Материалните тела са източници на електромагнитно излъчване от различен характер. През втората половина на XIX век. Проведени са множество изследвания върху емисионните спектри на молекули и атоми. Оказа се, че емисионните спектри на молекулите се състоят от широко размити ивици без резки граници. Такива спектри се наричат ​​ивици. Емисионният спектър на атомите се състои от отделни спектрални линии или групи от близко разположени линии. Следователно спектрите на атомите се наричат ​​линейни спектри. За всеки елемент има добре дефиниран линеен спектър, излъчван от него, чиято форма не зависи от метода на възбуждане на атома.

Най-простият и най-изследваният е спектърът на водородния атом. Анализът на емпиричния материал показа, че отделните линии в спектъра могат да бъдат обединени в групи от линии, които се наричат ​​серии. През 1885 г. И. Балмер установи, че честотите на линиите във видимата част на водородния спектър могат да бъдат представени като проста формула:

( 3, 4, 5, …), (7.42.1)

където 3,29∙10 15 s -1 е константата на Ридберг. Спектралните линии, различни в различни стойности, образуват серията на Балмер. Впоследствие бяха открити още няколко серии в спектъра на водородния атом:

Серия на Лайман (намира се в ултравиолетовата част на спектъра):

( 2, 3, 4, …); (7.42.2)

Серия Paschen (лежи в инфрачервената част на спектъра):

( 4, 5, 6, …); (7.42.3)

Серия от скоби (лежи в инфрачервената част на спектъра):

( 5, 6, 7, …); (7.42.4)

Серия Pfund (лежи в инфрачервената част на спектъра):

( 6, 7, 8, …); (7.42.5)

Серия на Хъмфри (намира се в инфрачервената част на спектъра):

( 7, 8, 9, …). (7.42.6)

Честотите на всички линии в спектъра на водородния атом могат да бъдат описани с една формула - обобщената формула на Балмер:

, (7.42.7)

където 1, 2, 3, 4 и т.н. – дефинира серия (например за серията Balmer 2), но дефинира ред в серията, като приема цели стойности, започващи от 1.

От формули (7.42.1) - (7.42.7) се вижда, че всяка от честотите в спектъра на водородния атом е разликата на две величини от формата, зависеща от цяло число. Изрази като където 1, 2, 3, 4 и т.н. се наричат ​​спектрални термини. Съгласно принципа на комбинацията на Ritz, всички излъчвани честоти могат да бъдат представени като комбинации от два спектрални члена:

(7.42.8)

и винаги >

Изследване на спектрите на по-сложни атоми показа, че честотите на техните емисионни линии също могат да бъдат представени като разлика между два спектрални члена, но техните формули са по-сложни, отколкото за водородния атом.

Експериментално установените закономерности на атомното излъчване са в противоречие с класическата електродинамика, според която електромагнитните вълни се излъчват от ускорено движещ се заряд. Следователно атомите включват електрически заряди, движещи се с ускорение в ограничен обем на атома. Излъчвайки, зарядът губи енергия под формата на електромагнитно излъчване. Това означава, че стационарното съществуване на атомите е невъзможно. Въпреки това установените закономерности свидетелстват, че спектралното излъчване на атомите е резултат от все още неизвестни процеси вътре в атома.

Излъчването на атомите, които не взаимодействат помежду си, се състои от отделни спектрални линии. В съответствие с това емисионният спектър на атомите се нарича линеен спектър.

На фиг. 12.1 показва емисионния спектър на живачни пари. Спектрите на другите атоми имат същия характер.

Изследването на атомните спектри послужи като ключ към разбирането на структурата на атомите. На първо място, беше забелязано, че линиите в спектрите на атомите не са подредени произволно, а са комбинирани в групи или, както се наричат, серии от линии. Това най-ясно се вижда в спектъра на най-простия атом, водорода. На фиг. 12.2 показва част от спектъра на атомарния водород във видимата и близката ултравиолетова област. Символите показват видими линии, показващи границата на серията (вижте по-долу). Очевидно линиите са подредени в определен ред. Разстоянието между линиите естествено намалява, когато преминаваме от по-дълги вълни към по-къси.

