Chimica generale/Teoria atomica: differenze tra le versioni

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In un primo momento la spiegazione di Rutherford sembrò soddisfacente, ma i fisici obiettarono dicendo che un modello che prevedesse cariche di segno opposto non potrebbe esistere, in quanto l'elettrone ruotante perderebbe man mano energia e si annichilerebbe sopra il nucleo.
In un primo momento la spiegazione di Rutherford sembrò soddisfacente, ma i fisici obiettarono dicendo che un modello che prevedesse cariche di segno opposto non potrebbe esistere, in quanto l'elettrone ruotante perderebbe man mano energia e si annichilerebbe sopra il nucleo.
[[Image:Atomobohr.png|thumb|307px|Il modello atomico di Bohr]]
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Nel 1913 il danese Nils Bohr rielaborò il modello atomico applicando la teoria dei quanti di Max Planck. Egli 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.
Nel 1913 il danese Nils Bohr rielaborò il modello atomico applicando la teoria dei quanti di Max Planck. Egli 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.


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I parametri che distinguono un'onda sono: lunghezza d'onda, frequenza, velocità e ampiezza.
I parametri che distinguono un'onda sono: lunghezza d'onda, frequenza, velocità e ampiezza.
[[Image:Onda.png]]
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La '''lunghezza d'onda''', che si indica con la lettera greca &lambda; (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 picchi successivi, come mostrato in foto. 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 '''lunghezza d'onda''', che si indica con la lettera greca &lambda; (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 picchi successivi, come mostrato in foto. 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.

Versione delle 12:50, 11 feb 2006

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.

Possiamo comunque considerare fondamentali le particelle come l'elettrone, il protone e il neutrone.

Schematizzando, nella descrizione di un atomo possiamo distinguere un nucleo centrale e, all'esterno di esso, un certo numero di elettroni che ruotano.

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.

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 .

Dalle deviazioni subite dalla particella α, Rutherford stabilì che l'atomo doveva avere una struttura quasi del tutto vuota e con una grande carica positiva nella sua parte centrale. Infatti, la maggior parte delle particelle α attraversava la lamina metallica, ma alcune venivano deviate di un certo angolo, altre venivano addirittura riflesse. Il fenomeno era sorprendente in quanto le particelle α, dotate di enorme forza cinetica, non avrebbero potuto essere deviate da un sistema atomico come quello ipotizzato da Thomson.

L'esperienza di Rutherford portò alla dimostrazione che la carica positiva e la massa dell'atomo erano concentrate in un nucleo centrale, ad elevata densità e carica.

I risultati di questi esperimenti portarono Rutherford a concepire l'atomo come un sistema solare. Il Sole è rappresentato dal nucleo centrale ed i pianeti dagli eletroni ruotanti su certe orbite. L'elettrone non cade sul nucleo in quanto la forza attrattiva tra il nucleo e l'elettrone è bilanciata dalla forza centrifuga del moto di rivoluzione dell'elettrone attorno al nucleo.

In un primo momento la spiegazione di Rutherford sembrò soddisfacente, ma i fisici obiettarono dicendo che un modello che prevedesse cariche di segno opposto non potrebbe esistere, in quanto l'elettrone ruotante perderebbe man mano energia e si annichilerebbe sopra il nucleo.

File:Atomobohr.png
Il modello atomico di Bohr

Nel 1913 il danese Nils Bohr rielaborò il modello atomico applicando la teoria dei quanti di Max Planck. Egli 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 modello di Bohr postula inoltre che finché l'elettrone gira su una qualunque orbita permessa, la sua energia è costante (quantizzata). Esso, però, può assorbire o cedere definite quantità di energia (quanta): l'assorbimento è il salto di un elettrone da un'orbita più interna ad una più esterna; la cessione sarà il processo inverso. Quindi, più l'orbita è interna, più il livello energetico è basso. L'orbita più piccola è detta stato normale o fondamentale; le altre orbite sono chiamatate eccitate.

