Chapter 7: Electronic Structure of Atoms

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7.6:

Spettri di emissione

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Chemistry

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Emission Spectra

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Quando un atomo assorbe energia, gli elettroni si eccitano e si spostano a un livello di energia superiore. Quando gli elettroni si rilassano fino a uno stato di energia inferiore o allo stato fondamentale, l’energia in eccesso viene rilasciata come un fotone. La lunghezza d’onda della luce assorbita ed emessa dipende dalla differenza tra i livelli di energia alta e bassa.La luce emessa ad alta energia è il risultato di elettroni che si rilassano da un livello di energia più elevato, e la luce emessa a bassa energia è il risultato di elettroni che si rilassano da un livello di energia più basso. Uno spettro di emissione è una misura della radiazione emessa in una gamma di lunghezze d’onda. Con le specie elementari pure, il comportamento di emissione appare come linee di lunghezze d’onda specifiche piuttosto che come un ampio spettro.Questo è lo spettro di emissione dell’idrogeno. L’insieme di linee spettrali nella regione della luce visibile è noto come serie di Balmer. Esso si verifica quando gli elettroni passano da un livello di energia superiore a n 3 fino a n 2.Lo spettro della luce visibile appare come linee spettrali a 410, 434, 486 e 656 nm, che corrispondono alle transizioni del livello di energia da n 3, 4, 5 e 6, rispettivamente, a n 2. È possibile misurare ulteriori linee spettrali al di fuori del campo visibile, come la serie Lyman nella regione UV e la serie Paschen nella regione infrarossa. Le lunghezze d’onda delle linee spettrali per l’idrogeno possono essere previste utilizzando un’espressione matematica, dove R-H è la costante di Rydberg, n1 è il numero quantico principale del livello di energia inferiore e n2 è il numero quantico principale per il livello di energia superiore.Per la serie di Balmer, n1 2. Poiché atomi diversi hanno livelli di energia diversi, le linee di emissione spettrale variano da elemento a elemento e vengono utilizzate per identificare le sostanze. L’inverso di uno spettro di emissione è il suo spettro di assorbimento.Guardando l’idrogeno, le linee nel suo spettro di assorbimento si trovano alle stesse lunghezze d’onda del suo spettro di emissione, ma sono scure. Queste sono le lunghezze d’onda della luce che vengono assorbite da un atomo di idrogeno quando viene esposto a uno spettro di luce bianca continua.

7.6:

Spettri di emissione

Quando solidi, liquidi o gas condensati vengono riscaldati a sufficienza, irradiano parte dell’energia in eccesso come luce. I fotoni prodotti in questo modo hanno una gamma di energie, e quindi producono uno spettro continuo in cui è presente una serie ininterrotta di lunghezze d’onda.

A differenza degli spettri continui, la luce può anche verificarsi come spettri discreti o di linea con larghezza di linea molto strette intervallate in tutte le regioni spettrali. L’eccitante di un gas a bassa pressione parziale utilizzando una corrente elettrica, o riscaldarlo, produrrà spettri di linea. Lampadine fluorescenti e insegne al neon funzionano in questo modo. Ogni elemento mostra il proprio insieme caratteristico di linee, così come le molecole, anche se i loro spettri sono generalmente molto più complicati.

Ogni linea di emissione consiste in una singola lunghezza d’onda della luce, il che implica che la luce emessa da un gas consiste in un insieme di energie discrete. Ad esempio, quando una scarica elettrica passa attraverso un tubo contenente idrogeno gassoso a_{bassa pressione, le molecole H 2 vengono} suddivise in atomi H separati e si osserva un colore blu-rosa. Il passaggio della luce attraverso un prisma produce uno spettro di linea, indicando che questa luce è composta da fotoni di quattro lunghezze d’onda visibili.

L’origine degli spettri discreti negli atomi e nelle molecole fu estremamente sconcertante per gli scienziati alla fine del XIX secolo. Secondo la teoria elettromagnetica classica, dovrebbero essere osservati solo spettri continui. Altre linee discrete per l’atomo di idrogeno sono state trovate nelle regioni UV e IR. Johannes Rydberg generalizzò il lavoro di Balmer e sviluppò una formula empirica che predisse tutte le linee di emissione dell’idrogeno, non solo quelle limitate all’intervallo visibile, dove, n₁ e n₂ sono interi, n₁ < n₂

Anche alla fine del XIX secolo, la spettroscopia era una scienza molto precisa, e quindi le lunghezze d’onda dell’idrogeno furono misurate con altissima precisione, il che implicava che anche la costante di Rydberg poteva essere determinata in modo molto preciso. Che una formula così semplice come la formula di Rydberg potesse tenere conto di misurazioni così precise sembrava sbalorditiva all’epoca, ma fu l’eventuale spiegazione degli spettri di emissione di Neils Bohr nel 1913 che alla fine convinse gli scienziati ad abbandonare la fisica classica e spinse lo sviluppo della meccanica quantistica moderna.

Questo testo è adattato da Openstax, Chimica 2e, Sezione 3.1: Energia Elettromagnetica.