Astronomia

Come differenziare gli elementi che hanno le stesse righe spettrali in una stella?

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Supponiamo che ferro e calcio abbiano una riga spettrale con la stessa lunghezza d'onda. Come stabiliresti quale elemento è presente nell'atmosfera di una stella se trovassi questa riga nel suo spettro?


Se avessi solo quella singola linea, non saresti in grado di differenziarli. Ciò è particolarmente vero per gli oggetti spostati verso il rosso in cui non siamo riusciti a stabilire la lunghezza d'onda effettiva di un picco isolato. Ma un buon spettrografo ti darà informazioni su una gamma di lunghezze d'onda.

Ogni elemento ha più righe. È il modello generale delle forze relative che è definitivo.

Ad esempio, le linee più forti per alcuni elementi sono mostrate di seguito:

(Da https://cnx.org/contents/[email protected]:[email protected]/Spectroscopy-in-Astronomy)

Puoi vedere che c'è una linea ciano che è simile sia nell'idrogeno che nel calcio. Ma le altre linee sono così diverse che potresti dire se una o entrambe erano presenti, anche se erano sovrapposte su un singolo grafico.


Spettri di emissione e assorbimento

Hai imparato in precedenza sulla struttura di un atomo. Gli elettroni che circondano il nucleo atomico sono disposti in una serie di livelli di energia crescente. Ogni elemento ha un numero unico di elettroni in una configurazione unica, quindi ogni elemento ha il proprio insieme distinto di livelli di energia. Questa disposizione dei livelli di energia funge da impronta digitale unica dell'atomo.

All'inizio del 1900, gli scienziati hanno scoperto che un liquido o un solido riscaldato a temperature elevate emetteva una vasta gamma di colori di luce. Tuttavia, un gas riscaldato a temperature simili emetterebbe luce solo a determinate lunghezze d'onda (colori). Il motivo di questa osservazione non è stato compreso al momento.

Gli scienziati hanno studiato questo effetto utilizzando un tubo di scarico.

Figura 12.5: Schema di un tubo di scarico. Il tubo è riempito con un gas. Quando viene applicata una tensione sufficientemente elevata attraverso il tubo, il gas si ionizza e si comporta come un conduttore, consentendo alla corrente di fluire attraverso il circuito. La corrente eccita gli atomi del gas ionizzato. Quando gli atomi ritornano al loro stato fondamentale, emettono fotoni per portare via l'energia in eccesso.

Un tubo di scarico (mostrato nella Figura 12.5) è un tubo di vetro riempito di gas con una piastra metallica ad entrambe le estremità. Se viene applicata una differenza di tensione sufficientemente grande tra le due piastre metalliche, gli atomi di gas all'interno del tubo assorbiranno energia sufficiente per far staccare alcuni dei loro elettroni, ovvero gli atomi di gas vengono ionizzati. Questi elettroni iniziano a muoversi attraverso il gas e creano una corrente, che eleva alcuni elettroni in altri atomi a livelli di energia più elevati. Quindi, quando gli elettroni negli atomi ricadono, emettono radiazioni elettromagnetiche (luce). La quantità di luce emessa a diverse lunghezze d'onda, chiamata spettro di emissione, è mostrato per un tubo di scarico riempito con gas idrogeno nella Figura 12.6 di seguito. Si vedono solo determinate lunghezze d'onda (cioè i colori) della luce, come mostrato dalle linee nell'immagine.

Figura 12.6: Diagramma dello spettro di emissione dell'idrogeno nello spettro visibile. Sono visibili quattro linee e sono etichettate con le loro lunghezze d'onda. Le tre righe in ( ext<400>)–( ext<500>) ( ext) sono nella parte blu dello spettro, mentre la linea superiore (( ext<656>) ( ext)) è nella parte rossa/arancione.

Alla fine, gli scienziati si sono resi conto che queste righe provengono da fotoni di un'energia specifica, emessi da elettroni che effettuano transizioni tra livelli energetici specifici dell'atomo. La Figura 12.7 mostra un esempio di ciò che accade. Quando un elettrone in un atomo cade da un livello di energia più alto a un livello di energia più basso, emette un fotone per portare via l'energia extra. L'energia di questo fotone è uguale alla differenza di energia tra i due livelli di energia ((Delta E)).

Come abbiamo discusso in precedenza, la frequenza di un fotone è correlata alla sua energia attraverso l'equazione (E=hf). Poiché una specifica frequenza del fotone (o lunghezza d'onda) ci dà un colore specifico, possiamo vedere come ogni linea colorata è associata a una specifica transizione.

Figura 12.7: Nel primo diagramma sono mostrati alcuni dei livelli di energia degli elettroni per l'atomo di idrogeno. Le frecce mostrano le transizioni degli elettroni da livelli energetici superiori a livelli energetici inferiori. Le energie dei fotoni emessi sono le stesse della differenza di energia tra due livelli di energia. Puoi pensare all'assorbimento come al processo opposto. Le frecce punterebbero verso l'alto e gli elettroni salterebbero a livelli più alti quando assorbono un fotone della giusta energia. La seconda rappresentazione mostra le lunghezze d'onda della luce emessa per le varie transizioni. Le transizioni sono raggruppate in una serie in base al livello più basso coinvolto nella transizione.

La luce visibile non è l'unico tipo di radiazione elettromagnetica emessa. Transizioni più o meno energetiche possono produrre radiazioni ultraviolette o infrarosse. Tuttavia, poiché ogni atomo ha il proprio insieme distinto di livelli di energia (la sua impronta digitale!), ogni atomo ha il proprio spettro di emissione distinto.

