Appunti di Chimica su Modelli atomici Thomson Rutherford Bohr Schrodinger e configurazione elettronica

L'ATOMO

Composto da 3 PARTICELLE

• PROTONE (positiva)
• ELETTRONE (negativa)
• NEUTRONE (neutra)

La massa del protone è circa 2000 volte maggiore di quella dell'elettrone, massa neutrone ≌ massa protone

MODELLI ATOMICI

MODELLO DI THOMSON (a panettone)

Thomson avanzò l'ipotesi secondo cui l'atomo fosse una sfera all'interno della quale vi sono elettroni e protoni (in uguale numero) distribuiti uniformemente.

MODELLO DI RUTHERFORD (planetario)

Rutherford attraverso un esperimento negò il modello di Thomson: bombardò una sottile lamina di oro con delle particelle α (anche particelle nucle di elio, positivamente, e osservò che:

• alcune venivano deviate (quelle vicino al nucleo)
• alcune rimbalzavano indietro (quelle che colpivano il nucleo)
• alcune attraversavano la lamina (quelle che colpivano gli elettroni)

Ecco che secondo Rutherford l'atomo è costituito da un nucleo centrale carico positivamente, che costituisce quasi tutta la sua massa, e da una porzione di spazio vuoto e da elettroni che girano intorno al nucleo

→ STRUTTURA LACUNARE DELL'ATOMO = SPAZIO VUOTO dell'atomo occupato dagli elettroni che girano attorno al nucleo

Tale spazio è circa 10000 volte più grande del nucleo

modello di Rutherford = sistema instabile L’elettrone, dotato di carica, nelle sue rotazioni attorno al nucleo dovrebbe continuamente consumare energia emettendo radiazioni e quindi cadere in brevissimo tempo sul nucleo (anche positivamente) → Il sistema planetario non è applicabile nei sistemi microscopici

L'ATOMO

Composto da 3 PARTICELLE

PROTONE (positiva)

ELETTRONE (negativa)

NEUTRONE (neutra)

La massa del protone è circa 2000 volte maggiore di quella dell'elettrone, massa neutrone ≅ massa protone

MODELLI ATOMICI

MODELLO DI THOMSON (a panettone)

Thomson avanzò l’ipotesi secondo cui l’atomo fosse una sfera all’interno della quale vi sono elettroni e protoni (in uguale numero) distribuiti uniformemente.

MODELLO DI RUTHERFORD (planetario)

Rutherford attraverso un esperimento negò il modello di Thomson: bombardò una sottile lamina di oro con delle particelle α (anche particelle α, nuclei di elio, ossia senza elettroni) e osservò che:

• alcune venivano deviate (quelle vicine al nucleo)
• alcune rimbalzavano indietro (quelle che colpivano il nucleo)
• alcune attraversavano la lamina (quelle che colpivano gli elettroni)

Ecco che secondo Rutherford l’atomo è costituito da un nucleo centrale carico positivamente, che costituisce quasi tutta la massa, e da una porzione di spazio vuoto e da elettroni che girano intorno al nucleo

STRUTTURA LACUNARE DELL’ATOMO = SPAZIO VUOTO difficilmente OCCUPATO dove gli elettroni che girano intorno al nucleo

Tale spazio è circa 10.000 volte PIÙ grande del nucleo

modello di Rutherford = sistema instabile

L’elettrone dotato di carica, nelle sue rotazione intorno al nucleo dovrebbe continuamente consumare energia, emettendo radiazioni, e quindi cadere, in brevissimo tempo, sul nucleo (carica positiva).

Il sistema planetario non è applicabile, nei sistemi microscopici

MODELLO DI BOHR (modello deterministico)

• Bohr aggiunse il concetto di quantizzazione dell'energia al modello di Ruther.
• L'elettrone descrive orbite circolari attorno al nucleo.
• Il raggio delle orbite permesse è tale che mv²r (momento angolare) è un ...
• L'elettrone non irradia energia quando si trova nelle orbite permesse (stato stazionario) ma solo quando passa da un'orbita più esterna ad un più interna.

Attraverso il concetto di quantizzazione dell'energia Bohr calcolò la distanza dell'elettrone dal nucleo e l'energia di tale orbita, reintroducendo il numero quantico principale (n) che varia da 1, 2, 3 ecc.

