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SCARICARE ELETTRICA NEI GAS RAREFATTI

Posted on Author Nitilar Posted in Libri


    Contents
  1. La scarica nei gas
  2. Ionizzazione dei gas
  3. ELETTRICHE, SCARICHE
  4. Menu di navigazione

Lo studio del passaggio dell' elettricit`a in gas rarefatti inizi`o verso la met`a dell' •Le collisioni degli elettroni con le molecole del gas ne provocazione la il passaggio di corrente attraverso il gas (la scarica elettrica) attraversa una. Scarica elettrica nei gas rarefatti. L'aria ed i gas in condizioni normali di pressione atmosferica sono pessimi conduttori di corrente elettrica. Ma a bassa. Scariche elettriche nei gas. Per osservare il fenomeno della scarica elettrica in un gas, lo si racchiude in un tubo trasparente, fissando in tal modo il tipo di gas ( o. la corrente nei gas non segue la legge di Ohm, e quindi non è possibile stabilire la . L'aspetto della scarica nel gas rarefatto varia con la pressione del gas.

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La corrente dovuta alle cariche che si disperdono o vengono asportate è detta corrente di s. Se il mezzo interposto è un dielettrico, perché la s. Se finalmente il mezzo è un cattivo dielettrico, cioè è debolmente conduttore, la s. È di questo tipo la s. Particolarmente importante, sia dal punto di vista teorico che applicativo, è la s.

Fra la luce violacea che circonda il catodo e quella rossastra del tubo si nota uno spazio oscuro. Il catodo è sempre avvolto dalla guaina catodica che desta una tenue fluorescenza intorno al catodo.

Scala di Cross 6 tubi a vuoto Generatore di corrente. Infatti la scarica attraverso il gas, che è dovuta al movimento di ioni presenti nel gas stesso ciascuno nel verso definito dal segno della propria carica , dipende dal grado di vuoto praticato nel tubo.

Scarica filamentosa comincia a formarsi un sottile nastro luminoso che unisce i due elettrodi con crepitio caratteristico, non differisce da quella a pressione normale. Si osserva un bagliore omogeneo senza filamenti, il catodo si riveste di luce violacea ed il nastro è sfumato e volge al rosa.

Fu infine deciso di riservare a queste particelle, e non alle cariche elettriche, come si era fatto in precedenza, il nome di elettroni. Esso pesa volte di meno del peso dell'atomo di idrogeno, il più leggero che esista in natura. Era quindi logico pensare che se da essa si era riusciti ad estrarre corpuscoli carichi di elettricità negativa, gli elettroni appunto, dovessero essere presenti residui carichi positivamente.

Era altrettanto naturale attendersi che tali frammenti di materia avrebbero dovuto seguire, nell'interno del tubo di scarica, un percorso in senso contrario a quello degli elettroni. Venne pertanto praticato un foro nel catodo in modo che le particelle, provenienti dalla zona anodica, potessero attraversarlo. Sono i nuclei dei gas a cui i raggi catodici hanno sottratto gli elettroni.

Se per riempire il tubo veniva impiegato l'idrogeno, la massa delle particelle positive risultava la più piccola di tutte.

Il fatto che l'idrogeno formasse uno ione di massa inferiore a quella di qualsiasi altro elemento, fece pensare che lo ione idrogeno potesse essere una particella fondamentale.

A questa particella fu assegnato pertanto il nome di protone, parola che in greco significa "di primaria importanza".

La scarica nei gas

Essi possiedono fra l'altro, la proprietà di impressionare una lastra fotografica avvolta con carta nera. I raggi X assumeranno grande rilevanza per le loro applicazioni in fisica, in chimica e soprattutto in medicina. Oggi conosciamo il motivo per il quale gli elettroni, quando vanno ad urtare contro un ostacolo emettono radiazioni. Gli elettroni veloci hanno una grande energia cinetica e, quando colpiscono una parete che ne rallenta fortemente la corsa, perdono buona parte della loro energia.