Spettri di assorbimento (ESCQT)

Gli atomi non solo emettono fotoni, ma assorbono anche fotoni. Se un fotone colpisce un atomo e l'energia del fotone è uguale al divario tra due livelli di energia dell'elettrone nell'atomo, allora l'elettrone nel livello di energia più basso può assorbire il fotone e saltare al livello di energia più alto. Se l'energia del fotone non corrisponde alla differenza tra due livelli di energia, il fotone non verrà assorbito (può ancora essere disperso).

Usando questo effetto, se abbiamo una sorgente di fotoni di varie energie possiamo ottenere il obtain spettri di assorbimento per materiali diversi. Per ottenere uno spettro di assorbimento, basta illuminare con luce bianca un campione del materiale che ti interessa. La luce bianca è composta da tutte le diverse lunghezze d'onda della luce visibile messe insieme. Nello spettro di assorbimento ci saranno lacune. Gli intervalli corrispondono alle energie (lunghezze d'onda) per le quali esiste una corrispondente differenza nei livelli di energia per il particolare elemento.

I fotoni assorbiti vengono visualizzati come linee nere perché i fotoni di queste lunghezze d'onda sono stati assorbiti e non vengono visualizzati. Per questo motivo, lo spettro di assorbimento è l'esatto inverso dello spettro di emissione. Guarda le due figure sottostanti. Nella Figura 12.8 è possibile vedere lo spettro di emissione lineare dell'idrogeno. La Figura 12.9 mostra lo spettro di assorbimento. È l'esatto opposto dello spettro di emissione! Sia le tecniche di emissione che quelle di assorbimento possono essere utilizzate per ottenere le stesse informazioni sui livelli energetici di un atomo.

Emissione spettro dell'idrogeno.

Assorbimento spettro dell'idrogeno.

Le linee scure corrispondono alle frequenze della luce che sono state assorbite dal gas. Poiché i fotoni della luce vengono assorbiti dagli elettroni, gli elettroni si spostano a livelli di energia più elevati. Questo è il processo opposto di emissione.

Le righe scure, righe di assorbimento, corrispondono alle frequenze dello spettro di emissione dello stesso elemento. La quantità di energia assorbita dall'elettrone per spostarsi in un livello superiore è la stessa della quantità di energia rilasciata quando si ritorna al livello energetico originale.


5.5 Formazione di righe spettrali

Possiamo usare il modello dell'atomo di Bohr per capire come si formano le righe spettrali. Il concetto di livelli di energia per le orbite degli elettroni in un atomo porta naturalmente a una spiegazione del perché gli atomi assorbono o emettono solo energie o lunghezze d'onda della luce specifiche.

Lo spettro dell'idrogeno

Diamo un'occhiata all'atomo di idrogeno dal punto di vista del Modello di Bohr . Supponiamo che un raggio di luce bianca (che consiste di fotoni di tutte le lunghezze d'onda visibili) brilli attraverso un gas di idrogeno atomico. Un fotone di lunghezza d'onda 656 nanometri ha l'energia giusta per sollevare un elettrone in un atomo di idrogeno dalla seconda alla terza orbita. Così, poiché tutti i fotoni di diverse energie (o lunghezze d'onda o colori) fluiscono dagli atomi di idrogeno, i fotoni con questa particolare lunghezza d'onda possono essere assorbiti da quegli atomi i cui elettroni orbitano sul secondo livello. Quando vengono assorbiti, gli elettroni del secondo livello si sposteranno al terzo livello e un numero di fotoni di questa lunghezza d'onda ed energia mancherà dal flusso generale di luce bianca.

Altri fotoni avranno le energie giuste per sollevare elettroni dalla seconda alla quarta orbita, o dalla prima alla quinta orbita, e così via. Solo i fotoni con queste esatte energie possono essere assorbiti. Tutti gli altri fotoni fluiranno oltre gli atomi intatti. Pertanto, gli atomi di idrogeno assorbono la luce solo a determinate lunghezze d'onda e producono linee scure a quelle lunghezze d'onda nello spettro che vediamo.

Supponiamo di avere un contenitore di gas idrogeno attraverso il quale passa un'intera serie di fotoni, permettendo a molti elettroni di salire a livelli più alti. Quando spegniamo la sorgente luminosa, questi elettroni "ricadono" da orbite più grandi a orbite più piccole ed emettono fotoni di luce, ma, di nuovo, solo luce di quelle energie o lunghezze d'onda che corrispondono alla differenza di energia tra le orbite consentite. I cambiamenti orbitali degli elettroni di idrogeno che danno origine ad alcune righe spettrali sono mostrati in Figura 1 .

Modello di Bohr per l'idrogeno.

Figura 1. In questo modello semplificato di un atomo di idrogeno, i cerchi concentrici mostrati rappresentano orbite consentite o livelli di energia. Un elettrone in un atomo di idrogeno può esistere solo in uno di questi livelli (o stati) di energia. Più l'elettrone è vicino al nucleo, più l'elettrone è strettamente legato al nucleo. Assorbendo energia, l'elettrone può spostarsi a livelli energetici più lontani dal nucleo (e persino sfuggire se viene assorbita energia sufficiente).

Immagini simili possono essere tratte per atomi diversi dall'idrogeno. Tuttavia, poiché questi altri atomi hanno normalmente più di un elettrone ciascuno, le orbite dei loro elettroni sono molto più complicate e anche gli spettri sono più complessi. Per i nostri scopi, la conclusione chiave è questa: ogni tipo di atomo ha il suo modello unico di orbite degli elettroni e non esistono due serie di orbite esattamente uguali. Ciò significa che ogni tipo di atomo mostra il proprio insieme unico di righe spettrali, prodotte dagli elettroni che si muovono tra il suo insieme unico di orbite.

