Chimica generale/Teoria atomica: differenze tra le versioni

Jump to navigation Jump to search
m
cambio avanzamento a 100%
m (ha spostato Chimica generale/L'atomo a Chimica generale/Teoria atomica: titolo fuori std)
m (cambio avanzamento a 100%)
{{chimica generale}}
{{avanzamento|100%}}
{{chimica}}
 
== L'atomo ==
L''''atomo''' rappresenta la parte più piccola di materia capace di prendere parte a un processo chimico. Molte esperienze ci hanno dimostrato però come l'atomo non sia indivisibile ma sia una complicata struttura formata da particelle più piccole. Infatti al giorno d'oggi dall'atomo sono state ricavate una trentina di particelle, ma la maggior parte di esse sono instabili e hanno vita breve.
 
 
Gli '''elettroni''' sono particelle di massa infinitesima, cariche negativamente. Nel '''nucleo''', carico positivamente, risiede sostanzialmente tutta la massa dell'atomo; questo è costituito da un certo numero di '''protoni''', che sono i portatori della carica positiva, e da un certo numero di '''neutroni''' che non portano alcuna carica. Protoni e neutroni vengono indicati talvolta genericamente come '''nucleoni'''.
 
__TOC__
 
== Modelli atomici e loro evoluzioni ==
 
Il primo modello atomico fu proposto dal fisico inglese Joseph J. Thomson nel 1899. Egli affermava che l'atomo era un'entità materiale formata da elettroni disseminati in una massa positiva. In altre parole, l'atomo era una sfera omogenea caricata positivamente, nella quale sono immersi gli elettroni.
 
Questo modello atomico fu però messo in crisi dal connazionale Ernest Rutherford nel 1911. Egli studiò il comportamento che le particelle α avevano nell'attraversare lamine sottilissime di metali molto malleabili come l'oro, il platino, ecc. Le particelle α sono emesse da sostanze radioattive come il polonio, utilizzato nell'esperimento di Rutherford, e sono dotate di carica positiva e di una massa quattro volte superiore a quella dell'idrogeno; si tratta di ioni elio <math>He^{2++}</math>.
:<math>\frac 1{\lambda}=R \left( \frac 1{4}-\frac 1{n^{2}} \right)</math>
dove R rappresenta una costante ed n un numero naturale compreso fra 3 e 5 (rossa, verde e blu), poi modificata da Rydberg così:
:<math>\frac 1{\lambda}=R_H \left(\frac 1{n_1^{2}} - \frac 1{n_2^{2}} \right)</math>
 
con <math>R_H</math> la costante di Rydberg(109677.6 cm<sup>-1</sup>, <math>n_1</math> ed <math>n_2</math> due numeri interi.
Dopo la serie spettrale di Balmer furono scoperte altre serie oltre il visibile che portano il nome dei loro scopritori.
 
Un corpo nero è un corpo che assorbe tutte le radiazioni elettromagnetiche. Non esiste nessun corpo materiale che si comporta come un corpo nero, ma è possibile simularlo con la sfera cava, una sfera sulla quale è stato praticato un piccolo foro dove far passare la radiazione, che assorbe a causa della continua riflessione parziale interna. Se questo corpo nero viene riscaldato, emette delle radiazioni che sono il risultato delle oscillazione delle particelle. In molti si occuparono di trarre un equazione che descrivesse la distribuzione dell'energia. Solo Plank, rompendo l'ipotesi di Newton, secondo la quale l'energia è continua (''Natura non facit saltus''), disse che l'energia è sempre multipla di un valore costante, <math>hv</math>, dove '''v''' è la frequenza e '''h''' una costante, la '''costante di Plank''' (<math>6.,626* \cdot 10<sup>^{-34</sup>} J* s</math>). Con questa teoria, Palnk derivò un equazione che descriveva perfettamente l'emissione di radiazioni del corpo nero.
 
