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Le onde A tempo Lunghezza donda λ Il movimento di unonda viene rappresentato da una curva sinusoidale. I parametri sono: la lunghezza donda λ (distanza.

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1 Le onde A tempo Lunghezza donda λ Il movimento di unonda viene rappresentato da una curva sinusoidale. I parametri sono: la lunghezza donda λ (distanza tra due creste), lampiezza A che corrisponde alla massima altezza della cresta rispetto alla linea di base, la frequenza ν, che indica il numero di onde che passano in un dato punto nellunità di tempo. La teoria ondulatoria pensa alla luce come a delle onde che si propagano nello spazio alla velocità c. c=λν A

2 prisma Rifrazione della luce solare fenditura sorgente 1, 2, 3 …. La luce bianca è policromatica. Un pennello di luce selezionato da una sottile fenditura e fatto cadere su un prisma triangolare di vetro si divide in un insieme di colori che si susseguono con continuità. Linsieme delle strisce colorate è chiamato spettro continuo. schermo

3 prisma schermo Rifrazione della luce sorgente fenditura Una radiazione luminosa costituita da un solo colore viene detta monocromatica.

4 Lo spettro elettromagnetico 3x10 4 3x10 6 3x x x x x x x x x10 8 (Hz) onde radio microonde IRUV raggi X raggi La luce visibile rappresenta solo una piccola porzione dello spettro delle onde elettromagnetiche. Le onde meno energetiche si trovano sulla sinistra dello spettro, mentre quelle più energetiche e quindi pericolose per gli esseri viventi, sulla destra. I danni biologici si possono avere a partire dalle interazione tra le cellule e i raggi UV di tipo B. Spettro visibile

5 Leffetto fotoelettrico Il comportamento della luce non sempre può essere spiegato come propagazione di onde. Quando la natura interagisce con la materia mostra una natura corpuscolare, cioè si può considerare formata da granuli di energia, i fotoni. I fotoni viola e blu, infatti, hanno energia sufficiente per espellere elettroni da un metallo (ad esempio il cesio). Energia del fotone: E=hν h= costante di Planck= 6, Js

6 Spettri atomici degli atomi Se si fa passare la luce emessa da un filo metallico riscaldata da una fiamma attraverso una fenditura e quindi attraverso un prisma di vetro, si ottiene la sua scomposizione nei colori dellarcobaleno. La serie dei colori ottenuto viene chiamata spettro continuo ed è tipico dei solidi e dei liquidi portati allincandescenza. Se, invece, si analizza la luce emessa da una lampadina contenente del gas rarefatto riscaldato, ad esempio idrogeno, si otterrà uno spettro costituito da righe colorate. Tale spettro viene denominato spettro a righe. La posizione e la sequenza di tali righe è caratteristica per ogni elemento analizzato

7 Spettri atomici: spettri a righe Spettro a righe Violetto 410,2 nm Blu 434,1 nm Verde 486,1 nm Rosso 656,3 nm Idrogeno (H) Ampolla con idrogeno Generatore di alta tensione Schermo opaco Fenditura Prisma Lastra fotografica

8 Gli spettri atomici Idrogeno (H) Sodio(Na) Mercurio (Hg) Lunghezza donda (nm) Spettro continuo Spettro a righe

9 Il modello planetario Forza centrifuga Forza elettrostatica La forza elettrostatica che trattiene lelettrone allinterno dellatomo è controbilanciata dalla forza centrifuga, collegata al suo movimento su unorbita circolare.

10 Sottoposto a continua accelerazione, lelettrone dovrebbe irradiare energia, cadendo sul nucleo con moto spiraliforme. Se tale energia fosse emessa sottoforma di radiazione elettromagnetica, darebbe origine ad uno spettro continuo. Gli spettri atomici, invece, sono a righe. Il modo con il quale Ruthford aveva sistemato gli elettroni attorno al nucleo entrò in crisi.

11 Livello 0 Energia continuaEnergia discontinua Spettro continuo e discontinuo

12 Latomo secondo Bohr Finché un elettrone ruota nella sua orbita non perde energia per irradiamento Se si somministra energia ad un atomo, gli elettroni assumono quanti di energia e si spostano su orbite più esterne a più alto contenuto di energia Quando lelettrone cade su un livello di energia inferiore, latomo emette luce caratteristica; la luce emessa compare come riga colorata nello spettro a righe Lenergia della luce emessa o assorbita è uguale alla differenza fra le energie delle due orbite

13 Il modello atomico a strati Il modello di Bohr prevede lesistenza di livelli di energia, denominati anche gusci o strati, in cui si trovano le varie orbite che lelettrone può percorrere. I livelli di energia delle orbite, che lelettrone dellidrogeno può raggiungere dipendono dal numero quantico principale n. Tale numero può assumere solo valori interi 1,2,3… Il livello di energia più basso per lidrogeno è quello con numero quantico n=1. Tale livello viene detto fondamentale ed ha energia uguale a E 1. I livelli di energia superiore E 2,E 3 ….. sono chiamati stati eccitati perché lelettrone può raggiungerli solo se riceve una sufficiente quantità di energia.

