La meccanica quantistica e il modello atomico

Modello atomico e meccanica quantistica

Il modello atomico di Rutherford, che descriveva l'atomo come un nucleo centrale circondato da elettroni in orbite simili a quelle dei pianeti, si è rivelato insufficiente per spiegare fenomeni osservati a livello subatomico. La meccanica quantistica, sviluppata nei primi decenni del XX secolo, ha fornito un quadro teorico più accurato per interpretare tali fenomeni. Secondo la meccanica quantistica, la luce e la materia possiedono una doppia natura ondulatoria e corpuscolare. La luce può essere descritta sia come onda elettromagnetica sia come flusso di particelle, i fotoni, ciascuno con un'energia quantizzata espressa dalla relazione E = hν, dove E è l'energia del fotone, h è la costante di Planck e ν è la frequenza della radiazione. Gli esperimenti di spettroscopia hanno rivelato che gli atomi emettono o assorbono radiazione a lunghezze d'onda ben definite, dimostrando la quantizzazione dei livelli energetici atomici.

Transizioni energetiche e modello di Bohr

Il modello di Bohr introduce il concetto di orbite quantizzate per l'elettrone nell'atomo di idrogeno, dove l'elettrone può occupare solo certi livelli energetici discreti. Una transizione energetica avviene quando un elettrone si sposta da un'orbita a un'altra, emettendo o assorbendo un fotone la cui energia corrisponde esattamente alla differenza di energia tra i due livelli. La formula di Rydberg permette di calcolare le lunghezze d'onda degli spettri di emissione o assorbimento dell'idrogeno. Inoltre, il principio di corrispondenza di Bohr afferma che la meccanica quantistica deve concordare con la meccanica classica nei limiti in cui le dimensioni delle azioni diventano grandi rispetto alla costante di Planck. La dualità onda-particella si applica anche alla materia, come dimostrato dall'equazione di De Broglie, che associa una lunghezza d'onda a ogni particella in movimento, e dagli esperimenti di diffrazione degli elettroni, che confermano la natura ondulatoria degli elettroni.

Principio di indeterminazione e meccanica quantistica

Il principio di indeterminazione di Heisenberg è un concetto fondamentale della meccanica quantistica che afferma l'impossibilità di determinare simultaneamente e con precisione la posizione e il momento lineare (quantità di moto) di una particella. Questo principio ha importanti implicazioni per la comprensione della natura degli elettroni negli atomi, poiché non è più possibile parlare di orbite definite come nel modello di Bohr. Invece, la posizione di un elettrone è descritta da una funzione d'onda Ψ, la cui intensità al quadrato rappresenta la densità di probabilità di trovare l'elettrone in una data regione dello spazio. L'equazione di Schrödinger, che è l'equazione fondamentale della meccanica quantistica non relativistica, determina la funzione d'onda degli elettroni negli atomi e i corrispondenti orbitali atomici, che sono regioni dello spazio dove è più probabile trovare un elettrone.

Numeri quantici e configurazione elettronica

La struttura degli orbitali atomici è definita da quattro numeri quantici: il numero quantico principale (n), che indica il livello energetico; il numero quantico azimutale o angolare (l), che determina la forma dell'orbitale; il numero quantico magnetico (ml), che specifica l'orientamento dell'orbitale nello spazio; e il numero quantico di spin (ms), che descrive l'orientamento dello spin dell'elettrone. L'esperimento di Stern e Gerlach ha evidenziato la quantizzazione dello spin elettronico, confermando l'esistenza di due possibili orientamenti per lo spin. Il principio di esclusione di Pauli stabilisce che non possono esistere due elettroni con gli stessi quattro numeri quantici all'interno di un atomo. La configurazione elettronica, che descrive la distribuzione degli elettroni negli orbitali, segue il principio di Aufbau, che assegna gli elettroni agli orbitali in ordine crescente di energia, e la regola di Hund, che massimizza la multiplicità di spin quando più elettroni occupano orbitali degeneri.

Struttura della tavola periodica e configurazioni elettroniche

La tavola periodica degli elementi è organizzata in base alla configurazione elettronica degli atomi, che determina le proprietà chimiche e fisiche degli elementi. Gli elettroni sono disposti negli orbitali in modo da minimizzare l'energia totale dell'atomo, seguendo il principio di Aufbau e la regola di Hund. Le configurazioni elettroniche degli atomi multielettronici sono più complesse rispetto a quelle dell'idrogeno a causa delle repulsioni elettroniche e dello schermo elettronico. Per un dato numero quantico principale (n), l'energia degli orbitali aumenta con il numero quantico azimutale (l), seguendo l'ordine s < p < d < f. La configurazione elettronica determina le tendenze periodiche, come la reattività chimica e il raggio atomico, e la posizione degli elementi nella tavola periodica.