Análisis espectral La radiación emitida por los átomos proporciona amplia información sobre su estructura y propiedades. Generalmente se observa emisión de luz de gases monoatómicos calientes (o vapores de baja densidad) o cuando descarga eléctrica en gases.
El espectro de emisión de los átomos consta de líneas discretas individuales, que se caracterizan por la longitud de onda. o frecuencia v = c/X. Junto con los espectros de emisión, existen espectros de absorción, que se observan cuando la radiación con un espectro continuo (luz "blanca") pasa a través de vapores fríos. Las líneas de absorción se caracterizan por tener la misma longitud de onda que las líneas de emisión. Por eso dicen que las líneas de emisión y absorción de los átomos. mutuamente invertibles ( Kirchhoff, 1859).
En espectroscopia, es más conveniente utilizar no la longitud de onda de la radiación, sino recíproco v = l/X, que se llama número de onda espectroscópica, o simplemente número de onda (Stoney, 1871). Este valor muestra cuántas longitudes de onda caben por unidad de longitud.
Utilizando datos experimentales, el físico suizo Ritz encontró en 1908 una regla empírica llamada principio combinacional , según el cual existe un sistema términos espectrales, o simplemente términos, tp Y t, cuya diferencia determina el número de onda espectroscópica de una determinada línea espectral:
Las termas se consideran positivas. Su valor debería disminuir a medida que aumenta el número. PAG(y yo,). Como el número de líneas de emisión es infinito, el número de términos también es infinito. Arreglemos un número entero PAG. Si consideramos el número n como una variable con los valores n+ 1, n + 2, n + 3,..., entonces, según la fórmula (1.8), surge una serie de números, que corresponden a un sistema de líneas espectrales llamadas serie espectral. Una serie espectral es un conjunto de líneas espectrales ubicadas en una determinada secuencia regular, y cuya intensidad también varía según una determinada ley. En l,-o término t->0. Número de onda correspondiente v norte = T p llamado frontera de esta serie. Al acercarse al límite, las líneas espectrales se vuelven más densas, es decir, la diferencia de longitudes de onda entre ellas tiende a cero. La intensidad de las líneas también disminuye. El límite de la serie sigue espectro continuo. La totalidad de todas las series espectrales forma el espectro del átomo considerado.
El principio de combinación (1.8) también tiene una forma diferente. Si jaja =T-T Y y = T-T - números de onda de dos espectros
LL| PAG L| PP 2P *
líneas centrales de la misma serie de algún átomo, entonces la diferencia de estos números de onda (para l, > l 2):
representa el número de onda de una línea espectral de alguna otra serie del mismo átomo. Al mismo tiempo, en el experimento no se observan todas las líneas de combinación posibles.
El principio de combinación fue completamente incomprensible en un momento y se consideró un juego divertido números. Sólo Niels Bohr en 1913 vio en este “juego” una manifestación de profunda patrones internosátomo. Para la mayoría de los átomos expresiones analíticas desconocido para los términos. Las fórmulas aproximadas se seleccionaron analizando datos experimentales. Para el átomo de hidrógeno, estas fórmulas resultaron ser precisas. En 1885, Balmer demostró que las longitudes de onda de las cuatro líneas visibles observadas en el espectro del átomo de hidrógeno son
H Q, Нр, Н у, H ft (Fig. 1.6), que fueron medidos por primera vez por Angstrom (1868), con en gran medida La precisión se puede calcular mediante la fórmula.
