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. 12.2 muestra parte del espectro 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 ubicadas en en un cierto orden. La distancia entre las líneas naturalmente disminuye a medida que nos movemos desde más ondas largas a otros más cortos.
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 el valor es 1 para la serie de Lyman, 2 para la serie de Balmer, etc. Cuando numero dado 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).
1. Regularidades en los espectros atómicos. Los átomos aislados en forma de gas enrarecido o vapor metálico emiten un espectro que consta de líneas espectrales individuales (espectro de líneas). El estudio de los espectros atómicos sirvió como clave para comprender la estructura de los átomos. Las líneas del espectro no están ubicadas al azar, sino en serie. La distancia entre las líneas de la serie disminuye naturalmente a medida que pasamos de ondas largas a ondas cortas.
El físico suizo J. Balmer estableció en 1885 que las longitudes de onda de la serie en la parte visible del espectro del hidrógeno se pueden representar mediante la fórmula (fórmula de Balmer): 0 = constante, n = 3, 4, 5,... R = 1,09 10 7 m -1 – Constante de Rydberg, n = 3, 4, 5,... En física, la constante de Rydberg también se llama otra cantidad igual a R = R s. R = 3,29 10 15 s -1 o
1895 - descubrimiento de los rayos X por Roentgen 1896 - descubrimiento de la radiactividad por Becquerel 1897 - descubrimiento del electrón (J. Thomson determinó el valor de la relación q/m) Conclusión: El átomo tiene Estructura compleja y está formado por partículas positivas (protones) y negativas (electrones).
En 1903, J. J. Thomson propuso un modelo del átomo: una esfera uniformemente llena electricidad positiva, dentro del cual hay electrones. Carga total de la esfera. igual a cargar electrones. El átomo en su conjunto es neutro. La teoría de tal átomo indicaba que el espectro debería ser complejo, pero de ninguna manera alineado, lo que contradecía los experimentos.
En 1899 descubrió los rayos alfa y beta. Junto con F. Soddy en 1903 desarrolló una teoría. desintegración radioactiva y estableció la ley de las transformaciones radiactivas. En 1903 demostró que los rayos alfa están formados por partículas cargadas positivamente. En 1908 recibió el Premio Nobel. Rutherford Ernest (1871-1937), físico inglés, fundador de la física nuclear. La investigación se dedica a las cuestiones atómicas y física nuclear, radiactividad.
2. Modelo nuclear del átomo (modelo de Rutherford). Velocidad – partículas = 10 7 m/s = 10 4 km/seg. – la partícula tiene una carga positiva igual a +2 e. Esquema del experimento de Rutherford. Las partículas dispersas chocan contra una pantalla hecha de sulfuro de zinc, provocando centelleos (destellos de luz).
La mayoría de las partículas α se dispersaron en ángulos del orden de 3 °. Las partículas α individuales fueron desviadas. ángulos grandes, hasta 150º (uno entre varios miles) Tal desviación sólo es posible mediante la interacción de un punto casi puntual Carga positiva– núcleos atómicos – con una partícula α cercana.
La baja probabilidad de desviación en ángulos grandes indica el pequeño tamaño del núcleo: el 99,95% de la masa del átomo se concentra en el núcleo m m
M El radio del núcleo es R (10 14 ÷) my depende del número de nucleones en el núcleo.
F F
Sin embargo, el modelo planetario estaba en contradicción obvia Con electrodinámica clásica: un electrón que se mueve en círculo, es decir Con aceleración normal, debería haber emitido energía, por lo que se desaceleró y cayó sobre el núcleo. El modelo de Rutherford no pudo explicar por qué el átomo es estable modelo planetarioátomo
BOR Niels Hendrik David (1885-1962) físico teórico danés, uno de los fundadores física moderna. Formuló la idea de discreción. estados de energíaátomos, construyó un modelo atómico, descubriendo las condiciones para la estabilidad de los átomos. Creó el primer modelo cuántico del átomo, basado en dos postulados que contradecían directamente las ideas y leyes clásicas. 3. Teoría elemental bora
1. El átomo debería describirse como una “pirámide” de estados de energía estacionarios. Quedarse en uno de estados estacionarios, el átomo no irradia energía. 2. Durante las transiciones entre estados estacionarios, un átomo absorbe o emite un cuanto de energía. Cuando se absorbe energía, el átomo pasa a un estado de energía superior.
