in particolare il fisico Schrödinger nel 1926 impostò e risolse un’equazione matematica che descrive il comportamento dell’elettrone nell’atomo di idrogeno. Da questi studi nasce il modello quantomeccanico per l’atomo che è tuttora accettato.

24 L’elettrone onda Albert Einstein, Nobel nel 1921, spiegò che la luce si comportava come se fosse costituita da particelle senza massa chiamate FOTONI che possono essere pensate come “pacchetti” di energia luminosa. La quantità di energia trasportata da un fotone dipende dalla lunghezza d’onda della luce: maggiore è la frequenza tanto maggiore è la quantità di energia. Questo significa che la luce violetta trasporta più energia rispetto alla luce rossa.

25 E’ dimostrato che la luce è insieme particella e onda (effetto fotoelettrico, fenomeni di riflessione e rifrazione) e pertanto può essere descritta sia come un’onda elettromagnetica sia come un flusso di particelle in rapidissimo movimento.

26 Anche l’elettrone è una particella piccolissima e dotata di elevatissima velocità: dunque l’elettrone, come il fotone, può essere descritta sia come particella che come onda. Per il fisico De Broglie, premio nobel 1929, ad ogni particella subatomica dotata di massa è associata un’onda elettromagnetica. L’onda associata all’elettrone doveva essere un’onda stazionaria che si propaga lungo una circonferenza con centro il nucleo dell’atomo

27 Principio di indeterminazione Con l’idea dell’ elettrone onda di de Broglie non era più possibile localizzare con certezza l’elettrone, in quanto non si poteva prevedere dove si trovasse né dove sarebbe passato. Nel 1927 il fisico tedesco Heisemberg propose il principio di indeterminazione in cui si dichiarava l’assoluta impossibilità di conoscere contemporaneamente la velocità e la posizione delle particelle subatomiche. Possiamo però fare valutazioni probabilistiche, cioè calcolare la probabilità di trovare l’elettrone entro una determinata distanza dal nucleo in una certa direzione dello spazio

28 Il concetto di orbitale L’elettrone, che è onda e particella, si muove intorno al nucleo con un moto impossibile da definire. Le diverse posizioni che assume nel tempo fanno si che si formi una nube di carica negativa. Come le nubi nel cielo, questa nube elettronica non ha un contorno preciso ma possiamo definire comunque un contorno che ne contenga almeno il 90%

29 La regione dello spazio- del tutto immaginaria e ricavata matematicamente – nella quale vi è il 90% di probabilità di trovare l’elettrone è chiamata ORBITALE. Ricapitolando: A) un elettrone è contemporaneamente un’onda e una particella B) gli elettroni non si muovono lungo orbite prefissate C) l’orbitale è la regione dello spazio intorno al nucleo dove c’è il 90% di probabilità di trovare l’elettrone D) l’orbitale è la regione dello spazio attorno al nucleo in cui l’elettrone passa il 90% del suo tempo.