Rrezatimi i atomeve që nuk ndërveprojnë me njëri-tjetrin përbëhet nga linja spektrale individuale. Në përputhje me këtë, spektri i emetimit të atomeve quhet linjë.
Në Fig. Figura 12.1 tregon spektrin e emetimit të avullit të merkurit. Spektrat e atomeve të tjerë kanë të njëjtin karakter.
Studimi i spektrave atomike shërbeu si çelësi për të kuptuar strukturën e atomeve. Para së gjithash, u vu re se linjat në spektrat e atomeve nuk janë të vendosura rastësisht, por janë të kombinuara në grupe ose, siç quhen, seri linjash. Kjo zbulohet më qartë në spektrin e atomit më të thjeshtë - hidrogjenit. Në Fig. 12.2 tregon një pjesë të spektrit hidrogjeni atomik në zonën e dukshme dhe afër ultravjollcës. Simbolet tregojnë vija të dukshme, që tregojnë kufirin e serisë (shih më poshtë). Është e qartë se linjat janë të vendosura në në një rend të caktuar. Distanca midis vijave zvogëlohet natyrshëm ndërsa lëvizim nga më shumë valë të gjata tek ato më të shkurtra.
Fizikani zviceran Balmer (1885) zbuloi se gjatësitë valore të kësaj serie linjash hidrogjeni mund të përfaqësoheshin me saktësi nga formula
ku është një konstante, është një numër i plotë që merr vlerat 3, 4, 5, etj.
Nëse kalojmë nga gjatësia e valës në frekuencë në (12.1), marrim formulën
ku është një konstante e quajtur konstanta Rydberg sipas spektroskopistit suedez. Është e barabartë
Formula (12.2) quhet formula Balmer, dhe seria përkatëse e linjave spektrale të atomit të hidrogjenit quhet seria Balmer. Studimet e mëtejshme treguan se ka disa seri të tjera në spektrin e hidrogjenit. Në pjesën ultravjollcë të spektrit është seria Lyman. Seritë e mbetura shtrihen në rajonin infra të kuqe. Linjat e këtyre serive mund të paraqiten në formën e formulave të ngjashme me (12.2):
Frekuencat e të gjitha linjave në spektrin e një atomi hidrogjeni mund të përfaqësohen me një formulë:
ku vlera është 1 për serinë Lyman, 2 për serinë Balmer, etj. Kur numri i dhënë merr të gjitha vlerat e numrave të plotë, duke filluar me Shprehjen (12.4) quhet formula e përgjithësuar e Balmerit.
Me rritjen e frekuencës së linjës në çdo seri, ajo tenton në një vlerë kufizuese e cila quhet kufiri i serisë (në Fig. 12.2 simboli shënon kufirin e serisë Balmer).
1. Rregullsitë në spektrat atomike. Atomet e izoluara në formën e një gazi të rrallë ose avull metalik lëshojnë një spektër të përbërë nga linja spektrale individuale (spektri i linjës). Studimi i spektrave atomike shërbeu si çelësi për të kuptuar strukturën e atomeve. Linjat në spektra nuk janë të vendosura rastësisht, por në seri. Distanca midis vijave në seri zvogëlohet natyrshëm ndërsa kalojmë nga valët e gjata në ato të shkurtra.
Fizikani zviceran J. Balmer në 1885 vërtetoi se gjatësitë e valëve të serisë në pjesën e dukshme të spektrit të hidrogjenit mund të përfaqësohen me formulën (formula Balmer): 0 = konst, n = 3, 4, 5,... R = 1,09 10 7 m -1 – Konstanta Rydberg, n = 3, 4, 5,... Në fizikë, konstanta e Rydberg quhet edhe një madhësi tjetër e barabartë me R = R s. R = 3,29 10 15 s -1 ose
1895 - zbulimi i rrezeve X nga Roentgen 1896 - zbulimi i radioaktivitetit nga Becquerel 1897 - zbulimi i elektronit (J. Thomson përcaktoi vlerën e raportit q/m) Përfundim: Atomi ka strukturë komplekse dhe përbëhet nga grimca pozitive (protone) dhe negative (elektrone).
Në vitin 1903, J. J. Thomson propozoi një model të atomit: një sferë e mbushur në mënyrë uniforme energji elektrike pozitive, brenda së cilës ka elektrone. Ngarkesa totale e sferës e barabartë me ngarkesën elektronet. Atomi në tërësi është neutral. Teoria e një atomi të tillë tregoi se spektri duhet të jetë kompleks, por në asnjë mënyrë i rreshtuar, gjë që binte në kundërshtim me eksperimentet.