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Postulados de Bohr 1. Los electrones se mueven sólo en determinadas órbitas (estacionarias). En este caso no se emite energía. Condición para órbitas estacionarias: de todas las órbitas de los electrones, sólo son posibles aquellas para las cuales el momento angular del electrón es igual a un múltiplo entero de la constante de Planck: n = 1, 2, 3,... el número cuántico principal. m e v r = nħ
2. La emisión o absorción de energía en forma de un cuanto de energía h ocurre solo cuando un electrón pasa de un estado estacionario a otro. Energía cuanto de luz es igual a la diferencia de energías de aquellos estados estacionarios entre los cuales se produce un salto cuántico del electrón: hv = E m – E n - regla de frecuencia de Bohr m, n – número de estados. EnEn EmEm Absorción de energía EnEn EmEm Emisión de energía
Ecuación del movimiento de los electrones =>=> Radio de órbitas estacionarias: m e υr = nħ => Radio de órbitas estacionarias: m e υr = nħ"> => Radio de órbitas estacionarias: m e υr = nħ"> => Radio de órbitas estacionarias: m e υr = nħ" title="Ecuación del movimiento de electrones = >=> Radio de órbitas estacionarias: m e υr = nħ"> title="Ecuación del movimiento de los electrones =>=> Radio de órbitas estacionarias: m e υr = nħ"> !}
n, nm
Bohr calculó teóricamente la relación entre la masa del protón y la masa del electrón m p / m e = 1847, esto está de acuerdo con el experimento. Todo esto fue una confirmación importante de las ideas básicas contenidas en la teoría de Bohr. La teoría de Bohr jugó un papel muy importante en la creación. física atómica. Durante el período de su desarrollo (1913 - 1925) descubrimientos importantes, incluido para siempre en el tesoro de la ciencia mundial.
Sin embargo, junto con los éxitos de la teoría de Bohr, desde el principio se descubrieron importantes deficiencias. Inconsistencia interna teorías: conexión mecánica física clásica con postulados cuánticos. La teoría no podía explicar la cuestión de las intensidades de las líneas espectrales. Un grave fracaso fue la absoluta imposibilidad de aplicar la teoría para explicar los espectros del helio (He) (dos electrones en órbita, y la teoría de Bohr no puede dar abasto).
Quedó claro que la teoría de Bohr era sólo una etapa de transición en el camino hacia la creación de una teoría más general y correcta. Esta teoría era la mecánica cuántica (ondulatoria). Mayor desarrollo mecánica cuántica condujo al abandono de la imagen mecánica del movimiento de un electrón en el campo de un núcleo.
4. Experimento de Frank y Hertz Existencia de datos discretos niveles de energíaátomo y la prueba de la exactitud de la teoría de Bohr es confirmada por el experimento de Frank y Hertz. Los científicos alemanes James Frank y Gustav Hertz, por Estudios experimentales Se obtuvo la discreción del nivel de energía. premio Nobel en 1925
Este curso de la curva se explica por el hecho de que, debido a la discreción de los niveles de energía, los átomos de mercurio pueden percibir la energía del bombardeo de electrones solo en porciones: o E 1, E 2, E 3 ... - energías del 1er. , 2do, etcétera. estados estacionarios. a medida que U aumenta hasta 4,86 V, la corriente I aumenta monótonamente; en U = 4,86 V, la corriente es máxima, luego disminuye bruscamente y vuelve a aumentar; Se observan otros máximos de corriente en U = 2·4,86 V, 3·4,86 V...
En U 
Los átomos de mercurio, que recibieron energía ΔE 1 al chocar con los electrones y pasaron a un estado excitado, después de un tiempo ~ s deben regresar al estado fundamental, emitiendo, según el segundo postulado de Bohr, un fotón con frecuencia (regla de frecuencia): En este caso, la longitud de onda del cuanto de luz: - lo que corresponde Radiación ultravioleta. La experiencia realmente detecta la línea ultravioleta con
La experiencia demuestra que los espectros de átomos que no interactúan, como es el caso de los gases enrarecidos, se componen de líneas individuales agrupadas en serie. En la Fig. La figura 5.3 muestra las líneas de la serie del espectro del átomo de hidrógeno ubicado en la región visible. La longitud de onda correspondiente a las líneas de esta serie, llamada serie balmer , se expresa mediante la fórmula
Dónde, norte = 3, 4, 5, ...; 
- Constante de Rydberg.
Línea correspondiente norte= 3, es el más brillante y se llama cabeza , y el valor norte= ∞ corresponde a una recta llamada borde de la serie .
También se descubrieron una serie de líneas en otras regiones del espectro (ultravioleta, infrarrojo). Todos ellos pueden ser representados. fórmula generalizada de Balmer-Rydberg
Dónde metro- una constante entera para cada serie.
En metro = 1; norte = 2,3,4, ... - Serie Lyman
. Observado en la región ultravioleta.
En metro = 2; norte = 3,4,5, ... - serie balmer
- en la región visible.
En metro = 3; norte = 4,5,6, ... - serie Paschen
- en la región infrarroja (IR).
En metro = 4; norte = 5,6,7, ... - Serie de soporte
- también en la región IR, etc.
