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Inadeguatezza fisica classica
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Il documento evidenzia i limiti della fisica classica, partendo dalla catastrofe ultravioletta della radiazione di corpo nero, superata dalla quantizzazione energetica di Planck (E=hv). Prosegue analizzando l'effetto fotoelettrico, dove l'energia cinetica degli elettroni dipende dalla frequenza, e l'effetto Compton, che dimostra la natura corpuscolare della luce nelle collisioni fotone-elettrone. Introduce il modello atomico di Rutherford, con il nucleo centrale e l'instabilità prevista classicamente, poi il modello di Bohr che risolve la stabilità e gli spettri discreti quantizzando i livelli energetici e il momento angolare, secondo il principio di corrispondenza.
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- La fisica classica fallisce nello spiegare la radiazione di corpo nero: la legge di Rayleigh-Jeans predice una divergenza all'ultravioletto (catastrofe ultravioletta).
- Max Planck (1900) introduce l'ipotesi della quantizzazione dell'energia, postulando che l'energia è emessa/assorbita in pacchetti discreti (quanti) `E = hv`, risolvendo la catastrofe ultravioletta. La sua legge descrive correttamente lo spettro del corpo nero.
- L'effetto fotoelettrico, osservato da Hertz e Hallwachs, mostra che l'emissione di elettroni dipende dalla frequenza della radiazione incidente (non dall'intensità) e che esiste una frequenza di soglia minima.
- Albert Einstein (1905) spiega l'effetto fotoelettrico estendendo l'ipotesi di Planck, suggerendo che la luce è composta da particelle (fotoni) con energia `E = hv`. L'equazione `Ek = hv - Φ` (dove Φ è la funzione lavoro) giustifica le osservazioni sperimentali.
- L'effetto Compton (1923) fornisce un'ulteriore prova della natura corpuscolare della luce: la diffusione di raggi X su elettroni liberi mostra un cambiamento di frequenza dipendente dall'angolo di diffusione, spiegato come una collisione tra fotoni ed elettroni (con conservazione di energia e momento).
- Il modello atomico di Rutherford (1911), basato sull'esperimento di Geiger e Marsden, propone un atomo con un nucleo centrale positivo e denso e gli elettroni che orbitano attorno ad esso. Questo modello, pur risolvendo la deviazione delle particelle alfa, presentava un'incoerenza con la fisica classica, che prevedeva il collasso degli elettroni sul nucleo.
- La stabilità degli atomi e gli spettri atomici discreti (come quelli dell'idrogeno, descritti dalla formula di Balmer-Rydberg) non erano spiegabili dalla fisica classica.
- Il modello di Bohr (1913) introduce la quantizzazione delle orbite elettroniche e dei livelli energetici `En = -hcR/n²`, postulando che gli elettroni possono esistere solo in stati stabili discreti e che le transizioni tra questi stati implicano l'emissione o l'assorbimento di fotoni di frequenza `ν = (Ei - Ef)/h`.
- Bohr introduce il principio di corrispondenza, che afferma che per numeri quantici elevati, i risultati della teoria quantistica devono approssimarsi a quelli della fisica classica.
- Il modello di Bohr permette di derivare il raggio di Bohr `a₀` e la quantizzazione del momento angolare `L = nħ`, ma ha limitazioni nel trattare atomi più complessi come l'elio.
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