Materijalna tijela su izvori elektromagnetnog zračenja različite prirode. U drugoj polovini XIX veka. Provedene su brojne studije o spektrima emisije molekula i atoma. Pokazalo se da se emisioni spektri molekula sastoje od široko zamućenih traka bez oštrih granica. Takvi spektri se nazivaju prugasti. Emisioni spektar atoma sastoji se od pojedinačnih spektralnih linija ili grupa blisko raspoređenih linija. Stoga se spektri atoma nazivaju linijski spektri. Za svaki element postoji dobro definiran linijski spektar koji emituje, čiji oblik ne ovisi o načinu pobuđivanja atoma.

Najjednostavniji i najviše proučavan je spektar atoma vodika. Analiza empirijskog materijala pokazala je da se pojedine linije u spektru mogu kombinovati u grupe linija koje se nazivaju serije. 1885. I. Balmer je otkrio da se frekvencije linija u vidljivom dijelu vodonikovog spektra mogu predstaviti kao jednostavna formula:

( 3, 4, 5, …), (7.42.1)

gdje je 3,29∙10 15 s -1 Rydbergova konstanta. Spektralne linije koje se razlikuju u različitim vrijednostima čine Balmerovu seriju. Kasnije je otkriveno još nekoliko serija u spektru atoma vodika:

Lymanova serija (leži u ultraljubičastom dijelu spektra):

( 2, 3, 4, …); (7.42.2)

Paschenov niz (leži u infracrvenom dijelu spektra):

( 4, 5, 6, …); (7.42.3)

Serija zagrada (nalazi se u infracrvenom dijelu spektra):

( 5, 6, 7, …); (7.42.4)

Pfund serija (leži u infracrvenom dijelu spektra):

( 6, 7, 8, …); (7.42.5)

Humphreyjev niz (leži u infracrvenom dijelu spektra):

( 7, 8, 9, …). (7.42.6)

Frekvencije svih linija u spektru atoma vodika mogu se opisati jednom formulom - generaliziranom Balmerovom formulom:

, (7.42.7)

gdje su 1, 2, 3, 4, itd. – definira seriju (na primjer, za Balmerovu seriju 2), ali definira liniju u nizu, uzimajući cjelobrojne vrijednosti počevši od 1.

Iz formula (7.42.1) - (7.42.7) može se vidjeti da je svaka od frekvencija u spektru atoma vodonika razlika dvije veličine oblika u zavisnosti od cijelog broja. Izrazi poput gdje su 1, 2, 3, 4, itd. nazivaju se spektralni pojmovi. Prema principu Ritzove kombinacije, sve emitovane frekvencije mogu se predstaviti kao kombinacije dva spektralna člana:

(7.42.8)

i uvek >

Proučavanje spektra složenijih atoma pokazalo je da se frekvencije njihovih emisionih linija također mogu predstaviti kao razlika između dva spektralna člana, ali su njihove formule složenije nego za atom vodika.

Eksperimentalno utvrđene pravilnosti atomskog zračenja u suprotnosti su s klasičnom elektrodinamikom, prema kojoj se elektromagnetski valovi emituju ubrzanim pokretnim nabojem. Posljedično, atomi uključuju električne naboje koji se kreću ubrzano u ograničenom volumenu atoma. Zračeći, naboj gubi energiju u obliku elektromagnetnog zračenja. To znači da je stacionarno postojanje atoma nemoguće. Ipak, utvrđene pravilnosti svjedočile su da je spektralno zračenje atoma rezultat još uvijek nepoznatih procesa unutar atoma.

Zračenje atoma koji ne interaguju jedan s drugim sastoji se od zasebnih spektralnih linija. U skladu s tim, emisioni spektar atoma naziva se linijski spektar.

Na sl. 12.1 prikazuje emisioni spektar živine pare. Spektri ostalih atoma imaju isti karakter.

Proučavanje atomskih spektra poslužilo je kao ključ za razumijevanje strukture atoma. Prije svega, uočeno je da linije u spektrima atoma nisu raspoređene nasumično, već su kombinovane u grupe ili, kako se nazivaju, serije linija. To se najjasnije vidi u spektru najjednostavnijeg atoma, vodonika. Na sl. 12.2 prikazuje dio spektra atomskog vodonika u vidljivom i bliskom ultraljubičastom području. Simboli označavaju vidljive linije koje označavaju granicu serije (vidi dolje). Očigledno, linije su raspoređene određenim redoslijedom. Udaljenost između linija prirodno se smanjuje kako prelazimo s dužih valova na kraće.

