Le onde A

tempo

Lunghezza d’onda λ

Il movimento di un’onda viene rappresentato da una curva sinusoidale. I parametri sono: la lunghezza d’onda λ (distanza tra due creste), l’ampiezza A che corrisponde alla massima altezza della cresta rispetto alla linea di base, la frequenza ν, che indica il numero di onde che passano in un dato punto nell’unità di tempo. La teoria ondulatoria pensa alla luce come a delle onde che si propagano nello spazio alla velocità c. c=λν

A

prisma

Rifrazione della luce solare

fenditura

sorgente

1 , 2 , 3 ….

La luce bianca è policromatica. Un pennello di luce selezionato da una sottile fenditura e fatto cadere su un

prisma triangolare di vetro si divide in un insieme di colori che si susseguono con continuità. L’insieme delle strisce

colorate è chiamato spettro continuo.

schermo

prisma

schermo

Rifrazione della luce

1

1

2

2

sorgente

fenditura

Una radiazione luminosa costituita da un solo colore viene detta “monocromatica”.

Lo spettro elettromagnetico3x104 3x106 3x10243x10223x10203x10183x10163x10143x10123x10103x108 (Hz)

onde radio

microonde

IR UV

raggi X

raggi

La luce visibile rappresenta solo una piccola porzione dello spettro delle onde elettromagnetiche. Le onde meno

energetiche si trovano sulla sinistra dello spettro, mentre quelle più energetiche e quindi pericolose per gli esseri viventi, sulla

destra. I danni biologici si possono avere a partire dalle interazione tra le cellule e i raggi UV di tipo B.

Spettro visibile

L’effetto fotoelettrico

Il comportamento della luce non sempre può essere spiegato come propagazione di onde. Quando la natura interagisce con

la materia mostra una natura corpuscolare, cioè si può considerare formata da granuli di energia, i fotoni. I fotoni viola e

blu, infatti, hanno energia sufficiente per espellere elettroni da un metallo (ad esempio il cesio).

Energia del fotone: E=hν

h= costante di Planck= 6,6.10-34Js

Spettri atomici degli atomiSe si fa passare la luce emessa da un filo metallico riscaldata da una fiamma attraverso una fenditura e

quindi attraverso un prisma di vetro, si ottiene la sua scomposizione nei colori dell’arcobaleno. La

serie dei colori ottenuto viene chiamata spettro continuo ed è tipico dei solidi e dei liquidi portati

all’incandescenza. Se, invece, si analizza la luce emessa da una lampadina contenente del gas

rarefatto riscaldato, ad esempio idrogeno, si otterrà uno spettro costituito da righe colorate. Tale spettro viene denominato spettro a righe. La posizione e la

sequenza di tali righe è caratteristica per ogni elemento analizzato

Spettri atomici: spettri a righe

Spettro a righe

Violetto 410,2 nmBlu 434,1 nm

Verde 486,1 nmRosso 656,3 nm

Idrogeno (H)

800 700 600 550 500 450 400

Ampolla con idrogeno

Generatore di alta tensione

Schermo opaco

FendituraPrisma

Lastra fotografica

Gli spettri atomici

Idrogeno (H)

Sodio(Na)

Mercurio (Hg)

800 700 600 500 400

Lunghezza d’onda (nm)

Spettro continuo

Spettro a righe

Il modello planetario

Forza centrifuga

Forza elettrostatica

La forza elettrostatica che trattiene l’elettrone all’interno dell’atomo è controbilanciata dalla forza centrifuga, collegata al suo movimento su un’orbita circolare.

Sottoposto a continua accelerazione, l’elettrone dovrebbe irradiare energia, cadendo sul nucleo con moto spiraliforme. Se tale energia fosse emessa sottoforma di radiazione elettromagnetica, darebbe origine ad uno spettro continuo. Gli spettri atomici, invece, sono a righe.