Në 1899 ai zbuloi rrezet alfa dhe beta. Së bashku me F. Soddy në 1903 ai zhvilloi një teori zbërthimi radioaktiv dhe vendosi ligjin e transformimeve radioaktive. Në vitin 1903 ai vërtetoi se rrezet alfa përbëhen nga grimca të ngarkuara pozitivisht. Në vitin 1908 iu dha çmimi Nobel. Rutherford Ernest (1871–1937) fizikan anglez, themelues i fizikës bërthamore. Kërkimet i kushtohen atomike dhe fizika bërthamore, radioaktiviteti.
2. Modeli bërthamor i atomit (modeli Rutherford). Shpejtësia – grimcat = 10 7 m/s = 10 4 km/sek. – grimca ka një ngarkesë pozitive të barabartë me +2 e Skema e eksperimentit të Radhërfordit Grimcat e shpërndara godasin një ekran të bërë nga sulfidi i zinkut, duke shkaktuar shkreptimë drite.
Shumica e α-grimcave u shpërndanë në kënde të rendit 3° kënde të mëdha, deri në 150º (një në disa mijëra) Një devijim i tillë është i mundur vetëm nëpërmjet ndërveprimit të një thuajse të ngjashme me pikën ngarkesë pozitive– bërthamat atomike – me një grimcë α afër.
Probabiliteti i ulët i devijimit në kënde të mëdha tregon madhësinë e vogël të bërthamës: 99,95% e masës së atomit është e përqendruar në bërthamën m m
M Rrezja e bërthamës është R (10 14 ÷) m dhe varet nga numri i nukleoneve në bërthamë.
F F
Megjithatë, modeli planetar ishte në kontradiktë e dukshme Me elektrodinamika klasike: një elektron që lëviz në një rreth, d.m.th. Me nxitimi normal, duhet të kishte emetuar energji, duke u ngadalësuar dhe duke rënë në bërthamë. Modeli i Radhërfordit nuk mund të shpjegonte pse atomi është i qëndrueshëm Modeli planetar atom
BOR Niels Hendrik David (1885–1962) fizikan teorik danez, një nga themeluesit fizika moderne. Formuloi idenë e diskretitetit gjendjet energjetike atomet, ndërtoi një model atomik, duke zbuluar kushtet për qëndrueshmërinë e atomeve. Ai krijoi modelin e parë kuantik të atomit, bazuar në dy postulate që kundërshtonin drejtpërdrejt idetë dhe ligjet klasike. 3. Teoria elementare Bora
1. Atomi duhet të përshkruhet si një "piramidë" e gjendjeve të palëvizshme të energjisë. Duke qëndruar në një nga gjendjet stacionare, atomi nuk rrezaton energji. 2. Gjatë kalimeve ndërmjet gjendjeve të palëvizshme, atomi thith ose lëshon një kuant energjetik. Kur energjia absorbohet, atomi kalon në një gjendje energjie më të lartë.
EnEnEnEn E m > E n Thithja e energjisë E n Absorbimi i Energjisë"> E n Absorbimi i Energjisë"> E n Absorbimi i Energjisë" title="EnEnEnEnEn E m> E n Absorbimi i Energjisë"> title="EnEnEnEn E m > E n Thithja e energjisë"> !}
EnEnEnEn E m > E n Emetimi i energjisë E n Rrezatimi i energjisë"> E n Rrezatimi i energjisë"> E n Rrezatimi i energjisë" title="EnEnEnEnEn E m > E n Rrezatimi i energjisë"> title="EnEnEnEn E m > E n Emetimi i energjisë"> !}
Postulatet e Bohr-it 1. Elektronet lëvizin vetëm në orbita të caktuara (të palëvizshme). Në këtë rast, nuk lëshohet energji. Kushti për orbitat e palëvizshme: nga të gjitha orbitat e elektroneve, janë të mundshme vetëm ato për të cilat momenti këndor i elektronit është i barabartë me një shumëfish të plotë të konstantës së Plankut: n = 1, 2, 3, ... numri kuantik kryesor. m e v r = nħ
2. Emetimi ose thithja e energjisë në formën e një kuantike energjie h ndodh vetëm kur një elektron kalon nga një gjendje e palëvizshme në tjetrën. Energjisë kuantike e lehtëështë e barabartë me ndryshimin e energjive të atyre gjendjeve të palëvizshme ndërmjet të cilave ndodh një kërcim kuantik i elektronit: hv = E m – E n - Rregulli i frekuencës së Bohr-it m, n – numrat e gjendjeve. EnEn EmEm Thithja e energjisë EnEn EmEm Emetimi i energjisë
Ekuacioni i lëvizjes së elektroneve =>=> Rrezja e orbitave të palëvizshme: m e υr = nħ => Rrezja e orbitave stacionare: m e υr = nħ"> => Rrezja e orbitave stacionare: m e υr = nħ"> => Rrezja e orbitave të palëvizshme: m e υr = nħ" title="Ekuacioni i lëvizjes së elektronit = >=> Rrezja e orbitave stacionare: m e υr = nħ"> title="Ekuacioni i lëvizjes së elektroneve =>=> Rrezja e orbitave të palëvizshme: m e υr = nħ"> !}
N, nm
Bohr teorikisht llogariti raportin e masës së protonit me masën e elektronit m p / m e = 1847, kjo është në përputhje me eksperimentin. E gjithë kjo ishte një konfirmim i rëndësishëm i ideve bazë që përmban teoria e Bohr-it. Teoria e Bohr-it luajti një rol të madh në krijimin fizika atomike. Gjatë periudhës së zhvillimit të saj (1913 - 1925) zbulime të rëndësishme, i përfshirë përgjithmonë në thesarin e shkencës botërore.