14 Energia luminosa (luce) 2-Stato eccitato 3-Ritorno allo stato fondamentale con emissione di un fotone n=3 n=2 n=1 n=2 n=3 ΔE= E 2 -E 1 = hν=6, Js. ν(in s -1 )= energia del fotone emesso n = numero quantico principale, indica il contenuto di energia dellorbita Energia termica (calore) n=3 n=2 n=1 1-Stato fondamentale Atomo di idrogeno

15 R H E= n 2 H= costante di Rydberg=21, J n= numero quantico principale Energia(J) -21, , , , , , n=1 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n= Diagramma dei livelli energetici quantizzati per latomo di idrogeno

16 Lo spettro di emissione dellidrogeno a b c d e f serie delle linee di Lyman (che compaiono nellUV) a b c d serie delle linee di Balmer(nel visibile ) a b c d serie di Paschen ( nellinfrarosso) Le quattro righe nel visibile corrispondono a salti degli elettroni dai livelli più esterni al livello n=2, e sono caratterizzate dalle seguenti lunghezze donda: n 6 n 2 = 410,2 nm; n 5 n 2 = 434,1 nm; n 4 n 2 = 486,1 nm; n 3 n 2 = 656,3 nm. Successivamente lelettrone passa dal livello 2 al livello 1 emettendo una radiazione UV invisibile.

17 Lunghezza donda nm Serie di Paschen (infrarosso) Serie di Balmer (visibile) Serie di Lyman (ultravioletto) a b c d a b c d e abcdef Spettro dellidrogeno

18 Il modello di Bohr non era in grado di spiegare lo spettro a righe degli elementi aventi più di un elettrone. E stato necessario, quindi, modificarlo. Si è mantenuta lidea dei livelli di energia, che trova un riscontro nellevidenza sperimentale, mentre è diventato necessario abbandonare il concetto di orbita. Per spiegare la posizione degli elettroni rispetto al nucleo si utilizzerà un modello matematico che introduce il concetto di probabilità. La distribuzione dellenergia attorno al nucleo in livelli, o strati, ci permette di parlare di modello atomico a strati. Gli elettroni sono tenuti legati al nucleo dalla forza di attrazione elettrostatica tra cariche positive ( i protoni del nucleo) e cariche negative (gli elettroni stessi). Questa forza dipende dalla carica del nucleo cioè dal numero di protoni, e dalla distanza tra nucleo ed elettrone.

19 I sottolivelli energetici I livelli sono numerati dal più basso al più alto. Per n=1 si ha il livello più basso. Gli altri livelli sono n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7. Questi sette livelli sono in grado di descrivere come si dispongono gli elettroni di tutti gli elementi conosciuti. Ciascun livello di energia è suddiviso in sottolivelli. Il primo livello è costituito da un solo sottolivello, il secondo da due, il terzo da tre, il quarto da quattro e così via. I primi quattro sottolivelli si indicano con le lettere s, p, d, f. La teoria prevede anche lesistenza dei sottolivelli g, h, i, l, m, ma questi non servono per descrivere le strutture elettroniche degli elementi noti. Il numero massimo di elettroni che possono essere ospitati da un livello di energia si può facilmente calcolare grazie a questa formula: numero massimo di elettroni = 2 x n 2

20 Lordine di riempimento dei sottolivelli 1s 2s 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 2p 7s 6d 5f 6p 5d 7p

21 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s 3p 2p 5p 4p 6p 5d 4d 3d 4f 5f 7p 6d

22 LivelloSottolivelli 11s s 2p s 3p 3d s 4p 4d 4f s 5p 5d 5f s 6p 6d s 2 2 Numero massimo di elettroni nel sottolivello Numero massimo di elettroni nel livello

23 ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE E lenergia necessaria per strappare da un atomo allo stato gassoso un elettrone e portarlo a distanza infinita dal nucleo Li (g) Li + (g)elettrone Li (g) kJ/mol Li + (g) + e - Energia

24 N Energie di ionizzazione successive alla prima E 1 E 2 E 3 E 4 E 5 E 6 E 7 E 8 E 9 E 10 Li Be B C O F Ne Se si segue per lo stesso atomo landamento delle energie di ionizzazione, si nota un brusco aumento corrispondente allo strappo di un elettrone da un livello completo, dopo che tutti gli elettroni sono stati allontanati.

25 Esaminando i dati di tutte le energie di ionizzazione dei vari atomi si giunge alla conclusione che gli elettroni occupano via, via, i livelli energetici a partire da quello più vicino al nucleo. Solo quando un livello è completo passano a quello successivo Li (g) + E i Li + (g) + e - E i = 520 kJ/mol Li (g) + Ei Li ++ (g) + e - Ei=7297 kJ/mol Li (g) + Ei Li +++ (g) + e - E i =11816 kJ/mol Lenergia necessaria per togliere il secondo elettrone dal litio è 14 volte più grande di quella necessaria per togliere il primo. Ciò si spiega ammettendo che la distanza tra nucleo e secondo elettrone sia inferiore rispetto a quella tra nucleo e primo elettrone. Possiamo concludere immaginando il secondo elettrone nel primo livello, più vicino al nucleo. Naturalmente in questo livello si trova anche il terzo elettrone del litio.


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