Astronomi e fisici hanno lavorato duramente per apprendere le linee che accompagnano ciascun elemento studiando il modo in cui gli atomi assorbono ed emettono luce nei laboratori qui sulla Terra. Quindi possono usare questa conoscenza per identificare gli elementi nei corpi celesti. In questo modo, ora conosciamo la composizione chimica non di una stella qualsiasi, ma anche di galassie di stelle così lontane che la loro luce ha iniziato a raggiungerci molto prima che si fosse formata la Terra.

Livelli di energia ed eccitazione

Il modello di Bohr dell'atomo di idrogeno è stato un grande passo avanti nella nostra comprensione dell'atomo. Tuttavia, oggi sappiamo che gli atomi non possono essere rappresentati da un'immagine così semplice. Ad esempio, il concetto di orbite elettroniche nettamente definite non è realmente corretto, tuttavia, a livello di questo corso introduttivo, è molto utile l'idea che solo determinate energie discrete sono consentite per un atomo. Si può pensare che i livelli di energia di cui abbiamo discusso rappresentino determinate distanze medie delle possibili orbite dell'elettrone dal nucleo atomico.

Normalmente, un atomo è nello stato di energia più bassa possibile, la sua stato fondamentale. Nel modello di Bohr dell'atomo di idrogeno, lo stato fondamentale corrisponde all'elettrone che si trova nell'orbita più interna. Un atomo può assorbire energia, che lo eleva a un livello energetico più alto (corrispondente, nella semplice immagine di Bohr, al movimento di un elettrone verso un'orbita più grande) - questo è indicato come eccitazione. Si dice allora che l'atomo è in uno stato eccitato. Generalmente, un atomo rimane eccitato solo per un tempo molto breve. Dopo un breve intervallo, tipicamente un centomilionesimo di secondo circa, ritorna spontaneamente allo stato fondamentale, con l'emissione simultanea di luce. L'atomo può tornare al suo stato più basso in un salto, oppure può effettuare la transizione in fasi di due o più salti, fermandosi a livelli intermedi durante la discesa. Ad ogni salto, emette un fotone della lunghezza d'onda che corrisponde alla differenza di energia tra i livelli all'inizio e alla fine di quel salto.

Un diagramma del livello di energia per un atomo di idrogeno e diverse possibili transizioni atomiche sono mostrati nella Figura 2 . Quando misuriamo le energie coinvolte mentre l'atomo salta tra i livelli, troviamo che le transizioni da o verso lo stato fondamentale, chiamato serie di linee di Lyman, provocano l'emissione o l'assorbimento di fotoni ultravioletti. Ma le transizioni da o verso il primo stato eccitato (etichettato n = 2 nella parte (a) della Figura 2), chiamato serie di Balmer, producono emissione o assorbimento nella luce visibile. In effetti, fu per spiegare questa serie di Balmer che Bohr suggerì per primo il suo modello dell'atomo.

Diagrammi del livello energetico per l'idrogeno.

Figura 2. (a) Qui seguiamo l'emissione o l'assorbimento di fotoni da parte di un atomo di idrogeno secondo il modello di Bohr. Sono mostrate diverse serie di righe spettrali, corrispondenti a transizioni di elettroni da o verso determinate orbite consentite. Ogni serie di linee che termina su una specifica orbita interna prende il nome dal fisico che l'ha studiata. In alto, ad esempio, vedi la serie di Balmer e le frecce mostrano gli elettroni che saltano dalla seconda orbita (n = 2) alla terza, quarta, quinta e sesta orbita. Ogni volta che un elettrone "povero" da un livello inferiore vuole salire a una posizione più alta nella vita, deve assorbire energia per farlo. Può assorbire l'energia di cui ha bisogno dal passaggio di onde (o fotoni) di luce. La serie successiva di frecce (serie di Lyman) mostra gli elettroni che cadono sulla prima orbita da diversi livelli (più alti). Ogni volta che un elettrone “ricco” scende verso il nucleo, può permettersi di cedere (emettere) un po' di energia di cui non ha più bisogno. (b) A livelli di energia sempre più alti, i livelli diventano sempre più affollati, avvicinandosi a un limite. La regione sopra la linea superiore rappresenta le energie alle quali l'atomo è ionizzato (l'elettrone non è più attaccato all'atomo). Ogni serie di frecce rappresenta gli elettroni che cadono dai livelli superiori a quelli inferiori, rilasciando fotoni o onde di energia nel processo.

Gli atomi che hanno assorbito fotoni specifici da un raggio passante di luce bianca e si sono quindi eccitati, generalmente si diseccitazione ed emettono di nuovo quella luce in un tempo molto breve. Potresti chiederti, quindi, perché vengono mai prodotte righe spettrali scure. In altre parole, perché questa luce riemessa non "riempie" rapidamente le linee di assorbimento più scure?

Immagina un raggio di luce bianca che viene verso di te attraverso un gas più freddo. Una parte della luce riemessa viene in realtà restituita al raggio di luce bianca che vedete, ma questo riempie solo leggermente le linee di assorbimento. Il motivo è che gli atomi nel gas riemettono luce in tutte le direzioni e solo una piccola frazione della luce riemessa è nella direzione del raggio originale (verso di te). In una stella, gran parte della luce riemessa va effettivamente in direzioni che riconducono alla stella, il che non fa bene agli osservatori al di fuori della stella.

