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l'atomo - Coggle Diagram
l'atomo
1. La Natura della Luce e le Onde Elettromagnetica
Doppia natura della luce:
Ondulatoria: evidente nei fenomeni ottici come riflessione, rifrazione e diffrazione.
Corpuscolare: evidente quando luce interagisce con materia nei processi di emissione, assorbimento ed effetto fotoelettrico.
Proprietà delle onde: Un'onda è una perturbazione che propaga trasportando energia e non materia. Le tre grandezze fondamentali che la caratterizzano sono:
Frequenza (ν): numero di oscillazioni complete compiute da onda in un secondo, misurata in hertz (Hz=s−1).
Lunghezza d'onda (λ): distanza dopo quale onda si riproduce uguale a se stessa, misurata in metri (m) o nanometri (1 nm=1 x10 alla −9 m).
Velocità di propagazione (v): nel vuoto onde elettromagnetiche propagano alla velocità della luce c=3,00⋅10 alla 8 m/s alla -1.
Relazione fondamentale: Le tre grandezze legate relazione c=λ⋅ν. Frequenza e lunghezza d'onda sono inversamente proporzionali: all'aumentare della frequenza diminuisce la lunghezza d'onda e viceversa.
Natura elettromagnetica: James Clerk Maxwell dimostrò che luce visibile fa parte dello spettro elettromagnetico ed è generata dall'oscillazione di cariche elettriche, le quali producono campi elettrici e magnetici oscillanti e tra loro interconnessi.
3. Spettri Atomici e il Modello Atomico di Bohr (1913)
Spettri atomici:
Solidi e liquidi incandescenze producono spettro continuo contenente tutte frequenze della luce visibile.
Gas rarefatti ad alta temperatura emettono uno spettro a righe (discontinuo), caratteristico di ogni elemento chimico e utile per riconoscerlo
Evoluzione dei modelli atomici: Il modello planetario di Rutherford non spiega la stabilità dell'atomo né gli spettri a righe.
I postulati di Bohr per l'atomo di idrogeno:
L'elettrone ruota attorno al nucleo solo lungo determinate orbite circolari stazionarie a distanze fisse, senza emettere o assorbire energia.
ogni orbita è associato un preciso valore di energia quantizzata determinato dal numero quantico principale n (n\=1,2,3…).
Il livello n\=1 rappresenta lo stato fondamentale (minima energia); i livelli superiori (n>1) sono stati eccitati.
L'elettrone assorbe o emette energia solo compiendo salto quantico da un'orbita all'altra. L'energia emessa o assorbita sotto forma di fotone pari alla differenza energetica tra i due livelli: ΔE\=h⋅ν.
2. Teoria Quantistica ed Effetto Fotoelettrico
I fotoni: Max Planck e Albert Einstein (1905) stabilirono che luce si comporta anche un flusso di pacchetti d'energia detti fotoni o quanti di luce.
Effetto fotoelettrico: espulsione di elettroni dalla superficie di un metallo colpito da una radiazione luminosa.
L'emissione avviene solo se radiazione incidente possiede frequenza superiore a un certo valore detto frequenza di soglia (ν soglia).
Relazione di Planck-Einstein: L'energia di un fotone dipende direttamente dalla sua frequenza: E\=h⋅ν (oppure E\=h⋅c/λ), dove h\=6,63⋅10 alla −34 J⋅s è la costante di Planck.
L'intensità della radiazione determina il numero di fotoni ( il numero di elettroni emessi), mentre frequenza determina l'energia di ciascun fotone.
4. Il Modello Atomico a Strati e l'Energia di Ionizzazione
Energia di ionizzazione (Ei): È energia necessaria per rimuovere un elettrone da un atomo libero allo stato gassoso (A+(g)+energia→A+(g)+e−).
In base alla legge di Coulomb, l'attrazione tra nucleo ed elettrone è maggiore se la carica del nucleo è elevata e se distanza dal nucleo è minore.
I dati sulle energie di ionizzazione successive (es. per l'atomo di Zolfo) mostrano bruschi salti energetici, dimostrando che gli elettroni sono disposti in livelli energetici concentrici (strati o gusci).
Struttura dei livelli energetici:
Gli elettroni occupano fino a 7 livelli principali di energia a distanza crescente dal nucleo.
Il numero massimo di elettroni che un livello n può contenere è espresso dalla formula 2n alla 2:
n\=1: massimo 2 elettroni.
n\=2: massimo 8 elettroni.
n\=3: massimo 18 elettroni.
n\=4: massimo 32 elettroni.