Megjithatë, së bashku me sukseset në teorinë e Bohr-it, mangësitë e rëndësishme u zbuluan që në fillim. Mospërputhje e brendshme teoritë: lidhje mekanike fizikës klasike me postulate kuantike. Teoria nuk mund të shpjegonte çështjen e intensitetit të vijave spektrale. Një dështim serioz ishte pamundësia absolute e aplikimit të teorisë për të shpjeguar spektrat e heliumit (He) (dy elektrone në orbitë, dhe teoria e Bohr-it nuk mund ta përballojë).
U bë e qartë se teoria e Bohr ishte vetëm një fazë kalimtare në rrugën drejt krijimit të një teorie më të përgjithshme dhe më korrekte. Një teori e tillë ishte mekanika kuantike (valore). Zhvillimi i mëtejshëm Mekanika kuantikeçoi në braktisjen e tablosë mekanike të lëvizjes së një elektroni në fushën e një bërthame.
4. Eksperimenti i Frank dhe Hertz Ekzistenca e diskretit nivelet e energjisë atomin dhe vërtetimin e korrektësisë së teorisë së Bohr-it e vërteton eksperimenti i Frank dhe Hertz. Shkencëtarët gjermanë James Frank dhe Gustav Hertz, për studime eksperimentaleështë marrë diskrete e nivelit të energjisë Çmimi Nobël në vitin 1925
Kjo rrjedhë e lakores shpjegohet me faktin se, për shkak të diskretitetit të niveleve të energjisë, atomet e merkurit mund të perceptojnë energjinë e elektroneve të bombardimit vetëm në pjesë: ose E 1, E 2, E 3 ... - energjitë e 1-rë , 2, etj. gjendjet stacionare. ndërsa U rritet deri në 4.86V, rryma I rritet në mënyrë monotone në U = 4.86V, rryma është maksimale, pastaj zvogëlohet ndjeshëm dhe rritet përsëri; maksimumi i mëtejshëm i rrymës vërehen në U = 2·4,86 V, 3·4,86 V...
Në U 
Atomet e merkurit, të cilët morën energji ΔE 1 gjatë përplasjes me elektronet dhe kaluan në një gjendje të ngacmuar, pas një kohe ~ s duhet të kthehen në gjendjen bazë, duke emetuar, sipas postulatit të dytë të Bohr-it, një foton me frekuencë (rregulli i frekuencës): rasti, gjatësia e valës së kuantit të dritës: - çfarë korrespondon rrezatimi ultravjollcë. Përvoja në fakt zbulon linjën ultravjollcë me
Përvoja tregon se spektrat e atomeve që nuk ndërveprojnë, siç është rasti për gazrat e rrallë, përbëhen nga linja individuale të grupuara në seri. Në Fig. Figura 5.3 tregon linjat serike të spektrit të atomit të hidrogjenit të vendosura në rajonin e dukshëm. Gjatësia e valës që korrespondon me linjat në këtë seri, quhet Seria Balmer , shprehet me formulën
Ku, n = 3, 4, 5, ...; 
- Konstante Rydberg.
Linja korresponduese n= 3, është më e ndritura dhe quhet kokë , dhe vlerën n= ∞ korrespondon me një linjë të quajtur kufiri i serisë .
