La radiazione elettromagnetica. aumento della frequenza n della radiazione aumento dell energia E della radiazione

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1 La radiazione elettromagnetica aumento della frequenza n della radiazione aumento dell energia E della radiazione

2 La radiazione elettromagnetica Un onda elettromagnetica è caratterizzata dalla lunghezza d onda (l) e dalla frequenza (n) La lunghezza d onda rappresenta la distanza che intercorre tra due massimi successivi ed è misurata in metri o nei suoi sottomultipli (nm) La frequenza è il numero di onde che passa in un punto nell unità di tempo ed è misurata in s -1 o Hertz (s -1 = Hz) n = c/l c = 3x10 8 m/s

3 La radiazione elettromagnetica

4 La radiazione elettromagnetica L energia di un onda elettromagnetica è proporzionale alla frequenza n: E = hn = hc/l con h costante di Planck = 6.6x10-34 J s

5 La radiazione elettromagnetica Quando un fascio di luce attraversa un prisma trasparente, viene scomposto nelle radiazioni di diversa l che lo costituiscono (spettro continuo) La luce bianca (lampadina) è composta da tutte le frequenze della luce visibile

6 Gli spettri atomici La luce emessa dagli elementi in fase gassosa è composta soltanto da determinate frequenze (spettro a righe)!!

7 Gli spettri atomici Lo spettro di emissione (o di assorbimento) degli elementi è sempre formato da un numero discreto e discontinuo di radiazioni, caratteristico per ciascuno di essi Ogni elemento possiede uno spettro a righe caratteristico (impronta digitale atomica) Perché gli elementi sono caratterizzati da spettri discontinui?

8 Spettro continuo e di emissione e assorbimento dell idrogeno

9 Gli spettri atomici

10 La quantizzazione dell energia L energia, come la materia, non è divisibile all infinito ma solo fino ad una quantità minima ben definita detta quanto Secondo la fisica classica, l energia può essere trasferita in modo continuo (quantità piccole a piacere) Secondo la teoria di Planck, l energia viene acquistata o ceduta solo in quanti o in multipli di essi A ciascun quanto di energia è associata una energia E = hn

11 La quantizzazione dell energia Se una tartaruga si muove su un piano inclinato può trovarsi a qualunque altezza rispetto al suolo, perciò può avere qualunque valore di energia potenziale Se la tartaruga si muove su una scala a gradini può avere solo energie discrete Perché la tartaruga possa salire è richiesta energia (assorbimento) Se la tartaruga scende è rilasciata energia (emissione)

12 La quantizzazione dell energia Se un calciatore vuole lanciare la palla sul primo, sul secondo, sul terzo o sul quarto gradino deve fornire la quantità giusta (quanto) di energia Per far salire la palla lungo la scala il calciatore spende energia che è assorbita dal sistema (assorbimento) Se la palla scende lungo la scala è rilasciata energia (che può ad esempio far cadere il calciatore) sotto forma di energia cinetica (emissione)

13 L energia potenziale I pianeti più interni sentono maggiormente l attrazione gravitazionale del sole: per loro è più difficile scappar via dal sistema solare! Più vicino un pianeta è al sole, più è stabile! Alla situazione di maggior stabilità dei pianeti interni corrisponde un energia potenziale negativa Un pianeta a distanza infinita avrebbe un energia nulla (nessuna interazione col sole)!

14 L energia potenziale iniziale finale DE > 0 Energia potenziale R = E = 0 (nessuna interazione) R < E < 0 (stabilizzazione) Per allontanare un pianeta dal sole devo aumentare la sua energia potenziale: devo, cioè, fornire energia (DE > 0)!!

15 L energia potenziale Quando sposto un pianeta da una posizione interna ad una esterna aumento la sua energia potenziale (lo destabilizzo) e devo fornire energia che viene assorbita dal pianeta (assorbimento) In un sistema atomico, l energia è fornita e riemessa sotto forma di radiazione elettromagnetiche di energia E = hn, dove E è la differenza energetica tra le orbite di arrivo e partenza Se lascio andare un pianeta dopo averlo spostato all esterno questo tenderà a ritornare nella posizione originale (come un oggetto attaccato ad una molla) riemettendo l energia assorbita sotto forma di energia cinetica (emissione)

16 L altitudine rispetto al suolo (0 m) può essere considerata una misura della stabilità della palla (l elettrone). Come per la palla, le quote più stabili sono quelle con energia negativa Quando sposto (eccito) una palla dal fondo del pozzo (stato fondamentale) verso la superficie (nessuna interazione con il nucleo) la differenza di altezza (DE) ha segno positivo (questo significa che devo spendere energia): si ha assorbimento

17 Se dopo l eccitazione lascio andare la palla, questa tenderà a ritornare verso il fondo del pozzo (l elettrone è attratto dal nucleo) L energia è riemessa dalla palla sotto forma di energia cinetica (dall elettrone sotto forma di radiazione elettromagnetica) La differenza di altezza (DE) ha segno negativo (questo significa che l energia è restituita): si ha emissione ΔE hν hc λ

18 Il modello di Thomson 1897: Thomson scopre l elettrone In un atomo la carica positiva (non meglio precisata) deve essere uguale a quella negativa dei suoi elettroni Nel suo modello atomico (1904), Thomson propose che l'atomo fosse costituito da una sfera omogenea carica di elettricità positiva in cui gli elettroni erano distribuiti in maniera uniforme e senza una disposizione spaziale particolare, come l uva in un panettone (modello a panettone )