donde número l = 3,4, 5, 6,.... Constante B= 3645,6-10 8 cm se determinó empíricamente. Para el número de onda, la fórmula se desprende de (1.10)
Dónde R- constante empírica de Rydberg (1890), R = 4/B. Para el átomo de hidrógeno, la constante de Rydberg es igual a
De la fórmula (1.11) queda claro que el término para el átomo de hidrógeno tiene una expresión simple:
En consecuencia, para los números de onda de la serie espectral del átomo de hidrógeno, fórmula generalizada de Balter:
Esta fórmula describe correctamente la serie espectral del átomo de hidrógeno descubierto en el experimento:
serie balter(l = 2, l, = 3, 4, 5, ...) - en las partes visible y ultravioleta cercana del espectro X = (6562...3646)* 10" 8 cm:
Serie Lyman(1914) (l = 1, l, = 2, 3, 4, ...) - en la parte ultravioleta del espectro A = (1216...913)-10“ 8 cm:
serie Paschen(1908) (l = 3, l, =4, 5, 6,...) - en la parte infrarroja del espectro X = 1,88...0,82 micrones:
serie soporte(1922) (l = 4, l, = 5, 6, 7, ...) - en la parte del infrarrojo lejano del espectro X. = 4,05 ... 1,46 μm:
Serie Pfund(1924) (l = 5, l, =6, 7, 8,...) - en la parte del infrarrojo lejano del espectro X = 7,5...2,28 micrones:
serie humphrey(1952) (l = 6, l, = 7, 8,...) - en la parte del infrarrojo lejano del espectro X = 12,5...3,3 µm:
El límite de cada serie está determinado por l, la línea principal de esta serie.
1. Encuentre las longitudes de onda límite de la serie espectral del átomo de hidrógeno.
Respuesta. X t = norte 1 /R. F/
2. Determine las líneas principales de la serie espectral.
Respuesta. X^ =l 2 (l + 1) 2 /yo (2l + 1).
3. Determine las longitudes de onda límite entre las que se ubican las líneas espectrales de la serie de Balmer.
RESPUESTA: Xf = 3647-10' 8 cm, X^ = 6565-10' 8 cm.
4. Determinar el espectro clásico del átomo de hidrógeno.
Solución. Un electrón junto con un núcleo se puede considerar como dipolo eléctrico, cuyo vector de radio cambia periódicamente. Las proyecciones del radio vector del electrón sobre los ejes cartesianos también son funciones periódicas, que, en general, se puede representar como una serie
Fourier: *(/)= ^2 , y(t)= Yo^e^, donde A s, B s- constantes;
co es la frecuencia de revolución del electrón alrededor del núcleo, determinada por la tercera ley de Kepler. Intensidad media de la radiación dipolar durante un período de 7'=2l/o
está determinada por la fórmula: I =----(x 2 + y 2 donde x 2 = - GRAMO dtx2. Desde aquí apenas
¿6 litros? 0C 3V >T.J.
golpes: / = ---((/I 2 + 5 2)w 4 + (l 2 +B)(2В)(3ш) 4 +...) Mal 0 s 3
Así, el espectro contiene la frecuencia o y sus armónicos 2o), 30,... y representa una serie líneas equiespaciadas. Esto contradice el experimento.
El estudio de los espectros de radiación jugó un papel importante en la comprensión de la estructura de los átomos. En primer lugar, se trata de espectros provocados por la emisión de átomos que no interactúan entre sí. Estos espectros constan de líneas espectrales estrechas individuales y se denominan espectros de líneas.
La presencia de muchas líneas espectrales indica complejidad. estructura internaátomo. Estudiando Espectro atomico Sirvió como clave para el conocimiento. estructura internaátomos. En primer lugar, se observó que las líneas espectrales no están ubicadas al azar, sino que forman una serie de líneas. Estudiando espectro de líneas hidrógeno atómico Balmer (1885) estableció un cierto patrón. Para algunas líneas, las frecuencias correspondientes se pueden representar en notación moderna de la siguiente manera:
Dónde w- frecuencia cíclica correspondiente a cada línea espectral ( w = 2πc/yo), R- una constante llamada Constante de Rydberg :
R=2,07×10 16 s -1. (2.2)
La fórmula (2.1) se llama fórmula Balmera, y la serie correspondiente de líneas espectrales - Fig. 2.1 - la serie de Balmer (Fig. 2.1). Las líneas principales de esta serie se encuentran en la parte visible del espectro.
Otros estudios del espectro del hidrógeno atómico mostraron que existen varias series más.
