La struttura dell atomo

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1 La Teoria Atomica

2 La struttura dell atomo m m

3 Proprietà delle tre particelle subatomiche fondamentali Carica Massa Nome (simbolo) relativa assoluta (C) relativa (uma)* Assoluta (g) Posizione nell atomo Protone (p + ) Neutrone (n 0 ) Elettrone (e - ) x x nucleo x nucleo x x all esterno del nucleo * l unità di massa atomica (simbolo: uma) è uguale a x g.

4 Primi esperimenti - Thomson Thomson ( ) scoprì la prima particella subatomica: l ELETTRONE e determinò il rapporto carica/massa dell elettrone studiando le scariche elettriche in tubi di vetro in cui era stato fatto un moderato vuoto. watch?v=kbgimrv895w

5 Primi esperimenti - Millikan Esperimento di Millikan Millikan (1909) ha determinato la carica di un elettrone e indirettamente la sua massa: 9.11*10-31 Kg

6 Primi esperimenti - Rutheford Produzione di particelle alfa Esperimento di Rutheford Rutheford (1911) realizzò un esperimento che spazzò via il modello atomico di Thomson. Scoprì il NUCLEO La maggior parte dello spazio di un atomo è vuoto! Modello di Rutheford

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8 Struttura dell atomo riassunto dei primi esperimenti Thomson ( ) scoprì l ELETTRONE e determino il rapporto carica/massa dell elettrone studiando le scariche elettriche in tubi di vetro in cui era stato fatto un moderato vuoto. Millikan (1909) determinò la carica di un elettrone ( C) e indirettamente la sua massa ( Kg) Rutheford (1911) scoprì il NUCLEO e realizzo un esperimento che spazzo via il modello atomico di Thomson. La maggior parte dello spazio di un atomo è vuoto! Rutheford calcolò la carica nucleare con notevole accuratezza, ma non riuscì a spiegare tutta la massa dell atomo. Chadwick (1932) scoprì la terza particella subatomica: il NEUTRONE

9 Luce e struttura atomica E necessario definire la disposizione degli elettroni nell atomo Misurare delle distanze è impossibile su scala atomica (10-9 m) Un approccio è misurare l ENERGIA, non la posizione di particelle atomiche Assorbimento o emissione di luce da parte dell atomo = SPETTROSCOPIA

10 Luce = Radiazione Elettromagnetica La radiazione elettromagnetica è un campo elettrico oscillante con le caratteristiche di un onda. La lunghezza d onda l è la distanza tra due creste dell onda. La frequenza n della radiazione è il numero di cicli dell onda per secondo. L ampiezza A è l altezza dell onda. Nel vuoto la radiazione elettromagnetica si propaga alla velocità della luce (c = m/s), qualunque siano i suoi valori di lunghezza d onda l e frequenza n. l n = c Perciò una radiazione con frequenza alta ha una lunghezza d onda piccola e viceversa.

11 Onde elettromagnetiche

12 Regioni dello spettro elettromagnetico La radiazione elettromagnetica ha un intervallo di lunghezze d onda. L intero intervallo viene definito come spettro elettromagnetico

13 Spettri di righe atomici Gli oggetti solidi emettono radiazioni elettromagnetiche in un intervallo di lunghezze d onda, producendo uno spettro continuo di luce emessa. Se sottoposti ad una carica elettrica, gli atomi in fase gassosa emettono radiazioni elettromagnetiche a solo poche specifiche lunghezze d onda, producendo uno spettro di righe di luce emessa. Ciascun elemento in fase gassosa emette luce a particolari lunghezze d onda producendo uno spettro di linee caratteristico.

14 Emissione dell idrogeno

15 Spettro di emissione e di assorbimento dell idrogeno atomico

16 Primi esperimenti - Bohr Spettro di assorbimento dell idrogeno

17 Equazione di Planck Gli oggetti emettono continuamente radiazioni elettromagnetiche in un ampio intervallo di lunghezze d onda L energia della luce è in piccoli pacchetti chiamati fotoni. L equazione di Planck correla l energia di un fotone alla frequenza della luce E quanto = h n radiazione h = costante di Planck = J. s In termini di lunghezza d onda: E quanto = hc/l Perciò onde di maggiore lunghezza d onda hanno minore energia.