Nel caso del bombardamento elettronico contro l'anticatodo, l'energia riappare sotto forma di raggi X. Il più noto di questi fu proposto, nel , da Joseph John Thomson. Si tratta di un modello che potremmo definire pieno a cariche diffuse. Secondo lo scienziato inglese l'atomo doveva essere costituito da una sfera omogenea di elettricità positiva, ma senza peso, nella quale si trovavano disseminati gli elettroni, come si trattasse di uvetta nel panettone.

Per questo motivo all'atomo di Thomson venne anche assegnato il nome irriverente ma efficace di "modello a panettone". Il modello non era, come a volte si vuol far credere, una costruzione ingenua e banale: si trattava, invece, di una struttura fisica perfettamente coerente e sostenuta da rigorosi calcoli matematici. La situazione di equilibrio, all'interno dell'atomo, si realizzava, secondo Thomson, perché le forze di repulsione degli elettroni con carica negativa venivano bilanciate dall'attrazione esercitata dalla carica positiva, diffusa all'interno dell'atomo, sugli elettroni stessi.

Fu tuttavia un fondamentale esperimento condotto dal fisico inglese Ernest Rutherford a dimostrare che il modello di Thomson era del tutto inadeguato. Successivamente i coniugi Curie Pierre e Marya Sklodowska, premi Nobel per la fisica nel dedicarono tutta la loro vita allo studio di questo fenomeno, che da loro venne chiamato "radioattività".

Alla fine di un lungo ed impegnativo lavoro, i Curie riuscirono ad estrarre da alcune tonnellate di pechblenda pochi decigrammi di due elementi altamente radioattivi, a cui essi stessi dettero il nome di polonio, per onorare la Polonia, terra natale di Marya Sklodowska, e di radio, sostanza volte più radioattiva dell'uranio.

Lo studio sulla natura di queste radiazioni venne condotto soprattutto dal fisico inglese di origine neozelandese Ernest Rutherford, uno dei più grandi fisici sperimentali che il mondo scientifico abbia mai conosciuto. Egli pose un pezzetto di una sostanza radioattiva in una cavità ricavata all'interno di un blocchetto di piombo, che aveva la funzione di trattenere la radiazione, ma che presentava un canalicolo attraverso il quale la radiazione stessa poteva uscire.

All'esterno venivano poste due piastre elettriche o anche le espansioni di un magnete in modo che la radiazione venisse sottoposta all'azione di un campo elettrico o magnetico.

Il fenomeno della radioattività metteva in luce, fra l'altro, che l'atomo, oltre ad espellere elettroni, emetteva anche particelle positive.

In questo modo la struttura uniforme del modello atomico di Thomson veniva ulteriormente messa in dubbio e il termine di "atomo" nel senso di struttura indivisibile andava perdendo, con sempre maggiore evidenza, il suo significato primitivo.

Tuttavia, l'esperimento decisivo, quello che avrebbe cambiato radicalmente il modello, doveva ancora essere eseguito.

Si trattava normalmente di deviazioni di minima entità ma, cosa sorprendente ed imprevista, alcune particelle deflettevano notevolmente e a volte venivano addirittura respinte all'indietro. Per questo motivo, il modello atomico di Rutherford, venne anche detto modello planetario.

I fatti sperimentali mostravano che il nucleo doveva possedere dimensioni di circa Per farci un'idea di queste dimensioni possiamo immaginare di ingrandire un atomo fino a fargli assumere le dimensioni di un ampio salone: il nucleo, al centro, non sarebbe più grande della capocchia di uno spillo.

Il periodo che precede il è quello classico, caratterizzato da teorie fisiche solide in particolare Meccanica ed Elettromagnetismo ma dalla sostanziale separazione fra di esse. Questo insieme di teorie non è in grado di spiegare quasi nulla al livello atomico sicché la chimica e la nascente fisica atomica erano prive di una solida teoria di base. Quindi, nonostante il modello di Rutherford fosse molto seducente, soprattutto per la descrizione unitaria che dava della struttura del micro- e del macrocosmo, esso aveva il difetto di essere assolutamente incompatibile con le leggi classiche della meccanica e dell'elettrodinamica.

