Modelli atomici Flashcards
Modello Thomson
Atomo pieno positivo con cariche negative sulla superficie. Modello “plum pudding”
Modello Rutherford
Nucleo centrale positivo, elettroni che ruotano intorno su orbite predefinite
Limiti Rutherford
L’elettrone dovrebbe emettere radiazioni perdendo energia e collassando sul nucleo molto velocmeente
Esperimento Rutherford
Particelle alfa vengono sparate contro foglio di oro spesso un atomo. Ci si aspetta che tutte le cariche attraversino semplicemente (dato che gli atomi sono elettricamente neutri)invece alcune vengono rifratte di angolazioni importanti facendo presupporre la presenza di un nucleo carico positivamente
Ipotesi di Planck e formula
L’energia è quantizzata, pertanto un atomo può assorbire o rilasciare solo quanti di energia che corrispondono alla variazione di energia tra livelli permessi
ΔE = Δn * h * f
Dove: E = energia, Δn = 1 per transizioni tra stati contigui, h = costante di Planck (6.626e-34), f = frequenza
ΔE = h * c/λ
Ipotesi di Bohr
L’ipotesi di Bohr è un’ipotesi quantistica.
Si ha la quantizzazione del momento angolare, dei raggi delle orbite e dell’energia.
Gli elettroni sono cariche elettriche puntiformi che ruotano intorno al nucleo su orbite di forme e dimensioni costanti. Esistono stati (stati stazionari) in cui non emette energia.
Gli elettroni assorbono energia solo se sufficiente a promuovere il passaggio dal primo stato stazionario a quello successivo (E=h/f). Gli elettroni, ritornando allo stato non eccitato, emettono radiazioni della stessa frequenza ed energia, dando luogo a spettri di emissione
Formula quantizzazione del momento angolare
mvr = n * h / 2π
Dove: mvr = momento angolare (m = massa, v = velocità, r = raggio dell’orbita), n = numero quantico principale
Formula quantizzazione dei raggi delle orbite
r = n² * h² / (4pi² * m * e²)
Dove: f = forza, a = accelerazione, e = carica dell’elettrone, v= velocità, r = raggio, h = costante di Planck
Viene derivata da:
Attrazione coulombiana tra nucleo ed elettrone: f = e² / r²
Accelerazione centripeta: a = v² / r
F=ma → e² / r² = m * v² / r
Sapendo che r = n * h / (2π * m * v) (raggio dell’orbita) ottenere r² e sostituire
Riarrangiando si ottiene l’originale
Formula di quantizzazione dell’energia
Ad ogni orbita corrisponde un valore definito di energia dell’elettrone che la percorre
E = -2π² * m * e⁴ / (n² * h²)
Supporto modello Bohr
Il modello di Bohr spiega l’osservazione sperimentale degli spettri a righe di emissione degli atomi
Limiti Bohr
- Applica leggi classiche ma con limitazioni quantomeccaniche
- Non spiega spettri di atomi a più elettroni
- Necessita di ulteriori numeri quantici
- Principio di indeterminazione di Heisenberg implica che le orbite non possono essere ben definite
Numeri quantici
- n Numero quantico principale. Definisce il livello di energia dell’elettrone (1,2,3…)
- l (L minuscolo) Numero quantico secondario. Definisce il numero dei sottolivelli (0,…,n-1)
- m Numero quantico magnetico. Determina il numero di orbitali per ciascun sottolivello. (-l,…,l)
- ms Numero quantico di spin. Definisce il senso della rotazione dell’elettrone (1/2, -1/2)
Legge di de Broglie
Indica il comportamento della materia come onda
Lunghezza d’onda = h / mv
Dove h = Costante di Planck, mv = quantità di moto del corpo (massa*velocità)
Deriva da :
E = mc² [Equivalenza massa ed energia] E = h*f [Energia di un fotone]
f = c/lunghezza d’onda → Lunghezza d’onda = h / mc
Uguale a de Broglie ma tiene conto solo della velocità della luce, quindi può essere applicata solo a fotoni
Supporto de Broglie
Esperimento delle doppie fenditure
Elettroni sparati attraverso una prima fenditura (per fare diffrazione e ottenere un’irraggiamento costante), poi attraverso due fenditure per avere doppia diffrazione e si avrà un’interferenza tipica delle onde, con zone dove le onde si eliminano (in opposizione di fase) e altre dove si sommano (in accordo di fase)
Principio di indeterminazione di Heisenberg
Secondo questo principio, è impossibile determinare contemporaneamente la posizione e la quantità di moto di una particella.
ΔxΔp≥h/4π → ΔxΔv≥h / 4π * m
