FISICA QUANTISTICA Quantizzazione dell’energia Onde materiali

Presentazione sul tema: "FISICA QUANTISTICA Quantizzazione dell’energia Onde materiali"— Transcript della presentazione:

1 FISICA QUANTISTICA Quantizzazione dell’energia Onde materiali
Struttura atomica e molecolare Spettroscopia

2 Effetto fotoelettrico

3 Effetto fotoelettrico

4 Effetto fotoelettrico

5 Effetto fotoelettrico
νmin = Ф/h Ec = hν ─ Ф = Kmax = e∆Va ∆Va ⇒ potenziale d’arresto

6 Effetto fotoelettrico

7 FOTONI

8 Energia dell’onda elettromagnetica
Le onde elettromagnetiche trasportano energia sotto forma di “particelle di luce” dette fotoni, emessi o assorbiti in transizioni atomiche o molecolari. L’energia è proporzionale alla frequenza: E = h con h = 6.6•10-34 J•s (costante di Planck). Nella luce visibile l’emissione o l’assorbimento dei fotoni determina il colore dei corpi: bianco = emissione di tutte le frequenze visibili nero = assorbimento di tutte le frequenze visibili Luce gialla:  = 600 nm   = c/ = (3•108 m/s)/(6•10-7 m) = 0.5•1015 Hz = 5•1014 Hz  E = h = (6.6•10-34 J•s)(5•1014 Hz) = 3.3 •10-19 J = 2 eV Es.

9 Spettro elettromagnetico
ONDE RADIO MICRO INFRA- -ROSSO ULTRA- -VIOLETTO RAGGI X GAMMA 102 1 10–2 10–4 10–6 10–8 10–10 10–12 10–14 (m) l n (Hz) 106 108 3 108 Hz 1010 1012 1014 1016 1018 1020 1022 (cm) (mm) (Å) (fermi) (nm) VISIBILE MeV keV GeV (eV) E 103 106 109 700 600 500 400 l (nm) colori ln = c E = hn

10 Radiazione visibile (Luce)

11

12 Analisi spettrale Un’onda policromatica può essere separata nelle sue componenti mediante l’analisi spettrale, che può essere effettuata utilizzando dispositivi che separano spazialmente le componenti di colore diverso. Un dispositivo per l’analisi spettrale è costituito da un prisma di vetro, il cui indice di rifrazione varia con la frequenza (dispersione dell’onda e.m.). Un altro dispositivo per l’analisi spettrale è il reticolo di diffrazione, che utilizza il fenomeno dell’interferenza per effettuare tale decomposizione.

13

14 Reversibilità delle righe di emissione e di assorbimento
1859, G R Kirchhoff e R Bunsen demonstrano la reversibilità delle righe di emissione Kirchhoff e Bunsen osservano che nello spettro, un elemento assorbe la luce nella posizione esatta delle righe che esso può emettere. Essi formulano la legge base della spettroscopia elementare che sostiene: lo spettro di emissione è caratteristico di ciascun elemento. Essi spiegano che le linee nere di Fraunhofer sono causate dall’assorbimento della luce del sole da parte dei vapori di metallo presenti negli strati più freddi intorno al sole. Essi identificarono anche l’elemento responsabile di alcune linee nere. Questo lavorò aprì la strada alla spettrochimica atomica ed annunciò l’avvento della fisica moderna. In conclusione Kirkoff sostiene in maniera definitiva che una data sostanza è caratterizzata da un unico spettro. Nel 1859 gli scienziati tedeschi Gustav Robert Kirchhoff e Robert Wilhelm Bunsen identificarono il cesio e il rubidio per mezzo di uno spettroscopio di loro costruzione, che utilizzava un prisma come elemento dispersivo. Lo strumento, tuttora considerato uno dei due tipi fondamentali di spettroscopio, si componeva di un collimatore, realizzato mediante una fenditura e un gruppo di lenti, un prisma per la dispersione e un cannocchiale, costituito da un obiettivo e un oculare. La luce da analizzare, proveniente da una sorgente esterna, attraversa la fenditura e una o più lenti di collimazione e viene quindi indirizzata sul prisma. Per effetto delle due rifrazioni sulle superfici del prisma, il raggio viene separato in tutte le sue componenti e dà luogo a una serie di immagini della fenditura, ciascuna di colore diverso, che vengono messe a fuoco mediante l'oculare. Si deve a Kirchhoff e a Bunsen aver riconosciuto che ciascun elemento chimico genera uno spettro di colori caratteristici, che potrebbero essere definiti la sua "impronta digitale".

15 Spettri di emissione nel visibile

16 Balmer: metodo scientifico inverso
Johannus Balmer è un insegnante svizzero Trova una formula analitica che descrive I dati sperimentali della serie di righe visibili dell’idrogeno Che nella forma: Interpreta anche le altre serie di spettri. Balmer Pfund Lyman Paschen Brackett

17 r1 = nm

18 Atomo di Bohr

19

20 Confinamento orbitale di un’onda

21 Interazione corpuscoli - fenditure

22 Interazione corpuscoli - fenditure

23 Proprietà Ondulatorie delle Particelle
Immagini di diffrazione dello stesso materiale policristallino con impiego di elettroni di bassa energia (LEED) e radiazioni e.m. a corta lunghezza d’onda (raggi X) De Broglie 1923: anche le “particelle” sono “onde” p=h/l l=h/p Davisson e Germer 1927 Raggi X Elettroni