La discreción en la estructura de los espectros atómicos indica la presencia de discreción en la estructura de los propios átomos. Para la energía de los cuantos de radiación de los átomos de hidrógeno podemos escribir la siguiente fórmula
Al escribir esta expresión se utilizaron las fórmulas (5.1), (3.21) y (5.8). La fórmula (5.9) se obtuvo basándose en el análisis de datos experimentales.
postulados de bohr
La primera teoría cuántica de la estructura del átomo fue propuesta en 1913 por el físico danés Niels Bohr. Se basó en modelo nuclearátomo, según el cual un átomo consta de un núcleo cargado positivamente alrededor del cual giran electrones cargados negativamente.
La teoría de Bohr se basa en dos postulados.
I postulado de bohr - postulado de estados estacionarios. En un átomo hay estados estacionarios (que no cambian con el tiempo) en los que no emite energía. Estos estados estacionarios corresponden a órbitas estacionarias a lo largo de las cuales se mueven los electrones. El movimiento de electrones en órbitas estacionarias no va acompañado de emisión de energía.
II postulado de bohr llamada "regla de frecuencia". Cuando un electrón se mueve de una órbita estacionaria a otra, se emite (o absorbe) un cuanto de energía. igual a la diferencia energías de estados estacionarios
Dónde h- Constante de Planck; v- frecuencia de emisión (o absorción) de energía;
hv- energía de un cuanto de radiación (o absorción);
es Y mi- energías de los estados estacionarios del átomo antes y después de la radiación (absorción), respectivamente. En mi < es se emite un cuanto de energía, y cuando mi > es- absorción.
Según la teoría de Bohr, el valor energético de un electrón en un átomo de hidrógeno es
Dónde a mí- masa de electrones, mi- carga de electrones, ε mi- constante eléctrica
,
h- Constante de Planck,
norte- número entero, n = 1,2,3,...
Por tanto, la energía de un electrón en un átomo es cantidad discreta, que sólo puede cambiar abruptamente.
El conjunto de posibles frecuencias discretas de transiciones cuánticas determina el espectro lineal de un átomo
Las frecuencias de las líneas espectrales del átomo de hidrógeno calculadas con esta fórmula coincidieron perfectamente con los datos experimentales. Pero la teoría no explicaba los espectros de otros átomos (ni siquiera el del helio, junto al hidrógeno). Por tanto, la teoría de Bohr fue sólo una etapa de transición en el camino hacia la construcción de una teoría de los fenómenos atómicos. Señaló la inaplicabilidad de la física clásica a los fenómenos intraatómicos y la suma importancia leyes cuánticas en un microcosmos.
Al realizar estudios experimentales de los espectros de emisión del hidrógeno, Balmer descubrió que los átomos de hidrógeno (como los átomos de otros elementos) emiten ondas electromagnéticas de frecuencias estrictamente definidas. Además, resultó que el recíproco de la longitud de onda de la línea espectral se puede calcular como la diferencia de dos cantidades, que se denominan términos espectrales, es decir, la siguiente relación es válida:
El procesamiento cuantitativo de los espectros de hidrógeno obtenidos experimentalmente mostró que los términos se pueden escribir de la siguiente manera:
Dónde R es la constante de Rydberg y n es un número entero que puede tomar varios valores enteros 1,2,3... El valor de la constante de Rydberg obtenido experimentalmente fue:
Teniendo en cuenta lo anterior, la longitud de onda de cualquier línea espectral del hidrógeno se puede calcular a partir de fórmula generalizada de Balmer:
donde estan los numeros norte 1 Y norte 2 puede tomar valores: norte 1 = 1,2,3...;norte 2 =norte 1 ,norte 1 +1,norte 1 +2 …
Las longitudes de onda calculadas mediante la fórmula (15) coincidieron con mucha precisión con las longitudes de onda medidas experimentalmente en el espectro de emisión de hidrógeno.
Comparando las fórmulas (11) y (15), podemos concluir que la fórmula (11) es la misma fórmula generalizada de Balmer, pero obtenida teóricamente. Por tanto, el valor de la constante de Rydberg se puede calcular mediante la fórmula:
Números norte 1 ,norte 2 -Este números cuánticos, que son los números de órbitas estacionarias entre las que se produce el salto cuántico del electrón. Si mide el valor de la constante de Rydberg de forma experimental, entonces, utilizando la relación (16), puede calcular la constante de Planck. h.
3. Método de realización del trabajo.
3.1. Fórmulas de trabajo
Espectro de emisión es una característica importante de una sustancia, que permite establecer su composición, algunas características de su estructura y las propiedades de los átomos y moléculas.