En la parte ultravioleta del espectro. Serie Lyman:
(2.3)
y en la parte infrarroja del espectro - serie Paschen:
(2.4)
Todas estas series se pueden representar en la forma. fórmula generalizada de Balmer:
(2.5)
donde es un número constante para cada serie: . para la serie Lyman, norte 0 = 1, para series Balmera etc. Para un determinado norte 0 numero norte acepta todos los valores enteros a partir de norte 0 + 1.
Longitud máxima serie de ondas Lyman(3.12.3) respuestas norte= 2, esto es yo máximo = 2 πс/w mín = 8 Con/3R= 121,6 nm. Correspondiente línea espectral llamada línea de resonancia de hidrógeno.
Con crecimiento norte la frecuencia de las líneas en cada serie tiende a un valor límite, que se denomina límite de la serie (figura 2.1). Más allá del límite de la serie, el espectro no termina, sino que se vuelve continuo. Esto es inherente no sólo a todas las series de hidrógeno, sino también a los átomos de otros elementos.
Por tanto, la serie de Balmer que nos interesa se encuentra en el rango espectral de 365 nm a 656 nm, es decir, todas sus líneas principales están ubicadas en la región visible del espectro.
Los experimentos de Rutherford. modelo nuclearátomo.
Radiación ondas electromagnéticas posible con movimiento acelerado de cargas. El átomo en su conjunto es eléctricamente neutro. Por otra parte, se sabe que el átomo contiene electrones cargados negativamente. Por tanto, también debe contener partículas cargadas positivamente.
El modelo atómico actualmente aceptado fue propuesto por Rutherford, basándose en los resultados de sus experimentos sobre la dispersión de partículas.
En estos experimentos, se irradió una lámina de oro muy delgada con un haz de partículas con bastante gran energía. -las partículas son uno de los tipos de partículas emitidas por ciertas sustancias cuando desintegración radioactiva. En ese momento, la masa de la partícula () y su Carga positiva, igual al doble carga elemental(módulo de carga electrónica). Al atravesar la lámina, las partículas eran dispersadas por los átomos de la sustancia, es decir, desviado algún ángulo de la dirección original. El registro de las partículas dispersas se llevó a cabo mediante destellos de luz que se produjeron cuando chocaron contra una pantalla recubierta con sulfuro de zinc.
Como resultado de los experimentos, resultó que casi todas las partículas atravesaron la lámina, desviándose muy poco. ángulos grandes. Sin embargo hubo una pequena cantidad de-partículas que se desviaron en ángulos muy grandes (casi hasta 180). Después de analizar los resultados experimentales, Rutherford llegó a la conclusión de que una desviación tan fuerte de las partículas − es posible cuando interactúan con la parte del átomo cargada positivamente, en la que se concentra su masa.
Las dimensiones de esta parte se pueden estimar si asumimos que la partícula − es lanzada hacia atrás en la dirección opuesta después de una “colisión frontal elástica” con una parte del átomo cargada positivamente. Para hacer esto necesitamos equiparar energía cinética−partículas a energía potencial su interacción con esta parte del átomo en el momento en que la partícula se detiene:
, (2.6)
Dónde V- velocidad de las partículas, 2e – su cargo, Ze – la carga de la parte positiva del átomo es la distancia mínima a la que una partícula puede acercarse a la parte positiva del átomo (en física atómica Se acostumbra utilizar el sistema de unidades gaussiano). Poniendo en esta igualdad z= 79 (oro), V=10 , =4 1,66 10 g = 6,6 10 g, obtenemos
Recordemos que al estudiar las propiedades de los gases mediante métodos. Teoría cinética, se pueden determinar los tamaños de los átomos. Los tamaños encontrados de esta manera para todos los átomos son del orden de 10 cm. Por lo tanto, el tamaño de la parte positiva del átomo resultó ser de varios órdenes de magnitud. tamaño más pequeñoátomo.