Швейцарският физик Балмер (1885) открива, че дължините на вълните на тази поредица от водородни линии могат да бъдат точно представени с формулата

където е константа, е цяло число, което приема стойностите 3, 4, 5 и т.н.

Ако преминем в (12.1) от дължина на вълната към честота, получаваме формулата

където е константа, наречена на името на шведския спектроскопист, константата на Ридберг. Тя е равна

Формула (12.2) се нарича формула на Балмер, а съответната серия от спектрални линии на водородния атом се нарича серия на Балмер. Допълнителни проучвания показват, че има още няколко серии в водородния спектър. Серията Lyman е в ултравиолетовата част на спектъра. Останалите серии са в инфрачервената област. Линиите на тези серии могат да бъдат представени под формата на формули, подобни на (12.2):

Честотите на всички линии в спектъра на водороден атом могат да бъдат представени с една формула:

където има стойност 1 за серията на Лайман, 2 за серията на Балмер и т.н. За дадено число то приема всички цели числа, като се започне от Израз (12.4) се нарича обобщена формула на Балмер.

Тъй като честотата на линията във всяка серия се увеличава, тя се стреми към граничната стойност, която се нарича граница на серията (на фиг. 12.2 границата на серията на Балмер е отбелязана със символ).

Спектър (електромагнитен спектър) - набор от всички честотни диапазони (дължини на вълните) на електромагнитното излъчване.

Спектрални модели.Горещите твърди вещества излъчват непрекъснати спектри. Газовете имат линейни и ивични спектри. До началото на 20в беше установено, че линейните спектри се излъчват от атоми и йони, ивичните спектри от молекули. Поради това те се наричат ​​атомни и молекулни спектри.

Положението на спектралната линия в спектъра се характеризира с дължината на вълната λ или честотата ν=с/λ. Вместо честота в оптиката и спектроскопията често се използва (спектроскопичен). вълново число k=1/λ. (Понякога се обозначава също).

Основният закон на спектроскопията, установен емпирично през 1908 г. е Принцип на комбиниране на Ritz.

В съответствие с принципа на Риц, цялото разнообразие от спектрални линии на атома може да се получи чрез двойни комбинации от много по-малък брой величини, т.нар. (спектрални) условия .

Вълновото число на всяка спектрална линия се изразява като разлика между два члена:

.

Членовете са положителни и са номерирани така, че с увеличаване на номера на термина стойността му намалява. Тоест в горната формула n 1 T n 2 .

Спектрална серия. Ако фиксираме стойността на n 1 и дадем n 2 последователни стойности n 2 \u003d n 1 +1, тогава получаваме система от линии, наречена спектрални серии .

Съвкупността от спектрални серии съставлява спектъра на даден елемент (атом).

Помислете за две спектрални линии от една и съща серия

и .

Изваждаме второто от първото, като приемаме, че, т.е. и получаваме:

И това е вълновото число на някаква спектрална линия на същия елемент, принадлежащ към серията с начален член.

Така от комбиниран принцип следва, че разликата в честотите (вълновите числа) на две спектрални линии от една и съща серия на атом дава честотата (вълновото число) на спектралната линия на някои други серии от същия атом.

За повечето елементи аналитичните изрази за термини не са известни. В най-добрия случай те са представени с някакви емпирични или полуемпирични формули. Изключение прави водородният атом, който се състои от един протон и един неутрон.

Спектър на водороден атом

За водороден атом терминът с висока степен на точност може да бъде представен като:

(n= 1, 2, 3, ….).

Това е фундаментална физическа константа.

От този израз чрез комбинации се получават следните спектрални серии:

Серия Lyman:

, n=2, 3, 4, …

Серия Balmer:

, n=3, 4, 5, …

Първите четири линии се намират във видимата област на спектъра. На тези 4 реда Балмър (1885) разкрива закономерност, изразена чрез формулата .

