L'atomo e i numeri quantici - Chimica

Chimica

1. L'Atomo

Nel 1910 Rutherford (1871-1937), per studiare la struttura atomica, bombardò una lamina d'oro con particelle α [atomi di elio con 2 cariche positive].

Osservò:

• gli atomi fossero costituiti da spazi vuoti, e che tutta la massa fosse concentrata in una zona piccolissima, carica positivamente, NUCLEO.

Configurazione Elettronica

Modello atomico di Bohr-Sommerfeld (1913)

Legge fondamentale della meccanica classica

• F_Coulomb = 1/4πε₀ * q*q'/r
• F_centripeta = mv²/r
• dove ε₀ = 8.85 * 10^-12 F/m [costante dielettrica del vuoto]

1. ^e2/_r = mv²/_r
2. mvr = n_h/_2π

• dove h = 6.626 * 10^-34 J•sec

Quantizzazione Raggio delle orbite

della

2. ^mvr⁄_2π = ^nh⁄_2π

r = ^nh⁄_2πmv → r² = ^n2h2 ⁄_4π²m²v²

se sostituisco nella

1. ^e2⁄_r² = ^mv2⁄_r

r = n^{2 h2}⁄_4π²me² dove n = 1,2,3,…

Quantizzazione dell’Energia

E_n = E_cin + E_pot = ^-1⁄₂ mv² - ^e2⁄_r

Dalla

1. ^e2⁄_r² = ^mv2⁄_r si ha: mv² = ^e2⁄_r

E_n = ^e2⁄_r - ¹⁄₂ ^e2⁄_r = -^e2⁄_2r

essendo i raggi quantizzati in base a

r = n^{2 h2}⁄_4π²me² dove n = 1,2,3,

En = -1⁄n2 2π2me4⁄h2

Bohr si rese conto che l'emissione di luce da parte degli atomi era legato agli elettroni, che ruotavano attorno al nucleo.

Secondo Numero Quantico [l]

detto anche Numero Quantico Angolare

b = semiasse minore   a = semiasse maggiore

l = 0

0 < / ≤ 1

l = 1

0 < K/(K+l) ≤ 1   n = K+l

l = 2

0 < (−)/n ≤ 1   ⇒ l < n

n−l ≤ n   ⇒ l ≥ 0

0 ≤ l ≤ n−1

0 ≤ l ≤ n−1

esempio

• per n = 1 ⇒ l = 0
• per n = 2 ⇒ 0 ≤ l ≤ 1 ⇒ l = 0, 1
• per n = 3 ⇒ 0 ≤ l ≤ 2 ⇒ l = 0, 1, 2

xkè n = K + 1 e 0 ≤ l ≤ n−1

Principio di Indeterminazione di Heisenberg

Δx · Δp_x ≥ ^h⁄₂

Tale principio di indeterminazione afferma che non è possibile determinare con certezza contemporaneamente la posizione e la quantità di moto di una particella, in particolare dell'elettrone intorno al nucleo.

Tipi di Orbitali

ORBITALE di Tipo S

[ n = 1, 2, 3,   l = 0   m = 0 ]

ORBITALE di Tipo p

[ n = 2, 3,   l = 1   m = -1, 0, +1 ]