Ionizzazione dei gas

Secondo queste leggi infatti, un corpo carico di elettricità che si muova con moto che non sia rettilineo ed uniforme, irradia energia a scapito della propria. L'elettrone pertanto, nel suo moto circolare intorno al nucleo, poiché è soggetto ad una continua accelerazione centripeta, e cambia quindi velocità ad ogni istante, dovrebbe irradiare e subire una progressiva diminuzione della propria energia.

E' stato calcolato che l'atomo, se fosse costruito secondo il modello proposto da Rutherford, sarebbe destinato a disintegrarsi in una frazione di secondo. L'atomo, invece, per nostra fortuna, è stabile. C'era, evidentemente, qualche cosa che non funzionava nel modello proposto da Rutherford: non rimaneva che cambiare modello, a meno che non si volesse cambiare le leggi della fisica.

La luce è una forma di energia, la cui origine deve risiedere nell'atomo, visto che corpi eccitati termicamente o elettricamente emettono luce si pensi ad esempio al filamento incandescente di una lampadina. Vi è un fenomeno luminoso che già Newton, verso la metà del ', aveva osservato e descritto: quando un raggio di luce solare attraversa un prisma di vetro, si scompone in una fascia continua di colori diversi, alla quale si è dato il nome di "spettro" Il fenomeno prende il nome di dispersione della luce, e i colori presenti nello spettro sono quelli dell'arcobaleno: rosso, arancione, giallo, verde, azzurro, indaco e viola.

La luce bianca è pertanto una mescolanza di luce di diversi colori. Nessuno fu in grado di spiegare il significato delle righe spettrali per decine di anni Un corpo incandescente, solido o liquido oppure gas ad alta pressione, presenta uno spettro continuo.

E quello che si potrebbe osservare, per esempio, con una comune lampada ad incandescenza. Un gas incandescente ma a bassa pressione produce uno spettro discontinuo formato da una serie di brillanti righe di emissione, corrispondenti a varie lunghezze d'onda; ogni elemento chimico presenta alcune righe di emissione che gli sono caratteristiche, per cui dall'esame dello spettro di emissione di un gas è possibile dedurne la composizione.

Se la luce proveniente da un corpo che emette uno spettro continuo passa attraverso un gas a bassa pressione, questo "sottrae" alcune lunghezze d'onda. Viceversa, è detto spettro di assorbimento lo spettro che si forma quando un gas freddo viene attraversato da un fascio di luce bianca: al di là del prisma si vedrà apparire uno spettro luminoso continuo cioè comprendente tutti i colori solcato da alcune righe nere.

Per uno stesso gas si osserva che le righe nere dello spettro di assorbimento corrispondono esattamente alle righe luminose dello spettro di emissione. Tutte le sostanze assorbono infatti le stesse radiazioni che sono in grado di emettere.

Alla fine del i fisici ritenevano di aver compreso tutto quello che succedeva in natura Proprio in quel periodo alcuni di loro volevano capire le caratteristiche della luce emessa da un oggetto ad una certa temperatura.

O meglio, della radiazione emessa: non era necessariamente luce visibile, o perlomeno non lo era a tutte le temperature. Gli strumenti teorici che avevano a disposizione consistevano essenzialmente nelle equazioni di uno scienziato scozzese di nome Maxwell, che aveva messo insieme elettricità e magnetismo in un quadro eccezionalmente coerente ed elegante.

I fisici di allora chiamarono questo fenomeno inesistente la catastrofe ultravioletta. La legge di Rayleight-Jeans è semplicemente sbagliata. Nel , il fisico tedesco Max Planck , considerato a ragione uno dei padri della fisica moderna, propose un artifizio matematico attraverso il quale era possibile elaborare una formula in grado di spiegare i dati sperimentali.

Planck non aveva idea del perché la legge di R. L'energia radiante che esce dal corpo riscaldato, non è quindi emessa in modo continuo, come fosse un fluido, ma per quantità discrete, come si trattasse di corpuscoli energetici che escono, uno per volta, ad intervalli regolari di tempo.

