La Struttura dell'Atomo

Materie:Appunti
Categoria:Chimica

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Testo

LA STRUTTURA DELL’ATOMO

Studio dei fenomeni elettrici: dalla capacità di alcune soluzioni di condurre l’elettricità può essere spiegata colla presenza di particelle dotate di carica elettrica: gli ioni, grazie a ricerche sul passaggio della corrente elettrica attraverso i gas. Esse impiegavano i tubi di scarica, al cui interno si possono evidenziare i raggi catodici: erano elettroni; il rapporto tra carica elettrica e massa di tali particelle (e/m) è: e/m=1,76*10^8 C/g. Valore della carica elettrica: e=1,60*10^-19 C; massa=9,11*10^-28 g. Furono inoltre, nel 1886, scoperti anche i raggi canale: flussi di ioni positivi prodotti dall’impatto dei raggi catodici sugli atomi del gas rarefatto contenuto nel tubo; lo ione idrogeno fu chiamato protone.
Fenomeni di radioattività – 1)Raggi R: sono costituiti da particelle con m m a quella degli atomi di elio e C+; non sono molto penetranti. 2)Raggi R: m e C = a quelle degli elettroni; + penetranti delle part. . 3)Raggi R: natura ondulatoria, sono radiazioni; molto penetranti, simili ai raggi X.
I modelli atomici – 1)Thomson e il modello atomico “a panettone” (1904): ritiene che gli elettroni (-) siano “affogati” in una sfera con C+ che li attrae e può trattenerli uno vicino all’altro. NON è valido perché: destinato a essere messo in crisi dalle successive conoscenze sulle particelle subatomiche. 2)Rutherford e il modello atomico planetario o nucleare (1911): a)la massa di ciascun atomo dev’essere concentrata nel nucleo; b)il nucleo dev’essere 10^4~10^5 volte + piccolo dell’atomo, e con C+; c)gli elettroni impegnano la periferia dell’atomo con un vorticoso movimento (mod. planetario); d)il numero degli elettroni dev’essere = a quello delle cariche + nel nucleo, x cui l’atomo è neutro. .Il numero dei protoni è detto numero atomico (Z), è = a quello degli elettroni e varia x ogni elemento. ,Il num. dei protoni + quello dei neutroni dà il numero di massa (A); atomi con lo stesso Z ma diverso A appartengono allo stesso elem. e sono chiamati isotopi. NON è valido xché: gli elettroni tenderebbero a cadere sul nucleorteoria quantistica di Planck E=h/*/ (E: energia del “quanto”, :: freq. della radiazione e h: K di proporzionalità di Planck). 3)Bohr e il modello atomico quantistico (1913): (considerò le righe spettrali e la struttura dell’atomo di H) a)un atomo esiste solo in precisi stati stazionari o quantici, corrispondenti a “discreti” valori di E, così che gli elettroni non emettono radiazioni e non “precipitano”; b)l’irraggiamento e l’assorbimento di E sono causati solo dalla transizione dell’atomo da uno stato di E all’altro (E< x l’irraggiamento, > x l’assorb.); c)l’elettrone descrive orbite circolari i cui raggi sono ricavabili dalla formula r=n^2*53pm (n: 1° num. quantico o principale (solo valori interi +)); d)l’E tot. dell’elettrone che descrive una certa orbita è En=(-2,18*10^-18)/n^2 joule; e)la freq. ; della radiazione emessa da un elettrone che ritorna al suo stato stazionario è: =(E2-E1)/h. ==>Lo spettro d’emissione dell’H si compone di 3 gruppi di righe: Paschen (:radiazioni infrarosse), Balmer (:linee colorate), Lyman (:radiaz. ultraviolette). 4)il modello atomico quantistico~ondulatorio (1926/27): principio d’indeterminazione di Heisenberg: “…è impossibile conoscere contemporaneamente sia l’esatta posizione che l’esatta velocità d’una particella elementare”; equazione d’onda di Schröndinger: l’elettrone ha la natura sia di un’onda, sia d’una particella; introducendo i 3 numeri quantici nell’equaz. d’onda s’ottiene la funzione d’onda ( ), il cui quadrato è proporzionale alla possibilità di trovare l’elettrone dei diversi punti dello spazio; la rappresentazione grafica di ^2 è una diffusa nuvola di probabilità diversa x ogni n. quantico, di cui s’utilizzano le superfici a densità elettronica K, indicate col nome di orbitali (:la regione dello spazio in cui la probabilità di trovare un elettrone è del 90%).
I 4 numeri quantici – 1)il 1° numero quantico principale n stabilisce il contenuto di E nell’orbitale; 2)il 2° num. quantico azimutale l definisce la forma e, in parte, il contenuto di E dell’orbitale, 3)il 3° num. quantico magnetico m definisce l’orientamento dell’orbitale nello spazio; 4)il 4° num. quantico magnetico di Spin ms attribuisce a ciascun elettrone un momento angolare intrinsecomx occupare lo stesso orb., 2 elettroni devono avere Spin opposti.
Le regole della configurazione elettronica – 1)principio di Aufbau: gli elettroni occupano gli orbitali seguendo l’ordine di E crescente; s’ottiene così la configurazione elettronica che corrisponde allo stato fondamentale stazionario dell’atomo; 2)principio d’esclusione o di Pauli: 2 elettroni in un atomo NON possono avere tutti e 4 i num. quantici ugualienello stesso orbitale non si possono trovare più di 2 elettroni; 3)principio della massima molteplicità o di Hund: gli elettroni si dispongono prima da soli negli orbitali degeneri e s’accoppiano solo quando non ci sono più altri orbitali degeneri liberi.

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