La Figura 3 riassume i diversi tipi di spettri che abbiamo discusso. Una lampadina a incandescenza produce uno spettro continuo. Quando lo spettro continuo viene visualizzato attraverso una nube di gas più sottile, si può vedere uno spettro a righe di assorbimento sovrapposto allo spettro continuo. Se osserviamo solo una nuvola di atomi di gas eccitati (senza alcuna fonte continua visibile dietro di essa), vediamo che gli atomi eccitati emettono uno spettro di righe di emissione.

Tre tipi di spettri.

Figura 3. Quando vediamo una lampadina o un'altra fonte di radiazione continua, tutti i colori sono presenti. Quando lo spettro continuo è visto attraverso una nuvola di gas più sottile, gli atomi della nuvola producono righe di assorbimento nello spettro continuo. Quando la nube eccitata viene vista senza la sorgente continua dietro di essa, i suoi atomi producono righe di emissione. Possiamo imparare quali tipi di atomi si trovano nella nuvola di gas dallo schema delle linee di assorbimento o di emissione.

Gli atomi in un gas caldo si muovono ad alta velocità e si scontrano continuamente tra loro e con eventuali elettroni sciolti. Possono essere eccitati (elettroni che si spostano a un livello superiore) e diseccitati (elettroni che si spostano a un livello inferiore) da queste collisioni e dall'assorbimento e dall'emissione di luce. La velocità degli atomi in un gas dipende dalla temperatura. Quando la temperatura è più alta, lo sono anche la velocità e l'energia delle collisioni. Più caldo è il gas, quindi, più è probabile che gli elettroni occupino le orbite più esterne, che corrispondono ai livelli energetici più alti. Ciò significa che il livello in cui gli elettroni inizio i loro salti verso l'alto in un gas possono servire come indicatore di quanto sia caldo quel gas. In questo modo, le righe di assorbimento in uno spettro forniscono agli astronomi informazioni sulla temperatura delle regioni in cui hanno origine le righe.

Abbiamo descritto come determinate quantità discrete di energia possono essere assorbite da un atomo, portandolo in uno stato eccitato e allontanando uno dei suoi elettroni dal suo nucleo. Se viene assorbita energia sufficiente, l'elettrone può essere completamente rimosso dall'atomo, questo si chiama ionizzazione. Si dice allora che l'atomo è ionizzato. La quantità minima di energia richiesta per rimuovere un elettrone da un atomo nel suo stato fondamentale è chiamata energia di ionizzazione.

Quantità di energia ancora maggiori devono essere assorbite dall'atomo ora ionizzato (chiamato an ione) per rimuovere un ulteriore elettrone più in profondità nella struttura dell'atomo. Successivamente sono necessarie energie maggiori per rimuovere il terzo, il quarto, il quinto e così via dall'atomo. Se è disponibile energia sufficiente, un atomo può diventare completamente ionizzato, perdendo tutti i suoi elettroni. Un atomo di idrogeno, avendo un solo elettrone da perdere, può essere ionizzato solo una volta, un atomo di elio può essere ionizzato due volte e un atomo di ossigeno fino a otto volte. Quando esaminiamo le regioni del cosmo dove c'è una grande quantità di radiazioni energetiche, come i quartieri dove si sono formate di recente giovani stelle calde, vediamo molta ionizzazione in corso.

Un atomo che è diventato ionizzato positivamente ha perso una carica negativa, l'elettrone mancante, e quindi è rimasto con una carica netta positiva. Esercita quindi una forte attrazione su qualsiasi elettrone libero. Alla fine, uno o più elettroni verranno catturati e l'atomo diventerà di nuovo neutro (o ionizzato di un grado in meno). Durante il processo di cattura degli elettroni, l'atomo emette uno o più fotoni. Quali fotoni vengono emessi dipende dal fatto che l'elettrone venga catturato immediatamente al livello di energia più basso dell'atomo o si fermi a uno o più livelli intermedi nel suo cammino verso il livello più basso disponibile.

Proprio come l'eccitazione di un atomo può derivare da una collisione con un altro atomo, ione o elettrone (le collisioni con gli elettroni sono solitamente le più importanti), così può esserlo la ionizzazione. La velocità con cui si verificano tali ionizzazioni collisionali dipende dalla velocità degli atomi e quindi dalla temperatura del gas: più caldo è il gas, più i suoi atomi saranno ionizzati.

La velocità con cui ioni ed elettroni si ricombinano dipende anche dalle loro velocità relative, cioè dalla temperatura. Inoltre, dipende dalla densità del gas: maggiore è la densità, maggiore è la possibilità di ricattura, perché i diversi tipi di particelle sono più ravvicinati tra loro. Dalla conoscenza della temperatura e della densità di un gas è possibile calcolare la frazione di atomi che sono stati ionizzati una, due volte e così via. Nel Sole, ad esempio, troviamo che la maggior parte degli atomi di idrogeno ed elio nella sua atmosfera sono neutri, mentre la maggior parte degli atomi di calcio, così come molti altri atomi più pesanti, vengono ionizzati una volta.

I livelli di energia di un atomo ionizzato sono completamente diversi da quelli dello stesso atomo quando è neutro. Ogni volta che un elettrone viene rimosso dall'atomo, i livelli di energia dello ione, e quindi le lunghezze d'onda delle righe spettrali che può produrre, cambiano. Questo aiuta gli astronomi a differenziare gli ioni di un dato elemento. L'idrogeno ionizzato, non avendo elettroni, non può produrre linee di assorbimento.