Švajcarski fizičar Balmer (1885) je otkrio da se talasne dužine ove serije vodoničnih linija mogu tačno predstaviti formulom

gdje je konstanta, je cijeli broj koji uzima vrijednosti 3, 4, 5, itd.

Ako u (12.1) prijeđemo s talasne dužine na frekvenciju, dobićemo formulu

gdje je konstanta nazvana po švedskom spektroskopistu, Rydbergova konstanta. Ona je jednaka

Formula (12.2) se naziva Balmerova formula, a odgovarajući niz spektralnih linija atoma vodika naziva se Balmerov niz. Dalja istraživanja su pokazala da postoji još nekoliko serija u spektru vodonika. Lyman serija je u ultraljubičastom dijelu spektra. Preostale serije leže u infracrvenom području. Linije ovih serija mogu se predstaviti u obliku formula sličnih (12.2):

Frekvencije svih linija u spektru atoma vodika mogu se predstaviti jednom formulom:

gdje ima vrijednost 1 za Lymanov niz, 2 za Balmerov niz, itd. Za dati broj, on poprima sve cjelobrojne vrijednosti, počevši od izraza (12.4) naziva se generalizirana Balmerova formula.

Kako se frekvencija linije u svakoj seriji povećava, ona teži graničnoj vrijednosti, koja se naziva granica serije (na slici 12.2, granica Balmerove serije je označena simbolom).

Spektar (elektromagnetski spektar) - skup svih frekvencijskih opsega (talasnih dužina) elektromagnetnog zračenja.

Spektralni obrasci. Vruće čvrste tvari emituju kontinuirane spektre. Gasovi pokazuju linijski i prugasti spektar. Do početka 20. vijeka nađeno je da linijski spektri emituju atomi i joni, prugasti spektri molekuli. Stoga se nazivaju atomski i molekularni spektri.

Položaj spektralne linije u spektru karakteriše talasna dužina λ ili frekvencija ν=s/λ. Umjesto frekvencije u optici i spektroskopiji, često se koristi (spektroskopska). talasni broj k=1/λ. (Ponekad se označava i ).

Osnovni zakon spektroskopije, empirijski utvrđeno 1908. je Ritz princip kombinacije.

U skladu sa Ritzovim principom, čitav niz spektralnih linija atoma može se dobiti parom kombinacija mnogo manjeg broja veličina, tzv. (spektralni) termini .

Talasni broj svake spektralne linije izražava se kao razlika između dva člana:

.

Pojmovi su pozitivni i numerisani su tako da kako se broj pojma povećava, njegova vrijednost opada. Odnosno, u gornjoj formuli n 1 T n 2 .

Spectral Series. Ako fiksiramo vrijednost n 1 i damo n 2 uzastopnih vrijednosti n 2 = n 1 +1, onda ćemo dobiti sistem linija tzv. spektralne serije .

Skup spektralnih serija čini spektar datog elementa (atoma).

Razmotrimo dvije spektralne linije iste serije

i .

Od prvog oduzimamo drugo, pod pretpostavkom da, tj. i dobijamo:

A ovo je talasni broj neke spektralne linije istog elementa koji pripada nizu sa početnim članom.

Tako iz princip kombinacije slijedi, da razlika u frekvencijama (talasnim brojevima) dvije spektralne linije iste serije atoma daje frekvenciju (talasni broj) spektralne linije nekog drugog niza istog atoma.

Za većinu elemenata analitički izrazi za pojmove nisu poznati. U najboljem slučaju, oni su predstavljeni nekim empirijskim ili polu-empirijskim formulama. Izuzetak je atom vodika, koji se sastoji od jednog protona i jednog neutrona.

Spektar atoma vodika

Za atom vodonika, termin sa visokim stepenom tačnosti može se predstaviti kao:

(n= 1, 2, 3, ….).

Ovdje je osnovna fizička konstanta.

Iz ovog izraza kombinacijama se dobijaju sledeće spektralne serije:

Lyman serija:

, n=2, 3, 4, …

Balmer serija:

, n=3, 4, 5, …

Prve četiri linije leže u vidljivom području spektra. Na ova 4 reda, Balmer (1885) je otkrio pravilnost izraženu formulom .

