Le onde A Lunghezza d’onda λ A tempo Il movimento di un’onda viene rappresentato da una curva sinusoidale. I parametri sono: la lunghezza d’onda λ (distanza tra due creste), l’ampiezza 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 nell’unità di tempo. La teoria ondulatoria pensa alla luce come a delle onde che si propagano nello spazio alla velocità c. c=λν

Rifrazione della luce solare 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. L’insieme delle strisce colorate è chiamato spettro continuo. fenditura sorgente 1 , 2 , 3 ….  schermo prisma

Rifrazione della luce Una radiazione luminosa costituita da un solo colore viene detta “monocromatica”. sorgente fenditura 1 2 prisma schermo 1

Lo spettro elettromagnetico 3x104 3x106 3x1024 3x1022 3x1020 3x1018 3x1016 3x1014 3x1012 3x1010 3x108 (Hz) onde radio microonde IR UV raggi X raggi  Spettro visibile 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.

L’effetto fotoelettrico Energia del fotone: E=hν h= costante di Planck= 6,6.10-34Js 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).

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 dell’arcobaleno. La serie dei colori ottenuto viene chiamata spettro continuo ed è tipico dei solidi e dei liquidi portati all’incandescenza. 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

Spettri atomici: spettri a righe Spettro a righe Ampolla con idrogeno Violetto 410,2 nm Blu 434,1 nm Verde 486,1 nm Rosso 656,3 nm Schermo opaco Fenditura Prisma Lastra fotografica Generatore di alta tensione 800 700 600 550 500 450 400 Idrogeno (H)

Gli spettri atomici Lunghezza d’onda (nm) 800 700 600 500 400 800 700 600 500 400 Spettro continuo Idrogeno (H) Spettro a righe Sodio(Na) Mercurio (Hg)

Il modello planetario Forza centrifuga Forza elettrostatica La forza elettrostatica che trattiene l’elettrone all’interno dell’atomo è controbilanciata dalla forza centrifuga, collegata al suo movimento su un’orbita circolare.

Sottoposto a continua accelerazione, l’elettrone 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.

Spettro continuo e discontinuo Livello 0 Energia continua Energia discontinua

L’atomo 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 l’elettrone cade su un livello di energia inferiore, l’atomo emette luce caratteristica; la luce emessa compare come riga colorata nello spettro a righe L’energia della luce emessa o assorbita è uguale alla differenza fra le energie delle due orbite

Il modello atomico a strati Il modello di Bohr prevede l’esistenza di livelli di energia, denominati anche gusci o strati, in cui si trovano le varie orbite che l’elettrone può percorrere. I livelli di energia delle orbite, che l’elettrone dell’idrogeno 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 l’idrogeno è quello con numero quantico n=1. Tale livello viene detto fondamentale ed ha energia uguale a E1. I livelli di energia superiore E2,E3….. sono chiamati stati eccitati perché l’elettrone può raggiungerli solo se riceve una sufficiente quantità di energia.

Atomo di idrogeno 1-Stato fondamentale 2-Stato eccitato 3-Ritorno allo stato fondamentale con emissione di un fotone n=1 n=1 n=1 n=2 n=2 n=2 n=3 n=3 n=3 Energia termica (calore) Energia luminosa (luce) ΔE= E2-E1= hν=6,6.10-34Js.ν(in s-1)= energia del fotone emesso n = numero quantico principale, indica il contenuto di energia dell’orbita

Diagramma dei livelli energetici quantizzati per l’atomo di idrogeno RH E= n2 Diagramma dei livelli energetici quantizzati per l’atomo di idrogeno H= costante di Rydberg=21,79.10-19J n= numero quantico principale n=∞ -0,61.10-19 n=6 Energia(J) -0,87.10-19 n=5 n=4 -1,36.10-19 n=3 -2,42.10-19 n=2 -5,45.10-19 n=1 -21,79.10-19

Lo spettro di emissione dell’idrogeno ∞ 6 5 4 3 2 1 a b c d serie di Paschen ( nell’infrarosso) a b c d serie delle linee di Balmer(nel visibile) a b c d e f serie delle linee di Lyman (che compaiono nell’UV) Le quattro righe nel visibile corrispondono a salti degli elettroni dai livelli più esterni al livello n=2, e sono caratterizzate dalle seguenti lunghezze d’onda: n6 n2= 410,2 nm; n5 n2= 434,1 nm; n4 n2= 486,1 nm; n3 n2= 656,3 nm. Successivamente l’elettrone passa dal livello 2 al livello 1 emettendo una radiazione UV invisibile.

Spettro dell’idrogeno Serie di Lyman (ultravioletto) Serie di Balmer (visibile) Serie di Paschen (infrarosso) 2000 1800 1600 1400 1200 1000 800 600 400 200 0 a b c d a b c d e abcdef Lunghezza d’onda nm Spettro dell’idrogeno

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 l’idea dei livelli di energia, che trova un riscontro nell’evidenza 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 dell’energia 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.

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 l’esistenza 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 n2

L’ordine di riempimento dei sottolivelli 4f 4d 4p 4s 5f 5d 5p 5s 6d 6p 6s 7p 7s

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

Livello Sottolivelli 1 1s 2 2s 2p 6 8 3 3s 3p 3d 10 18 4 4s 4p 4d 4f 14 32 5 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7 7s Numero massimo di elettroni nel sottolivello Numero massimo di elettroni nel livello

ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONE E’ l’energia necessaria per strappare da un atomo allo stato gassoso un elettrone e portarlo a distanza infinita dal nucleo. - Energia - - - - + 3+ 3+ - Li (g) + 520 kJ/mol Li+(g) + e- Li+(g) elettrone Li (g)

Energie di ionizzazione successive alla prima Li 520 7300 11850 Be 900 1757 14890 21004 B 801 2425 3658 25021 32820 C 1086 2350 4620 6221 37822 47280 N 1401 2856 4578 7475 9443 53252 64360 O 1314 3389 5296 7468 10989 13321 71322 84080 Ne 2081 3964 6133 9362 12181 15243 20002 23073 115381 131430 F 1681 3376 6045 8409 11021 15162 17863 92012 106430 E1 E2 E3 E4 E5 E6 E7 E8 E9 E10 Se si segue per lo stesso atomo l’andamento 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.

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) + Ei’ Li+(g) + e- Ei’= 520 kJ/mol Li(g) + Ei’’ Li++(g) + e- Ei’’=7297 kJ/mol Li(g) + Ei’’’ Li+++(g) + e- Ei’’’=11816 kJ/mol L’energia 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.