24 Trasmissione

25 Riflessione Scansione

26

27 Struttura Atomica

28 I fotoni sono emessi da salti di elettroni tra livelli energetici

29 Spettro dell’idrogeno
Serie di Paschen ultravioletto Serie di Paschen infrarosso Serie di Balmer 4Il lavoro di Niels BohrAnteprima della sezioneIntorno al 1913 il fisico danese Niels Bohr propose una nuova formulazione della teoria dell'emissione di radiazione da parte degli elettroni in moto orbitale all'interno dell'atomo. Egli introdusse un modello empirico dell'atomo che associava il modello classico di Rutherford e la teoria quantistica di Planck; in base a tale modello derivò una formula generale per l'emissione della radiazione da parte dell'atomo di idrogeno, la quale non solo descriveva le righe della serie di Balmer, ma prevedeva correttamente l'esistenza di altre serie di righe nella regione infrarossa e ultravioletta dello spettro, verificate sperimentalmente solo dopo vari anni. La formula di Bohr portava alla definizione di una lunghezza particolare espressa dalla relazione che rappresenta il cosiddetto raggio dell'atomo di idrogeno, o raggio della prima orbita di Bohr (il suo valore è pari a 0,5×10-8 m). Assunto il concetto di quantizzazione dell'azione, Bohr ne dedusse che fossero possibili solo orbite corrispondenti a determinati valori del raggio (quantizzazione del raggio dell'orbita), definiti dalla relazione dove n è il numero d'ordine dell'orbita. Pertanto, a un elettrone occupante l'n-esima orbita, è attribuita un'energia pari a In base a ciò, quando l'elettrone passa dall'orbita n all'orbita k, la variazione di energia è pari a o che corrisponde all'emissione o all'assorbimento di un fotone, a seconda che k sia minore o maggiore di n. La lunghezza d'onda λ del fotone emesso quando l'elettrone passa dall'orbita n alla k si ottiene uguagliando la formula di Bohr all'energia del fotone hc/λ, secondo l'equazione La quantità è detta costante di Rydberg (R), dal nome del fisico svedese Robert Johannes Rydberg. Se si pone k uguale a 2, questa formula si riduce a quella di Balmer, le cui righe, corrispondenti alle transizioni che hanno come stato finale la seconda orbita di Bohr, sono date dai diversi valori di n. Con k uguale a 1 e n variabile (transizioni dell'elettrone sull'orbita più bassa), si ottiene la cosiddetta serie di Lyman, le cui righe sono nell'ultravioletto. Per i valori di k uguali a 3, 4, 5 si hanno poi, rispettivamente, le serie Paschen, Brackett e Pfund, che raggruppano righe spettrali dell'infrarosso. A causa di fattori non contemplati nella teoria, quali lo spin dell'elettrone o l'effetto Doppler, la formula di Bohr non rende conto della struttura fine di ogni riga. Spettro prodotto da un tubo a Idrogeno. V=5000 V Reticolo di diffrazione 600 linee/mm

30 Struttura atomica

31 Struttura atomica

32 Struttura atomica

33 Struttura atomica

34 Tavola periodica degli elementi
Elementi chimici: atomi con diverso Z naturali: da idrogeno (Z=1) a uranio (Z=92) artificiali: tecnezio (Z=43) e transuranici (Z>92) TAVOLA PERIODICA DI MENDELEEV

35 Struttura atomica

36 Struttura atomica

37 Struttura atomica

38 Atomi con più elettroni
Li He Li 1s2 2s1 Na 1s22s22p63s1 He 1s2 Gli spettri ottici derivano dall’eccitazione degli elettroni più esterni

39 Distribuzione di probabilità di stati atomici
n,l,ml=2,1,1 n,l,ml=2,1,0 n,l,ml=2,0,0

40

41

42 Orbitali Molecolari

43 Orbitali Molecolari

44 Orbitali Molecolari Energie di legame: “Elettronica” : 13,6 eV
“Gravità”: 2,2 •10-35 eV Chimica quantistica (N2): Orbitali 4f

45 Misure di assorbimento
Campione Sorgente di luce Raccolta dati Rivelazione ed amplificazione Monocromatore

46 Legge di Lambert I=I0e-x s = log2/μ = 0.693/μ I I-dI dx dI=-Idx
:Coeff. Di Attenuazione dI/I = -μdx ∫dI/I = ∫(- μdx) I=I0e-x SEV (spessore di dimezzamento s) ½I0 = I0exp[- μs] -log2 = - μs s = log2/μ = 0.693/μ

47 Strumentazione SORGENTI MONOCROMATORI RIVELATORI
Lampade ad incandescenza Lampade a gas Laser Sorgenti di luce di sincrotrone SORGENTI c-Si MONOCROMATORI RIVELATORI Scintillatori, rivelatori a stato solido Rivelatore Sorgente Monocromatore Campione

48 Fluorescenza e fosforescenza
Diseccitazione da singoletto⇒ Energia più elevata⇒ Vita media 10-11⌯10-8sec FLUORESCENZA Diseccitazione da tripletto⇒ Energia ridotta⇒ Vita media: 10-3⌯ 10 sec FOSFORESCENZA

49 Fluorescenza e fosforescenza

50 Fluorescenza e Fosforescenza: legge di Stokes

51 Assorbimento e fluorescenza per antracene in soluzione di cicloesano

52 Diagramma di Jablonski

53 Diagramma di Jablonski