Ove linije se nazivaju , , . Preostale linije su u ultraljubičastom. Šematski prikaz linija Balmerove serije na sl.

Paschen serija:

, n=4, 5, 6, …

Sve linije u ovoj seriji Ritz je predvidio na osnovu principa kombinacije.

Brackett serija

, n=5 ,6, 7, …

Pfund serija:

, n=6, 7, 8, …

Ove dvije serije su u dalekom infracrvenom spektru. Otvorena 1922. i 1924. Serija Brackett je kombinacija linija Paschenove serije, serija Pfund je kombinacija linija serije Brackett.

Maksimalna talasna dužina Lajmanove serije za n=2 naziva se rezonantna linija vodonika. Maksimalna frekvencija se dobija na . Ova frekvencija se naziva granica serije.

Za seriju Balmer nm.

Borovi postulati

Zakoni klasične fizike su primjenjivi za opisivanje kontinuiranih procesa. Eksperimentalno proučavani spektri sugeriraju da su procesi u atomu povezani sa zračenjem diskretni. Bohr je to jasno shvatio i formulirao dva postulata.

1. Atom (i bilo koji atomski sistem) ne može biti u svim stanjima koja dozvoljava klasična mehanika, već samo u nekim (kvatonskim) stanjima koja karakterišu diskretne vrednosti energije , , . U tim stanjima atom ne zrači (za razliku od klasične elektrodinamike). Ova stanja se nazivaju stacionarna.

(kvantna mehanika vodi do stacionarnih stanja sa energetskim nivoima. U kvantnoj mehanici, Bohrov postulat je posledica njenih osnovnih principa)

2. Kada atom prijeđe iz stanja s višom energijom u stanje s nižom energijom, energija atoma se mijenja za . Ako se takva promjena dogodi sa zračenjem, tada se emituje foton sa energijom

.

Ova relacija se naziva Borovo pravilo frekvencije i vrijedi i za apsorpciju.

Dakle, atomski sistem prelazi iz jednog stacionarnog stanja u drugo u skokovima i granicama . Takvi skokovi se zovu kvantni .

Borovo pravilo frekvencije objašnjava Ritz kombinacijski princip:

.

shodno tome,

Otuda je jasno fizičko značenje termina – spektralni termini su određeni energetskim nivoima atoma i linearnom prirodom emisionog spektra atoma.

Formira se skup energetskih vrijednosti stacionarnih stanja atoma energetski spektar atoma.

Određivanje vrijednosti energije atoma, , naziva se kvantizacija (kvantizacija energije atoma).

Bohr je predložio pravilo kvantizacije za atom vodika koje vodi do ispravnih rezultata.

Pretpostavimo da spektralni članovi i nivoi energije koji im odgovaraju imaju Balmerov oblik:

Integer n pozvao glavni kvantni broj .

U spektroskopiji, spektralni pojmovi i nivoi energije obično se prikazuju kao horizontalne linije, a prijelazi između njih kao strelice. Strelice koje pokazuju od viših ka nižim energetskim nivoima odgovaraju emisionim linijama, a strelice koje pokazuju od nižeg ka višim energetskim nivoima odgovaraju linijama apsorpcije.

Dakle, spektar atoma vodika može se prikazati na sljedeći način (slika).

Energetski nivoi su numerisani kvantnim brojem n. Energija sa nivoom se uzima kao nula. Nivo je prikazan gornjom isprekidanom linijom. Svi niži nivoi odgovaraju negativnim vrijednostima ukupne energije atoma. Svi nivoi ispod nivoa su diskretni. Iznad - kontinuirani, odnosno nisu kvantizovani: energetski spektar je kontinuiran.

Kada se elektronron kreće, on je konačan. Kada je beskonačno. Dakle, elektron i jezgro formiraju vezan sistem samo u slučaju diskretnog energetskog spektra. Sa kontinuiranim elektronskim spektrom, elektron se može kretati proizvoljno daleko od jezgra. U ovom slučaju, par čestica elektron-jezgra može se samo konvencionalno nazvati atomom. To jest, svi nivoi atoma su diskretni. Prelazak sa nižeg energetskog nivoa na viši ekscitacija atoma.