18 Il modello di Bohr per l atomo di idrogeno Il fatto che gli atomi emettono luce solo di definite lunghezze d onda implica che: L atomo ha soltanto certi livelli energetici permessi, chiamati stati stazionari. L energia è quantizzata. L atomo non irraggia energia mentre è in uno dei suoi stati stazionari. L atomo compie una transizione da uno stato stazionario ad un altro (l elettrone si trasferisce in un altra orbita) soltanto assorbendo o emettendo un fotone la cui energia uguale alla differenza di energia tra i due stati.

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20 Atomo di Bohr: energia quantizzata

21 Il modello di Bohr. Riepilogo L energia dell atomo è quantizzata, perché il moto dell elettrone è limitato ad orbite fisse. L elettrone può trasferirsi da un orbita all altra solo se l atomo assume o emette un fotone la cui energia è uguale alla differenza di energia tra i due livelli energetici (orbite). Si generano spettri di righe perché queste variazioni di energia corrispondono a fotoni di specifiche lunghezze d onda. Il modello di Bohr è essenzialmente un modello a un solo elettrone.

22 Spettri di emissione e di assorbimento

23 Spettri atomici di emissione

24 Emissione-assorbimento Elemento Colore fiamma Lunghezza d onda in nm litio sodio potassio rosso giallo Rosso-violetto 671 (rosso); 610 (arancio) 590 (giallo), 589 (giallo) 770 (rosso), 766 (rosso); 405 (violetto), 404 (violetto) cesio Blue-violetto 459 (blue), 455 (blue) Spettro di assorbimento dell idrogeno

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26 Proprietà ondulatorie dell elettrone Il comportamento degli elettroni negli atomi polielettronici è in accordo con il principio che l elettrone abbia sia proprietà corpuscolari che ondulatorie. L equazione d onda di ogni particella in movimento è data dall equazione di de Broglie La lunghezza d onda di oggetti macroscopici, osservabili, è troppo piccola per essere misurata. La lunghezza d onda dell elettrone è simile al diametro dell atomo. lunghezza d'onda costante di Planck l = h mv massa velocità

27 Werner Heisenberg ( ) Natural science, does not simply describe and explain nature; it is part of the interplay between nature and ourselves.

28 Principio di indeterminazione di Heisemberg Non è possibile conoscere simultaneamente la posizione e l energia dell elettrone L incertezza nella posizione dell elettrone è data da: Incertezza nella posizione dell'elettrone Incertezza nel momento dell'elettrone x. mv > h/4 costante di Planck La costante di Planck è molto piccola perciò l incertezza nella posizione è molto grande. Perciò l elettrone non si muove in un orbita ad una distanza fissa dal nucleo.

29 Principio di indeterminazione

30 La quantizzazione dell energia non è più un postulato ma una conseguenza della natura ondulatoria dell elettrone

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32 Riassunto modelli atomici

33 Summary 95w

34 Teoria atomica moderna Gli elettroni non si muovono in orbite fisse intorno al nucleo Probabilità di trovare l elettrone in una regione di spazio compresa entro il livello energetico Questa probabilità è definita ORBITALE ATOMICO La densità elettronica è proporzionale alla probabilità di trovare l elettrone in un dato punto, ad un dato istante.

35 L equazione di Schrödinger e la funzione d onda L equazione di Schrödinger è il modello matematico degli elettroni di un onda tridimensionale. Le soluzioni dell equazione di Schrödinger sono una serie di relazioni matematiche conosciute come funzioni d onda (y) che descrivono il comportamento di un elettrone in un atomo di H. L energia dell elettrone è data da E n = -Rhc/n 2. n è un numero positivo intero associato con y. y 2 descrive la probabilità di trovare l elettrone in una posizione intorno al nucleo. Un orbitale è la regione dove è massima la probabilità di trovare l elettrone (compresa tra il 90 e il 95%).

36 L equazione di Schrödinger e la funzione d onda L equazione di Schrödinger è il modello matematico degli elettroni di un onda tridimensionale. In forma semplificata l equazione di Schrödinger si scrive: in cui: E Y = H = = energia dell atomo. H Y = E Y funzione d onda, descrizione matematica del moto della materiaonda associata all elettrone in termini di tempo e di posizione. operatore hamiltoniano, un insieme di operazioni matematiche che, effettuate su una funzione Y, dà uno stato energetico permesso.