Materiallegemer er kilder til elektromagnetisk stråling av forskjellig natur. I andre halvdel av XIX århundre. Tallrike studier har blitt utført på emisjonsspektrene til molekyler og atomer. Det viste seg at emisjonsspektrene til molekyler består av bredt uskarpe bånd uten skarpe grenser. Slike spektre kalles stripete. Emisjonsspekteret av atomer består av individuelle spektrallinjer eller grupper av tettliggende linjer. Derfor kalles spektrene til atomer linjespektra. For hvert element er det et veldefinert linjespektrum som sendes ut av det, hvis form ikke avhenger av metoden for eksitasjon av atomet.

Det enkleste og mest studerte er spekteret til hydrogenatomet. En analyse av det empiriske materialet viste at enkeltlinjer i spekteret kan kombineres til grupper av linjer, som kalles serier. I 1885 fant I. Balmer at linjefrekvensene i den synlige delen av hydrogenspekteret kan representeres som en enkel formel:

( 3, 4, 5, …), (7.42.1)

hvor 3,29∙10 15 s -1 er Rydberg-konstanten. Spektrallinjer som varierer i forskjellige verdier fra Balmer-serien. Deretter ble flere serier oppdaget i spekteret til hydrogenatomet:

Lyman-serien (ligger i den ultrafiolette delen av spekteret):

( 2, 3, 4, …); (7.42.2)

Paschen-serien (ligger i den infrarøde delen av spekteret):

( 4, 5, 6, …); (7.42.3)

Brakett-serien (ligger i den infrarøde delen av spekteret):

( 5, 6, 7, …); (7.42.4)

Pfund-serien (ligger i den infrarøde delen av spekteret):

( 6, 7, 8, …); (7.42.5)

Humphrey-serien (ligger i den infrarøde delen av spekteret):

( 7, 8, 9, …). (7.42.6)

Frekvensene til alle linjer i spekteret til hydrogenatomet kan beskrives med én formel - den generaliserte Balmer-formelen:

, (7.42.7)

hvor 1, 2, 3, 4 osv. – definerer en serie (for eksempel for Balmer-serien 2), men definerer en linje i serien, og tar heltallsverdier som starter fra 1.

Fra formlene (7.42.1) - (7.42.7) kan det sees at hver av frekvensene i spekteret til hydrogenatomet er forskjellen mellom to mengder av formen avhengig av et heltall. Uttrykk som hvor 1, 2, 3, 4 osv. kalles spektralledd. I henhold til Ritz-kombinasjonsprinsippet kan alle utsendte frekvenser representeres som kombinasjoner av to spektrale termer:

(7.42.8)

og alltid >

En studie av spektrene til mer komplekse atomer viste at frekvensene til utslippslinjene deres også kan representeres som forskjellen mellom to spektrale termer, men formlene deres er mer kompliserte enn for hydrogenatomet.

De eksperimentelt etablerte regelmessighetene til atomstråling er i konflikt med klassisk elektrodynamikk, ifølge hvilken elektromagnetiske bølger sendes ut av en akselerert bevegelig ladning. Følgelig inkluderer atomene elektriske ladninger som beveger seg med akselerasjon i et begrenset volum av atomet. Utstråling, ladningen mister energi i form av elektromagnetisk stråling. Dette betyr at den stasjonære eksistensen av atomer er umulig. Likevel vitnet de etablerte regelmessighetene om at den spektrale strålingen av atomer er et resultat av fortsatt ukjente prosesser inne i atomet.

Strålingen fra atomer som ikke samhandler med hverandre består av individuelle spektrallinjer. I samsvar med dette kalles emisjonsspekteret til atomer et linjespektrum.

På fig. 12.1 viser utslippsspekteret av kvikksølvdamp. Spektrene til andre atomer har samme karakter.

Studiet av atomspektre fungerte som en nøkkel til å forstå strukturen til atomer. Først av alt ble det lagt merke til at linjene i atomspektrene ikke er ordnet tilfeldig, men er kombinert i grupper eller, som de kalles, serier av linjer. Dette er tydeligst sett i spekteret til det enkleste atomet, hydrogen. På fig. 12.2 viser en del av spekteret av atomært hydrogen i det synlige og nær ultrafiolette området. Symboler indikerer synlige linjer, som indikerer grensen til serien (se nedenfor). Det er klart at linjene er ordnet i en bestemt rekkefølge. Avstanden mellom linjene avtar naturlig nok når vi beveger oss fra lengre bølger til kortere.