Тези линии се наричат ​​, , . Останалите линии са в ултравиолетово. Схематично представяне на линиите от серията на Балмер на фиг.

Серия Paschen:

, n=4, 5, 6, …

Всички линии в тази серия са предвидени от Ritz въз основа на принципа на комбинацията.

Серия Brackett

, n=5, 6, 7, …

Серия Pfund:

, n=6, 7, 8, …

Тези две серии са в далечния инфрачервен диапазон. Отворен през 1922 и 1924 г. Серията Brackett е комбинация от линиите от серията Paschen, серията Pfund е комбинация от линиите от серията Brackett.

Максимална дължина на вълната на серията на Лайман за n=2 се нарича резонансна линия на водорода. Максималната честота се получава при . Тази честота се нарича граница на серията.

За поредицата Balmer nm.

Постулатите на Бор

Законите на класическата физика са приложими за описание на непрекъснати процеси. Експериментално изследваните спектри предполагат, че процесите в атома, свързани с радиацията, са дискретни. Бор разбира това ясно и формулира два постулата.

1. Един атом (и всяка атомна система) може да не е във всички състояния, разрешени от класическата механика, а само в някои (кватонни) състояния, характеризиращи се с дискретни стойности на енергията , , . В тези състояния атомът не излъчва (противно на класическата електродинамика). Тези състояния се наричат ​​стационарни.

(квантовата механика води до стационарни състояния с енергийни нива. В квантовата механика постулатът на Бор е следствие от нейните основни принципи)

2. Когато един атом преминава от състояние с по-висока енергия в състояние с по-ниска енергия, енергията на атома се променя с . Ако такава промяна настъпи с радиация, тогава се излъчва фотон с енергия

.

Това съотношение се нарича честотно правило на Бор и е валидно и за абсорбцията.

Така атомната система преминава от едно стационарно състояние в друго в скокове и граници . Такива скокове се наричат квантово .

Честотно правило на Боробяснява комбинирания принцип на Ritz:

.

Следователно,

Следователно е ясно физическото значение на термина – спектралните термини се определят от енергийните нива на атомите и линейния характер на емисионния спектър на атома.

Наборът от енергийни стойности на стационарните състояния на атома се образува енергиен спектър на атома.

Определянето на стойностите на енергията на атома , , се нарича квантуване (квантуване на енергията на атома).

Бор предложи правило за квантуване за водородния атом, водещо до правилни резултати.

Да приемем, че спектралните членове и съответстващите им енергийни нива имат формата на Балмер:

Цяло число н Наречен главно квантово число .

В спектроскопията спектралните термини и енергийните нива обикновено се изобразяват като хоризонтални линии, а преходите между тях като стрелки. Стрелките, сочещи от по-високи към по-ниски енергийни нива, съответстват на емисионни линии, стрелките, сочещи от по-ниски към по-високи енергийни нива, съответстват на линии на абсорбция.

По този начин спектърът на водороден атом може да бъде изобразен по следния начин (фиг.).

Енергийните нива са номерирани с квантовото число n. Енергията с нивото се приема за нула. Нивото е показано с горната пунктирана линия. Всички по-ниски нива съответстват на отрицателни стойности на общата енергия на атома. Всички нива под нивото са дискретни. По-горе - непрекъснати, тоест не са квантувани: енергийният спектър е непрекъснат.

Когато електронкронът се движи, той е ограничен. Когато е безкрайно. Така електрон и ядро ​​образуват свързана система само в случай на дискретен енергиен спектър. С непрекъснат електронен спектър електронът може да се движи произволно далеч от ядрото. В този случай двойка електрон-ядрени частици може само условно да се нарече атом. Тоест всички нива на атома са дискретни. Преминаване от по-ниско енергийно ниво към по-високо възбуждане на атома.