Međutim, prisustvo nespregnutih prelaza implicira mogućnost prelaza između stanja kontinuiranog energetskog spektra i između stanja kontinuiranog i diskretnog spektra. to pojavljuje se kao kontinuirani spektar superponirano na linijski spektar atoma, kao i u činjenici da se spektar atoma ne prekida na granici serije, već se nastavlja dalje od nje prema kraćim talasnim dužinama.

Prijelaz iz diskretnog stanja u kontinuirano područje spektra naziva se jonizacija .

Prijelaz iz kontinuiranog spektra u diskretni (rekombinacija jona i elektrona) je praćen rekombinacija spektra.

Energija jonizacije.

Ako je atom bio u osnovnom stanju, tada se energija ionizacije određuje na sljedeći način

Pravilnosti u atomskim spektrima

Materijalna tijela su izvori elektromagnetnog zračenja različite prirode. U drugoj polovini XIX veka. Provedene su brojne studije o spektrima emisije molekula i atoma. Pokazalo se da se emisioni spektri molekula sastoje od široko zamućenih traka bez oštrih granica. Takvi spektri se nazivaju prugasti. Emisioni spektar atoma sastoji se od pojedinačnih spektralnih linija ili grupa blisko raspoređenih linija. Stoga se spektri atoma nazivaju linijski spektri. Za svaki element postoji dobro definiran linijski spektar koji emituje, čiji oblik ne ovisi o načinu pobuđivanja atoma.

Najjednostavniji i najviše proučavan je spektar atoma vodika. Analiza empirijskog materijala pokazala je da se pojedine linije u spektru mogu kombinovati u grupe linija koje se nazivaju serije. 1885. I. Balmer je otkrio da se frekvencije linija u vidljivom dijelu vodonikovog spektra mogu predstaviti kao jednostavna formula:

( 3, 4, 5, …), (7.42.1)

gdje je 3,29∙10 15 s -1 Rydbergova konstanta. Spektralne linije koje se razlikuju u različitim vrijednostima čine Balmerovu seriju. Kasnije je otkriveno još nekoliko serija u spektru atoma vodika:

Lymanova serija (leži u ultraljubičastom dijelu spektra):

( 2, 3, 4, …); (7.42.2)

Paschenov niz (leži u infracrvenom dijelu spektra):

( 4, 5, 6, …); (7.42.3)

Serija zagrada (nalazi se u infracrvenom dijelu spektra):

( 5, 6, 7, …); (7.42.4)

Pfund serija (leži u infracrvenom dijelu spektra):

( 6, 7, 8, …); (7.42.5)

Humphreyjev niz (leži u infracrvenom dijelu spektra):

( 7, 8, 9, …). (7.42.6)

Frekvencije svih linija u spektru atoma vodika mogu se opisati jednom formulom - generaliziranom Balmerovom formulom:

, (7.42.7)

gdje su 1, 2, 3, 4, itd. – definira seriju (na primjer, za Balmerovu seriju 2), ali definira liniju u nizu, uzimajući cjelobrojne vrijednosti počevši od 1.

Iz formula (7.42.1) - (7.42.7) može se vidjeti da je svaka od frekvencija u spektru atoma vodonika razlika dvije veličine oblika u zavisnosti od cijelog broja. Izrazi poput gdje su 1, 2, 3, 4, itd. nazivaju se spektralni pojmovi. Prema principu Ritzove kombinacije, sve emitovane frekvencije mogu se predstaviti kao kombinacije dva spektralna člana:

(7.42.8)

i uvek >

Proučavanje spektra složenijih atoma pokazalo je da se frekvencije njihovih emisionih linija također mogu predstaviti kao razlika između dva spektralna člana, ali su njihove formule složenije nego za atom vodika.

Eksperimentalno utvrđene pravilnosti atomskog zračenja u suprotnosti su s klasičnom elektrodinamikom, prema kojoj se elektromagnetski valovi emituju ubrzanim pokretnim nabojem. Posljedično, atomi uključuju električne naboje koji se kreću ubrzano u ograničenom volumenu atoma. Zračeći, naboj gubi energiju u obliku elektromagnetnog zračenja. To znači da je stacionarno postojanje atoma nemoguće. Ipak, utvrđene pravilnosti svjedočile su da je spektralno zračenje atoma rezultat još uvijek nepoznatih procesa unutar atoma.

