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Teoria di Bohr dell’atomo di idrogeno:

Nel 1913 Bohr propose una teoria dell’atomo di idrogeno che risolveva il problema dell’atomo instabile.
Egli utilizzo le scoperte sull’energia quantizzata di Plank, il modello di Bhor dell’atomo d’idrogeno prevede un elettrone di massa me che si muove in un orbita circolare ad una distanza r dal nucleo ad una velocità v, esso sarà dotato di un momento angolare pari a mevr che è il prodotto delle tre grandezze, e postulò che il momento angolare è un multiplo intero della costante di Planck diviso 2P.
Quindi l’energia che un elettrone di un atomo di idrogeno può avere è quantizzata ovvero limitata a certi valori, il numero n che determina questi valori è detto numero quantico, quando un elettrone viene rimosso dall’atomo si dice che l’elettrone stesso è eccitato allo stato quantico n = ∞, e quando n si avvicina all’infinito l’energia dell’elettrone è pari a zero, poiché è richiesta energia per rimuovere l’elettrone, quando è legato all’atomo l’elettrone ha un energia inferiore quindi negativa. L’emissione e l’assorbimento di energia si verifica quando un elettrone passa da uno stato quantico ad un altro, quando un elettrone passa ad uno stato quantico inferiore avviene emissione di energia pari alla differenza delle energie dei due stati, mentre avviene assorbimento quando passa da uno stato quantico maggiore. La luce o il riscaldamento forniscono l’energia per far passare l’elettrone ad un’orbita superiore, l’elettrone cosi eccitato quando ritorna all’orbita con energia inferiore emette energia sotto forma di quanti di luce. Queste emissioni sono responsabili delle differenti tre serie presenti nello spettro.

1) La serie di Lyman deriva dalla transazione da n = 2,3,4,5…a n =1
2) La serie di Balmer invece dalla transazione da n = 3,4,5…. a n = 2
3) La serie di Paschen da n =4,5,6….. a n = 3

Un elettrone eccitato allo stato n = 8 può tornare direttamente a n = 1 ed emettere fotoni nella serie Lyman, oppure passare prima a n = 3 ed emettere luce nella serie di Paschen e poi passare a n =1 ed emettere luce nella serie Lyman e la frequenza di ciascun fotone dipende dalla differenza di energia tra i livelli.
Con questa teoria Bohr può calcolare l’energia di ionizzazione e le linee dello spettro delle specie con un solo elettrone (H, He+, Li2+, ecc.), l’energia dipende dal quadrato della carica sul nucleo atomico.
Purtroppo però questa teoria spiegava solo gli atomi con un solo elettrone, e non andava bene per gli altri atomi, poiché non c’era accordo tra gli spettri degli altri atomi e la teoria.

L’unico modo per spiegare gli spettri degli altri atomi era considerare che ogni livello di Bohr dopo il primo era un insieme di livelli con differenti energie, infatti due livelli per n=2 tre livelli per n = 3, quattro per n = 4 e così via. Per un dato n ai livelli fu dato loro il simbolo delle lettere di come apparivano negli spettri: s (sharp), p (principal), d (diffuse), f (fundamental).
Più in là Sommerfeld propose che le orbite potevano essere ellittiche o circolari, e che le orbite ellittiche davano più stabilità poiché riuscivano a portare l’elettrone più vicino al nucleo, infatti risentiranno di una carica attrattiva da parte del nucleo, maggiore delle orbite circolari, infatti man mano che si va dagli elettroni più interni a quelli più esterni le orbite vanno da ellittiche fino a diventare circolari. Sommerfeld sosteneva che gli orbitali s che sono quelli più interni sono più stabili proprio perché hanno forma ellittica.

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