# Storia dell’atomo: dalle prime teorie ai modelli quantici > Ripassa l’evoluzione del concetto di atomo: leggi di Lavoisier e Proust, Dalton, Rutherford, Bohr, fino al modello quantico moderno. - Pagina: https://testbuddy.it/blog/test-di-ammissione/modelli-atomici-per-i-test-di-ingresso-tutti-i-mod - Autore: Leo Fulvio Bacchilega - Ultimo aggiornamento: 2025-09-09 --- Spesso, nei **test di ammissione** a corsi di **chimica** e **materie scientifiche**, vengono poste domande del tipo: *Come si è sviluppato il concetto di atomo nel corso della storia? Quali leggi hanno permesso di spiegare il comportamento della materia? In che modo si sono evoluti i modelli atomici fino a quelli più recenti?* Oggi esaminiamo questi temi in modo approfondito, illustrando tutto ciò che è essenziale conoscere. ## I Primi Concetti di Atomo La concezione di atomo affonda le sue radici nell’antichità: già Democrito, intorno al 400 a.C., ne parlava come una particella indivisibile. Tuttavia, solo secoli più tardi si è arrivati a una teoria con basi sperimentali, fornendo misure e spiegazioni legate al **comportamento** osservabile della **materia**. ## Le Leggi Fondamentali: Lavoisier e Proust Con lo **studio** delle reazioni chimiche, sono emerse due leggi cruciali: 1. **Legge di conservazione della massa (Lavoisier, 1783)** In una reazione chimica, la **somma delle masse** dei reagenti eguaglia la somma delle masse dei prodotti. 1. **Legge delle proporzioni definite (Proust, 1799)** In una sostanza pura, gli **elementi** che la compongono si combinano sempre secondo un **rapporto in peso** costante. Da qui la distinzione tra **composti**, la cui composizione risulta fissa, e **miscugli**, in cui essa può variare. ## La Teoria Atomica di Dalton Sfruttando queste basi, Dalton, nel 1802, propose che: 1. Tutti gli elementi sono formati da **particelle piccolissime** chiamate **atomi**. 1. Gli atomi di uno stesso elemento sono uguali tra loro. Gli atomi di elementi diversi presentano **proprietà differenti**. 1. Nelle reazioni chimiche gli atomi **conservano** la propria identità. 1. Gli atomi di elementi diversi possono **combinarsi** tra loro in rapporti fissi, generando i **composti**. Sulla base di questa teoria, Dalton chiarì ulteriormente il concetto di **legge delle proporzioni multiple** (1803): quando due elementi si uniscono per formare più di un composto, le quantità di uno che si combinano con una quantità fissa dell’altro stanno fra loro in rapporti **semplici** esprimibili da numeri interi. ## Il Modello di Rutherford (1911) Da osservazioni sperimentali, emerse che l’atomo non poteva essere una sfera piena di carica positiva (come pensato precedentemente). Rutherford propose che l’atomo fosse composto da: - Un **nucleo centrale** in cui si concentrano **protoni** (carichi positivamente) e **neutroni** (privi di carica), con massa quasi totalitaria dell’atomo. - **Elettroni** (carichi negativamente) in movimento intorno al nucleo in numero tale da bilanciare la carica positiva dei protoni, rendendo l’atomo neutro. Questo portò all’idea che il **numero atomico (Z)** corrisponde alla quantità di **protoni** nel nucleo e che gli **elettroni** partecipano ai processi chimici, mentre **protoni** e **neutroni** rimangono nel nucleo. ## Il Modello di Bohr (1913) Per spiegare come gli elettroni potessero muoversi stabilmente intorno al nucleo senza “cadere” su di esso, Bohr ipotizzò l’esistenza di **orbite stazionarie** o **stati stazionari**. Secondo Bohr: - Gli elettroni orbitano a **distanze specifiche** dal nucleo senza emettere energia. - Ognuna di queste orbite è definita da un **numero quantico principale (n)** e ha un’energia ben determinata. - Quando un elettrone **cambia orbita**, assorbe o emette un **fotone** la cui energia è data dalla differenza di energia fra le due orbite coinvolte. ## Il Modello Ondulatorio dell’Atomo (1930) Studi più approfonditi (Heisenberg, Schrödinger) introdussero l’idea che l’elettrone non percorra un’orbita ben definita ma occupi una **regione di spazio** in cui è possibile trovarlo con una certa **probabilità**. Da qui nasce il concetto di **orbitale**, ossia una funzione matematica che descrive la **nuvola elettronica**. ### Principio di Indeterminazione di Heisenberg È impossibile conoscere simultaneamente con **precisione assoluta** la **posizione** e la **velocità** (o quantità di moto) di una particella subatomica. Di conseguenza, il movimento degli elettroni attorno al nucleo si descrive in termini probabilistici. ### Numeri Quantici Per definire un orbitale e l’elettrone che lo occupa, si usano quattro **numeri quantici**: - **n (numero quantico principale)**: indica il **livello energetico** e le **dimensioni** dell’orbitale (n=1,2,3…). - **l (numero quantico secondario o angolare)**: descrive la **forma** dell’orbitale (s, p, d, f). - **m (numero quantico magnetico)**: definisce l’**orientamento** dell’orbitale nello spazio. - **m_s (numero quantico di spin)**: indica il **senso di rotazione** dell’elettrone attorno al proprio asse (+1/2 o -1/2). Ogni **sottolivello energetico** (s, p, d, f) può contenere un numero massimo di elettroni specifico: - **s**: 2 elettroni - **p**: 6 elettroni - **d**: 10 elettroni - **f**: 14 elettroni Il **livello energetico** con numero quantico n può quindi ospitare al massimo **2n^2** elettroni. ## Non fare altri errori! 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