Den sveitsiske fysikeren Balmer (1885) fant at bølgelengdene til denne serien av hydrogenlinjer kunne representeres nøyaktig med formelen

hvor er en konstant, er et heltall som tar verdiene 3, 4, 5 osv.

Går vi over i (12.1) fra bølgelengde til frekvens får vi formelen

hvor er en konstant oppkalt etter den svenske spektroskopisten, Rydberg-konstanten. Hun er likestilt

Formel (12.2) kalles Balmer-formelen, og den tilsvarende rekken av spektrallinjer til hydrogenatomet kalles Balmer-serien. Ytterligere studier viste at det er flere serier i hydrogenspekteret. Lyman-serien er i den ultrafiolette delen av spekteret. De resterende seriene ligger i det infrarøde området. Linjene i disse seriene kan representeres i form av formler som ligner (12.2):

Frekvensene til alle linjer i spekteret til et hydrogenatom kan representeres med én formel:

hvor den har verdien 1 for Lyman-serien, 2 for Balmer-serien osv. For et gitt tall tar den på seg alle heltallsverdier, med utgangspunkt i Uttrykk (12.4) kalles den generaliserte Balmer-formelen.

Etter hvert som frekvensen til linjen i hver serie øker, tenderer den til grenseverdien, som kalles seriens grense (i fig. 12.2 er grensen til Balmer-serien markert med et symbol).

Spektrum (elektromagnetisk spektrum) - et sett med alle frekvensområder (bølgelengder) av elektromagnetisk stråling.

Spektralmønstre. Varme faste stoffer avgir kontinuerlige spektre. Gasser viser linje- og stripespektra. Ved begynnelsen av det 20. århundre det ble funnet at linjespektre sendes ut av atomer og ioner, stripete spektre av molekyler. Derfor kalles de atom- og molekylspektre.

Plasseringen av spektrallinjen i spekteret er preget av bølgelengden λ eller frekvensen ν=с/λ. I stedet for frekvens i optikk og spektroskopi, brukes ofte (spektroskopisk). bølgenummer k=1/λ. (Noen ganger også betegnet ).

Den grunnleggende loven om spektroskopi, etablert empirisk i 1908 er Ritz kombinasjonsprinsipp.

I samsvar med Ritz-prinsippet kan hele variasjonen av spektrallinjer til et atom oppnås ved parvise kombinasjoner av et mye mindre antall mengder, kalt (spektrale) termer .

Bølgenummeret til hver spektrallinje uttrykkes som forskjellen mellom to termer:

.

Begrepene er positive og er nummerert slik at når tallet på begrepet øker, synker verdien. Det vil si i formelen ovenfor n 1 T n 2.

Spectral Series. Hvis vi fikser verdien av n 1, og gir n 2 påfølgende verdier n 2 \u003d n 1 +1, får vi et system av linjer kalt spektral serie .

Settet med spektralserier utgjør spekteret til et gitt grunnstoff (atom).

Tenk på to spektrallinjer i samme serie

og .

Vi trekker den andre fra den første, forutsatt at, dvs. og vi får:

Og dette er bølgetallet til en eller annen spektrallinje av det samme elementet som tilhører serien med startleddet.

Altså fra kombinasjonsprinsipp følger, at forskjellen i frekvenser (bølgetall) til to spektrallinjer i samme serie av et atom gir frekvensen (bølgetall) til en spektrallinje til en annen serie av samme atom.

For de fleste elementer er ikke analytiske uttrykk for termer kjent. I beste fall er de representert av noen empiriske eller semi-empiriske formler. Unntaket er hydrogenatomet, som består av ett proton og ett nøytron.

Spektrum av et hydrogenatom

For et hydrogenatom kan begrepet med høy grad av nøyaktighet representeres som:

(n= 1, 2, 3, …).

Her er en grunnleggende fysisk konstant.