Наличието на несвързани преходи обаче предполага възможност за преходи между състояния на непрекъснатия енергиен спектър и между състояния на непрекъснатия и дискретния спектър. то се появява като непрекъснат спектър насложен върху линейния спектър на атома, а също и във факта, че спектърът на атома не се прекъсва на границата на серията, а продължава отвъд нея към по-къси дължини на вълните.

Преходът от дискретно състояние към област с непрекъснат спектър се нарича йонизация .

Преходът от непрекъснат спектър към дискретен (рекомбинация на йон и електрон) е придружен от рекомбинация спектър.

Йонизационна енергия.

Ако атомът е бил в основно състояние, тогава йонизационната енергия се определя, както следва

Закономерности в атомните спектри

Материалните тела са източници на електромагнитно излъчване от различен характер. През втората половина на XIX век. Проведени са множество изследвания върху емисионните спектри на молекули и атоми. Оказа се, че емисионните спектри на молекулите се състоят от широко размити ивици без резки граници. Такива спектри се наричат ​​ивици. Емисионният спектър на атомите се състои от отделни спектрални линии или групи от близко разположени линии. Следователно спектрите на атомите се наричат ​​линейни спектри. За всеки елемент има добре дефиниран линеен спектър, излъчван от него, чиято форма не зависи от метода на възбуждане на атома.

Най-простият и най-изследваният е спектърът на водородния атом. Анализът на емпиричния материал показа, че отделните линии в спектъра могат да бъдат обединени в групи от линии, които се наричат ​​серии. През 1885 г. И. Балмер установи, че честотите на линиите във видимата част на водородния спектър могат да бъдат представени като проста формула:

( 3, 4, 5, …), (7.42.1)

където 3,29∙10 15 s -1 е константата на Ридберг. Спектралните линии, различни в различни стойности, образуват серията на Балмер. Впоследствие бяха открити още няколко серии в спектъра на водородния атом:

Серия на Лайман (намира се в ултравиолетовата част на спектъра):

( 2, 3, 4, …); (7.42.2)

Серия Paschen (лежи в инфрачервената част на спектъра):

( 4, 5, 6, …); (7.42.3)

Серия от скоби (лежи в инфрачервената част на спектъра):

( 5, 6, 7, …); (7.42.4)

Серия Pfund (лежи в инфрачервената част на спектъра):

( 6, 7, 8, …); (7.42.5)

Серия на Хъмфри (намира се в инфрачервената част на спектъра):

( 7, 8, 9, …). (7.42.6)

Честотите на всички линии в спектъра на водородния атом могат да бъдат описани с една формула - обобщената формула на Балмер:

, (7.42.7)

където 1, 2, 3, 4 и т.н. – дефинира серия (например за серията Balmer 2), но дефинира ред в серията, като приема цели стойности, започващи от 1.

От формули (7.42.1) - (7.42.7) се вижда, че всяка от честотите в спектъра на водородния атом е разликата на две величини от формата, зависеща от цяло число. Изрази като където 1, 2, 3, 4 и т.н. се наричат ​​спектрални термини. Съгласно принципа на комбинацията на Ritz, всички излъчвани честоти могат да бъдат представени като комбинации от два спектрални члена:

(7.42.8)

и винаги >

Изследване на спектрите на по-сложни атоми показа, че честотите на техните емисионни линии също могат да бъдат представени като разлика между два спектрални члена, но техните формули са по-сложни, отколкото за водородния атом.

Експериментално установените закономерности на атомното излъчване са в противоречие с класическата електродинамика, според която електромагнитните вълни се излъчват от ускорено движещ се заряд. Следователно атомите включват електрически заряди, движещи се с ускорение в ограничен обем на атома. Излъчвайки, зарядът губи енергия под формата на електромагнитно излъчване. Това означава, че стационарното съществуване на атомите е невъзможно. Въпреки това установените закономерности свидетелстват, че спектралното излъчване на атомите е резултат от все още неизвестни процеси вътре в атома.