Concetti chiave e sintesi

Quando gli elettroni si spostano da un livello energetico superiore a uno inferiore, vengono emessi fotoni e nello spettro è possibile vedere una riga di emissione. Le linee di assorbimento si vedono quando gli elettroni assorbono i fotoni e si spostano a livelli di energia più elevati. Poiché ogni atomo ha il proprio insieme caratteristico di livelli di energia, ciascuno è associato a un modello unico di linee spettrali. Ciò consente agli astronomi di determinare quali elementi sono presenti nelle stelle e nelle nubi di gas e polvere tra le stelle. Un atomo nel suo livello energetico più basso è nello stato fondamentale. Se un elettrone si trova in un'orbita diversa da quella meno energetica possibile, si dice che l'atomo è eccitato. Se un atomo ha perso uno o più elettroni, si chiama ione e si dice ionizzato. Gli spettri dei diversi ioni hanno un aspetto diverso e possono indicare agli astronomi le temperature delle sorgenti che stanno osservando.


Linee di assorbimento in Real Stars

La maggior parte degli elementi assorbe o emette la luce al meglio a una certa temperatura, quindi, a quella temperatura, le loro linee di assorbimento o emissione sono più forti. Le linee che vedi nello spettro di una stella si comportano come termometri. Alcuni composti, come l'ossido di titanio, compaiono solo negli spettri di stelle molto fredde. Altri, come l'elio, appaiono solo negli spettri di stelle molto calde.

La sequenza dei tipi spettrali, OBAFGKM, è in realtà una sequenza di temperatura con O che rappresenta le stelle più calde e M che rappresenta le stelle più fredde.

Ecco alcuni dispositivi utili per ricordare l'ordine dei tipi spettrali:

La tabella seguente mostra alcune delle righe caratteristiche di assorbimento ed emissione di ciascuna stella.


Spettri in laboratorio

Ogni elemento chimico ha una "firma" unica che può essere rivelata analizzando la luce che emana. Questo viene fatto diffondendo la luce in uno spettro, fondamentalmente un arcobaleno.

Può sembrare straordinario che possiamo conoscere la composizione delle stelle lontane studiando la luce che emettono. In effetti, possiamo imparare molto, non solo sugli elementi chimici presenti, ma anche sulle condizioni fisiche. La chiave è diffondere la luce per colore, producendo a spettro come quello mostrato in Fig. 1. Questo laboratorio esplora alcune delle idee di base utilizzate per analizzare gli spettri.

Fig. 1. Uno spettro. La luce, in questo caso, proveniente da una normale lampadina, è stata distribuita in diversi colori. Le scale sopra e sotto lo spettro verranno spiegate di seguito.

ATOMI E FOTONI

La natura della materia è stata dibattuta per migliaia di anni. Supponi di avere un pezzo d'oro, per esempio, e di iniziare a tagliarlo in pezzi sempre più piccoli. Puoi sempre tagliare qualsiasi pezzo, anche un molto uno piccolo, in due pezzi d'oro più piccoli? O c'è una dimensione minima che un pezzo d'oro può avere? Conosciamo la risposta: la il più piccolo pezzo possibile ne contiene solo uno atomo d'oro. Gli atomi sono gli elementi costitutivi della materia. Ci sono circa cento diversi tipi di atomi nell'universo -- questi sono conosciuti come la chimica the elementi.

La natura della luce ha posto una domanda molto simile: la luce è composta da onde o da particelle? Se la luce è onde, allora si può sempre ridurre la quantità di luce rendendo le onde più deboli, mentre se la luce è particelle, c'è una quantità minima di luce che puoi avere -- una singola "particella" di luce. Nel 1905 Einstein trovò la risposta: la luce è tutti e due! In alcune situazioni si comporta come onde, mentre in altre si comporta come particelle. Può sembrare strano e mistico, ma descrive molto bene la natura della luce.

Un'onda di luce ha un lunghezza d'onda, definita come la distanza da una cresta dell'onda all'altra, e scritta con il simbolo . Le lunghezze d'onda della luce visibile sono piuttosto piccole: tra 400 nm e 650 nm, dove 1 nm = 10 -9 m è un "nanometro" - uno miliardesimo di un metro. In Fig. 1, la scala in basso mostra le lunghezze d'onda in nanometri come puoi vedere, la luce rossa ha lunghezze d'onda lunghe, mentre la luce blu ha lunghezze d'onda corte.

Una particella di luce, nota come a fotone, ha un'energia E. L'energia di un singolo fotone di luce visibile è minuscola, appena sufficiente a disturbare un atomo usiamo unità di "elettronvolt", abbreviate in eV, per misurare l'energia dei fotoni. In Fig. 1, la scala in alto mostra le energie in elettronvolt, i fotoni della luce rossa hanno energie basse, mentre i fotoni della luce blu hanno energie alte.

Il rapporto tra energia E e la lunghezza d'onda è una delle equazioni più basilari della fisica quantistica:

Qui c è la velocità della luce, e h è nota come costante di Planck. Tutti e due c e h sono costanti della natura mai modificare. Dal nostro punto di vista, il significato di questa equazione è che l'energia E e la lunghezza d'onda sono inversamente proporzionale tra loro, e la relazione tra loro è la stesso in un laboratorio sulla Terra e nelle stelle e galassie più lontane.

FIRME DEGLI ELEMENTI

Con lo sviluppo della fisica quantistica, i fisici hanno iniziato a comprendere un altro enigma. La luce emessa dagli atomi in un gas diluito caldo non forma uno spettro di tutti i colori come in Fig. 1 invece, sono presenti solo alcuni colori e ogni elemento produce un pattern unico, come mostrato in Fig. 2. Perché fare caldo gli atomi si comportano in questo modo? La risposta implica due idee chiave: in primo luogo, ogni atomo contiene uno o più elettroni in orbita attorno a una centrale nucleo secondo, negli atomi di un dato elemento, sono consentite solo determinate orbite, e quando un elettrone salta da un'orbita all'altra è coinvolta una quantità di energia molto specifica.