Fra dette uttrykket, ved kombinasjoner, oppnås følgende spektralserier:

Lyman-serien:

, n=2, 3, 4, …

Balmer-serien:

, n=3, 4, 5, …

De fire første linjene ligger i det synlige området av spekteret. På disse 4 linjene avslørte Balmer (1885) en regelmessighet uttrykt ved formelen .

Disse linjene kalles , , . De resterende linjene er i ultrafiolett. Skjematisk fremstilling av linjene i Balmer-serien i fig.

Paschen-serien:

, n=4, 5, 6, …

Alle linjer i denne serien ble spådd av Ritz på grunnlag av kombinasjonsprinsippet.

Brackett-serien

, n=5 ,6, 7, …

Pfund-serien:

, n=6, 7, 8, …

Disse to seriene er i det fjerne infrarøde området. Åpnet i 1922 og 1924. Brackett-serien er en kombinasjon av Paschen-serien, Pfund-serien er en kombinasjon av Brackett-serien.

Maksimal bølgelengde for Lyman-serien for n=2 kalles resonanslinjen til hydrogen. Maksimal frekvens oppnås ved . Denne frekvensen kalles seriegrensen.

For Balmer-serien nm.

Bohrs postulater

Lovene i klassisk fysikk er anvendelige for å beskrive kontinuerlige prosesser. De eksperimentelt studerte spektrene antyder at prosessene i atomet knyttet til stråling er diskrete. Bohr forsto dette klart og formulerte to postulater.

1. Et atom (og et hvilket som helst atomsystem) er kanskje ikke i alle tilstander tillatt av klassisk mekanikk, men bare i noen (kvatoniske) tilstander preget av diskrete energiverdier , , . I disse tilstandene stråler ikke atomet (i motsetning til klassisk elektrodynamikk). Disse tilstandene kalles stasjonære.

(kvantemekanikk fører til stasjonære tilstander med energinivåer. I kvantemekanikken er Bohrs postulat en konsekvens av dets grunnleggende prinsipper)

2. Når et atom går fra en tilstand med høyere energi til en tilstand med lavere energi, endres energien til atomet med . Hvis en slik endring skjer med stråling, sendes et foton med energi ut

.

Denne relasjonen kalles Bohr-frekvensregelen og er også gyldig for absorpsjon.

Dermed går atomsystemet fra en stasjonær tilstand til en annen i sprang og grenser . Slike hopp kalles kvante .

Bohr frekvensregel forklarer Ritz-kombinasjonsprinsippet:

.

Følgelig

Derfor er det klart den fysiske betydningen av begrepet – spektrale termer bestemmes av energinivåene til atomer og den lineære naturen til emisjonsspekteret til et atom.

Settet med energiverdier for de stasjonære tilstandene til et atom dannes energispekteret til et atom.

Å bestemme verdiene av energien til et atom, kalles kvantisering (kvantisering av energien til atomet).

Bohr foreslo en kvantiseringsregel for hydrogenatomet som førte til korrekte resultater.

La oss anta at spektralleddene og energinivåene som tilsvarer dem har Balmer-formen:

Heltall n kalt hovedkvantenummer .

I spektroskopi er spektrale termer og energinivåer vanligvis avbildet som horisontale linjer, og overganger mellom dem som piler. Piler som peker fra høyere til lavere energinivåer tilsvarer utslippslinjer, piler som peker fra lavere til høyere energinivåer tilsvarer absorpsjonslinjer.

Således kan spekteret til et hydrogenatom avbildes som følger (fig.).

Energinivåene er nummerert med kvantetallet n. Energien med nivået tas som null. Nivået vises med den øvre stiplede linjen. Alle lavere nivåer tilsvarer negative verdier av den totale energien til atomet. Alle nivåer under nivået er diskrete. Over - kontinuerlig, det vil si at de ikke er kvantisert: energispekteret er kontinuerlig.

Når elektronkronet beveger seg, er det endelig. Når er uendelig. Dermed danner et elektron og en kjerne et bundet system bare når det gjelder et diskret energispektrum. Med et kontinuerlig elektronisk spektrum kan et elektron bevege seg vilkårlig langt fra kjernen. I dette tilfellet kan et par elektron-kjernepartikler bare konvensjonelt kalles et atom. Det vil si at alle nivåer av atomet er diskrete. Går fra et lavere energinivå til et høyere eksitasjon av atomet.