Basándose en estas estimaciones, Rutherford propuso Modelo nuclear (o planetario) del átomo. Toda la carga positiva y casi toda la masa del átomo se concentran en su centro, cuyo tamaño es ≈ 10 cm, es insignificante en comparación con el tamaño de un átomo. Los electrones se mueven alrededor del núcleo, ocupando un área enorme en comparación con el núcleo con un tamaño lineal del orden de 10 cm.
Sin embargo, si aceptamos este modelo, no queda claro por qué los electrones no caen sobre el núcleo. Entre el electrón y el núcleo sólo existe fuerza de culombio atracción. Por tanto, el electrón no puede estar en reposo. Debería moverse alrededor del núcleo. Pero en este caso, según las leyes. física clásica, debe irradiar, y en todas las frecuencias, lo que contradice la experiencia. Al perder energía, el electrón debe caer sobre el núcleo (el átomo se desprenderá). Las estimaciones han demostrado que toda su energía se emitirá en un tiempo de unos 10 s. Ésta será la “vida útil” del átomo.
Los postulados de Bohr.
Inestabilidad absoluta modelo planetario Rutherford y, al mismo tiempo, la asombrosa regularidad de los espectros atómicos, y en particular su discreción, llevaron al físico danés N. Bohr a la necesidad de formular (1913) dos postulados más importantes. física cuántica:
1. El átomo puede largo tiempo ser sólo en ciertos, los llamados estados estacionarios, que se caracterizan valores discretos energía mi 1 , mi 2 , mi 3, ... En estos estados, al contrario de electrodinámica clásica, el átomo no irradia.
2. Cuando un átomo pasa de un estado estacionario con mayor energía mi 2 a un estado estacionario con menor energía mi 1 se emite un cuanto de luz (fotón) con energía ћw:
(2.7)
La misma relación se cumple en el caso de la absorción, cuando un fotón incidente transfiere un átomo desde un nivel de energía inferior. mi 1 a mayor mi 2, y él mismo desaparece.
La relación (2.7) se llama regla de frecuencia de Bohr. Tenga en cuenta que las transiciones atómicas a niveles superiores niveles de energía También puede ser causado por colisiones con otros átomos.
Así, el átomo pasa de un estado estacionario a otro mediante saltos (se les llama cuánticos). Lo que le sucede al átomo durante el proceso de transición sigue siendo una cuestión abierta en la teoría de Bohr.
experimentos de frank y hertz.
Estos experimentos se llevaron a cabo en 1913. dado prueba directa Discreción de los estados atómicos. La idea de los experimentos es la siguiente. Durante las colisiones inelásticas de un electrón con un átomo, la energía se transfiere del electrón al átomo. Si la energía interna de un átomo cambia continuamente, entonces cualquier porción de energía puede transferirse al átomo. Si los estados de un átomo son discretos, entonces su energía interna al chocar con un electrón también debería cambiar
discretamente - a valores iguales a la diferencia en la energía interna del átomo en estados estacionarios.
Por lo tanto, cuando colisión inelástica Un electrón sólo puede transferir ciertas porciones de energía a un átomo. Midiéndolos es posible determinar los valores de las energías internas. estados estacionariosátomo.
Esto debía probarse experimentalmente utilizando una instalación cuyo diagrama se muestra en la Fig. 2.2. En un cilindro con vapor de mercurio a una presión de aproximadamente 1 mmHg. ("130 Pensilvania) había tres electrodos: A- cátodo, CON- malla y A- ánodo.
Los electrones emitidos debido a la emisión termoiónica del cátodo caliente fueron acelerados por la diferencia de potencial. V entre el cátodo y la rejilla. Tamaño V podría cambiarse sin problemas. Entre la rejilla y el ánodo se creó un débil campo retardador con una diferencia de potencial de aproximadamente 0,5 V.
