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LA VARIETÀ DEGLI ORBITALI:
• de Broglie cercò una spiegazione per tutta la materia il concetto del dualismo onda-corpuscolo messo attraverso la radiazione elettromagnetica e suggerì che le particelle materiali potessero assumere un comportamento di tipo ondulatorio in determinate situazioni.
• Heisenberg: "Non è possibile conoscere simultaneamente posizione e quantità di moto di un dato oggetto con precisione arbitraria".

In Fisica moderna, quello che si può definire, in conformità con il Principio di Heisenberg, è al più una probabilità che la particella ad un certo istante sia in una data posizione dello spazio e con un dato impulso. Il principio di indeterminazione di Heisenberg e la scoperta della doppia natura dell'elettrone da parte di de Broglie indicavano chiaramente una cosa: non era più possibile trattare l'elettrone come una particella classica. Bohr nel suo modello, aveva introdotto l'ipotesi della quantizzazione, ma per il resto aveva trattato l'elettrone come una particella classica, che si muove su orbite ben determinate il cui raggio può essere calcolato in base a semplici considerazioni meccaniche sulle forze in gioco. Le nuove scoperte però imponevano un modo completamente diverso di affrontare il problema, che portò all'elaborazione di una nuova fisica, la meccanica quantistica.

Il termine “orbitali” indica le funzioni che si ottengono come soluzione dell'equazione di Schrödinger, che sono visualizzabili come regioni dello spazio intorno al nucleo, nelle quali é possibile trovare l'elettrone. Si può dire che gli orbitali hanno varie forme e si protendono lontano dal nucleo in modo diverso, in relazione ai numeri quantici che ne caratterizzano la funzione d'onda. Ogni funzione d'onda, o orbitale, descrive uno stato dell'atomo. Le diverse funzioni d'onda di un atomo si denotano indicando i valori dei tre numeri quantici: n, l, m; a ogni terzetto di numeri quantici corrisponde un orbitale ben preciso.

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Il nuovo modello di atomo fu proposto da Niels Bohr (1871-1937) nel 1913. Alcuni anni prima Max Planck aveva introdotto un concetto che non faceva parte della fisica classica, quello di quantizzazione. Se una grandezza può assumere soltanto determinati valori e non altri. Planck aveva dovuto introdurre questo concetto per spiegare un altro fenomeno che aveva costituito un rompicapo per i fisici: la radiazione del corpo nero. Bohr pensò che un'ipotesi analoga potesse permettere di spiegare i fenomeni che riguardano gli atomi. Il modello di Bohr si basa su alcune ipotesi:
• PRIMA IPOTESI: Nell'atomo gli elettroni ruotano intorno al nucleo su orbite circolari. Ognuna di queste orbite ha un raggio ben determinato.
• SECONDA IPOTESI: Il momento angolare degli elettroni é quantizzato. Esso può assumere soltanto certi valori (valori permessi), ma non può assumere i valori intermedi fra quelli permessi.
Dopo aver introdotto queste ipotesi, Bohr studia la situazione dell'elettrone utilizzando le leggi della fisica classica. L'elettrone é soggetto alla forza di attrazione del nucleo. Questa forza provoca il suo moto di rotazione e quindi costituisce la forza centripeta. Gli elettroni nelle loro orbite possiedono una certa quantità di energia; essi infatti sono in moto, e quindi hanno energia cinetica; inoltre hanno energia potenziale dovuta all'attrazione elettrostatica tra elettrone e nucleo.
• TERZA IPOTESI: Finché un elettrone rimane nella sua orbita, non emette e non assorbe energia. Per passare da un'orbita con energia minore a un'orbita con energia maggiore (cioè da un'orbita più interna a una più esterna), l'elettrone deve ricevere dall'esterno una quantità di energia corrispondente alla differenza di energia fra le due orbite; se invece passa da un'orbita con energia maggiore a un'orbita con energia minore, l'elettrone emette una quantità di energia pari alla differenza di energia fra le due orbite. L'energia viene emessa o assorbita sotto forma di radiazione elettromagnetica. Esiste una relazione matematica fra i valori di energia delle orbite di partenza e di arrivo e la frequenza della radiazioni:  E1-E2 = h v
dove:
• E1 é l'energia dell'orbita sulla quale si trovava l'elettrone all'inizio
• E2 é l'energia dell'orbita sulla quale si é portato l'elettrone
• h é la costante di Planck
• v é la frequenza della radiazione emessa o assorbita
• L'ipotesi di Bohr sulla struttura dell'atomo spiega quindi perché gli spettri di emissione degli atomi sono spettri discontinui, a righe: ogni riga corrisponde a un ben determinato valore di energia, che a sua volta corrisponde alla differenza di energia fra due orbite.

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Rutherford (1871–1937) ipotizzò che la massa e la carica positiva fossero concentrate in una parte molto piccola dell'atomo chiamata nucleo, e che gli elettroni si trovavano nella zona periferica, a grande distanza dal nucleo. Questa ipotesi nasceva da un'importante esperienza, effettuata da due allievi di Rutherford. Una lamina sottilissima di metallo veniva bombardata con particelle alfa veloci; uno schermo rivelatore indicava poi i punti di arrivo della particelle alfa, permettendo quindi di stabilirne la traiettoria dopo il passaggio attraverso la lamina. Se fosse stato valido il modello di Thomson, cioè se l'atomo avesse avuto una struttura omogenea, la particelle alfa avrebbero dovuto comportarsi tutte nello stesso modo, perché in qualunque punto avessero colpito la lamina metallica avrebbero trovato situazioni equivalenti. In realtà le particelle alfa si comportarono in modo diverso: per la maggior parte passarono senza subire nessuna deviazione, ma alcune vennero deviate secondo vari angoli e alcune vennero addirittura respinte. Questo comportamento spinse Rutherford a formulare la sua ipotesi; le particelle che non venivano deviate erano quelle che passavano abbastanza distanti dai nuclei. Quelle che si avvicinavano ai nuclei venivano deviate per effetto della repulsione elettrica, visto che sia le particelle che i nuclei sono positivi; tanto più si avvicinavano ai nuclei, tanto più fortemente venivano deviate. Quelle che andavano direttamente verso i nuclei venivano respinte: queste ultime erano poche, perché il il nucleo occupa una parte molto piccola rispetto allo spazio occupato da un atomo e quindi la probabilità che una particella si dirigesse proprio contro un nucleo era bassa.

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Nel modello atomico di Thomson (1856–1940), formulato nel 1898, da J.J.Thomson, mediamte lìesperimento col tubo di Crookes, si ammetteva che l'atomo, piuttosto che la sferetta solida e compatta ipotizzata da Dalton, fosse un aggregato di particelle piú semplici. Alla luce dei pochi dati sperimentali in suo possesso, J.J.Thomson ipotizzó che l'atomo fosse costituito da una sfera omogenea carica di elettricitá positiva in cui gli elettroni erano distribuiti in maniera uniforme e senza una disposizione spaziale particolare.

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Modelli Atomici #1: da Democrito a Rutherford | Chimica

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Modelli atomici #2: L'atomo di Bohr - Parte 1