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Modello Atomico di Thomson Thomson (1897) propose un primo modello di atomo, per così dire “pieno” In questo modello la carica positiva è concentrata in.

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1 Modello Atomico di Thomson Thomson (1897) propose un primo modello di atomo, per così dire “pieno” In questo modello la carica positiva è concentrata in una sfera centrale mentre gli elettroni sono poggiati sopra un po’ come “l’uvetta sul panettone”(PUDDING)

2 RUTHERFORD Nel 1911 Lord Rutherford ipotizzò che l’atomo(mondo microscopico) potesse avere una struttura simile al sistema solare(mondo macroscopico).Egli verificò la sua ipotesi con questo famoso esperimento. (He ++ )

3 I grandi angoli di deflessione delle paricelle alfa si potevano spiegare solo ideando un nuovo modello atomico. Lo fece nel 1911 Ernest Rutherford, il quale assunse che gli atomi fossero dotati di un nucleo centrale in cui risiede quasi tutta la sua materia.

4 Infatti dalla fisica classica (elettromagnetismo) una carica elettrica che si muove di moto circolare tende ad perdere energia e attirato dalla carica elettrica positiva, a cadere sul nucleo emettendo radiazioni continue (di tutte le lunghezze d’onda. L’atomo invece nella realtà è stabile ed emette solo determinate lunghezze d’onda. Nonostante avesse introdotto il concetto rivoluzionario e corretto di nucleo, il modello di Rutherford risultò insoddisfacente sotto diversi punti di vista. Non giustificava per esempio la stabilità degli atomi.

5 Applicando, come già si è detto, le leggi dell'elettromagnetismo al modello planetario di Rutherford, l'elettrone, muovendosi di moto non rettilineo ed uniforme, avrebbe dovuto irradiare energia e, seguendo un percorso a spirale, cadere sul nucleo. L'atomo quindi, in teoria, non solo avrebbe dovuto essere instabile, ma anche emettere radiazioni di tutte le lunghezze d'onda (quindi formare uno spettro continuo), corrispondenti alle infinite posizioni occupate dall'elettrone nella sua traiettoria a spirale verso il nucleo. L'atomo invece, nella realtà, è stabile ed emette solo alcune radiazioni di determinate lunghezze d'onda, come si può osservare dallo spettro di emissione a righe. Il modello di Rutherford era quindi in contrasto sia con le leggi della fisica note a quel tempo (quelle che in seguito verranno chiamate "classiche"), sia con i dati sperimentali.

6 Spettro continuo di luce bianca

7 Nel 1913 il fisico danese Niels Bohr si prefisse l'obiettivo di modificare il modello atomico di Rutherford per eliminarne l'aspetto contraddittorio. Egli inizialmente accettò per buona l'idea del nucleo centrale con gli elettroni esterni, proposto da Rutherford, anche perché quel modello era il risultato di un fatto sperimentale inconfutabile. Poi però vi apportò delle modifiche sostanziali avvalendosi della teoria dei quanti di Planck. Bohr affrontò il problema nella sua forma più elementare: la costruzione del modello dell'atomo dell'idrogeno. Scelse l'idrogeno sia perché si trattava dell'atomo più semplice di tutti (un nucleo centrale con carica positiva con un unico elettrone che gli gira intorno), sia perché lo spettro di quell'elemento si presentava anch'esso in forma molto semplice, con pochissime righe ben distanziate fra loro.

8 Le orbite degli elettroni in un atomo sono quantizzate.

9 1.l’elettrone percorre solo determinate orbite circolari dette orbite stazionarie; 2.all’elettrone sono permesse solo certe orbite, a cui corrispondono determinati valori di energia (quantizzata); 3.per passare da un’orbita a un’altra a livello energetico più elevato, l’elettrone assorbe energia; 4.per passare da un’orbita a un’altra a contenuto energetico minore, l’elettrone emette un fotone di appropriata frequenza; 5.l’energia del fotone emesso o assorbito corrisponde alla differenza di energia delle due orbite.

10 Il modello atomico di Bohr presentò presto tutti i suoi limiti: non era applicabile ad atomi con molti elettroni e non spiegava gli spettri atomici in presenza di un campo magnetico. Gli elettroni sono legati al nucleo dall’attrazione elettrostatica che si instaura tra le cariche positive e negative. Gli elettroni sono sistemati in livelli di energia crescenti, denominati strati o gusci elettronici.

11 nucleo Gli elettroni sono distribuiti intorno al nucleo in strati sferici concentrici e situati a varie distanze da esso. Questi strati sono detti anche orbite o livelli energetici e rappresentano l’energia degli elettroni. Più gli elettroni sono distanti, maggiore è la loro energia.

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