Nel 1913 il danese Nils Bohr rielaborò il modello atomico applicando la teoria dei quanti di Max Planck, realizzò che l'elettrone poteva trovarsi solo su determinate orbite di diametro differente. Egli calcolò il raggio dell'orbita più piccola, fissandola a 0,053 nm.
Il valore calcolato per <math>r_0</math> è:
 
:<math>r_0 = 0,053 nm</math>
 
L'orbita successiva, ponendo cioè <math> n = 2</math>, sarà quattro volte maggiore rispetto al valore dell'orbita allo stato normale; per <math>n = 3</math> l'orbita sarà 9 volte maggiore, e così via.
Considerando poi che l'energia dell'elettrone è la somma dell'energia cinetica e di quella potenziale, Bohr dimostrò che l'energia di un elettrone ruotante su una certa orbita si può calcolare come:
 
:<math>E = - {K \over n^2}</math>
 
dove <math>n</math> è il numero quantico principale e <math>K</math> è il potenziale di ionizzazione. In definitiva, il raggio di una qualsiasi orbita è proporzionale al numero quantico principale, mentre la sua energia è inversamente proporzionale allo stesso numero <math>n</math>.
Il modello di Bohr permise di spiegare l'assorbimento e l'emissione di radiazioni da parte degli elementi.
 
'''===Limitazioni della teoria atomica di Bohr'''===
 
'''Limitazioni della teoria atomica di Bohr'''
 
Nonostante le novità della teoria di Bohr, questa presentava numerose limitazioni, la più importante di queste era che la teoria non riusciva a reggere per quegli atomi con più elettroni, essendosi, Bohr, basato sullo spettro dell’idrogeno che è un atomo con un solo elettrone. Inoltre nel periodo in cui si studiò lo spettro atomico non si avevano strumenti ad alto potere assolvente, cioè la loro capacità di distinguere nettamente le immagini era debole, quindi le misurazioni effettuate non erano perfette, perciò Bohr basò la sua teoria su dati “incompleti”. In seguito, utilizzando spettrometri a precisione maggiore è stato possibile notare delle sfalsature nelle linee dello spetro, questo a causa degli orbitali non circolari, ma a forma di ellisse, e il nucleo occupa uno dei due fuochi.
 
== Dualismo Corpuscolocorpuscolo-Ondaonda ==
 
Abbiamo visto che l'atomo è formato da un nucleo centrale circondato da elettroni che orbitano. Dato che le proprietà chimiche di un atomo dipendono dalla sua configurazione elettronica, è giusto concentrarsi sulla sistemazione degli elettroni attorno al nucleo prima di passare agli altri argomenti.
 
I parametri che distinguono un'onda sono: lunghezza d'onda, frequenza, velocità e ampiezza.
 
[[Immagine:Ondait.png]]
 
La '''lunghezza d'onda''', che si indica con la lettera greca λ (lambda) è definita come la distanza tra due punti con le stesse caratteristiche di perturbazione o di vibrazione nel cammino che segue la radiazione, cioè la distanza tra due massimi o due minimi, come mostrato in figura. L'unità di misura è il nanometro (nm) che equivale a <math>10^{-9}</math>m o l'Angstrom che è pari a <math>10^{-10}</math> m.
 
La '''frequenza''' ν (ni) indica il numero di vibrazioni in un secondo (<math>v = {1 \over T}</math>). La sua unità di misura è il <math>sec^{-1}</math>, ovvero il cosiddetto ''Hertz'', l'unità di misura della frequenza.
Il tempo '''T''' impiegato dalla vibrazione per compiere un'intera lunghezza d'onda è chiamato '''periodo'''.
In realtà come verrà puntualizzato da [[w:Einstein|Einstein]], la luce non è una radiazione discreta, ma è formata da corpuscoli, i fotoni, aventi una massa, che si muovono secondo la meccanica ondulatoria. Anche la materia è di natura ondulatoria, ma la natura ondulatoria si può notare solo a grandezze paragonabili a quelle di un elettrone, per cui a scala macrospopica la natura ondulatoria della materia è trascurabile, e quindi si può descrivere il moto di un corpo secondo la meccanica classica.
Mettendo in relazione l'equazione di Plank e quella di Einstein che mette in relazione energia e massa si ottiene:
:<math>E = h\nu = mc^{2} \,</math>
 
quindi:
 
:<math>mc^{2} = h *\cdot \frac{c}{\lambda} \,</math>
 
e
 
:<math>\lambda = {h \over mc}</math>
 
Dall'equazione si può notare che la massa è inversamente proporzionale alla lunghezza d'onda, per cui la lunghezza d'onda dell'onda associata a un pallone sarà infinitesima.
Da studi successivi sullo spettro degli atomi, si vide che in realtà questi presentavano uno spettro di emissione con nuove righe, che prima non erano state viste, che rappresentavano dei sottolivelli energetici diversi da quelli previsti da Bohr e che egli aveva a priori scartato. Su queste nuove indagini Sommerfeld risolse l’impossibilità di avere dei sottolivelli energetici per le orbite degli elettroni, ipotizzando che queste non erano circonferenze con raggio ben definito, bensì, essi erano di forma ellittica senza scartare quelle circolari. In quanto egli accetta che il momento della quantità di moto dell’elettrone sia quantizzato secondo la ben nota relazione del modello atomico di Bohr:
 