1. Закономерности в атомните спектри. Изолирани атоми под формата на разреден газ или метална пара излъчват спектър, състоящ се от отделни спектрални линии (линеен спектър). Изследването на атомните спектри послужи като ключ към разбирането на структурата на атомите. Линиите в спектрите са подредени не произволно, а последователно. Разстоянието между линиите в серията естествено намалява, когато преминаваме от дълги към къси вълни.

Швейцарският физик J. Balmer през 1885 г. установява, че дължините на вълните на серията във видимата част на водородния спектър могат да бъдат представени с формулата (формула на Balmer): 0 = const, n = 3, 4, 5, ... R = 1,09 10 7 m -1 е константата на Ридберг, n = 3, 4, 5,… Във физиката константата на Ридберг е друга стойност, равна на R = R s. R = 3,29 10 15 s -1 или

1895 - откриване на рентгеновите лъчи от Рентген 1896 - откриване на радиоактивността от Бекерел 1897 - откриване на електрона (Дж. Томсън определя стойността на отношението q / m) Заключение: Атомът има сложна структура и се състои от положителни (протони) ) и отрицателни (електрони) частици

През 1903 г. Дж. Дж. Томсън предлага модел на атома: сфера, равномерно изпълнена с положително електричество, вътре в която има електрони. Общият заряд на сферата е равен на заряда на електроните. Атомът като цяло е неутрален. Теорията за такъв атом дава, че спектърът трябва да е сложен, но по никакъв начин не е очертан, което противоречи на експериментите.

През 1899 г. открива алфа и бета лъчите. Заедно с Ф. Соди през 1903 г. развива теорията за радиоактивния разпад и установява закона за радиоактивните превръщания. През 1903 г. той доказва, че алфа лъчите са съставени от положително заредени частици. През 1908 г. е удостоен с Нобелова награда. Ърнест Ръдърфорд (1871–1937) английски физик, основател на ядрената физика Изследванията са посветени на атомната и ядрена физика, радиоактивността.

2. Ядрен модел на атома (модел на Ръдърфорд). Скорост - частици = 10 7 m/s = 10 4 km/s. – частицата има положителен заряд, равен на +2 е. Схема на експеримента на Ръдърфорд Разпръснатите частици се удрят в екрана от цинков сулфид, предизвиквайки сцинтилации – проблясъци на светлина.

Повечето α-частици са били разпръснати под ъгли от порядъка на 3°. Отделните α-частици са били отклонени на големи ъгли, до 150º (една от няколко хиляди). Такова отклонение е възможно само при почти точков положителен заряд - ядро на атом - взаимодейства с близко летяща α-частица.

Ниската вероятност за отклонение при големи ъгли показва малкия размер на ядрото: 99,95% от масата на атома е концентрирана в ядрото m m

М Ядреният радиус R (10 14 h)m и зависи от броя на нуклоните в ядрото.

F F

Планетарният модел обаче беше в явно противоречие с класическата електродинамика: електрон, движещ се в кръг, т.е. с нормално ускорение, трябваше да излъчва енергия, следователно да се забави и да падне в ядрото. Моделът на Ръдърфорд не може да обясни защо атомът е стабилен. Планетарен модел на атома

BOR Niels Hendrik David (1885–1962) Датски физик-теоретик, един от основателите на съвременната физика. Той формулира идеята за дискретността на енергийните състояния на атомите, изгради атомен модел, откривайки условията за стабилност на атомите. Той създава първия квантов модел на атома, базиран на два постулата, които директно противоречат на класическите идеи и закони. 3. Елементарна теория на Бор

1. Атомът трябва да се опише като "пирамида" от стационарни енергийни състояния. Намирайки се в едно от стационарните състояния, атомът не излъчва енергия. 2. По време на преходи между стационарни състояния атомът поглъща или излъчва квант енергия. Когато енергията се абсорбира, атомът преминава в по-високо енергийно състояние.