La Fig. 3 illustra questo per l'idrogeno, che ha un solo elettrone. Le orbite consentite di un elettrone in un atomo di idrogeno possono essere numerate usando il simbolo n, con n = 1 per l'orbita più vicina al nucleo, n = 2 per la prossima uscita, e così via. Per l'orbita n, la quantità di energia necessaria per separare completamente l'elettrone dal nucleo è

Questa quantità En è il livello di energia dell'orbita n. Ad esempio, un elettrone in orbita n = 2 richiede energia E2 = 3,4 eV per essere separato dal nucleo, mentre un elettrone in orbita n = 3 richiede solo E3 = 1,51 eV quindi, orbita n = 3 è meno legato al nucleo rispetto all'orbita n = 2. Quando un elettrone salta giù dall'orbita n = 3 per orbitare n = 2, emette energia E = E2 - E3 = 1,89 eV. Questo è Esattamente l'energia dei fotoni che compongono la linea rossa dell'idrogeno in Fig. 2. Allo stesso modo, gli elettroni che saltano dall'orbita n = 4 per orbitare n = 2 producono la linea blu-verde e gli elettroni saltano dall'orbita n = 5 per orbitare n = 2 producono la linea blu profonda. Quando un elettrone salta da un'orbita con un numero alto a un'orbita con un numero basso, l'atomo emette un fotone.

Fig. 3. Livelli energetici (linee orizzontali) e salti verso il basso (frecce) dell'idrogeno. Le frecce sinuose di colore rappresentano i fotoni prodotti quando un elettrone salta da un'orbita all'altra. Per risparmiare spazio, il livello più basso (n = 1) non viene mostrato.

Cosa succede quando un elettrone in un atomo di idrogeno salta? su verso un'orbita più alta? Questo richiede energia, che deve provenire da qualche parte. Un modo per fornire energia è con un fotone, ma il fotone deve avere Esattamente la giusta quantità di energia: né più né meno. Ad esempio, un elettrone in orbita n = 2 può saltare in orbita n = 3 se assorbe un fotone con energia E = E2 - E3 = 1,89 eV.

Processi simili di emissione e assorbimento avvengono in atomi di altri elementi. Per gli atomi con più di un elettrone, la fisica diventa molto più complessa, ma l'idea di base che gli elettroni hanno solo determinate orbite consentite è ancora valida. Ogni elemento ha un diverso insieme di orbite consentite, quindi ogni elemento emette o assorbe fotoni con energie diverse e quindi lunghezze d'onda diverse. Questo è appena quello che vediamo in Fig. 2!

Anche le molecole producono righe spettrali, ma i loro spettri sono tanto più complessi degli spettri dei singoli atomi e tipicamente mostrano ampi bande invece di linee strette, come in Fig. 4.

Fig. 4. Uno spettro d'aria. Le bande luminose sono dovute all'ossigeno molecolare (oh2), azoto molecolare (no2) e altre molecole.

TIPI DI SPETTRI

L'esame di diversi tipi di luce con uno spettroscopio rivela un'ampia varietà di spettri. L'aspetto di uno spettro ci dice qualcosa sulle condizioni fisiche che producono la luce.

Ad esempio, a spettro continuo, come quello nella parte superiore della Fig. 5, è un arcobaleno di colori senza caratteristiche. Questo tipo di spettro è il segno distintivo della radiazione del "corpo nero" (così chiamato perché un oggetto nero, riscaldato fino a brillare, emette questo tipo di luce). Un gas solido, liquido o molto denso caldo produce uno spettro continuo mentre è sempre presente un'ampia gamma di lunghezze d'onda, il colore complessivo della luce dipende dalla temperatura. Ad esempio, una barra di ferro riscaldata in un fuoco emette una luce rossa opaca se riscaldata di più diventa arancione e se riscaldata ben oltre il suo punto di fusione brilla di una brillante luce blu-bianca.

Al contrario, an spettro di emissione, come quello al centro della Fig. 5, è costituito da linee o bande luminose su uno sfondo scuro. Gli spettri di emissione vengono prodotti quando gli atomi di un gas diluito sono "eccitati" - in effetti, riscaldati - da una corrente elettrica, radiazioni ultraviolette o qualche altra fonte di energia. Gli atomi eccitati hanno elettroni in orbite alte e questi emettono fotoni con lunghezze d'onda specifiche quando tornano indietro a orbite inferiori (come spiegato sopra). Le insegne al neon producono spettri di emissione così come oggetti come la Nebulosa Laguna (M8) e la Nebulosa Anello (M57).

Infine, an spettro di assorbimento, come lo spettro della luce solare mostrato nella parte inferiore della Fig. 5, è costituito da linee o bande scure sopra uno spettro continuo. Gli spettri di assorbimento vengono prodotti quando la luce di un oggetto caldo viaggia attraverso un gas più freddo e diluito. Quando un fotone con Esattamente la giusta lunghezza d'onda incontra un atomo del gas freddo, viene assorbita e la sua energia viene utilizzata per spingere un elettrone in un'orbita più alta se sono presenti abbastanza atomi di gas, tutti i fotoni di quella lunghezza d'onda vengono assorbiti, mentre i fotoni con altre lunghezze d'onda passano . Le atmosfere delle stelle producono spettri di assorbimento.