1. Pravilnosti u atomskim spektrima. Izolirani atomi u obliku razrijeđenog plina ili metalne pare emituju spektar koji se sastoji od pojedinačnih spektralnih linija (linijski spektar). Proučavanje atomskih spektra poslužilo je kao ključ za razumijevanje strukture atoma. Linije u spektru nisu raspoređene nasumično, već u nizu. Udaljenost između linija u nizu se prirodno smanjuje kako prelazimo s dugih na kratke valove.

Švajcarski fizičar J. Balmer je 1885. godine ustanovio da se talasne dužine serije u vidljivom delu vodonikovog spektra mogu predstaviti formulom (Balmerova formula): 0 = const, n = 3, 4, 5, ... R = 1,09 10 7 m -1 je Rydbergova konstanta, n = 3, 4, 5,... U fizici, Rydbergova konstanta je druga vrijednost jednaka R = R s. R = 3,29 10 15 s -1 ili

1895 - otkriće X-zraka od strane Roentgena 1896 - otkriće radioaktivnosti od strane Becquerela 1897 - otkriće elektrona (J. Thomson je odredio vrijednost omjera q/m) Zaključak: Atom ima složenu strukturu i sastoji se od pozitivnih (protona) ) i negativnih (elektrona) čestica

1903. J. J. Thomson je predložio model atoma: sferu jednolično ispunjenu pozitivnim elektricitetom, unutar koje se nalaze elektroni. Ukupni naboj sfere jednak je naboju elektrona. Atom kao celina je neutralan. Teorija takvog atoma dala je da spektar bude složen, ali ni na koji način poređan, što je u suprotnosti s eksperimentima.

1899. otkrio je alfa i beta zrake. Zajedno sa F. Soddyjem 1903. razvio je teoriju radioaktivnog raspada i uspostavio zakon radioaktivnih transformacija. Godine 1903. dokazao je da se alfa zraci sastoje od pozitivno nabijenih čestica. Godine 1908. dobio je Nobelovu nagradu. Ernest Rutherford (1871-1937) engleski fizičar, osnivač nuklearne fizike Istraživanja su posvećena atomskoj i nuklearnoj fizici, radioaktivnosti.

2. Nuklearni model atoma (Rutherfordov model). Brzina - čestice = 10 7 m/s = 10 4 km/s. – čestica ima pozitivan naboj jednak +2 e. Šema Rutherfordovog eksperimenta Raspršene čestice udaraju u ekran cink sulfida, uzrokujući scintilacije – bljeskove svjetlosti.

Većina α-čestica je raspršena pod uglovima reda 3°. Pojedinačne α-čestice su se skretale pod velikim uglovima, do 150º (jedna od nekoliko hiljada).Ovakvo odstupanje je moguće samo kada je skoro tačkasti pozitivan naboj - jezgro atoma - stupa u interakciju sa α-česticom koja leti blizu.

Mala vjerovatnoća odstupanja pod velikim uglovima ukazuje na malu veličinu jezgra: 99,95% mase atoma koncentrisano je u jezgru m m

M Nuklearni radijus R (10 14 h)m i zavisi od broja nukleona u jezgru.

F F

Međutim, planetarni model je bio u jasnoj suprotnosti sa klasičnom elektrodinamikom: elektron koji se kreće u krugu, tj. uz normalno ubrzanje, trebalo je da zrači energiju, dakle, uspori i padne u jezgro. Rutherfordov model nije mogao objasniti zašto je atom stabilan Planetarni model atoma

BOR Niels Hendrik David (1885–1962) danski teorijski fizičar, jedan od osnivača moderne fizike. Formulirao je ideju o diskretnosti energetskih stanja atoma, izgradio atomski model, otkrivajući uslove za stabilnost atoma. Stvorio je prvi kvantni model atoma, zasnovan na dva postulata koji su direktno suprotstavili klasičnim idejama i zakonima. 3. Borova elementarna teorija

1. Atom treba opisati kao "piramidu" stacionarnih energetskih stanja. Budući da je u jednom od stacionarnih stanja, atom ne zrači energiju. 2. Tokom prijelaza između stacionarnih stanja, atom apsorbira ili emituje kvantum energije. Kada se energija apsorbuje, atom prelazi u stanje više energije.