Tilstedeværelsen av ukoblede overganger innebærer imidlertid muligheten for overganger mellom tilstander i det kontinuerlige energispekteret og mellom tilstander i det kontinuerlige og diskrete spekteret. den fremstår som et kontinuerlig spektrum lagt på linjespekteret til atomet, og også i det faktum at spekteret til atomet ikke bryter av ved grensen til serien, men fortsetter utover det mot kortere bølgelengder.

Overgangen fra en diskret tilstand til en kontinuerlig spektrumregion kalles ionisering .

Overgangen fra et kontinuerlig spektrum til et diskret (rekombinasjon av et ion og et elektron) er ledsaget av rekombinasjon spektrum.

Ioniseringsenergi.

Hvis atomet var i grunntilstanden, bestemmes ioniseringsenergien som følger

Regulariteter i atomspektre

Materiallegemer er kilder til elektromagnetisk stråling av forskjellig natur. I andre halvdel av XIX århundre. Tallrike studier har blitt utført på emisjonsspektrene til molekyler og atomer. Det viste seg at emisjonsspektrene til molekyler består av bredt uskarpe bånd uten skarpe grenser. Slike spektre kalles stripete. Emisjonsspekteret av atomer består av individuelle spektrallinjer eller grupper av tettliggende linjer. Derfor kalles spektrene til atomer linjespektra. For hvert element er det et veldefinert linjespektrum som sendes ut av det, hvis form ikke avhenger av metoden for eksitasjon av atomet.

Det enkleste og mest studerte er spekteret til hydrogenatomet. En analyse av det empiriske materialet viste at enkeltlinjer i spekteret kan kombineres til grupper av linjer, som kalles serier. I 1885 fant I. Balmer at linjefrekvensene i den synlige delen av hydrogenspekteret kan representeres som en enkel formel:

( 3, 4, 5, …), (7.42.1)

hvor 3,29∙10 15 s -1 er Rydberg-konstanten. Spektrallinjer som varierer i forskjellige verdier fra Balmer-serien. Deretter ble flere serier oppdaget i spekteret til hydrogenatomet:

Lyman-serien (ligger i den ultrafiolette delen av spekteret):

( 2, 3, 4, …); (7.42.2)

Paschen-serien (ligger i den infrarøde delen av spekteret):

( 4, 5, 6, …); (7.42.3)

Brakett-serien (ligger i den infrarøde delen av spekteret):

( 5, 6, 7, …); (7.42.4)

Pfund-serien (ligger i den infrarøde delen av spekteret):

( 6, 7, 8, …); (7.42.5)

Humphrey-serien (ligger i den infrarøde delen av spekteret):

( 7, 8, 9, …). (7.42.6)

Frekvensene til alle linjer i spekteret til hydrogenatomet kan beskrives med én formel - den generaliserte Balmer-formelen:

, (7.42.7)

hvor 1, 2, 3, 4 osv. – definerer en serie (for eksempel for Balmer-serien 2), men definerer en linje i serien, og tar heltallsverdier som starter fra 1.

Fra formlene (7.42.1) - (7.42.7) kan det sees at hver av frekvensene i spekteret til hydrogenatomet er forskjellen mellom to mengder av formen avhengig av et heltall. Uttrykk som hvor 1, 2, 3, 4 osv. kalles spektralledd. I henhold til Ritz-kombinasjonsprinsippet kan alle utsendte frekvenser representeres som kombinasjoner av to spektrale termer:

(7.42.8)

og alltid >

En studie av spektrene til mer komplekse atomer viste at frekvensene til utslippslinjene deres også kan representeres som forskjellen mellom to spektrale termer, men formlene deres er mer kompliserte enn for hydrogenatomet.

De eksperimentelt etablerte regelmessighetene til atomstråling er i konflikt med klassisk elektrodynamikk, ifølge hvilken elektromagnetiske bølger sendes ut av en akselerert bevegelig ladning. Følgelig inkluderer atomene elektriske ladninger som beveger seg med akselerasjon i et begrenset volum av atomet. Utstråling, ladningen mister energi i form av elektromagnetisk stråling. Dette betyr at den stasjonære eksistensen av atomer er umulig. Likevel vitnet de etablerte regelmessighetene om at den spektrale strålingen av atomer er et resultat av fortsatt ukjente prosesser inne i atomet.