19 Il modello di Rutherford (1911) Nel 1911, l'inglese Ernest Rutherford, presenta il suo modello planetario di atomo Nel nucleo centrale, dotato di carica positiva e molto piccolo rispetto dimensioni dell'atomo, è concentrata quasi tutta la massa (le dimensioni del nucleo sono circa volte inferiori a quelle dell'atomo) Gli elettroni sono dispersi nell intorno come in uno sciame e gli ruotano intorno per attrazione coulombiana, occupando il restante volume atomico Rutherford diede il nome nucleo (dal latino nucleus, piccola noce) alla ragione centrale dell atomo carica positivamente

20 I difetti del modello di Rutherford Secondo la fisica classica, un elettrone in movimento dovrebbe emettere radiazione elettromagnetica, perdere energia e cadere con moto spiraliforme sul nucleo L atomo dovrebbe collassare (la spirale della morte per l elettrone!) Perchè gli atomi non collassano? La fisica classica non ha risposte

21 Il modello di Bohr (1913) Regole assolutamente nuove L elettrone si muove attorno al nucleo solo su determinate orbite circolari a ciascuna delle quali corrisponde un valore costante e ben determinato dell energia (stati stazioniari) Finché l elettrone rimane in un determinato stato stazionario non assorbe e non cede energia Gli elettroni possono "saltare" da uno stato stazionario ad un altro per interazione con la radiazione elettromagnetica, modificando la loro energia (transizioni elettroniche) Se saltano da uno stato interno ad uno più esterno, si ha assorbimento di energia e di radiazione; se saltano da uno stato esterno ad uno più interno, si ha emissione di energia e di radiazione elettromagnetica

22 Il modello di Bohr (1913) Quando viene somministrata all atomo energia, gli elettroni passano dallo stato fondamentale (E 0 ) ad orbite permesse a più alta energia (E 1 ): assorbimento In queste orbite l elettrone si trova in uno stato eccitato, in cui rimane per una frazione di tempo brevissima, per poi ritornare allo stato fondamentale ri-emettendo l energia assorbita sotto forma di radiazione: emissione Ogni riga di uno spettro corrisponde ad una transizione dell elettrone tra due stati stazionari!! L esistenza degli spettri a righe è dovuta alla struttura interna degli atomi!! E E 2 E 2 2 E E 1 1 E 1 DE 1 = E 2 E 1 = hn

23 Le orbite: Il modello di Bohr (1913) Sono circolari, fisse, non equidistanti Corrispondono a un livello di energia o stato stazionario Sono distinte da un numero intero n che va da 1 a Hanno un determinato valore di energia, che dipende dal numero n Per n = 1 si ha lo lo stato più stabile (stato fondamentale con energia E 1 ) Per n > 1 si hanno gli stati meno stabili (stati eccitati con energia E > E 1 ) All aumentare di n: Aumenta la distanza dal nucleo: r = n 2 r 1 con r 1 = Å (1 Å = m) Aumenta l energia: E = E 1 /n 2 con E 1 = J = 1312 kj/mol = 13.6 ev L energia è quantizzata!!

24 Approfondimento: le equazioni di Bohr per l atomo di idrogeno 2 2 ε0h 2 r n n r 2 me π 1 2 ε o 0h 11 r m A (raggio di Bohr) 2 me π 4 me 1 1 E E ε h n n 0 4 me 18 E J 1312 kj / mol 13.6 ev 2 8 ε h 0

25 L atomo di idrogeno n = 1 R = r 1 = Å (raggio di Bohr) n = 2 R = 4 r 1 = Å n = 3 R = 9 r 1 = Å n = 4 R = 16 r 1 = Å n = 5 R = 25 r 1 = Å n = 1 E = E 1 = J = 1312 kj/mol = 13.6 ev n = 2 E = E 1 /4 = J = 328 kj/mol = 3.4 ev n = 3 E = E 1 /9 = J = 146 kj/mol = 1.5 ev n = 4 E = E 1 /16 = J = 82 kj/mol = 0.85 ev n = 5 E = E 1 /25 = J = 52 kj/mol = 0.54 ev

26 L energia è trasferita sotto forma di onde elettromagnetiche Ad una differenza di energia DE.. ΔE hν hc λ..corrisponde una radiazione di lunghezza d onda l λ hc ΔE L assorbimento e l emissione di onde elettromagnetiche può quindi avvenire solo a determinati valori di l!!

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28 Serie di Lyman (1 a linea) DE = E 2 E 1 = J ( J) = J l = DE / hc = ( J s m s 1 ) = J = m = 121 nm Serie di Balmer (1 a linea) DE = E 3 E 2 = J ( J) = J l = DE / hc = ( J s m s 1 ) = J = m = 654 nm

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31 Balmer

32 Insuccessi del modello di Bohr Non dà alcuna informazione sulle energie degli atomi non idrogenoidi (gli atomi degli elementi con più di un elettrone) Non spiega la struttura fine degli spettri degli atomi idrogenoidi (gli atomi o gli ioni con un elettrone, come He +, Li 2+ ) Non c è alcun criterio razionale per ripartire gli elettroni nelle loro orbite: perché non tutti gli elettroni si sistemano nel livello energetico più basso?

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