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MODELLI ATOMICI Rutherford Bohr ( meccanica quantistica )

MODELLI ATOMICI Rutherford Bohr ( meccanica quantistica ) Schrodinger (Einstein, De Broglie, Eisengerg) ( meccanica ondulatoria ). Modello planetario di Rutherford. L’elettrone movendosi di moto circolare perderebbe energia cinetica avvicinandosi progressivamente

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MODELLI ATOMICI Rutherford Bohr ( meccanica quantistica )

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Presentation Transcript

  1. MODELLI ATOMICI • Rutherford • Bohr (meccanica quantistica) • Schrodinger (Einstein, De Broglie, Eisengerg) • (meccanica ondulatoria)

  2. Modello planetario di Rutherford L’elettrone movendosi di moto circolare perderebbe energia cinetica avvicinandosi progressivamente al nucleo (in circa 10-11s) - - + Le leggi dell’elettromagnetismo stabiliscono che quando una carica elettrica subisce una qualsiasi accelerazione perde energia

  3. energia Lunghezza d’onda Costante di Plank 6.6 x 10-24 J. s Velocità della luce nel vuoto = 3x108 m/s frequenza E = h . n = h . c/l

  4. Hydrogen gas Spettro di assorbimento Spettro di emissione

  5. Le posizioni delle righe negli spettri di assorbimento ed emissione di un dato elemento coincidono

  6. http://javalab.uoregon.edu/dcaley/elements/Elements.html Spettri di assorbimento ed emissione del carbonio

  7. I condizione Forza centrifuga = forza di attrazione elettrostatica [1] me.v2/r = e2/r2 [2] me.v2 = e2/r + mn r - ve me Modello atomico di Bohr II condizione Il momento angolare del sistema può solo avere certi valori discreti o quanti me. v . r = n.h/2p con n =1,2,3… risolvendo in v e sostituendo in [2] r = n2. h2/4p2 . m . e2 = n2 . cost Calcolando l’energia totale dell’elettrone E = energia cinetica + energia potenziale E = (1/2m.v2) + (- e2/r) da cui E = - (2p2.m.e4)/(n2.h2) = -cost / n2

  8. Postulati del modello atomico di Bohr 1.L'atomo si trova normalmente in uno stato stazionario che non irradia energia. 2.Le orbite permesse all'elettrone, di massa m e di velocità v, in ogni stato stazionario sono soltanto quelle aventi un raggio r tale da rendere il suo momento angolare mvr pari ad un multiplo intero del quanto di momento angolare h/2p. 3.L'atomo può assorbire o irradiare energia solo quando passa da uno stato stazionario ad un altro. Niels Bohr

  9. Questa transizione non è possibile Spettro di emissione n = 5 = 4 = 3 = 2 = 1 E = hc/l

  10. La natura procede a salti !

  11. Il modello di Bohr, per quanto stimolante, ha due limitazioni: • formalmente non è “ortodosso”; si parte dalla meccanica tradizionale (Newtoniana) e si arriva ad un modello fisico discontinuo introducendo assunzioni non dimostrate. • il modello fornisce una spiegazione delle proprietà spettroscopiche dell’atomo di idrogeno (l’elemento più semplice) ma non è sufficientemente “robusto” per interpretare gli spettri energetici degli altri elementi.

  12. Principio di indeterminazione di Heisenberg Per D si intende la variazione di errore nella determinazine Significato: Proprietà accoppiate di un elettrone (posizione e momento, energia e tempo di permanenza in un dato volume) non possono essere determinate simultaneamente con precisione infinita.

  13. Tempo di esposizione: corto Tempo di esposizione: lungo Non risolta chiaramente la posizione Ma si hanno informazioni sulla traiettoria Ben risolta la posizione Ma si perde la traiettoria

  14. Ipotesi della dualità onda-corpuscolo di de Broglie • a tutti gli oggetti in movimento è possibile associare una lunghezza d’onda • quanto più piccolo è l’oggetto tanto maggiore è la lunghezza d’onda associata (e quindi più esplicito sarà il suo comportamento ondulatorio)

  15. Y2DV: esprime la probabilità che una particella descritta dalla funzione si trovi nel volume infinitesimo DV intorno ad un punto di coordinate x, y, z.

  16. Le soluzioni possibili dell’equazione di Schrodinger sono quelle che si ottengono attribuendo dei valori interi ben definiti a certi parametri che compaiono nelle espressioni della funzione d’onda. Questi parametri sono tre, sono detti numeri quantici e sono tra loro interconnessi. n = x numero quantico principale dimensioni ed energia l = 0 …. (x-1) numero quantico secondario forma m = -l … +l numero quantico magnetico orientamento spaziale

  17. n = 1 l = 0, m= 0 1s n = 2 l = 0, m= 0 2s n = 2 l = 1, m= +1, 0, -1 2p n = 3 l = 0, m= 0 3s n = 3 l = 1, m= +1, 0, -1 3p 3d n = 3 l = 2, m= +2, +1, 0, -1, -2 n = x , l = 0 …. (x-1), m = -l … +l

  18. n = 4 l = 0, m= 0 4s n = 4 l = 1, m= +1, 0, -1 4p n = 4 l = 2, m= +2, +1, 0, -1, -2 4d n = 4 l = 3, m= +3, +2, +1, 0, -1, -2, -3 4f

  19. Osservazione “diretta” di orbitali d (dz2) e di legame Cu-Cu nella molecola di Cu2O J.M.Zuo ed al., Nature, vol 401, 2 sett. 1999

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