1. Regelmessigheter i atomspektre. Isolerte atomer i form av en foreldet gass eller metalldamp avgir et spektrum som består av individuelle spektrallinjer (linjespektrum). Studiet av atomspektre fungerte som nøkkelen til å forstå strukturen til atomer. Linjene i spektrene er arrangert ikke tilfeldig, men i serier. Avstanden mellom linjene i serien avtar naturlig nok når vi beveger oss fra lange til korte bølger.

Den sveitsiske fysikeren J. Balmer slo i 1885 fast at bølgelengdene til serien i den synlige delen av hydrogenspekteret kan representeres med formelen (Balmers formel): 0 = const, n = 3, 4, 5, ... R = 1,09 10 7 m -1 er Rydberg-konstanten, n = 3, 4, 5,... I fysikk er Rydberg-konstanten en annen verdi lik R = R s. R = 3,29 10 15 s-1 eller

1895 - oppdagelse av røntgenstråler av Roentgen 1896 - oppdagelse av radioaktivitet av Becquerel 1897 - oppdagelse av elektronet (J. Thomson bestemte verdien av forholdet q / m) Konklusjon: Atomet har en kompleks struktur og består av positive (protoner) ) og negative (elektroner) partikler

I 1903 foreslo J. J. Thomson en modell av atomet: en kule jevnt fylt med positiv elektrisitet, inne i hvilken det er elektroner. Den totale ladningen til sfæren er lik ladningen til elektronene. Atomet som helhet er nøytralt. Teorien om et slikt atom ga at spekteret skulle være komplekst, men på ingen måte lined, noe som motsier eksperimenter.

I 1899 oppdaget han alfa- og beta-stråler. Sammen med F. Soddy utviklet han i 1903 teorien om radioaktivt forfall og etablerte loven om radioaktive transformasjoner. I 1903 beviste han at alfastråler er sammensatt av positivt ladede partikler. I 1908 ble han tildelt Nobelprisen. Ernest Rutherford (1871–1937) engelsk fysiker, grunnlegger av kjernefysikk Forskning er viet til atom- og kjernefysikk, radioaktivitet.

2. Kjernefysisk modell av atomet (Rutherford-modell). Hastighet - partikler = 10 7 m/s = 10 4 km/s. – partikkelen har en positiv ladning lik +2 e. Skjema for Rutherfords eksperiment Spredte partikler treffer sinksulfidskjermen og forårsaker scintillasjoner - lysglimt.

De fleste α-partikler ble spredt i vinkler i størrelsesorden 3°. Individuelle α-partikler ble avbøyd i store vinkler, opptil 150º (en av flere tusen). Et slikt avvik er bare mulig når en nesten punkt positiv ladning - den kjerne av et atom - samhandler med en tettflygende α-partikkel.

Den lave sannsynligheten for avvik ved store vinkler indikerer den lille størrelsen på kjernen: 99,95 % av massen til atomet er konsentrert i kjernen m m

М Kjerneradius R (10 14 h)m og avhenger av antall nukleoner i kjernen.

F F

Imidlertid var planetmodellen i klar motsetning til klassisk elektrodynamikk: et elektron som beveger seg i en sirkel, dvs. med normal akselerasjon, var ment å utstråle energi, derfor bremse ned og falle inn i kjernen. Rutherfords modell kunne ikke forklare hvorfor atomet er stabilt Planetarisk modell av atomet

BOR Niels Hendrik David (1885–1962) dansk teoretisk fysiker, en av grunnleggerne av moderne fysikk. Han formulerte ideen om diskretiteten til energitilstandene til atomer, bygde en atommodell og oppdaget betingelsene for atomers stabilitet. Han skapte den første kvantemodellen av atomet, basert på to postulater som direkte motsier klassiske ideer og lover. 3. Bohrs elementære teori

1. Et atom skal beskrives som en "pyramide" av stasjonære energitilstander. Atomet er i en av de stasjonære tilstandene, og utstråler ikke energi. 2. Under overganger mellom stasjonære tilstander absorberer eller avgir et atom et kvantum av energi. Når energi absorberes, går et atom inn i en høyere energitilstand.

