Share on Facebook... 

Math   Science   Chemistry   Economics   Biology   News   Search

> Bohr and quantum’s atomic model Issue: 2012-3 Section: 14-16

English

 

Il modello atomico di Bohr e il modello quanto meccanico sono molto importanti perché spiegano come sono gli orbitali, di che forma sono, quanti elettroni ci sono negli atomi e come sono disposti. Il modello di Bohr è un ampliamento di quello di Rutherford, e anche se ha delle imperfezioni, reta pur sempre importante. E’ importante soprattutto per gli studi sullo spettro di emissione, ma parte con l’aiuto delle leggi di Planck e l’effetto fotoelettrico di Einstein. Il modello quanto meccanico nasce con le prime ricerche di De Broglie, che scopre che le particelle hanno elementi tipiche delle particelle e delle onde. E’ rilevante anche il principio di indeterminazione di Heisenberg, e l’equazione di Schrödinger. Con questo modello si scoprono le varie forme degli orbitali e quanti elettroni possono contenere.

Il modello di Bohr fu ipotizzato dal danese Niels Bohr nel 1912. E’ un modello planetario con un nucleo al centro e gli elettroni che stavano in orbite stazionarie circolari intorno al nucleo. E’ basato sulle leggi di Planck e dell’effetto fotoelettrico di Einstein. Il modello precedente quello di Bohr era il modello di Rutherford. Il modello di Rutherford creò alcuni problemi perché gli elettroni perdevano energia e collassavano sull’atomo stesso, e non era compatibile con le leggi di Maxwell. Il modello di Bohr risulta essere un perfezionamento del modello di Rutherford. Inoltre secondo il modello di Bohr l’energia è quantizzata, e questo comporta che tra un orbita e l’altra non ci sia niente. Gli elettroni stanno in determinate orbite con la loro energia. Se viene somministrata energia in un elettrone quest’ultimo cambia orbita. La differenza tra il livello iniziale dell’elettrone e quello finale (ottenuto somministrando energia) viene emessa dall’atomo con i fotoni. L’elettrone può ritornare al suo stato iniziale. Anche se il modello di Bohr contiene alcuni errori, è molto importante. Bohr fece i suoi esperimenti sull’atomo di idrogeno, dove scoprì sette livelli energetici. Le ipotesi di Bohr erano in corcondanza con le scoperte di Balmer. Quest’ultimo (un fisico svizzero dell’800) scoprì che la luce era costituita da varie lunghezze d’onda, costituite ognuna da varie frequenze.

 

Legge di Planck ed effetto fotoelettrico

Secondo Planck la luce era formata da pacchetti di energia chiamati quanti; ogni quanto aveva una sua determinata frequenza, e questa legge fu ipotizzata per spiegare le radiazioni emesse da un corpo nero. Ad alte temperature, una parte delle radiazioni vengono radiate come luce visibile.

Invece l’effetto fotoelettrico di Einstein fu spiegato dicendo che la luce era formato da pacchetti di energia chiamati fotoni. E’ basato sugli esperimenti su una lamina di metallo bombardata con energia elettromagnetica, e gli elettroni possono essere espulsi solo se la frequenza è uguale o maggiore di quella dell’energia somministrata.

 

Spettro di emissione

L’energia rilasciata dagli elettroni occupa una porzione di spazio dello spettro elettromagnetico vista come luce visibile. Piccole variazioni sono viste come luce di diversi colori. Quando la luce bianca viene deframmentata, sono visibili tutti i colori dello spettro visibile. Ma quando viene deframmentata la luce emessa da un atomo di idrogeno, non tutti i colori sono visibili. Allora Bohr ipotizzò che l’elettrone cambiava orbita quando riceveva energia. Ci sono varie serie di emissione: la serie di Balmer, di Paschen e di Lyman.

 

Osservazioni e problemi del modello di Bohr

Il modello di Bohr non spiega l’effetto Zeeman, e viola il principio di indeterminazione di Heisenberg. Inoltre non funziona con atomi complessi ma solo con atomi semplici.