L'energia elettromagnetica esce ed entra nella materia a "pacchetti", cioè in quantità discrete, come si trattasse di corpuscoli. Era nata la meccanica quantistica, da quantum, che in latino vuol dire proprio pezzettino, granello. L'atomo quindi, in teoria, non solo avrebbe dovuto essere instabile, ma anche emettere radiazioni di tutte le lunghezze d'onda quindi formare uno spettro continuo , corrispondenti alle infinite posizioni occupate dall'elettrone nella sua traiettoria a spirale verso il nucleo.

Il modello di Rutherford era quindi in contrasto sia con le leggi della fisica note a quel tempo quelle che in seguito verranno chiamate "classiche" , sia con i dati sperimentali. Nel il fisico danese Niels Bohr si prefisse l'obiettivo di modificare il modello atomico di Rutherford per eliminarne l'aspetto contraddittorio.

Scelse l'idrogeno sia perché si trattava dell'atomo più semplice di tutti un nucleo centrale con carica positiva con un unico elettrone che gli gira intorno , sia perché lo spettro di quell'elemento si presentava anch'esso in forma molto semplice, con pochissime righe ben distanziate fra loro.

Quando l'atomo passa da una configurazione con un certo contenuto energetico ad un'altra con contenuto energetico diverso, esso assorbe o emette energia sotto forma di fotoni e per tale motivo lo spettro appare con una linea scura o con una linea colorata in corrispondenza di quel determinato valore dell'energia. Lo spettro dell'idrogeno pertanto, non è altro che la rappresentazione visiva del passaggio da atomi con un certo contenuto energetico ad altri con diverso contenuto energetico.

La conseguenza dell'ipotesi avanzata da Bohr era che l'elettrone dell'atomo di idrogeno poteva muoversi solo su orbite preferenziali, dette orbite stazionarie, e che movendosi su tali orbite non emetteva energia.

Questa limitazione corrispondeva, in un certo senso, a considerare l'elettrone come qualche cosa di speciale e comunque qualche cosa di diverso da un corpo carico di elettricità che, girando su un'orbita circolare, è tenuto a rispettare le leggi dell'elettromagnetismo. L'elettrone emetteva energia solo quando passava spontaneamente da un'orbita più esterna verso una più interna.

Viceversa l'elettrone poteva passare da un'orbita più interna a minore contenuto energetico ad una più esterna solo se assorbiva dall'ambiente l'energia necessaria. Senza entrare nei dettagli della teoria, ed evitando i calcoli che comunque esulerebbero dalla nostra trattazione, possiamo farci un'idea del modello atomico di Bohr ricorrendo ad un esempio macroscopico. Consideriamo allora un piano inclinato perfettamente liscio, con a fianco un altro simile, ma a gradini.

Immaginiamo ora di far rotolare sul piano inclinato liscio una pallina.

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Essa, nel suo moto, potrà assumere tutte le posizioni possibili lungo il piano e quindi anche tutti i valori possibili di energia potenziale. Se invece facessimo rotolare la pallina lungo il piano a scale, questa non potrebbe fermarsi in tutte le possibili quote rispetto al livello di riferimento livello 0 , ma solo in corrispondenza dei vari scalini; anche l'energia potenziale che la pallina potrà assumere lungo la strada avrà solo determinati valori e precisamente quelli corrispondenti all'altezza dei diversi scalini.

Il modello atomico di Bohr permette di dare un'interpretazione chiara e convincente dello spettro a righe dell'idrogeno. Possiamo infatti immaginare che quando all'idrogeno viene fornita energia, ad esempio all'interno di un tubo di scarica, gli elettroni, dal livello - 12 - fondamentale, passino ai livelli energetici più esterni; dalle orbite più elevate gli elettroni ritornano quindi immediatamente e spontaneamente a quelle più basse. Nella caduta spontanea degli elettroni vengono emessi fotoni.

L'energia posseduta da questi fotoni corrisponde alla differenza energetica degli stati stazionari tra i quali è avvenuta la transizione. Quando gli elettroni, dalle orbite più elevate, ritornano a quella fondamentale la più bassa di tutte , si ha emissione di fotoni molto energetici, corrispondenti alle righe dell'ultravioletto serie di Lyman. Quando gli elettroni ricadono, dalle orbite periferiche, sulla seconda orbita stazionaria, si ha emissione di fotoni la cui energia corrisponde alle righe dello spettro visibile serie di Balmer.