Así, si algún electrón atraviesa la rejilla con una energía inferior a 0,5 eV, no llegará al ánodo. Sólo aquellos electrones cuya energía al pasar por la rejilla sea superior a 0,5 eV llegarán al ánodo, formándose una corriente anódica. I, disponible para medición. Fig.2.3
En los experimentos se estudió la dependencia de la corriente del ánodo. I(medido por galvanómetro GRAMO) por aceleración del voltaje V(medido con un voltímetro V). Los resultados obtenidos se presentan en el gráfico de la Fig. 2.3. Los máximos corresponden a los valores de energía.
mi 1 = 4,9 eV, mi 2 = 2mi 1 , mi 3 = 3mi 1, etc
Este tipo de curva se explica por el hecho de que los átomos en realidad sólo pueden absorber porciones discretas de energía equivalentes a 4,9 eV.
Cuando la energía de los electrones es inferior a 4,9 eV, sus colisiones con los átomos de mercurio sólo pueden ser elástico(sin cambios energía internaátomos), y los electrones llegan a la rejilla con energía suficiente para superar la diferencia de potencial de frenado entre la rejilla y el ánodo. ¿Cuándo surge el voltaje de aceleración? V se vuelve igual a 4,9 eV, los electrones comienzan a experimentar cerca de la red no elástico colisiones, entregando toda la energía a los átomos de mercurio, y ya no podrá superar la diferencia de potencial de frenado en el espacio detrás de la parrilla. Entonces, al ánodo A Sólo pueden entrar aquellos electrones que no hayan experimentado una colisión inelástica. Por tanto, partiendo de una tensión de aceleración de 4,9 EN corriente anódica I va a disminuir.
En mayor crecimiento Al acelerar el voltaje, un número suficiente de electrones después de una colisión inelástica logran adquirir la energía necesaria para superar el campo de frenado detrás de la rejilla. Comienza un nuevo aumento de la corriente I. Cuando el voltaje de aceleración aumenta a 9,8 EN, electrones después de una colisión inelástica (aproximadamente a la mitad, cuando logran ganar energía 4,9 eV) llegan a la red con una energía de 4,9 eV, suficiente para la segunda colisión inelástica. Durante la segunda colisión inelástica, los electrones pierden toda su energía y no llegan al ánodo. Por lo tanto, la corriente del ánodo I comienza a disminuir nuevamente (segundo máximo en el gráfico). Los máximos posteriores se explican de manera similar.
De los resultados experimentales se deduce que la diferencia entre las energías internas del estado fundamental de un átomo de mercurio y el estado excitado más cercano es 4,9 eV, lo que demuestra la discreción de la energía interna del átomo.
Posteriormente se llevaron a cabo experimentos similares con átomos de otros gases. Y para ellos se obtuvieron diferencias de potencial características; se denominan potenciales de resonancia o potenciales de primera excitación. El potencial de resonancia corresponde a la transición de un átomo del estado fundamental (con energía mínima) al estado excitado más cercano. Se utilizó una técnica más avanzada para detectar estados de mayor excitación, pero el principio del estudio siguió siendo el mismo.
Por tanto, todos los experimentos de este tipo llevan a la conclusión de que los estados de los átomos cambian sólo de forma discreta. Los experimentos de Frank y Hertz también confirman el segundo postulado de Bohr: la regla de las frecuencias. Resulta que cuando el voltaje de aceleración alcanza 4,9 EN El vapor de mercurio comienza a emitir. Radiación ultravioleta con una longitud de onda de 253,7 Nuevo Méjico. Esta radiación está asociada con la transición de los átomos de mercurio del primer estado excitado al estado fundamental. De hecho, de la condición (2.7) se deduce que
Este resultado concuerda bien con mediciones anteriores.
Información relacionada.
EN condiciones normales los átomos no emiten (como en un estado estacionario). Para provocar la radiación de los átomos, es necesario aumentar su energía interna. Los espectros de átomos aislados son limitados.
Además, las líneas en el espectro de un átomo, incluido el átomo de hidrógeno, no están ubicadas al azar, sino que se combinan en grupos, que se denominan series espectrales. Fórmula, determina el valor de la longitud de onda en cada una de las series: ν=1/λ=R(1/n 2 – 1/m 2). n=n+1, n+2,.. λ=1,2,3,… (archivo serial) R=1.092*10m -1 poste Rydberg. EN caso general escriba 1/λ=Rz 2 (1/n 2 – 1/m 2).
