LA NATURA DELLA LUCE E IL MODELLO ATOMICO DI BOHR

Presentazione sul tema: "LA NATURA DELLA LUCE E IL MODELLO ATOMICO DI BOHR"— Transcript della presentazione:

1 LA NATURA DELLA LUCE E IL MODELLO ATOMICO DI BOHR

2 Il modello atomico di Rutherford
Il modello atomico di Ernest Rutherford venne limitato perché era in disaccordo con le leggi dell’elettromagnetismo, dichiarava cioè che un elettrone, in un tempo brevissimo, emetteva energia sotto forma di radiazione e poi precipitava nel nucleo. L’atomo è invece stabile. Il modello di Rutherford, non riusciva inoltre a spiegare le righe spettrali che emettevano gli elementi.

3 LA NATURA DELLA LUCE TEORIA ONDULATORIA di Clerk Maxwell TEORIA CORPUSCOLARE di Planck - Einstein

4 TEORIA ONDULATORIA Nell’800, secondo il fisico–matematico Maxwell, la luce è un particolare tipo di onda elettromagnetica, caratterizzata da precisi valori di lunghezza d’onda e frequenza, generata dall’oscillazione di una carica elettrica e che può propagarsi nel vuoto. Quindi quello che oscilla sono gli effetti elettrici e magnetici, che le cariche elettriche in movimento, generano nello spazio circostante. Un elettrone ‘‘fermo’’ produce un campo elettrico, sentito dalle altre particelle vicine. Una carica che oscilla provoca delle perturbazioni elettriche e magnetiche, che ne inducono altre nei punti successivi.

5 TEORIA ONDULATORIA c= λ×ν Lunghezza d’onda (λ), misurata in m, nm, Å;
Le onde elettromagnetiche sono caratterizzate da: Lunghezza d’onda (λ), misurata in m, nm, Å; Frequenza (ν), misurata in Hz (Hertz). λ: distanza fra 2 massimi o 2 minimi consecutivi dell’onda. ν: numero di oscillazioni dell’ onda in un punto, in un unità di tempo (s). c= λ×ν Lunghezza d’onda e frequenza sono grandezze inversamente proporzionali.

6 TEORIA ONDULATORIA La luce rappresenta una parte dello spettro elettromagnetico visibile, in un intervallo di lunghezze d’onda che va da 750nm (rosso) a 410nm (violetto).

7 TEORIA ONDULATORIA DIFFRAZIONE: deviazione di un’onda in presenza di un ostacolo. Maxwell spiegò inoltre i fenomeni di: DIFFRAZIONE INTERFERENZA INTERFERENZA: sovrapposizione di 2 onde difratte, con conseguente formazione di bande luminose e oscure alternate.

8 TEORIA CORPUSCOLARE O QUANTICA
Planck elaborò questa teoria per spiegare lo spettro di un corpo nero (un qualunque corpo solido, liquido o gassoso ad elevata densità) e l’effetto fotoelettrico. Un corpo riscaldato emette un insieme di radiazioni elettromagnetiche a differente lunghezza d’onda. Il tipo di radiazioni emesse dipende dalla temperatura del corpo, ma la loro distribuzione, è sempre la stessa. Ad ogni temperatura c’è un’emissione di radiazioni di diversa lunghezza d’onda; all’ aumentare della temperatura del corpo irradiante, il picco della curva risulta sempre più spostato verso lunghezze d’onda minori e quindi verso frequenze maggiori.

9 TEORIA CORPUSCOLARE E = hν
L’energia veniva emessa in forma quantizzata e i pacchetti furono definiti ‘‘quanti’’. Planck si rese conto che la luce doveva essere formata da granuli. L’energia emessa da un corpo nero si presentava suddivisa in pacchetti. L’intensità, nella teoria corpuscolare è data dal numero di fotoni che compongono il raggio. Albert Einstein, spiegò poi l’effetto fotoelettrico ipotizzando che i quanti fossero entità reali che chiamò fotoni. l’equazione di Planck – Einstein E = hν l’energia del fotone o quanto di luce La luce è un fascio di pacchetti o QUANTI di energia chiamati FOTONI. h è la COSTANTE DI PLANCK (valore di 6,626 x 10-34Js) ν è la frequenza in Hz

10 IL MODELLO ATOMICO QUANTICO DI BOHR
La luce emessa da un corpo e fatta passare attraverso un prisma di vetro, si scompone nelle sue componenti, generando uno spettro luminoso. Se il corpo che emette luce è solido, liquido o gas denso, si otterrà uno spettro ad emissione continuo: Se ad emettere luce è un gas rarefatto, si ottiene uno spettro ad emissione a righe o bande, come nel caso del gas idrogeno.

11 IL MODELLO ATOMICO QUANTICO DI BOHR
Secondo Bohr, gli elettroni si muovono su orbite circolari dette ORBITE STAZIONARIE o LIVELLI ENERGETICI. Se l’elettrone si trova in un’orbita stazionaria esso è stabile. Bohr formulò quindi due affermazioni: 1) Nelle orbite stazionarie, l’elettrone conserva la sua energia e l’atomo è stabile. L’orbita stazionaria deve rispettare questa equazione: 2πr = nh/mv dove n è il NUMERO QUANTICO PRINCIPALE che poteva assumeva solo valori interi (1, 2, 3, …).

12 IL MODELLO ATOMICO QUANTICO DI BOHR
2) Se un elettrone assorbe energia, passa da un’orbita stazionaria ad un livello ad energia maggiore, definito stato eccitato. Dopo 10-9s l’elettrone cade ad un livello energetico minore, emettendo quindi energia sotto forma di un onda elettromagnetica (fotone). Possiamo dire quindi che un atomo eccitato emette un fotone di energia pari all’energia assorbita per passare allo stato eccitato.

13 IL MODELLO ATOMICO QUANTICO DI BOHR
Studiando le righe spettrali di emissione dell’idrogeno, Bohr individuò 7 livelli energetici che chiamò (K,L,M,N,O,P,Q). Gli elettroni che emettono maggiore energia sono quelli che ricadono nel primo livello. Infatti, la differenza di energia diminuisce man mano che si passa a livelli con numero quantico sempre più elevato.