Gli spettri che si ottengono in questi casi sono spettri di emissione. Gli spettri di assorbimento si ottengono invece quando gli atomi di idrogeno vengono illuminati con luce di tutte le lunghezze d'onda.

Tutti i fotoni in questo caso passano indisturbati, tranne alcuni.

Non passano quei fotoni che, possedendo una quantità di energia esattamente uguale a quella necessaria per far saltare l'elettrone su un'orbita più esterna, vengono utilizzati per questa operazione. Questi fotoni scompaiono quindi dalla scena e pertanto avremo uno spettro continuo di luce di tutti i colori, solcato da alcune linee scure.

Il modello di Bohr non era in grado di giustificare questa struttura fine dello spettro dell'idrogeno.

ELETTRICHE, SCARICHE

Aveva finora spiegato bene il comportamento spettroscopico dell'idrogeno e, in parte, quello di alcuni metalli alcalini come il litio ed il sodio ma era del tutto inadeguato per l'interpretazione degli spettri di altri elementi.

Lo spettro dell'elio, per esempio, non si accorda con le previsioni del modello di Bohr in quanto presenta delle righe non previste. D'altra parte, anche il fatto di prendere in considerazione, per il moto dell'elettrone, solo orbite circolari, veniva considerata una limitazione artificiosa.

L'orbita circolare di un corpo che si muove intorno ad un altro è infatti un caso particolare delle più generali orbite ellittiche si pensi ad esempio ai pianeti che girano intorno al Sole.

L'elettrone quindi, girando intorno al nucleo, avrebbe dovuto percorrere, oltre all'orbita circolare, un'infinità di - 13 - altre orbite ellittiche.

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Il numero quantico l assume valori interi da 0 fino a n Quanto minore è il valore di l, tanto più schiacciata è l'orbita dell'elettrone. Pertanto gli elettroni che percorrono l'una o l'altra orbita avranno energia diversa ma non di molto , e il passaggio da un'orbita all'altra comporterà l'apparire di una serie di righe, anche se molto vicine fra loro, e non di una sola. In questo modo veniva spiegato il fatto che una riga dello spettro era in realtà composta da un insieme di altre righe.

Frattanto, un nuovo fatto sperimentale metteva in evidenza un'ulteriore possibilità di alterazione energetica in seno alle varie orbite.

Si era osservato infatti che sottoponendo alcuni elementi all'azione di un campo magnetico, si verificava lo sdoppiamento di alcune righe spettrali. Per comprendere il meccanismo di questo fenomeno, dobbiamo considerare che l'elettrone, oltre ad una massa, possiede anche una carica elettrica. Ora, secondo le leggi dell'elettromagnetismo, una carica elettrica che percorre un circuito chiuso, genera un campo magnetico, come qualsiasi corrente elettrica che percorre una spira.

Si rese quindi necessario imporre, anche in questo caso, delle limitazioni alle posizioni che l'orbita percorsa dall'elettrone poteva assumere nello spazio. Si introdusse infatti un terzo numero quantico, detto numero quantico magnetico e simboleggiato con la lettera m.

Quando l vale 2 i possibili valori di m sono 5, rispondenti a cinque posizioni diverse nello spazio delle cinque orbite ellittiche con la stessa energia; e quando l vale 3 i possibili valori di m sono 7. Nel due fisici statunitensi di origine olandese, George Eugene Uhlenbeck e Samuel Abraham Goudsmit seppero dare una spiegazione teorica anche alle nuove righe spettrali. Essi immaginarono che l'elettrone, oltre che girare intorno al nucleo, potesse girare anche su sé stesso come fosse una trottola.

In questo modo l'elettrone, dotato di carica, creerebbe un suo proprio campo magnetico del tutto distinto da quello che lo stesso produce girando intorno al nucleo. Anche in questo caso fu necessario quantizzare la rotazione attraverso l'introduzione di un quarto numero quantico, s o ms , detto numero quantico magnetico di spin "to spin", in inglese, significa girare.


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