EnEnEnEnEn E m > E n Energiabsorpsjon E n Energy Absorption"> E n Energy Absorption"> E n Energy Absorption" title="EnEnEnEnEn E m > E n Energy Absorption"> title="EnEnEnEnEn E m > E n Energiabsorpsjon"> !}

EnEnEnEnEnEn E m > E n Energiutslipp 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 Energiutslipp"> !}

Bohrs postulater 1. Elektroner beveger seg kun i visse (stasjonære) baner. I dette tilfellet er det ingen stråling av energi. Betingelse for stasjonære baner: av alle elektronbaner er bare de mulige der vinkelmomentet til elektronet er et heltallsmultippel av Plancks konstant: n = 1, 2, 3, ... hovedkvantetallet. m e v r = nħ

2. Emisjon eller absorpsjon av energi i form av et energikvante h skjer kun under overgangen til et elektron fra en stasjonær tilstand til en annen. Energien til et lyskvante er lik forskjellen mellom energiene til de stasjonære tilstandene som kvantespranget til et elektron finner sted mellom: hv = E m – E n - Bohrs frekvensregel m, n er antall tilstander. EnEn EmEm Absorpsjon av energi EnEn EmEm Utstråling av energi

Likning for elektronbevegelse =>=> Radius for stasjonære baner: m e υr = nħ => Stasjonær baneradius: m e υr = nħ"> => Stasjonær baneradius: m e υr = nħ"> => Stasjonær baneradius: m e υr = nħ" title="Elektronbevegelsesligning =>=> Radius stasjonære baner: m e υr = nħ"> title="Likning for elektronbevegelse =>=> Radius for stasjonære baner: m e υr = nħ"> !}

N, nm

Bohr beregnet teoretisk forholdet mellom protonmassen og elektronmassen m p /m e = 1847, som er i samsvar med eksperimentet. Alt dette var en viktig bekreftelse på hovedideene i Bohrs teori. Bohrs teori spilte en stor rolle i opprettelsen av atomfysikk. Under utviklingen (1913 - 1925) ble viktige funn gjort, for alltid inkludert i verdensvitenskapens skattkammer.

Men sammen med suksessene i Bohrs teori, ble betydelige mangler avslørt helt fra begynnelsen. Intern inkonsekvens av teorien: mekanisk forbindelse av klassisk fysikk med kvantepostulater. Teorien kunne ikke forklare spørsmålet om intensiteten til spektrallinjene. En alvorlig fiasko var den absolutte umuligheten av å bruke teorien til å forklare spektra av helium (He) (to elektroner i bane, og allerede Bohrs teori takler det ikke).

Det ble klart at Bohrs teori kun var et overgangsstadium på veien mot å skape en mer generell og korrekt teori. En slik teori var kvante (bølge) mekanikk. Den videre utviklingen av kvantemekanikken førte til avvisningen av det mekaniske bildet av bevegelsen til et elektron i feltet til en kjerne.

4. Eksperimentet til Frank og Hertz Eksistensen av diskrete energinivåer til atomet og beviset for riktigheten av Bohrs teori bekreftes av eksperimentet til Frank og Hertz. De tyske vitenskapsmennene James Frank og Gustav Hertz mottok Nobelprisen i 1925 for sine eksperimentelle studier av diskret energinivå.

Et slikt kurveforløp forklares av det faktum at kvikksølvatomer, på grunn av diskrete energinivåer, bare kan oppfatte energien til å bombardere elektroner i deler: enten E 1, E 2, E 3 ... - energiene til 1., 2. osv. stasjonære tilstander. med en økning i U opp til 4,86V, øker strømmen I monotont, ved U = 4,86V er strømmen maksimal, for så å avta kraftig og øke igjen. ytterligere strømmaksima er observert ved U = 2 4,86 ​​V, 3 4,86 ​​V...

På U

Kvikksølvatomer, som mottok energi ΔЕ 1 ved kollisjon med elektroner og gikk over i en eksitert tilstand, etter en tid ~ s, må returnere til grunntilstanden, og sende ut, ifølge Bohrs andre postulat, et foton med en frekvens (frekvensregel): I dette tilfellet, bølgelengden til et lyskvante: - som tilsvarer ultrafiolett stråling. Erfaring oppdager den ultrafiolette linjen med