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SpettroscopiaSpettroscopia a fine ottocento Latomo di ThomsonThomson Latomo di RutherfordRutherford Latomo di BohrBohr Breve storia dei modelli atomici.

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1 SpettroscopiaSpettroscopia a fine ottocento Latomo di ThomsonThomson Latomo di RutherfordRutherford Latomo di BohrBohr Breve storia dei modelli atomici

2 Scoperta dei raggi catodici esistenza di cariche negative allinterno dellatomo modello di Thomson (1890) sfera massiccia di raggio m, carica positivamente in modo uniforme, in cui sono immerse cariche negative in numero tale da neutralizzare la carica complessiva possibilità di spiegare gli spettri di emissione giustificazione delleffetto termoelettronico IL MODELLO ATOMICO DI THOMSON indice

3 CRITICA AL MODELLO DI THOMSON Fig. 1Fig. 2 Allinterno dellatomo di Thomson il campo elettrico è debole a causa della distribuzione di carica mediamente nulla; pertanto la deflessione delle traiettorie delle particelle dovrebbe essere modesta (fig. 1). Lanalisi dei risultati dellesperimento di Rutherford evidenzia significativi cambiamenti di traiettoria (fig. 2). indice

4 IL MODELLO DI RUTHERFORD (1911) La carica positiva e la massa dellatomo sono concentrate in un nucleo sferico delle dimensioni di m. Alla periferia di una regione delle dimensioni di m ruotano le cariche negative. + indice

5 Critica al modello di Rutherford 1) In base alle leggi delle elettrodinamica classica una carica accelerata (elettrone) irradia energia sotto forma di onde e.m. a spese della propria energia cinetica. Lelettrone dovrebbe quindi cadere dopo circa s sul nucleo. 2) Il nucleo è costituito da cariche positive molto vicine che quindi si respingono per interazione coulombiana. Il nucleo dovrebbe quindi esplodere in frammenti. indice

6 La spettroscopia studia e interpreta gli spettri di emissione ed assorbimento dovuti a molecole ed atomi opportunamente eccitati.spettri di emissione ed assorbimento Lo spettro rappresenta linsieme delle radiazioni emesse od assorbite in funzione delle frequenze o delle lunghezze dondaspettro Una radiazione è detta monocromatica se consta soltanto di una frequenza. Un solido caldo emette tutte le lunghezze donda, formando uno spettro continuo il quale a seconda della temperatura, può andare da un rosso debolmente visibile ad un bianco brillante. Spettroscopia indice

7 Quando un gas di atomi eccitati (di qualunque elemento) emette luce poiché gli atomi passano a stati di minore energia, vengono prodotti gruppi discreti di linee dette spettri di righe o spettri discontinui. Passando attraverso un prisma, le linee di emissione vengono separate e viene proiettata limpronta caratteristica, uno spettro di emissione. Quando la luce bianca proveniente da una sorgente incandescente attraversa un gas di atomi non eccitati vengono assorbite certe lunghezze donda caratteristiche. La luce trasmessa presenta uno spettro ad arcobaleno, mancante di certe lunghezze donda, producendo un secondo tipo di impronta, uno spettro di assorbimentospettro di emissionespettro di assorbimento indice

8 Nel 1885 il fisico J. Balmer riesce a ricavare da dati sperimentali una relazione matematica tra i numeri donda (reciproco della lunghezza donda) delle righe spettrali nel campo del visibile per lo spettro dellatomo di idrogeno dove R è una costante, detta di Rydberg e pari a 1, m -1, e n un numero intero maggiore di duespettro dellatomo di idrogeno Le serie spettrali indice

9 Negli anni successivi diversi fisici: Lyman, Paschen, Brackett, individuano leggi analoghe sintetizzabili nella seguente equazione: dove m è un intero positivo e n è intero positivo tale che n>m+1. Solo con la teoria di Bohr dellatomo quantizzato si potranno interpretare teoricamente le leggi sperimentali delle serie spettrali Le serie spettrali indice

10 Il modello di Bohr dellatomo di idrogeno, latomo quantizzato Per risolvere la prima obiezione al modello di atomo di Rutherford Bohr (1913) propone i due postulati: 1) le orbite descritte dagli elettroni attorno al nucleo sono quantizzate sono cioè sono permesse solo quelle per cui: 2)quando un elettrone si trova su unorbita consentita esso non irradia energia. Le variazioni di stato energetico dellelettrone si hanno solo per transizione da unorbita allaltra indice

11 I limiti dellatomo di Bohr; i numeri quantici La teoria di Bohr riesce a spiegare in modo adeguato e tuttavia incompleto, solo il comportamento dellatomo di idrogeno e non di atomi più complessi. Sono stati introdotte altre regole di quantizzazione che, insieme a quella di Bohr, costituiscono i cosiddetti numeri quantici: 1) Numero quantico principale( n intero positivo): è quello introdotto da Bohr e determina il livello di energia posseduta dallelettrone. 2) Numero quantico azimutale (l compreso tra 0 e n-1): venne introdotto da Sommerfield per descrivere orbite che a parità di livello di energia differiscono per la eccentricità dellorbita stessa. I valori di l=0,l=1, l=2, l=3 corrispondono agli orbitali s, p, d, f. indice

12 I limiti dellatomo di Bohr; i numeri quantici 3) Numero quantico magnetico(m compreso tra -l ed l): se un atomo si trova immerso in un campo magnetico sullelettrone agisce una forza che tende a orientare la sua orbita. Non tutte le giaciture nello spazio sono consentite, ne sono consentite solo 2l+1 4) Numero quantico di spin (assume i valori +1/2 e -1/2): descrive il verso di rotazione dellelettrone, considerato ora come un corpo esteso, attorno al proprio asse. Venne introdotto nel indice

13 Se riteniamo che un elettrone ruoti attorno al nucleo di idrogeno 1) su unorbita circolare, la sua energia potenziale è: Poiché dalle leggi della dinamica 2) la sua energia cinetica è: 3) e la sua energia totale è: 4) Dalla relazione di quantizzazione della quantità di moto 5) Breve trattazione matematica dellatomo di Bohr indice

14 sostituendo nella 3) la velocità si ha: In base alle leggi precedenti si ricava la variazione di energia subita da un elettrone in un salto quantico tra due orbite quantizzate. Tale variazione risulta tale da comportare proprio una legge di dipendenza del numero donda dai numeri quantici n dello stato eccitato e finale, spiegando così in modo esaustivo le leggi spettrali. Fine presentazione

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16 La prima striscia si riferisce allo spettro di emissione dellidrogeno, la seconda al suo spettro di assorbimento

17 Spettro elettromagnetico


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