4 Aprile 2012 Come gli atomi emettono la luce
Data pubblicazione: Apr 05, 2012 3:29:45 PM
I colori emessi dagli atomi, scoperti nell'esperimento del 2 aprile dai diversi gruppi, sono i seguenti:
Atomi di Litio (Li) = rosso cupo
Atomi di Sodio (Na) = arancione intenso
Atomi di Potassio (K) = lilla
Atomi di Calcio (Ca) = arancione e sprazzo rosso
Atomi di Stronzio (Sr) = rosso vivo
Atomi di Bario (Ba) = verde chiaro
Atomi di Boro (B) = verde intenso
Atomi di Rame (Cu) = azzurro-verde a sprazzi
Da questo sito si possono rivedere alcune delle colorazioni caratteristiche e anche quelle di altri elementi.
E' stato Niels Bohr, un fisico Danese, a spiegare nel 1913, poco dopo la scoperta del nucleo da parte di Rutherford e collaboratori, che cosa fanno gli elettroni orbitanti e come "funzionano" gli atomi. Il modello dell'atomo di Bohr si basa sull'osservazione delle righe degli spettri degli elementi più semplici.
in cosa consiste tale modello? Lo descriveremo per l'atomo di idrogeno, il più semplice di tutti in quanto ha una sola carica positiva nel nucleo ed un solo elettrone orbitante.
Secondo il modello di Bohr, l'atomo di idrogeno può avere solo certi valori di energia, corrispondenti alle poche orbite permesse per l'elettrone. Egli chiamò stati stazionari queste orbite e stato fondamentale lo stato con la minore energia, corrispondente all'orbita più vicina possibile al nucleo.
Quando l'atomo non sta ricevendo energia si trova in questo stato fondamentale.
Quando l'atomo riceve energia, dalle scariche elettriche (nel tubo a scarica elettrica tipo "neon") oppure dal calore di una fiamma, l'elettrone può allontanarsi dal nucleo che lo attrae, passando su un'orbita più lontana.
L'atomo in queste condizioni si chiama atomo "eccitato", e avrà una durata di pochi milionesimi di secondo.
Poiché l'energia non esiste "sfusa", ma è a pacchetti indivisibili, l'elettrone non può perdere né acquistare energia gradualmente, per questo non può passare su orbite vicine non permesse.
L'energia dell'atomo eccitato può essere riemessa soltanto nel "salto" (transizione) dallo stato stazionario ad energia maggiore, verso uno stato stazionario permesso, ad energia inferiore. Quest'altro salto o transizione si chiama "diseccitazione".
L'elettrone può solamente acquistare un pacchetto di energia intero, avente valore E1-E0, per "saltare" da un livello ad un successivo livello permesso. La sola alternativa per l'elettrone, se non riceve abbastanza energia, è restare dove si trova.
L'atomo eccitato tende a tornare allo stato fondamentale in un tempo brevissimo, riemettendo l'energia perduta sotto forma di un "pacchetto" o quanto di luce avente energia E1-E0.
Chiaramente un atomo può emettere un solo fotone per volta (corrispondente ad una sola riga del suo spettro), ogni volta che si diseccita. Ma dobbiamo anche tenere presente che ci sono miliardi di atomi, in una fiamma o in un tubo a scarica, e ciascuno di essi in qualsiasi momento può eccitarsi, diseccitarsi emettendo un diverso fotone tra quelli permessi, per poi ripetere il ciclo migliaia di volte al secondo.
In questa maniera dalla fiamma o dal tubo sono continuamente emessi fotoni di tutte le frequenze e di tutte le righe caratteristiche di quel tipo di atomi. Quello che viene chiamato lo spettro a righe dell'elemento, che è una specie di codice a barre con cui si riconosce quell'elemento in modo infallibile (ovviamente con uno spettroscopio di precisione).
Purtroppo l'occhio non è in grado di dividere i colori della luce come fa un prisma o un reticolo di diffrazione, quindi nel saggio alla fiamma noi vediamo solo la colorazione risultante dalla somma di tutte le righe emesse.
Poiché i pacchetti di energia luminosa, o fotoni, possiedono una frequenza proporzionale all'energia, secondo la legge di Panck: E1-E0 = E = h·f, dove E è l'energia del fotone, h è la costante di Planck = 6.63·10-34 J·s ed f la frequenza della corrispondente onda luminosa, e dato che la frequenza della luce corrisponde al suo particolare colore, possiamo comprendere che vedendo il colore della luce emessa dagli atomi potremo risalire alla differenza tra le energie dei diversi stati dell'atomo.
E' quanto fece Bohr utilizzando le frequenze emesse dall'idrogeno, i cui valori erano dal 1885 calcolabili usando una semplice formula che J. Balmer, un professore di matematica svizzero, aveva trovato per tentativi ed errori, ma che nessuno, fino a quel momento era stato in grado di spiegare. Nella seguente figura è possibile vedere la formula di Balmer a sinistra.
Lo stato fondamentale dell'idrogeno corrisponde al piccola orbita n=1 al centro.
Le righe della parte visibile dello spettro (serie di Balmer) corrispondono alle transizioni alla seconda orbita (n=2)
Esistono anche una serie di righe nell'ultravioletto (serie di Lyman) data dalle transizioni da qualunque stato a quello fondamentale ed una serie nell'infrarosso data da tutte le transizioni, meno energetiche, alla terza orbita (serie di Paschen).
Formazione dello spettro visibile dell'idrogeno (serie di Balmer):
riga rossa = transizione livelli E3-E2;
riga cyan = transizione livelli E4 - E2;
riga violetto 1 = transizione livelli E5 - E2;
riga violetto 2 = transizione livelli E6 - E2.
Questa pagina web, da cui è stata presa la figura soprastante, spiega in dettaglio lo spettro dell'idrogeno, e permette anche di calcolare lo spettro di altri atomi variando il numero atomico (numero di protoni nel nucleo) Z.
Questo video spiega come avviene la formazione dello spettro dell'idrogeno con un modello di atomo successivo, dove le orbite di Bohr sono sostituite da orbitali.
http://www.youtube.com/watch?v=fKYso97eJs4&feature=related
In questa Applet potete giocare a provocare transizioni all'atomo di idrogeno e a fargli emettere i fotoni del suo spettro.
http://www.mhhe.com/physsci/astronomy/applets/Bohr/frame.html
La seguente figura contiene i "codici a barre" o spettri di emissione dei più comuni atomi.