Sommerfeld, studiando gli spettri osservò che alcune righe si sdoppiavano rappresentando quindi un leggero aumento dell'energia, ecco che per giustificarlo Sommerfeld introdusse le orbite ellittiche e le orbite circolari (considerate solo in caso particolare). Limitò numero di orbite introducendo il numero quantico secondario (l) compreso tra 0 e (n-1).

Studiando gli spettri degli atomi sottoposti a un campo magnetico esterno si notarono ulteriori sdoppiamenti, si introdusse il numero quantico magnetico (m_l) che teneva conto dell'orientamento che l'orbita poteva assumere rispetto al campo magnetico.

Goudsmith il 1/2 di elettrone durante la sua rotazione attorno al nucleo ruota su se stessa = spin dell'elettrone Introdusse quindi numero quantico di spin (-1/2 e +1/2).

Modello di Bohr - inadeguato

1. De Broglie che ipotizzò che ogni particella materiale avesse un comportamento dualistico corpuscolare (come una particella) e ondulatorio (come onde) a seconda delle condizioni sperimentali. Anche ogni particella possiede una quantità di moto che può essere associata ad una lunghezza d'onda.
2. Principio di indeterminazione di Heisenberg non si può determinare contemporaneamente la posizione e la velocità di una particella (non si può conoscere la traiettoria dell'elettrone attorno al nucleo - modello di Bohr non valido).

MODELLO DI SCHRÖDINGER (modello ondulatorio)

Schrödinger afferma che il comportamento dell'elettrone attorno alnucleo è come quello di una ONDA STAZIONARIA (nodi fissi), mentrele onde progressive sono quelle che man mano diminuiscono di intensità.Ecco che introduciamo l’EQUAZIONE D’ONDA, un’equazione che descrive ilcomportamento dell’elettrone attorno al nucleo.Risolvendo l’equazione d’onda S. ottiene delle FUNZIONI D’ONDA Ψ (psi), checoincidono numericamente con i dati sperimentali trovati dai precedenti scienziati.S. non dà alcun significato chimico-fisico a tali funzioni d’onda ma solomatematico, affermando che le funzioni d’onda derivano dalla COMBINAZIONEdi 3 COSTANTI, dette NUMERI QUANTICI, collegate tra loro:

• numero quantico PRINCIPALE (n) → 1…∞
• numero quantico SECONDARIO (ℓ) → 0…(n-1)
• numero quantico MAGNETICO (m) → -ℓ…+ℓ

Ecco che tali funzioni, in senso chimico, vengono definite ORBITALE che dal punto di vista chimico corrisponde allo STATO STAZIONARIO POSSIBILEPER L’ELETTRONE, ovver fu regione dello spazio dove è probabile trovare l’elettrone.

Prima senz'altro hanno fornito il SIGNIFICATO chimico dei numeri quantici.

• n = Determina il livello di energia degli elettroni
• ℓ = Determina il tipo di orbitale (la forma dell’onda che può prendere l’elettrone)
• ℓ=0 ORBITALE s
• ℓ=1 ORBITALE p
• ℓ=2 ORBITALE d
• ℓ=3 ORBITALE f
• m = Determina l’orientamento dell’orbitale in presenza di un campo magnetico

Secondo Schr., questi definiscono il comportamento dell'elettrone attorno al nucleo.Dirac, tenendo conto del PRINCIPIO DELLA RELATIVITÀ introdusse ilnumero quantico di SPIN (ms) → -1/2 o +1/2

Secondo il Principio di Pauli (principio di esclusione) un orbitale può ospitare un massimo di 2 elettroni purché abbiano SPIN ANTIPARALLELO o OPPOSTO.

Gli elettroni infatti si dispongono in modo da occupare il numeromassimo possibile di orbitale (massimo numero spaiati, poi appaiati) secondo la Regola di Hund. PRINCIPIO DELLA MASSIMA MOLTEPLICITÀ : afferma che fa forzaa riempire ed elettrone-elettrone+ e non ancora entrati esse si trovano spaiati in orbitali appena primi posto da occupanti in uno stesso orbitale.PRINCIPIO DI PAULI + REGOLA DI HUND = PRINCIPI DI AUFBAU