Il modo con il quale Ruthford aveva sistemato gli elettroni attorno al nucleo entrò in crisi.

Live

llo 0

Energia continua Energia discontinua

Spettro continuo e discontinuo

L’atomo secondo Bohr

• Finché un elettrone ruota nella sua orbita non perde energia per irradiamento

• Se si somministra energia ad un atomo, gli elettroni assumono quanti di energia e si spostano su orbite più esterne a più alto contenuto di energia

• Quando l’elettrone cade su un livello di energia inferiore, l’atomo emette luce caratteristica; la luce emessa compare come riga colorata nello spettro a righe

• L’energia della luce emessa o assorbita è uguale alla differenza fra le energie delle due orbite

Il modello atomico a strati Il modello di Bohr prevede l’esistenza di livelli di

energia, denominati anche gusci o strati, in cui si trovano le varie orbite che l’elettrone può percorrere.

I livelli di energia delle orbite, che l’elettrone dell’idrogeno può raggiungere dipendono dal

numero quantico principale n. Tale numero può assumere solo valori interi 1,2,3… Il livello di

energia più basso per l’idrogeno è quello con numero quantico n=1. Tale livello viene detto

fondamentale ed ha energia uguale a E1. I livelli di energia superiore E2,E3….. sono chiamati stati

eccitati perché l’elettrone può raggiungerli solo se riceve una sufficiente quantità di energia.

Energia luminosa (luce)

2-Stato eccitato 3-Ritorno allo stato fondamentale con

emissione di un fotone

n=3

n=2

n=1n=1

n=2

n=3

ΔE= E2-E1= hν=6,6.10-34Js.ν(in s-1)= energia del fotone emesso

n = numero quantico principale, indica il contenuto di energia dell’orbita

Energia termica (calore)

n=3

n=2

n=1

1-Stato fondamentale

Atomo di idrogeno

RH

E= n2

H= costante di Rydberg=21,79.10-19J n= numero quantico principale

Ene

rgia

(J)

-21,79.10-19

-5,45.10-19

-2,42.10-19

-1,36.10-19

-0,87.10-19

-0,61.10-19

0

n=1

n=2

n=3

n=4

n=5 n=6

n=∞

Diagramma dei livelli energetici quantizzati per l’atomo di idrogeno

Lo spettro di emissione dell’idrogeno

a b c d e f serie delle linee di Lyman (che compaiono nell’UV)

a b c d serie delle linee di Balmer(nel visibile)

a b c d

serie di Paschen ( nell’infrarosso)

∞65432

1

Le quattro righe nel visibile corrispondono a salti degli elettroni dai livelli più esterni al livello n=2, e sono caratterizzate dalle seguenti lunghezze d’onda:

n6 n2= 410,2 nm; n5 n2= 434,1 nm; n4 n2= 486,1 nm; n3 n2= 656,3 nm. Successivamente l’elettrone passa dal livello 2 al livello 1 emettendo una

radiazione UV invisibile.

2000 1800 1600 1400 1200 1000 800 600 400 200 0

Lunghezza d’onda nm

Serie di Paschen (infrarosso)Serie di Balmer (visibile)

Serie di Lyman

(ultravioletto)

a b c d a b c d e abcdef

Spettro dell’idrogeno

Il modello di Bohr non era in grado di spiegare lo spettro a righe degli elementi aventi più di un elettrone. E’ stato necessario, quindi, modificarlo. Si è mantenuta l’idea dei livelli di energia, che trova un riscontro nell’evidenza sperimentale, mentre è diventato necessario abbandonare il concetto di orbita. Per spiegare la posizione degli elettroni rispetto al nucleo si utilizzerà un modello matematico che introduce il concetto di probabilità. La distribuzione dell’energia attorno al nucleo in livelli, o strati, ci permette di parlare di “modello atomico a strati”. Gli elettroni sono tenuti legati al nucleo dalla forza di attrazione elettrostatica tra cariche positive ( i protoni del nucleo) e cariche negative (gli elettroni stessi). Questa forza dipende dalla carica del nucleo cioè dal numero di protoni, e dalla distanza tra nucleo ed elettrone.

