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Il modello atomico di Bohr

by Adriana Carelli
Modello atomico di Bohr

Introduzione

Il modello atomico di Rutherford aveva lasciato degli interrogativi:

  1. Com’è strutturato internamente il ?
  2. Come fa il nucleo a rimanere integro se le cariche che lo costituiscono sono dello stesso segno?
  3. Come sono disposti gli elettroni intorno al nucleo?

Ai primi due interrogativi ci vollero diversi anni a rispondere, mentre al terzo fu data una risposta attraverso il .

Nell’anno della nascita dell’ nucleare (1911), arrivò all’istituto di Fisica dell’Università di Manchester, dove in quel tempo Rutherford dirigeva un laboratorio di ricerca, un giovane da poco laureato a Copenaghen: Niels Bohr.

Rutherford apprezzò subito la sua brillante intelligenza e Bohr si interessò ai problemi connessi con la struttura dell’atomo nucleare cercando di fornire una risposta alla terza domanda.

Il modello di Rutherford creava delle criticità riguardo alla stabilità dell’atomo. In base alle leggi dell’elettrodinamica classica, ogni carica che si muove di moto non uniforme irradia onde elettromagnetiche perdendo la propria energia di moto. In un tempo molto piccolo (circa 10-8 s) un , dopo una traiettoria a forma di spirale, dovrebbe cadere sul nucleo.

Quindi le leggi della fisica classica non erano sufficienti a descrivere il comportamento dell’elettrone.

Il modello di Bohr

Per risolvere queste incongruenze, riguardanti soprattuto lo spettro a righe, Bohr intuì che era necessario ricorrere alle ipotesi quantistiche elaborate da Planck all’inizio del secolo. Bohr capì che il modello di Rutherford aveva bisogno degli aggiustamenti e che era necessario utilizzare una grandezza estranea alla dinamica classica: la costante di Planck, utilizzata per risolvere il problema del corpo nero.

Poiché, come risulta dai fenomeni spettroscopici, ogni volta che un atomo viene eccitato emette radiazioni di una particolare frequenza. L’emissione deve essere direttamente connessa con un processo di assorbimento selettivo caratterizzato da un particolare valore energetico.

L’idea dei quanti di energia, i cosiddetti fotoni descritti da Einstein, era già a quel tempo certa e assodata. Secondo la logica quantistica, quando un fotone arriva su un atomo, questo lo assorbe solo se il fotone è caratterizzato da una particolare energia. I fotoni aventi energie diverse passano indisturbati.

L’atomo dopo aver assorbito il fotone “salta” da uno stato di energia più basso a uno più alto.

Poiché l’elettrone che ruota attorno al nucleo deve rispettare certe condizioni dinamiche ed energetiche, questi limiti si possono riassumere nei seguenti due postulati:

  • Quantizzazione delle orbite: Un elettrone può descrivere intorno al nucleo solo una successione discreta di orbite, nel senso che non tutte le orbite sono permesse.
  • Quantizzazione dell’energia: Quando un elettrone percorre una data orbita, in contrasto con le leggi dell’elettromagnetismo, non irradia energia. Solo a seguito di una transizione da un’orbita a un’altra si ha una variazione del contenuto energetico dell’atomo.

Bohr deduce che il raggio delle orbite risulta quantizzato; esso può assumere solo valori discreti proporzionali al quadrato del numero n, chiamato .

I livelli energetici dell’atomo di idrogeno

L’elettrodinamica classica prevede che una carica ruotante, quindi soggetta ad un’accelerazione, emetta una radiazione la cui frequenza dev’essere uguale alla frequenza del moto di rotazione. Bohr ipotizzò invece, che le orbite descritte dall’elettrone intorno al nucleo, sono stazionarie, nel senso che un atomo può emettere radiazioni solo quando l’elettrone, inizialmente su un’orbita stabile, passa da un livello energetico ad un altro. In particolare, se questa transizione avviene da un’orbita più esterna ad una più interna, l’atomo emette un fotone, la cui energia hυ è pari alla differenza fra l’energia E1 dello stato iniziale eccitato a quella di E2 dello stato finale. L’energia della radiazione emessa si riassume in questa formula:

E_{1} - E_{2} = h \nu

quindi

 \Delta E = h \nu

Dove

  • h è la costante di Planck di valore 6,626\cdot 10^{-34}Js
  • E è l’energia
  •  \upsilon è la frequenza della radiazione

Vedi anche

Modello atomico di Thomson

La scoperta dell’elettrone

L’effetto fotoelettrico

L’inizio della fisica atomica

Video

Immagine di copertina:

By JabberWok, CC BY-SA 3.0, https://commons.wikimedia.org/w/index.php?curid=2639910

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