Un elemento produce linee luminose e scure con il stesso lunghezze d'onda. Ad esempio, l'idrogeno ha tre linee prominenti con lunghezze d'onda di 434 nm, 486 nm e 656 nm, queste appaiono scure se l'idrogeno assorbe luce e luminose se emette luce, ma in entrambi i casi si vedono le stesse tre lunghezze d'onda.

In alcune situazioni troviamo spettri che mescolano diversi tipi di caratteristiche: per esempio, uno spettro continuo con righe di emissione luminose sovrapposte. Alcune stelle, invecchiando, producono spettri continui con righe di assorbimento scure e righe di emissione luminose questo di solito è un segno che la stella sta espellendo gas in un vento stellare.

ESPERIMENTI CON SPECTRA

In laboratorio spiegheremo come utilizzare lo spettroscopio e come regolarlo in modo da poter misurare con precisione le lunghezze d'onda. Avrai quindi la possibilità di visualizzare diversi tipi di spettri.

Installeremo diversi tubi a scarica, in cui vari elementi vengono eccitati elettricamente. Ti verrà chiesto di identificare questi elementi osservando la luce che producono utilizzando il tuo spettroscopio. Gli elementi in questione saranno tra quelli presenti in Fig. 2.

Installeremo anche una sorgente luminosa che produce una riga spettrale luminosa e ti chiederemo di misurare la lunghezza d'onda di questa riga. Once you've done this, you can identify the element involved by looking at the table printed on your spectrometer.

Finally, you should take the spectroscope home for a week to look at various light sources and sketch their spectra. In each case, classify the type of spectrum (continuous, emission, absorption, or mixed) and measure the wavelengths of any bright or dark lines you can see. You should look at:

  1. a fluorescent light
  2. sunlight reflected from clouds at midday (don't point the spectroscope directly at the Sun!)
  3. sunlight reflected from clouds at sunset (compare with sunlight at midday)
  4. a `neon' sign (hint: look for emission lines, and try another sign if you don't see them)
  5. a streetlight
  6. one (or more) light sources of your own chosing.

WEB RESOURCES

Use this chart to sketch spectra of different light sources. If you see lines or other features, place them at the appropriate wavelength using the scale, and list the wavelengths you measure.


Emission and absorption spectra HTML5

A prism (or an array) is used to break a beam of light according to its different frequencies.

The spectrum obtained can be continuous or discrete ("line spectrum").

One of the great discoveries of quantum mechanics is that the energy of an atom can only have certain well-defined values. It is "quantized" (see animation line spectrum of the hydrogen atom). For this reason, a gas composed of a single atom can absorb or emit a limited number of frequencies.

For a given element, the emission spectrum (upper part of the animation) has the same frequency as its absorption spectrum (bottom part).

source for the values of spectral lines: CDS Strasbourg University (link) from Reader J., and Corliss Ch.H. CRC Handbook of Chemistry and Physics NSRDS-NBS 68 (1980).

Click on an element to select it.


An absorption line will appear in a spectrum if an absorbing material is placed between a source and the observer. This material could be the outer layers of a star, a cloud of interstellar gas or a cloud of dust.

According to quantum mechanics, an atom, element or molecule can absorb photons with energies equal to the difference between two energy states.

Absorption lines are usually seen as dark lines, or lines of reduced intensity, on a continuous spectrum. This is seen in the spectra of stars, where gas (mostly hydrogen) in the outer layers of the star absorbs some of the light from the underlying thermal blackbody spectrum.

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All material is © Swinburne University of Technology except where indicated.


Identifying the Spectral Types of Stars

So, what type of star did you think it was? The star had all the hydrogen lines, so that narrows our choices down to B, A, and F. However, it had no helium lines, so that rules out a type B star. The star did have ionized calcium (the H and K lines), which are characteristic of a type F star. So the star is a type F star. The star whose spectrum you identified is shown to the right. (The picture shows two stars close together the star you identified is the larger one on the bottom left.)

Another way to find the temperatures of stars is to find the peak wavelengths of their thermal radiation curves. Any non-reflective object, including a star, emits light at a certain peak wavelength depending on its temperature (see the Color project for a more detailed explanation). The temperature of such an object can be found by using the equation

T = 2.897 x 10 -3 m K / l picco.

The star whose spectrum was shown on the last page has a peak wavelength of about 4200 Angstroms (1 Angstrom = 10 -10 m). This yields a temperature of about
T = 2.897 x 10 -3 m K / (4.2 x 10 -7 m) = 6900K, close to the middle of the temperature range for a type F star.

The peak wavelength is not always in the portion of the spectrum we observe, however. The spectra taken by the SDSS do not cover the entire electromagnetic spectrum. If a star has a peak wavelength in the ultraviolet (beyond 4,000 Angstroms) or in the infrared (beyond 10,000 Angstroms), you cannot see the peak. However, you will still be able to see spectral lines for the star, so you can still use the OBAFGKM spectral type classification to find the star's approximate temperature.

Now, it's your turn to start classifying stars on your own.

Exercise 5. Use the Object Explorer tool to look at spectra of the stars in the table below. When you click on a link, the tool will open in a new window, displaying complete data on the star you have selected. Click "Spectrum" in the left-hand column to view the spectrum of the star. You may wish to print out each spectrum so you can compare them side-by-side.

Classify the stars according to their spectra (note: one or two of the objects are labeled as "huh" instead of a "star." These objects have since been identified as stars, and their spectral types have been determined). Some spectral types may appear more than once. There is not necessarily one star of each spectral type. Be careful. some of the spectral types are difficult to tell apart!