I sottolivelli energeticiI livelli sono numerati dal più basso al più alto. Per n=1 si ha

il livello più basso. Gli altri livelli sono n=2, n=3, n=4, n=5, n=6, n=7. Questi sette livelli sono in grado di descrivere

come si dispongono gli elettroni di tutti gli elementi conosciuti. Ciascun livello di energia è suddiviso in

sottolivelli. Il primo livello è costituito da un solo sottolivello, il secondo da due, il terzo da tre, il quarto da quattro e così via. I primi quattro sottolivelli si indicano con le lettere s, p,

d, f. La teoria prevede anche l’esistenza dei sottolivelli g, h, i, l, m, ma questi non servono per descrivere le strutture

elettroniche degli elementi noti. Il numero massimo di elettroni che possono essere ospitati da un livello di energia

si può facilmente calcolare grazie a questa formula:

numero massimo di elettroni = 2 x n2

L’ordine di riempimento dei sottolivelli

1s

2s

3s 3p

4s

3d

4p

5s

4d

5p

6s

4f

2p

7s

6d

5f

6p

5d

7p

1s

2s

3s

4s

5s

6s

7s

3p

2p

5p

4p

6p

5d

4d

3d

4f

5f

7p

6d

Livello Sottolivelli

1 1s 2 2

2 2s

2p

2

6

8

3 3s

3p

3d

2

6

10

18

4 4s

4p

4d

4f

2

6

10

14

32

5

5s

5p

5d

5f

2

6

10

14

32

6 6s

6p

6d

2

6

10

18

7 7s 2 2

Numero massimo di elettroni nel

sottolivello

Numero massimo di elettroni nel livello

ENERGIA DI PRIMA IONIZZAZIONEE’ l’energia necessaria per strappare da un atomo allo stato gassoso un elettrone e portarlo a distanza infinita dal nucleo.

3+ --

-

Li (g)

3+ -- -+

Li+(g) elettrone

Li (g) + 520 kJ/mol Li+(g) + e-

Energia

N

1401

2856

4578

7475

9443

53252

64360

Energie di ionizzazione successive alla prima

E1

E2

E3

E4

E5

E6

E7

E8

E9

E10

Li

520

7300

11850

Be

900

1757

14890

21004

B

801

2425

3658

25021

32820

C

1086

2350

4620

6221

37822

47280

O

1314

3389

5296

7468

10989

13321

71322

84080

F

1681

3376

6045

8409

11021

15162

17863

92012

106430

Ne

2081

3964

6133

9362

12181

15243

20002

23073

115381

131430

Se si segue per lo stesso atomo l’andamento delle energie di ionizzazione, si nota un brusco aumento corrispondente allo strappo di un elettrone da un livello completo, dopo che tutti

gli elettroni sono stati allontanati.

Esaminando i dati di tutte le energie di ionizzazione dei vari atomi si giunge alla conclusione che gli elettroni occupano via, via, i livelli energetici a partire da quello più vicino al nucleo. Solo quando un livello è completo passano a quello successivo

Li(g) + Ei’ Li+(g) + e- Ei’= 520 kJ/mol

Li(g) + Ei’’ Li++(g) + e- Ei’’=7297 kJ/mol

Li(g) + Ei’’’ Li+++(g) + e- Ei’’’=11816 kJ/mol

L’energia necessaria per togliere il secondo elettrone dal litio è 14 volte più grande di quella necessaria per togliere il primo. Ciò si spiega ammettendo che la distanza tra nucleo e secondo elettrone sia inferiore rispetto a quella tra nucleo e primo elettrone. Possiamo concludere immaginando il secondo elettrone nel primo livello, più vicino al nucleo. Naturalmente in questo livello si trova anche il terzo elettrone del litio.