EnEnEnEnEn E m > E n Поглъщане на енергия E n Energy Absorption"> E n Energy Absorption"> E n Energy Absorption" title="EnEnEnEnEn E m > E n Енергийна абсорбция"> title="EnEnEnEnEn E m > E n Поглъщане на енергия"> !}

EnEnEnEnEnEn E m > E n Енергийна емисия E n Energy Radiation"> E n Energy Radiation"> E n Energy Radiation" title="EnEnEnEnEnEn E m > E n Energy Radiation"> title="EnEnEnEnEnEn E m > E n Енергийна емисия"> !}

Постулатите на Бор 1. Електроните се движат само по определени (стационарни) орбити. В този случай няма излъчване на енергия. Условие за стационарни орбити: от всички електронни орбити са възможни само тези, при които ъгловият импулс на електрона е цяло число, кратно на константата на Планк: n = 1, 2, 3, ... главното квантово число. m e v r = nħ

2. Излъчването или поглъщането на енергия под формата на енергиен квант h възниква само по време на прехода на електрона от едно неподвижно състояние в друго. Енергията на светлинния квант е равна на разликата между енергиите на онези стационарни състояния, между които се извършва квантовият скок на един електрон: hv = E m – E n - правилото за честота на Бор m, n са броят на състоянията. EnEn EmEm Поглъщане на енергия EnEn EmEm Излъчване на енергия

Уравнение за движение на електрони =>=> Радиус на стационарни орбити: m e υr = nħ => Радиус на стационарна орбита: m e υr = nħ"> => Радиус на стационарна орбита: m e υr = nħ"> => Радиус на стационарна орбита: m e υr = nħ" title="Electron motion equation =>=> Радиус стационарни орбити: m e υr = nħ"> title="Уравнение за движение на електрони =>=> Радиус на стационарни орбити: m e υr = nħ"> !}

N , nm

Бор теоретично изчислява съотношението на масата на протона към масата на електрона m p /m e = 1847, което е в съгласие с експеримента. Всичко това беше важно потвърждение на основните идеи, съдържащи се в теорията на Бор. Теорията на Бор изигра огромна роля в създаването на атомната физика. По време на нейното развитие (1913 - 1925 г.) са направени важни открития, завинаги включени в съкровищницата на световната наука.

Въпреки това, наред с успехите в теорията на Бор, още в самото начало се разкриват значителни недостатъци. Вътрешна непоследователност на теорията: механична връзка на класическата физика с квантовите постулати. Теорията не може да обясни въпроса за интензитетите на спектралните линии. Сериозен провал беше абсолютната невъзможност да се приложи теорията за обяснение на спектрите на хелий (He) (два електрона в орбита и вече теорията на Бор не се справя).

Стана ясно, че теорията на Бор е само преходен етап по пътя към създаването на по-обща и правилна теория. Такава теория беше квантовата (вълнова) механика. По-нататъшното развитие на квантовата механика доведе до отхвърляне на механичната картина на движението на електрона в полето на ядрото.

4. Опитът на Франк и Херц Съществуването на дискретни енергийни нива на атома и доказателството за правилността на теорията на Бор се потвърждава от експеримента на Франк и Херц. Германските учени Джеймс Франк и Густав Херц получават Нобелова награда през 1925 г. за своите експериментални изследвания на дискретността на енергийните нива.

Такъв ход на кривата се обяснява с факта, че поради дискретността на енергийните нива атомите на живак могат да възприемат енергията на бомбардиращите електрони само на части: или E 1, E 2, E 3 ... - енергиите на 1-ви, 2-ри и т.н. стационарни състояния. с увеличаване на U до 4.86V, токът I нараства монотонно, при U = 4.86V токът е максимален, след това рязко намалява и отново се увеличава. други максимуми на тока се наблюдават при U = 2 4,86 ​​V, 3 4,86 ​​V...

В U

Атомите на живак, които са получили енергия ΔЕ 1 при сблъсък с електрони и са преминали във възбудено състояние, след време ~ s, трябва да се върнат в основното състояние, излъчвайки, според втория постулат на Бор, фотон с честота (честотно правило): В този случай дължината на вълната на светлинния квант: - съответства на ултравиолетовото лъчение. Опитът открива ултравиолетовата линия с