Modelli atomici

Evidenza della natura corpuscolare delle radiazioni e.m.:

• corpo nero _{Em = hf} quantizzazione livelli di energia di oscillatori
• modi risonanti di onde e.m.
• effetto fotoelettrico fotone ha energia hf
• effetto Compton fotone ha quantità di moto

Proprietà quantistiche della materia

evidenza della natura corpuscolare della materia:

• quanti di materia → atomi → materia non distribuita in maniera continua ma quantizzata
• quanti di carica elettrica → elettrone

esperimento per conoscere carica

• modello dell'elettrone
• Thomson (1897) Millikan (1905)
• deflessione di carica in campo elettrico

MODELLI ATOMICI (Thomson, Rutherford, Bohr)

stabilità degli atomi

spettri di emissione & assorbimento

rotazioni gassosi → righe spettrali λ

• m₁sine θ₁ = m₂sine θ₂

Spettri atomici:

Per solidi e liquidi → spettri continui

Per gas → spettri atomici caratteristici di uno specifico elemento chimico

Spettro di H, Na costituiscono una firma della presenza di H, Na

per verificare la presenza di un elemento o partite dallo spettro

Spetto di assorbimento

righe nere di assorbimento

Spettro di emissione

righe emisson

atomi del gas eccitati da

coll.rad. e.m.

=> Tutte le righe di assorbimento si vedono anche in emissione. Non tutte le righe di emissione si vedono in assorbimento.

Qui: delle righe in emissione si vedono a seconda di λ. Variazioni dipendono dalla temperatura.

Si studiano gli spettri di emissione

Spettro di emissione

(spettro di H)

rispettano regole spettro atomico di H

quantizzato dalla formula di Rydberg (1880):

Spettro di _n

costante di Rydberg

convenzione: m_p ≠ n_p

Serie spettali

di cadere ad m_p

• m_p = 1 —> serie di Lyman (1916 ^uv)
• m_p = 2 —> serie di Balmer (1885 visibile)
• m_p = 3 —> serie di Paschen ( ^{1850 all'infrarosso})

Struttura caratteristica delle serie

Se m₁ aumenta —> λ aumenta, ν diminuisce

Modello "panettone" di Thomson (1900)

(Plum pudding)

Appendice: orbite circolari

Electrons sono costituenti fondamentali della materia

(m_e = 9,11 x 10^-31 kg) ^- M_e c.f. emat

Per H

Z = 1 (numero atomico)

Per atomo con numero atomico Z ci sono Z elettroni

è necessaria una carica positiva +Ze per rendere l'atomo stabile.

Come sono distribuite geometricamente massa e carica positiva

Thomson: carica positiva (Z e-) e massa dell'atomo sono distribuite (con continuità) in una sfera di raggio 1m

(1 ÷ 2 · 1) ^{1 ÷ 10}

Elettrons = particelle puntiformi

X = -D;

K_lim = ^2Ze₂e/_l = energia potenziale elettrostatica D

paricella nel campo generato da una carica puntiforme Z_e

K_lim = ^Ze₂/_{C rE} K_lim

3 - 10^-15

primo sistema del corpo del nucleo atomico

almeno per nucleoni (U₀)

Con il potere delle cariche puntiformi puntiforme

Punto in cui tutta l’energia = 0

almeno elettrostatica

Anali e in accordo con dati sperimentali se senza potenziale che fa uscire

pezato puntiforme 2Ze₁= f(U₀) stacina l’1xl quindi anche

fino ad almeno rigidità torcendo d’intiero

Risultati in accordo con dati sperimentali puntati puntini di carica

puntiforme ben deputata fino almeno alla distanza di 1 emissione

ovviamente

di carica positiva distribuita in una sfera (come afferma Thomson)

però le dimensioni della sfera devono essere ad almeno più piccole di D

Le modelle di Thomson quali sono basati fa con cal has nella luna

dell’atomo sono concentrati in un mucchio che fa dimensioni almeno pi

piccole di D

il D in che le dimensioni sono nell'ordine di 10^-15

Spiegazione secondo la fisica classica

modello planetario Rutherford (1911) -> fisica classica

l’elettrone percorre orbitre secondo intorna al nucleo (come per nota

intorno al sole)

Si basa sull’necrileggio tra la forza di Coulomb fra cariche q₁q₂

(parte nucleare) / reciproca attrazione positiva F_E = 1 q₁ q₂

e la forza di gravità fra masse m₁ m₂ (materia) F_G = G - m₁ m₂

F_G = G - m₁ m₂/_r² - D sempre attrattiva

Consideriamo le cariche in fine orbita prima circolare

Nucleo di carica Z_e al centro attrazione elettron

1 elettronica - carica -e

Ruotami il solo elettrone

Assumiamo che le nucleus possima planetario con modello

H = Z = 1 H Z = 2 > 4He¹⁺

H lo manz 1,68 x

procedo ridotto nuove orbitale > Duo solo elettrone

Se avver à tempo per finitio il nucleo e l’elettrone orbita un corma

al centro, al numero

modo orbicolivismo prospetta

velocità angolare un uniforma

F = - ¹/_{C rE> Ze2}/_r² forza attrattiva forza di Coulomb

ω = v/_r velocità - frequenza

a_c = ω² r = μ₁² v² < - D

dukapet un accelerazione centripeto

Sviluppi dal modello di Bohr (1913)

• Stabilità postulato
• Emissione atomica al idrogeno (Ha)
• Livelli di energia quantizzati

E_n=Z²Es/n² = E₁₀ energia di ionizzazione dell'atomo di H

Emissione di frequenze caratteristiche → formula di Rydberg

Rd dipende da Z_eff non numero quantico

Esperimento di Franck e Hertz (1914)

Il figlio dell'Hertz che ha scoperto le onde radio

Postulato elettronico del gas di idrogeno verifica che il gas cessa —— proprio bello l'effetto ha scoperto le onde radio

Nessuna giustificazione con il classico "radiazione e.m."

Modalità di emissione/assorbimento di energia da parte di atomi:

Atomo non eccitato (stabile) energia 0 (ad es.)

Energia cinetica dell'elettrone incidente tra atomo termina eccitato:

Energia necessaria perché si possa cedere → energia

La formula di R

Elettrone primario emette energia cinetica → energia pot. (elettr.)

E₁→E distribuita da Max — B(oltz.)

Ripetono e a degli elettroni primari

E_i→E < prim. eccitato

• Distribuzione Atomico da vari livelli

Per poter eccitare elettrone bisogna fornire energia almeno ΔE

ΔK = K_in-K_out > ΔE

Energia cinetica persa dall'elettrone incidente

In generale l'atomo viene eccitato a diversi livelli

• Una volta eccitato l'atomo torna nello stato fondamentale (Max — Boltz).
• Energia persa: radiazione e.m. (fotoni) secondo lo schema postulato da Bohr

hν=ΔE₁+ΔE₂

hν₂=ΔE₁

hν₁=ΔE₁