MODELLO DI BOHR (1913) MODELLO QUANTISTICO

Fu Bohr nel 1913 a conferire al modello di Rutheford quelle basi teoriche che mancavano: egli ipotizza che un elettrone, ruotando intorno al nucleo perché dotato di una certa energia, non la perde se si trova in uno stato energetico stazionario, nel quale mantiene all'infinito il suo movimento.Lo stato stazionario si ha quando il momento angolare dell'elettrone assume valori ben definiti. n è il numero quantico primario, può assumere valori interni da 1 a 7 e definisce il livello energetico dell'elettrone che si trova in uno stato stazionario. La conseguenza di questa legge è che il raggio dell'orbita descritta non può variare a piacere, ma può assumere solo valori ben definiti:in pratica il raggio delle orbite viene quantizzato.

Il modello di Bohr spiega xfettamente lo spettro dell'idrogeno, ottenuto già da Balmer(1885).Immaginiamo di eccitare dell'idrogeno che si trovi nello stato fondamentale n = 1 ad esempio mediante una scarica elettrica: l'elettrone eccitato assorbirà energia in quantità sufficiente a farlo saltare ad un livello superiore. Ben presto, quando cessa la somministrazione di energia dall'esterno, l'elettrone tende a ritornare al livello 1 ed emette il surplus di energia che aveva assorbito sotto forma di un onda elettromagnetica con una certa lunghezza d'onda (λ) e una certa frequenza (γ) mediante uno spettroscopio le varie onde si possono visualizzare su visualizzare su una lastra fotografica come una serie di righe parallele la cui distanza è funzione dell'energia liberata. Mentre il modello di Bohr spiega la discontinuità dello spettro, quello di Rutheford avrebbe presupposto uno spettro a linee continue. Con Shroldinger(1926) si passa dal concetto di orbita al concetto di orbitale cioè di spazio dove è staticamente probabile che un elettrone con un determinato contenuto energetico. In pratica non possiamo immaginare che l'elettrone segua un'orbita ben definita nella sua traiettoria, ma, al contrario, l'elettrone può variare istante per istante la sua posizione in quanto è sottoposto a molteplici forze: di conseguenza individuerò semplicemente uno spazio dove è possibile trovarlo, su un orbitale posso trovare al massimo due elettroni che si differenziano per il diverso spin, cioè ruotano su se stessi o in senso orario o in senso antiorario. Quanti elettroni possono occupare al massimo ogni livello?n°quantico = 2n²-> n° quantico primario. La successiva domanda è: se dal livello 2 in poi io posso trovare + orbitali avranno tutti proprio l'identico contenuto energetico?

No, in realtà dal livello 2 in poi possiamo distinguere dei sottolivelli di energia: il n° quantico secondario(l) definisce appunto il n° dei sottolivelli e la forma degli orbitali corrispondenti. I valori numerici che l può assumere è dato dalla formula: l = n-l (0 compreso).

Gli orbitali di tipo p hanno tutti il medesimo contenuto energetico e stessa forma (orbitali degeneri)e si differenziano solo x l'orientamento spaziale: il terzo n° quantico (m = magnetico)determina appunto il diverso orientamento spaziale. Nei livelli successivi l può assumere anche valori l = 2 e l = 3 cui corrispondono gli orbitali di tipo d e di tipo f a contenuto energetico via via crescente. Con queste promesse, dato il n° atomico di un elemento, noi siamo in grado di ricostruire con precisione la sua conurazione elettronica. Tale conurazione prende il nome di Alfbau.

PRINCIPIO DI HUND:

Se + elettroni occupano orbitali degeneri, si distribuiscono in modo da riempire il numero massimo di essi con spin paralleli. Il neon è un gas nobile xchè presenta un ottetto elettronico esterno s²p⁶;tutti i gas nobili presentano questo ottetto [ottetto di Kossel (1916)]. Tutti gli elementi nelle reazioni chimiche tendono a cedere, acquistare o mettere in comune degli elettroni in modo da raggiungere la conurazione stabile del gas nobile + vicino.