Energía del fotón anterior del nivel n al m: hv=E m -E n =(hz 2 me 4 /(4πε 0) 2 2ħ 2)(1/n 2 -1/m 2).
Serie de Lymon – ν=1/λ=R(1/1 – 1/n 2), n=2,3,4..., en la región UV.
Serie de Balmer – ν=1/λ=R(1/2 2 – 1/n 2), n=3,4,5… región visible y cercana a UV. Serie Paschen – ν=1/λ=R(1/3 2 – 1/n 2), n=4,5,6…, región infrarroja. Emitido en ondas ultravioleta visibles y cercanas. Todas las demás series se encuentran en la región IR de la luz.
Los postulados de Bohr. El modelo atómico de Bohr.
El primer intento de formular las leyes que rigen el movimiento de los electrones en un átomo fue realizado por Bohr, basándose en la idea de que el átomo es un sistema estable y que la energía que un átomo puede emitir o absorber es cuántica. 1) Para eliminar el primer inconveniente del modelo de Resenford, asumió que de toda la variedad de órbitas que se derivan de la ecuación (1), no todas, sino solo algunas órbitas estables, a las que llamó estacionarias, se realizan en la naturaleza. y, ser sobre el cual el átomo no emite ni absorbe energía. Las órbitas estacionarias corresponden a estados estables del átomo, y las energías que posee el átomo en estos estados forman serie discreta valores: E1, E2, E3…,En. Hacia adelante órbita estacionaria El electrón adquiere un momento angular que es múltiplo de la constante cuántica reducida.
h(c); m (índice e) * v (índice e) r = n h (c) (1), h (c) = n/2π, n=1,2,3... Es decir al pasar de una órbita a otra, cambia en porciones que son múltiplos de h (c).
(1) – Regla de contorsión de Bohr o regla de selección de órbitas estacionarias.
2) Para eliminar la segunda contradicción del modelo de Rusenford, Bohr asumió que la radiación o absorción de energía por un átomo ocurre cuando el átomo pasa de un estado estacionario a otro. Con cada transición de este tipo, se emite un cuanto de energía, igual a la diferencia energías de cuerpos en estados estacionarios, entre los cuales se produce un salto cuántico del electrón, hν=En – Em (2) (n>m, radiación, n 2 postulados: 1) Un átomo tiene estados estables o estacionarios, y la energía de los átomos en este estado forma una serie discreta de valores (postulado de valores estacionarios) E1, E2, E3…En. 2) Cualquier radiación o absorción de energía debe corresponder a la transición de un átomo de un estado estacionario a otro. Con cada transición de este tipo se emite radiación monocromática, cuya frecuencia está determinada por ν=(En – Em)/h(в) (regla de frecuencia de Bohr). El modelo atómico de Bohr. 1913. Bohr aceptó los nuevos postulados de la mecánica cuántica, según los cuales, a nivel subatómico, la energía se emite exclusivamente en porciones, llamadas "cuantos". Bohr llevó la teoría cuántica un paso más allá y la aplicó al estado de los electrones en órbitas atómicas. Científicamente hablando, propuso que el momento angular del electrón esté cuantificado. Además, demostró que en este caso el electrón no puede estar a una distancia arbitraria del núcleo atómico, sino que sólo puede estar en un número de órbitas fijas, llamadas "órbitas permitidas". Los electrones en tales órbitas no pueden emitir ondas electromagnéticas de intensidad y frecuencia arbitrarias; de lo contrario, lo más probable es que tuvieran que moverse a una órbita más baja y no resuelta. Por eso permanecen en su órbita superior, como un avión en su aeropuerto de salida cuando el aeropuerto de destino está cerrado por mal tiempo. Sin embargo, los electrones pueden moverse a otra órbita permitida. Como la mayoría de los fenómenos del mundo de la mecánica cuántica, este proceso no es tan fácil de visualizar. El electrón simplemente desaparece de una órbita y se materializa en otra, sin cruzar el espacio entre ellas. Este efecto se denominó “salto cuántico” o “salto cuántico”. Por lo tanto, en la imagen que Bohr tiene del átomo, los electrones suben y bajan por las órbitas en saltos discretos, de una órbita permitida a otra, del mismo modo que subimos y bajamos