EnEnEnEnEn E m > E n Apsorpcija energije E n Apsorpcija energije"> E n Apsorpcija energije"> E n Apsorpcija energije" title="(!LANG:EnEnEnEnEn E m > E n Apsorpcija energije"> title="EnEnEnEnEn E m > E n Apsorpcija energije"> !}

EnEnEnEnEnEn E m > E n Emisija energije E n Energy Radiation"> E n Energy Radiation"> E n Energy Radiation" title="(!LANG:EnEnEnEnEnEn E m > E n Energetsko zračenje"> title="EnEnEnEnEnEn E m > E n Emisija energije"> !}

Borovi postulati 1. Elektroni se kreću samo po određenim (stacionarnim) orbitama. U ovom slučaju nema zračenja energije. Uslov za stacionarne orbite: od svih elektronskih orbita moguće su samo one za koje je ugaoni moment elektrona celobrojni višekratnik Plankove konstante: n = 1, 2, 3, ... glavni kvantni broj. m e v r = nħ

2. Emisija ili apsorpcija energije u obliku kvanta energije h javlja se samo prilikom prelaska elektrona iz jednog stacionarnog stanja u drugo. Energija svjetlosnog kvanta jednaka je razlici između energija onih stacionarnih stanja između kojih se odvija kvantni skok elektrona: hv = E m – E n - Borovo pravilo frekvencije m, n su brojevi stanja. EnEn EmEm Apsorpcija energije EnEn EmEm Zračenje energije

Jednačina kretanja elektrona =>=> Radijus stacionarnih orbita: m e υr = nħ => Radijus stacionarne orbite: m e υr = nħ"> => Radijus stacionarne orbite: m e υr = nħ"> => Radijus stacionarne orbite: m e υr = nħ" title="(!LANG:Jednačina kretanja elektrona =>=> Radijus stacionarne orbite: m e υr = nħ"> title="Jednačina kretanja elektrona =>=> Radijus stacionarnih orbita: m e υr = nħ"> !}

N, nm

Bohr je teoretski izračunao omjer mase protona i mase elektrona m p /m e = 1847, što je u skladu s eksperimentom. Sve je to bila važna potvrda glavnih ideja sadržanih u Bohrovoj teoriji. Borova teorija je odigrala veliku ulogu u stvaranju atomske fizike. Tokom njegovog razvoja (1913 - 1925) napravljena su važna otkrića, zauvek uvrštena u riznicu svetske nauke.

Međutim, uz uspjehe u Bohrovoj teoriji, od samog početka su se otkrili značajni nedostaci. Unutrašnja nedosljednost teorije: mehanička povezanost klasične fizike sa kvantnim postulatima. Teorija nije mogla objasniti pitanje intenziteta spektralnih linija. Ozbiljan promašaj bila je apsolutna nemogućnost primjene teorije za objašnjenje spektra helijuma (He) (dva elektrona u orbiti, a već Bohrova teorija ne izlazi na kraj).

Postalo je jasno da je Borova teorija samo prelazna faza na putu ka stvaranju općenitije i ispravnije teorije. Takva teorija je bila kvantna (talasna) mehanika. Dalji razvoj kvantne mehanike doveo je do odbacivanja mehaničke slike kretanja elektrona u polju jezgra.

4. Eksperiment Franka i Hertza Postojanje diskretnih energetskih nivoa atoma i dokaz ispravnosti Borove teorije potvrđen je eksperimentom Franka i Hertza. Njemački naučnici James Frank i Gustav Hertz dobili su Nobelovu nagradu 1925. za svoja eksperimentalna istraživanja diskretnosti energetskog nivoa.

Takav tok krivulje objašnjava se činjenicom da, zbog diskretnosti energetskih nivoa, atomi žive mogu da percipiraju energiju bombardirajućih elektrona samo u porcijama: ili E 1, E 2, E 3 ... - energije 1., 2. itd. stacionarna stanja. sa povećanjem U do 4,86V, struja I raste monotono, pri U = 4,86V struja je maksimalna, zatim naglo opada i ponovo raste. dalji strujni maksimumi uočeni su pri U = 2 4,86 ​​V, 3 4,86 ​​V...

U U

Atomi žive, koji su primili energiju ΔE 1 pri sudaru s elektronima i prešli u pobuđeno stanje, nakon vremena ~ s, moraju se vratiti u osnovno stanje, emitujući, prema Borovom drugom postulatu, foton sa frekvencijom (pravilo frekvencije): U ovom slučaju, talasna dužina svetlosnog kvanta: - odgovara ultraljubičastom zračenju. Iskustvo otkriva ultraljubičastu liniju sa