Los gases en estado atómico emiten espectros lineales, que se pueden dividir en serie espectral.Una serie espectral es un conjunto de líneas espectrales para las cuales el número cuántico norte 1 (el número del nivel al que se realizan las transiciones desde todos los niveles superiores) tiene mismo valor. El espectro más simple es el del átomo de hidrógeno. Las longitudes de onda de sus líneas espectrales están determinadas por la fórmula de Balmer (15) o (11).
Cada serie del espectro de un átomo de hidrógeno tiene su propio valor específico. norte 1 . Valores norte 2 representar una serie secuencial de números enteros de norte 1 +1 a ∞. Número norte 1 representa el número del nivel de energía del átomo al que pasa el electrón después de la radiación; norte 2 - el número del nivel desde el cual pasa un electrón cuando un átomo emite energía electromagnética.
Según la fórmula (15 ), El espectro de emisión de hidrógeno se puede representar en forma de la siguiente serie (ver Fig. 2):
Serie Lyman(norte 1 =1) – parte ultravioleta del espectro:
serie balmer (norte 1 = 2) - parte visible espectro:
Fig. 2. Serie del espectro del átomo de hidrógeno.
a) diagrama de energía, b) diagrama de transición, c) escala de longitud de onda.
serie Paschen (norte 1 = 3) - parte infrarroja del espectro:
Serie de soporte(norte 1 = 4) - parte infrarroja del espectro:
Serie Pfund (norte 1 = 5) - parte infrarroja del espectro:
En este artículo se estudian las primeras cuatro líneas de la serie de Balmer, correspondientes a transiciones al nivel norte 1 = 2. Magnitud norte 2 Por el primero cuatro lineas de esta serie, que se encuentra en la región visible, toma los valores 3, 4, 5, 6. Estas líneas tienen las siguientes designaciones:
h α - Línea roja ( norte 2 = 3),
h β - verde azul ( norte 2 = 4),
h ν - azul( norte 2 = 5),
h δ - púrpura ( norte 2 = 6).
La determinación experimental de la constante de Rydberg mediante líneas de la serie de Balmer se puede realizar mediante la fórmula obtenida a partir de (15):
La expresión para calcular la constante de Planck se puede obtener transformando la fórmula (16):
Dónde metro = 9.1 · 10 -31 kg,mi - 1.6 · 10 -19 kl,C - 3 · 10 8 EM,ε 0 =8.8 · 10 -12 f/m.
El espectro lineal de un átomo es una colección. gran número Líneas dispersas por todo el espectro sin ningún orden aparente. Sin embargo, un estudio cuidadoso de los espectros mostró que la disposición de las líneas sigue ciertos patrones. Estos patrones aparecen más claramente, por supuesto, en espectros relativamente simples, característicos de los átomos simples. Por primera vez, se estableció un patrón de este tipo para el espectro del hidrógeno que se muestra en la Fig. 326.
Arroz. 326. Espectro de líneas hidrógeno (serie de Balmer, longitudes de onda en nanómetros). y - designaciones de las primeras cuatro líneas de la serie que se encuentran en la región visible del espectro
En 1885, el físico y matemático suizo Johann Jakob Balmer (1825-1898) estableció que las frecuencias de las líneas individuales de hidrógeno se expresan mediante una fórmula simple:
,
donde denota la frecuencia de la luz, es decir, el número de ondas emitidas por unidad de tiempo, valor llamado constante de Rydberg, igual a 
y es un número entero. Si estableces los valores en 3, 4, 5, etc., obtienes valores que coinciden muy bien con las frecuencias de líneas sucesivas en el espectro del hidrógeno. La colección de estas líneas constituye la serie Balmer.
Más tarde se descubrió que el espectro del hidrógeno todavía contiene numerosos líneas espectrales, que también constituyen series similares a la de Balmer.
Las frecuencias de estas líneas se pueden representar mediante las fórmulas.
, donde (serie Lyman),
, donde (serie Paschen),
y tiene lo mismo valor numérico, como en la fórmula de Balmer. Por tanto, todas las series de hidrógeno se pueden combinar con una fórmula:
donde y son números enteros, .
Los espectros de otros átomos son mucho más complejos y la distribución de sus líneas en una serie no es tan simple. Sin embargo, resultó que las líneas espectrales de todos los átomos pueden distribuirse en serie. Es sumamente importante que patrones seriales para todos los átomos se puede presentar en una forma similar a la fórmula de Balmer, teniendo la constante casi el mismo valor para todos los átomos.
La existencia de patrones espectrales comunes a todos los átomos indicaba sin duda una conexión profunda entre estos patrones y las características básicas de la estructura atómica. De hecho, el físico danés, creador Teoría cuánticaátomo Niels Bohr (1885-1962) en 1913 encontró la clave para comprender estas leyes, estableciendo al mismo tiempo las bases teoría modernaátomo (ver Capítulo XXII).