los escalones de una escalera. Cada salto va necesariamente acompañado de la emisión o absorción de un cuanto de energía de radiación electromagnética, al que llamamos fotón. La radiación de átomos que no interactúan entre sí consta de líneas espectrales individuales. De acuerdo con esto, el espectro de emisión de los átomos se llama línea. En la Fig. La figura 12.1 muestra el espectro de emisión del vapor de mercurio. Los espectros de otros átomos tienen el mismo carácter. El estudio de los espectros atómicos sirvió como clave para comprender la estructura de los átomos. En primer lugar, se observó que las líneas en los espectros de los átomos no están ubicadas al azar, sino que se combinan en grupos o, como se les llama, series de líneas. Esto se revela más claramente en el espectro del átomo más simple: el hidrógeno. En la Fig. La figura 12.2 muestra parte del espectro del hidrógeno atómico en la región visible y ultravioleta cercana. Los símbolos indican líneas visibles, que indican el límite de la serie (ver más abajo). Es obvio que las líneas están dispuestas en un orden determinado. La distancia entre las líneas naturalmente disminuye a medida que pasamos de ondas más largas a ondas más cortas. El físico suizo Balmer (1885) descubrió que las longitudes de onda de esta serie de líneas de hidrógeno podían representarse con precisión mediante la fórmula donde es una constante, es un número entero que toma los valores 3, 4, 5, etc. Si pasamos de la longitud de onda a la frecuencia en (12.1), obtenemos la fórmula donde hay una constante llamada constante de Rydberg en honor al espectroscopista sueco. es igual La fórmula (12.2) se llama fórmula de Balmer y la serie correspondiente de líneas espectrales del átomo de hidrógeno se llama serie de Balmer. Otros estudios demostraron que hay varias series más en el espectro del hidrógeno. En la parte ultravioleta del espectro se encuentra la serie de Lyman. Las series restantes se encuentran en la región infrarroja. Las líneas de estas series se pueden presentar en forma de fórmulas similares a (12.2): Las frecuencias de todas las líneas del espectro de un átomo de hidrógeno se pueden representar mediante una fórmula: donde tiene el valor 1 para la serie de Lyman, 2 para la serie de Balmer, etc. Dado un número, el número toma todos los valores enteros, comenzando con la expresión (12.4) se llama fórmula generalizada de Balmer. A medida que aumenta la frecuencia de la línea en cada serie, tiende a un valor límite que se llama límite de la serie (en la figura 12.2 el símbolo marca el límite de la serie de Balmer). Espectros atómicos, espectros ópticos, resultantes de la emisión o absorción de luz (ondas electromagnéticas) por átomos libres o débilmente unidos; En particular, los gases y vapores monoatómicos tienen tales espectros. Los espectros atómicos surgen durante las transiciones entre niveles de energía de los electrones externos de un átomo y se observan en las regiones visible, ultravioleta e infrarroja cercana. Los espectros atómicos se observan en forma de líneas de colores brillantes cuando los gases o vapores brillan en un arco o descarga eléctrica (espectros de emisión) y en forma de líneas oscuras (espectros de absorción). La constante de Rydberg es una cantidad introducida por Rydberg que se incluye en la ecuación de niveles de energía y líneas espectrales. La constante de Rydberg se denota como R. R = 13,606 eV. En el sistema SI, es decir, R = 2,067 × 1016 s−1. Fin del trabajo - Este tema pertenece a la sección: La hipótesis de De Broglie y su conexión con los postulados de Bohr Ecuación de Schrödinger significado físico... reacciones termonucleares... reacciones termonucleares reacciones nucleares entre núcleos atómicos ligeros que ocurren a temperaturas muy altas... 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Fundamentos de la física atómica, cuántica y nuclear.
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