Chimica generale/Teoria atomica: differenze tra le versioni

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=Capitolo 1: Struttura Delldell'Atomoatomo=
 
==Che cos'è 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 indivisivbileindivisibile 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.
 
ComunquePossiamo possiamocomunque considerare 3fondamentali le particelle come fondamentali: l'elettrone, il protone e il neutrone.
Schematizzando, descrivendo un atomo, possiamo distinguere un nucleo centrale e esterno a esso una zona dove vi sono un certo numero di elettroni che ruotano.
 
Gli '''elettroni''' sono particelle piccolissime, cariche negativamente. Poichè non è stata trovata una particella caricha negativamente più piccola di questa, possiamo dire che l'elettrone è l'unita portatrice di carica negativa.
Schematizzando, descrivendonella descrizione di un atomo, possiamo distinguere un nucleo centrale e, all'esterno adi esso una zona dove vi sono, un certo numero di elettroni che ruotano.
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'''.
 
Gli '''elettroni''' sono particelle piccolissime, cariche negativamente. Poichè non è stata trovata una particella carichacarica negativamente più piccola di questa, possiamo dire che l'elettrone è l'unita portatrice di carica negativa.
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, ed. egliEgli 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 però fu però messo in crisi dal connazionale Ernest Rutherford nel 1911. Egli studiò il comportamento che le particelle &alpha; avevano nell'attraversare lamine sottilissime di metali molto malleabili come l'oro, il platino, ecc. LELe particelle &alpha; sono emesse da sostanze radioattive come il polonio, utilizzato nell'esperimento di Rutherford, e sono dotate di carica positiva e di una massa 4quattro volte superiore a quella dell'idrogeno; si tratta di ioni elio <math>He^{2++}</math>.
 
Dalle deviazioni subite dalla particella &alpha;, 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 &alpha; attraversava la lamina metallica, ma alcune venivano deviate di un certo angolo, altre venivano addirittura riflesse. Il fenomeno era sorprendente in quanto le particelle &alpha;, 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 il mondol'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.
[[Image:Atomobohr.png|thumb|307px|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 esseretrovarsi solo su determinate orbite di diametro differente. Egli calcolò il raggio dell'orbita più piccola, fissandola a 0,053 nm.
 
Egli calcolò il raggio dell'orbita più piccola, pari a 0,053 nm.
Il modello di Bohr inoltrepostula diceinoltre che finchè 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 aad unouna 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 <math>r</math>, delle orbite permesse all'elettrone sussistoconosussistono alla relazione <math>r = n^2r_0</math>, dove <math>r_0</math> è il raggio dell'orbita allo stato normale ed <math>n</math> assume qualsiasi vaolorevalore intero positivo ed è chiamato '''numero quantico principale'''.
 
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 ripettorispetto 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 potenziolepotenziale, 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 delal 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.
 

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