Bohr arrivò a sviluppare la sua teoria quantitativamente quando calcolò i raggi delle orbite consentite. Secondo Bohr, i raggi delle orbite permesse all'elettrone, indicati con , sussistono alla relazione , dove è il raggio dell'orbita allo stato normale ed assume qualsiasi valore intero positivo ed è chiamato numero quantico principale.

Il valore calcolato per è:

L'orbita successiva, ponendo cioè , sarà quattro volte maggiore rispetto al valore dell'orbita allo stato normale; per 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:

dove è il numero quantico principale e 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 . Il modello di Bohr permise di spiegare l'assorbimento e l'emissione di radiazioni da parte degli elementi.

Dualismo Corpuscolo-Onda

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.

A questo proposito è di grande importanza l'assorbimento e l'emissione di energia luminosa. La natura della luce è stata oggetto di interesse e di dispute per decine di anni. Secondo il fisico olandese Cristian Huygens la luce aveva natura ondulatoria, mentre secondo Isaac Newton la luce era di natura corpuscolare. In seguito, il fisico inglese James Maxwell cercò di risolvere il problema sostenendo che la luce è un'onda elettromagnetica formata da campi sia elettrici che magnetici oscillanti perpendicolarmente fra loro e perpendicolarmente anche alla direzione di propagazione dell'onda.

La radazione elettromagnetica consiste nella propagazione di una perturbazione nello spazio circostante. Si produce una radiazione ogni qual volta una particella provvista di campo elettrico o magnetico subisce un'accelerazione. Il campo produce allora una perturbazione che nel vuoto si propaga con la velocità della luce, e con velocità inferiori negli altri mezzi.

I parametri che distinguono un'onda sono: lunghezza d'onda, frequenza, velocità e ampiezza.

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 picchi successivi, come mostrato in foto. L'unità di misura è il nanometro (nm) che equivale a m o l'Angstrom che è pari a m. La frequenza ν (ni) indica il numero di vibrazioni in un secondo (). La sua unità di misura è il . Il tempo T impiegato dalla vibrazione per compiere un'intera lunghezza d'onda è chiamato periodo.

[...]

Livelli quantici

Il livello al quale un elettrone si trova quando l’atomo è a riposto si dice livello fondamentale, mentre quello al quale esso viene portato quando ha apporto di energia dall’esterno, per esempio l’arrivo di un fotone, si dice livello eccitato. L’elettrone riportandosi a livello fondamentale, emetterà poi a sua volta un fotone per liberarsi della maggiore energia acquisita. Per rendersi visivamente conto come si possano concepire orbite quantizzate fisse, si può pensare ad una parete ripida interrotta da fossette, entro le quali siano delle palline. Se una di queste palline cade verso il basso, non può fermarsi che entro un’altra fossetta, non avendo altro mezzo di arrestarsi lungo la parete ripida.
In tal modo la teoria di Bohr prevede una serie discreta di livelli quantici che vengono definiti con le lettere K,L,M,N,O,P.

Calcolo delle orbite

Atomo di Sommerfeld

Principio di esclusione del Pauli

Bisogna premettere che in natura è sempre più stabile quell’equilibrio che ha in sé la minor energia, per esempio una pietra in cima ad una montagna può rotolare ed ha la massima energia, a metà avrà metà energia e ai piedi del monte avrà la minor energia possibile.
Così ogni elettrone che entra in un atomo è caratterizzato da 4 numeri quantici che gli consentono di avere la minor energia. Come regola generale si può stabilire che i numeri quantici più bassi descrivono elettroni di minor energia di quelli con più alti numeri quantici. Per esempio un elettrone con n=1, l=0, avrà minore energia di un elettrone con n=4 l=2. Questo non significa che tutti gli elettroni in ciascuno dei 102 elementi abbiano n=1 l=0 s=-1/2 m=0.
Qunado gli elettroni vanno raccogliendosi intorno ad un nucleo bisogna considerare un altro fattore, detto il principio di esclusione del Pauli. In un orbitale al massimo possono coesistere due elettroni ma con numero quantico di spin opposto

  • IL PRINCIPIO DI ESCLUSIONE DEL PAULI

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.