Exercise 1: Emission Lines and Central Star Temperature

Planetary nebulae are hot glowing gas clouds ejected by dying low- to intermediate-mass stars. The nebulae glow because they are heated by energetic ultraviolet photons from the exposed stellar core. According to Kirchhoff's laws, the light produced by a planetary nebula should be an emission spectrum, with spikes of emission at specific wavelengths corresponding to the elements in the gas. A spectrum can be displayed as a picture showing stripes of color at the wavelength of each emission line, or as a graph, plotting the amount of light at each wavelength.

  • use this database to plot a spectrum
  • identify the elements in a planetary nebula's spectrum
  • interpret the spectra of several planetary nebulae to rank the temperatures of their central stars.

Ionization in a Planetary Nebula

The central star in a planetary nebula is the exposed core of the original star. The temperature of the central star in a planetary nebula can be quite high, sometimes exceeding 200,000 K. (Eventually, all central stars will cool and become white dwarfs, and the planetary nebulae will expand and fade from view.) Typically, central star temperatures range from about 30,000 K to 100,000 K. At these high temperatures, a star will emit a great deal of radiation energetic enough to ionize the atoms in the nebula the amount of radiation at each wavelength depends on the temperature, according to the Planck Law, otherwise known as "blackbody radiation."

Of particular interest is the amount of ultraviolet radiation emitted some ultraviolet photons have so much energy that they can ionize the atoms in the nebula, stripping off one or more electrons. The amount of energy required to produce the next higher level of ionization in an atom is called its ionization potential, usually expressed in electron volts (eV). In general, heavier atoms are more easily ionized for the first time than lighter atoms are. If an atom is already ionized, the remaining electrons are held more tightly, and it becomes even harder to remove the next electron to ionize the atom more highly. The overall degree of ionization of atoms in a planetary nebula depends on the temperature of the central star. For two stars with the same radius, a hotter star emits more photons at all energies than a cooler star does, e a greater proportion of those photons will be emitted at higher energies. Therefore a hotter star is capable of ionizing more atoms to higher ionization states than a cooler star is. So, by examining the spectrum of a planetary nebula to see what ionization states of the various elements are present, you can get an idea of the temperature of the central star.

Plotting a Spectrum

All spectra in the database are listed on the Browse page. Clicking on the name of any planetary nebula takes you to the "Spectrum Display" page for that nebula. To expand any region of the graphed spectrum, hold the left mouse button down at one corner of the region you wish to enlarge, drag the mouse to the opposite corner of that region, and then release the mouse button. You can do this repeatedly to keep enlarging. To get back to the full plot, click on the "Zoom Out" radio button under the graph display. The horizontal axis of these graphs is the wavelength in Angstroms, and the vertical axis is the flux (in ergs cm -2 s -1 Angstrom -1 ).

Identifying Emission Lines

The Templates page contains a set of spectra labelled with the wavelengths of emission lines seen in planetary nebulae and identifying the ion producing each emission line. The name of the element is given using the standard chemical symbol from the periodic table (e.g., H=hydrogen, N=nitrogen, Ne=neon, etc.). The ionization state of the element is indicated by a Roman numeral suffix in the following way: neutral=I, singly ionized=II, doubly ionized=III (i.e. ionization state = Roman numeral -1). For example, O III means doubly ionized oxygen, O +2 . Certain electron transitions involve energy levels that are said to be metastable the resulting emission lines are called forbidden lines, which really only means that they are less likely to occur than emission lines from the ordinary kind of transitions. Conditions in planetary nebulae, as it turns out, are extremely conducive to the production of this kind of emission line, and in fact, most of the emission lines you will see in these spectra are forbidden lines, which are denoted by brackets around the ion designation (i.e. a forbidden line produced by doubly ionized oxygen would be written as [O III].

The Exercise

You may find it helpful to print out this page of instructions.

Listed below are three planetary nebulae whose central stars have very different temperatures. You will examine the spectra of each nebula and by noticing the presence or absence of certain emission lines, be able to rank them in order of the temperature of the central star.


Morgan Keenan Classification System

Finally, when the Harvard system and the Yerkes luminosity classes are combined together, we get the current Morgan Keenan (MK) stellar classification system. Therefore each star is designated a spectral class according to its surface temperature and a luminosity class corresponding to its surface gravity (luminosity). So our Sun is a G2V star. Its surface temperature is about 5,900 K (G type) and it is fusing hydrogen into helium in its core, hence a main-sequence (V) star. The MK system comes into play while plotting all the stars in the Universe on just one diagram, the Hertzsprung Russell Diagram.

9 thoughts on &ldquoThe Stellar Classification System In Astrophysics&rdquo

I love this..it was worth reading and getting knowledge..keep posting more and more so that we can get more important facts and knowledge about our universe.
Grazie!

Thank you so much Bainty. I a glad you enjoyed it.

It was very fun to read. Got the whole thing very easily. Thank you so much?

Fantastic. Easily explained and very helpful to understand the designated classifications.

Thanks! Glad you enjoyed reading.

This is actually one of the simplest explanation of such a topic I’ve ever had. Imagine knowing this classification, you have names of trillions of stars in your pocket.

Sir I want persue my carrier in astrophysics please guide me with some advice and your precious experience


Guarda il video: Cara Mudah Membedakan Unsur, Molekul, Senyawa dan Atom. Hakekat Ilmu Kimia #02 (Luglio 2022).


Commenti:

  1. Golligan

    Forse sono d'accordo con la tua opinione

  2. Stoddard

    Secondo me stai sbagliando. Discutiamone. Mandami un'e-mail a PM.

  3. Forest

    È efficace?

  4. Waylon

    Che argomento incomparabile



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