La Teoria Atomica · del nucleo * l’unità di massa atomica ... Struttura dell’atomo...

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La Teoria Atomica

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La Teoria Atomica

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La struttura dell’atomo

10-10 m

10-14 m

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Proprietà delle tre particelle subatomiche fondamentali

Carica Massa

Nome

(simbolo)

relativa assoluta

(C)

relativa

(uma)*

Assoluta

(g)

Posizione

nell’atomo

Protone

(p+)

1+ + 1.602 x 10-19 1.00727 1.67262 x 10-24 nucleo

Neutrone

(n0)

0 0 1.00866 1.67493 x 10-24 nucleo

Elettrone

(e-)

1- -1.602 x 10-19 0.00054858 9.10939 x 10-28 all’esterno

del nucleo

* l’unità di massa atomica (simbolo: uma) è uguale a 1.660540 x

10-24 g.

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Thomson (1898-1903)

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.

Primi esperimenti - Thomson

https://www.youtube.com/

watch?v=kBgIMRV895w

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Primi esperimenti - Millikan

Millikan (1909) ha determinato la carica di un elettrone e indirettamente la

sua massa: 9.11*10-31Kg

Esperimento di Millikan http://www.youtube.com/watch?v=UFiPWv03f6g

http://www.youtube.com/watch?v=ajQEvtge0m0

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Primi esperimenti - Rutheford

Produzione di particelle alfa Esperimento di Rutheford

Modello 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!

http://www.youtube.com/watch?v=5pZj0u_XMbchttp://www.youtube.com/watch?v=kHaR2rsFNhg

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Struttura dell’atomo – riassunto dei primi esperimenti

Millikan (1909) determinò la carica di un elettrone (1.602

• 10-19 C) e indirettamente la sua massa (9.11 • 10-31 Kg)

Thomson (1898-1903) 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.

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

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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

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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 = 2.998 × 108 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.

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Onde elettromagnetiche

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

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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.

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Emissione dell’idrogeno

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Spettro di emissione e di assorbimento dell’idrogeno atomico

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Primi esperimenti - Bohr

Spettro di assorbimento dell’idrogeno

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Equazione di Planck

L’energia della luce è in piccoli pacchetti chiamati fotoni. L’equazione di Planck correla l’energia di un fotone alla frequenza della luce

Equanto = h × nradiazione

h = costante di Planck = 6.626 10-34 J.s

In termini di lunghezza d’onda:

Equanto = hc/l

Perciò onde di maggiore lunghezza d’onda hanno minore energia.

Gli oggetti emettono continuamente radiazioni

elettromagnetiche in un ampio intervallo di lunghezze d’onda

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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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Atomo di Bohr: energia quantizzata

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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.

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Spettri di emissione e di assorbimento

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Spettri atomici di emissione

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Emissione-assorbimento

litio rosso671 (rosso); 610 (arancio)

sodio giallo590 (giallo), 589 (giallo)

potassio Rosso-violetto770 (rosso), 766 (rosso); 405 (violetto),

404 (violetto)

cesio Blue-violetto 459 (blue), 455 (blue)

Elemento Colore fiammaLunghezza d’onda in

nm

Spettro di assorbimento dell’idrogeno

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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.

l=h

mv

lunghezza d'onda

massa

velocità

costante di Planck

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Werner Heisenberg

(1901-1976)

Natural science, does not

simply describe and

explain nature; it is part

of the interplay between

nature and ourselves.

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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:

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.

x . mv > h/4

costante di Planck

Incertezza nel momento

dell'elettrone

Incertezza nella

posizione dell'elettrone

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Principio di indeterminazione

https://www.youtube.com/watch?v=a8FTr2qMutA

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La quantizzazione

dell’energia non è più un

postulato ma una

conseguenza della natura

ondulatoria dell’elettrone

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https://www.youtube.com/watch?v=CGiiSlMFFlI https://www.youtube.com/watch?v=wvJAgrUBF4w

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Riassunto modelli atomici

https://www.youtube.com/watch?v=IO9WS_HNmyg

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Summary

https://www.youtube.com/watch?v=kBgIMRV8

95w

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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.

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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 En = -Rhc/n2.

n è un numero positivo intero associato con y.

y2 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%).

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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:

H Y = E Y

in cui:

E = energia dell’atomo.

Y = funzione d’onda, descrizione matematica del moto della materia-

onda associata all’elettrone in termini di tempo e di posizione.

H = operatore hamiltoniano, un insieme di operazioni matematiche

che, effettuate su una funzione Y, dà uno stato energetico

permesso.