La teoria atomistica
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- Anna Maria Fontana
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1 La teoria atomistica
2 Joseph John Thomson Fisico britannico È noto per aver scoperto nel 1897 la particella di carica negativa: l'elettrone Ebbe come studente Rutherford Vinse il Nobel per la fisica nel 1906 Fece un altra grande scoperta: gli isotopi
3 Modello a panettone DIstribuzione di cariche positive All'interno sono inserite le cariche negative In questo modo, l atomo risulta essere neutro. Secondo questo modello, inoltre, l atomo sarebbe sostanzialmente pieno NB : QUESTO MODELLO VENNE PRIMA DELLA SCOPERTA DEL NUCLEO
4 Ernest Rutherford Chimico e fisico neozelandese I suoi studi si concentrarono sulla radioattività Padre della fisica nucleare Vinse il premio Nobel per la Chimica nel 1908
5 Esperimento di Rutherford Sorgente di particelle α Una sottile lamina d oro viene bombardata di particelle α Sottile lamina d oro
6 Esperimento di Rutherford Sorgente di particelle α Particelle α che rimbalzano Particelle α che attraversano Sottile lamina d oro
7 Esperimento di Rutherford Sorgente di particelle α Particelle α che rimbalzano Sottile lamina d oro
8 Modello planetario Elettroni Nucleo Orbitale L atomo è composto da un nucleo centrale, dove è concentrata tutta la carica positiva e la massa dell atomo Gli elettroni ruotano intorno al nucleo, come i pianeti intorno al Sole
9 Atomo di Thomson e Rutherford a confronto
10 Limiti del modello planetario È in contraddizione con i principi della meccanica classica TEORIA DI MAXWELL Una carica elettrica emette onde elettromagnetiche quando viene sottoposta ad una accelerazione Elettroni, orbitando attorno al nucleo per effetto di una accelerazione centripeta, dovrebbero irraggiare e quindi perdere energia Elettrone precipita sul nucleo IMPOSSIBILE
11 Niels Bohr Fisico, matematico, teorico della fisica e accademico danese E uno dei padri della meccanica quantistica Diede un contributo fondamentale nella determinazione della struttura dell atomo Sviluppò il Principio di Complementarietà Vinse il Premio Nobel per la Fisica nel 1922
12 Gli elettroni si muovono in orbite circolari intorno al nucleo Orbita più interna orbita successiva 2 Raggio di Bohr 1 Nucleo E1 Livelli energetici E2 A ogni orbita è associato un livello energetico. L orbita più interna è quella a livello energetico più basso
13 Quanta energia elettromagnetica emette l'elettrone quando si sposta su un'orbita più interna? Quando un elettrone passa da un'orbita esterna a quella più interna, nel salto perde una quantità di energia sotto forma di energia elettromagnetica, pari alla differenza tra i due livelli energetici delle due orbite E n E n1 = hv E n = livello energetico h = costante di Planck v = frequenza Secondo Bohr, il salto dell'orbita dell'elettrone genera un'energia E n E n1 pari all'energia del fotone
14 Per far passare un elettrone da un'orbita interna a una immediatamente più esterna, l'atomo emette una quantità di energia elettromagnetica pari alla differenza di energia dei due livelli energetici ( E2 E1 ) energia salto quantico assorbimento energia E1 E2 stato fondamentale ΔE = E2 E1 livelli energetici stato eccitato
15 Perchè gli elettroni non cadono sul nucleo atomico? Bohr tenta una quantizzazione delle orbite degli elettroni Bohr crede per mantenere un'orbita stazionaria l'energia dell'elettrone deve essere pari alla somma tra l'energia cinetica della particella e l'energia potenziale di Coulomb ( Forza di Coulomb ) Sommando l energia cinetica della particella e l energia potenziale di Coulomb otteniamo E = ½ mv 2 1/4πɛ 0 x e 2 /r
16 Per calcolare la velocità dell'elettrone, Bohr ipotizza che l'energia cinetica della forza centripeta dell'elettrone debba eguagliare la forza coulombiana che lo attrae al nucleo Ec Orbita stazionaria Elettro ne F Nucleo
17 E sufficiente eguagliare Ec con F per trovare l'equilibrio energetico stazionario dell'elettrone In un'orbita stazionaria l'energia cinetica Ec dell'elettrone è uguale alla metà del valore assoluto dell'energia potenziale F E = ½. 1/4πε 0. e 2 /r
18 Primo Postulato di Bohr L elettrone può orbitare intorno al nucleo in modo circolare senza perdere energia, quando il raggio dell'orbita soddisfa la seguente relazione: mvr = b h/2h mvr = n x h/2π m = massa dell elettrone v = velocità elettrone r = raggio dell orbita h= costante di Planck L'orbita è stazionaria quando il valore del movimento angolare ( mvr ) dell'elettrone è un multiplo intero della grandezza h/2π
19 Il Secondo Postulato di Bohr L'atomo irradia energia soltanto quando un elettrone, grazie all energia assorbita, si sposta da un'orbita stazionaria a un'altra con energia quantizzata maggiore, ossia quando effettua una transizione da uno stato stazionario iniziale(stato fondamentale) a uno finale (stato eccitato) Risolve il problema della stabilizzazione dell atomo Quando un elettrone si trova in uno stato stazionario non irradia energia. Se non perde energia... non può cadere nel nucleo
20 Il Secondo Postulato di Bohr: Frequenza della Radiazione Irradiata La frequenza della radiazione irradiata è pari alla differenza tra il livello energetico finale (Ef) e iniziale (Ei) divisi per la costante di Planck (h). v = frequenza della radiazione v = Eƒ Ei / h h costante di Plank Eƒ = stato energetico dell orbita finale Ei = stato energetico dell orbita iniziale
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