Come nel modello di Rutherford gli elettroni orbitavano in orbite circolari e stazionarie e il modello di Bohr è un miglioramento del modello di Rutherford. Il fotone emesso corrisponde alla differenza tra le due orbite e infine spiegò come gli elettroni possono saltare da un'orbita all'altra solo attraverso l'emissione o l'assorbimento di energia. Dopo 10 anni nascono contraddizioni sul atomo di Bohr. Era necessario ipotizzare nuove ipotesi e non perdere la proprietà delle particelle di elettroni, protoni e atomi. I risultati del modello atomico di Bohr furono molto importanti, soprattutto per l'astronomia. Dall’ atomo di Bohr nasce il modello quantistico atomico.

 

Modello quanto-meccanico

Il modello quanto meccanico si basa sulla teoria dei quanti, e quindi la materia ha caratteristiche sia delle onde che delle particelle. Ma secondo il principio di indeterminazione è impossibile sapere allo stesso tempo la posizione o la velocità dell’elettrone. Il modello quanto meccanico si basa sulla probabilità di trovare l’elettrone in un orbitale (regione in cui è molto probabile trovare l’elettrone ) e gli orbitali sono: “n,l,m,ms”.

 

Equazione di Schrödinger

L’equazione di Schrödinger è l’equazione enunciata nel 1926 dal fisico austriaco Erwin Schrödinger ed è molto importante per la fisica quantistica. Grazie a questa equazione è possibile sapere dove si trova l’elettrone e risolve le funzioni d’onda della particella. Fornisce il comportamento di un sistema dinamico, e l’energia è rappresentata dal numero quantico “n”. L’energia non può essere mai zero. L’equazione nasce dalle conferme che le particelle hanno caratteristiche sia delle particelle che delle onde (movimento ondulatorio).

 

Numeri quantici e orbitali

I numeri quantici sono quattro: n,l,m,ms. Gli orbitali sono una regione di spazio in cui c’è la probabilità di trovare l’elettrone. Sono di vari tipi e forme.

Numero quantico principale n: il numero quantico principale n descrive la distanza tra gli orbitali e il nucleo. Puo’ avere valori positivi: 1,2,3,4,5,6,7, … I valori in teoria continuerebbero all’infinito, ma fino ad oggi ci si ferma al valore 7, perché rientrano tutti gli elettroni di tutti gli elementi della tavola periodica.

Numero quantico secondario l: il numero quantico secondario l descrive la forma dell’orbitale (s,p,d,f), e ha valori da 0 a n-1.

Numero quantico magnetico m: il numero quantico magnetico m descrive l’orientamento dell’orbitale nello spazio, e ha valori compresi tra -1 a 0 a 1.

Numero quantico di spin ms: il numero quantico di spin ms descrive i valori e l’orientamento dell’asse di rotazione degli orbitali e ha valori da ½ a - ½.

Il principio di esclusione di Pauli dice che in un orbitale possono stare al massimo 2 elettroni con spin opposto. La configurazione elettronica è una sistemazione degli elettroni che appartengono agli orbitali di un atomo, e avviene con il principio dell’Aufbau:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f

Quindi, se un atomo avrà 5 elettroni, secondo la configurazione elettronica saranno sistemati in questo modo: 1s2,2s2,2p1

Esistono altri metodi per la configurazione elettronica e sono:

Principio delle energie crescenti: gli elettroni riempiono nei livelli energetici più bassi a quelli con energia più alta;

Regola di Hund o principio della massima multiplicità: in orbitali dello stesso tipo gli elettroni li occupano in modo da posizionarsi su tutti in modo che finiscano le coppie.

 

Conclusioni

In conclusione, il modello di Bohr è molto importante anche nell’astronomia, grazie agli studi sullo spettro si può determinare per esempio, gli elementi di una stella. Con il modello quanto meccanico si può attuare quindi anche la configurazione elettronica. Senza questo modello non sarebbe possibile determinare gli elettroni di un elemento.

 

Bibliography

 

Iconography



Current mark: 6.53 Vote now:


Give your reaction:


nieuwe post vorige volgende