''':<math>me *\cdot v *\cdot r = n *\cdot { h \over 2\pi}</2π'''math>
 
prima di poter analizzare e comprendere appieno le ipotesi di Sommerfeld è bene introdurre e specificare i concetti geometrici di ellisse. Ricordiamo a tale proposito che l’ellisse è definita come il luogo geometrico dei punti del piano tale che per ogni punto P dell’ellisse risulti che
 
''':<math>P F1 + P F2 = AB''' \,</math>
 
Dove F1 e F2 sono i fuochi dell’ellisse. Allora dati due assi, uno maggiore e uno minore, definire e costruire infiniti ellissi, tra i quali si classificano due casi particolari, due degenerazioni dell’ellisse a seconda del valore della sua eccentricità che come ben sappiamo è definita tra 0 ≤ e ≤ 1; allora:
Ecco, quindi, che Sommerfeld basandosi sulla geometria analitica dell’ellisse definì orbite ellittiche su cui l’elettrone ruota. Inoltre se veniva assegnato un asse maggiore, secondo Sommerfeld, era possibile ottenere solo un determinato numero, quantizzato, di assi minori secondo l’equazione:
 
''':0 < (l+1)/n ≤ 1 ⇒ l = n + 1'''
 
Pertanto, visto che l’eccentricità ha valori 0 ≤ e ≤ 1 allora escludendo il caso in cui l’eccentricità sia uguale a zero, avremo:
 
== Principio di esclusione del Pauli ==
Qunado gli elettroni vanno raccogliendosi intorno ad un nucleo bisogna considerare un altro fattore, detto il ''principio di esclusione del [[w:Wolfgang Pauli|Pauli]]''. In un orbitale al massimo possono coesistere due elettroni ma con numero quantico di spin opposto, oppure due elettroni non possono avere tutti e quattro i numeri quantici uguali, analogo a dire che due corpi non possono essere nello stesso tempo, nello stesso posto.
*IL PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DEL PAULI
Due elettroni non possono avere tutti e quattro i numeri quantici uguali<br />
analogo a dire che due corpi non possono essere nello stesso tempo, nello stesso posto.
 
==L'Equazione di Schrödinger==
 
===L'equazione di Dirac e i numeri quantici===
:<math>\left(\alpha_0 mc^2 + \sum_{j = 1}^3 \alpha_j p_j \, c\right) \psi (\mathbf{x},t) = i \hbar \frac{\partial\psi}{\partial t} (\mathbf{x},t)</math>
 
Questa è l'equazione di Dirac, un'estenzione quanto-RELATIVISTICArelativistica dell'equazione di Schrödinger. Risolvendo questa (per via matriciale o nell'algebra dei complessi “quaternioni”) si ottengono i tre numeri quantici già ottenuti più un quarto: lo Spin.
 
==Struttura elettronica degli atomi==
Il numero quantico angolare può assumere valori da 0 a n-1(n numero quantico principale), e per convenzione vengono usati delle lettere: 0=s, 1=p, 2=d, 3=f.
 
Secondo pauli, gli elettroni di un atomo non possono avere gli stessi numeri quantici. Per esempio per l'idrogeno(Z=1) la sua configurazione elettronica sarà 1s<sup>1</sup>, quindi darà formato da un solo elettrone spaiato nell'orbitale 1s, ossia con numero quantico principale uguale a 1, numero quantico angolare uguale a 0 e numero quantico magnetico uguale a 0, per l'elio(Z=2) sarà 1s<sup>2</sup>, con due elettroni aventi gli stessi valori dei primi tre numeri quantici, ma valori diversi del quarto numero quantico di spin, ossia +1/2 e -1/2.
 
Quindi un orbitale può contenere soltanto due elettroni visto che i valori di spin sono soltanto due.
Quindi un orbitale può contenere soltanto due elettroni visto che i valori di spin sono soltanto due. Occorre tenere presente che quando l'atomo ha pochi elettroni di valenza, essi tendono a occupare un numero massimo di orbitali, in modo da ridurre la repulsione fra gli elettroni e avere una bassa configurazione energetica.
 
[[Categoria:Chimica generale|Atomo]]
{{Avanzamento|100%|19 maggio 2008}}
8 469

contributi

Menu di navigazione