Atomi e spettro del visibile

Tutte le sostanze assorbono ed emettono radiazioni luminose della stessa “L” e “v” . “L” (espressa con la lettera greca

A tale ambito diede un particolare contributo Bohr, che studiò lo spettro d’emissione a righe dell’idrogeno, l’elemento più semplice che fu portato all’incandescenza e questa evidenza sperimentale fu sfruttata per avanzare due postulati:

1) Allo stato stazionario, gli elettroni non emettono onde elettromagnetiche perché si muovono in orbite privilegiate, discrete, quantizzate, caratterizzate da precise quantità d’energia dette livelli energetici.

2) Allo stato eccitato, si verificano delle emissioni d’energia sotto forma di onde elettromagnetiche quando l’elettrone salta a livelli energetici differenti.

Quando l’elettrone torna all’orbita stazionaria, restituisce l’energia assorbita sotto forma di quanti luminosi.

In questo contesto è fondamentale la conoscenza dei tipi di energia e della capacità propria di alcuni atomi:

Energia di ionizzazione: è l’energia (di natura luminosa, elettrica o termica) che occorre fornire all’atomo per strappargli via l’elettrone. Leggendo la tavola periodica degli elementi (quindi orizzontalmente) essa da sinistra verso destra aumenta, fino ai gas nobili che proprio non cedono gli elettroni perché hanno già la stabilità.

Affinità Elettronica: è l’energia che un atomo libera quando associa a sé un elettrone.

Elettronegatività: è la capacità che l’atomo ha di attrarre a sé la coppia di elettroni di legame. Nel periodo aumenta da sinistra a destra, nel gruppo diminuisce dall’alto verso il basso. La più alta è quella del fluoro, dopo di cui viene quella dell’ossigeno.

Parlando di orbite si presupponeva di conoscerne contemporaneamente posizione e velocità, ma per il principio d’indeterminazione di Heisenberg, esistono coppie di grandezze che, come questa, non possono essere misurate insieme con la dovuta precisione, anche perché i nostri strumenti, adatti ad indagare il macroscopico, perturberebbero l’orbita.