Një seri linjash u zbuluan gjithashtu në rajone të tjera të spektrit (ultraviolet, infra të kuqe). Të gjithë ata mund të përfaqësohen formula e përgjithësuar Balmer-Rydberg
Ku m- një konstante numër i plotë për çdo seri.
Në m = 1; n = 2,3,4, ... - Seriali Lyman
. Vëzhguar në rajonin ultravjollcë.
Në m = 2; n = 3,4,5, ... - Seria Balmer
- në zonën e dukshme.
Në m = 3; n = 4,5,6, ... - Seriali Paschen
- në rajonin infra të kuqe (IR).
Në m = 4; n = 5,6,7, ... - Seria e kllapave
- edhe në rajonin IR, etj.
Diskretiteti në strukturën e spektrave atomike tregon praninë e diskretitetit në strukturën e vetë atomeve. Për energjinë e kuanteve të rrezatimit të atomeve të hidrogjenit, mund të shkruajmë formulën e mëposhtme
Gjatë shkrimit të kësaj shprehjeje janë përdorur formulat (5.1), (3.21) dhe (5.8). Formula (5.9) është marrë në bazë të analizës së të dhënave eksperimentale.
Postulatet e Bohr-it
Teoria e parë kuantike e strukturës së atomit u propozua në vitin 1913 nga fizikani danez Niels Bohr. Ajo bazohej në modeli bërthamor atom, sipas të cilit një atom përbëhet nga një bërthamë e ngarkuar pozitivisht rreth së cilës rrotullohen elektronet e ngarkuara negativisht.
Teoria e Bohr-it bazohet në dy postulate.
I Postulati i Bohr-it - postulati i gjendjeve stacionare. Në një atom, ka gjendje stacionare (që nuk ndryshojnë me kalimin e kohës) në të cilat ai nuk lëshon energji. Këto gjendje të palëvizshme korrespondojnë me orbitat e palëvizshme përgjatë të cilave lëvizin elektronet. Lëvizja e elektroneve në orbita të palëvizshme nuk shoqërohet me emetim të energjisë.
II Postulati i Bohr-it i quajtur "rregulli i frekuencës". Kur një elektron lëviz nga një orbitë e palëvizshme në tjetrën, një sasi energjie emetohet (ose absorbohet) e barabartë me diferencën energjitë e gjendjeve të palëvizshme
Ku h- Konstanta e Plankut; v- frekuenca e emetimit (ose e përthithjes) e energjisë;
hv- energjia e një kuanti rrezatimi (ose absorbimi);
E n Dhe E m- energjitë e gjendjeve stacionare të atomit përkatësisht para dhe pas rrezatimit (përthithjes). Në E m < E n emetohet një sasi energjie dhe kur E m > E n- përthithja.
Sipas teorisë së Bohr-it, vlera e energjisë e një elektroni në një atom hidrogjeni është e barabartë me
Ku m e- masa elektronike, e- ngarkesa elektronike, ε e- konstante elektrike
,
h- Konstantja e Planck-ut,
n- numër i plotë, n = 1,2,3,...
Kështu, energjia e një elektroni në një atom është sasi diskrete, e cila mund të ndryshojë vetëm papritur.
Grupi i frekuencave të mundshme diskrete të tranzicioneve kuantike përcakton spektrin e linjës së një atomi
Frekuencat e linjave spektrale për atomin e hidrogjenit të llogaritura duke përdorur këtë formulë rezultuan të jenë në përputhje të shkëlqyer me të dhënat eksperimentale. Por teoria nuk shpjegoi spektrat e atomeve të tjera (madje edhe heliumi, pranë hidrogjenit). Prandaj, teoria e Bohr ishte vetëm një fazë kalimtare në rrugën drejt ndërtimit të një teorie të fenomeneve atomike. Ajo vuri në dukje moszbatueshmërinë e fizikës klasike ndaj fenomeneve brendaatomike dhe rëndësinë kryesore ligjet kuantike në një mikrokozmos.
Gjatë kryerjes së studimeve eksperimentale të spektrave të emetimit të hidrogjenit, Balmer zbuloi se atomet e hidrogjenit (si atomet e elementeve të tjerë) lëshojnë valë elektromagnetike me frekuenca të përcaktuara rreptësisht. Për më tepër, rezultoi se reciproku i gjatësisë valore të vijës spektrale mund të llogaritet si diferencë e disa dy madhësive, të cilat quhen terma spektralë, d.m.th. raporti i mëposhtëm është i vlefshëm:
Përpunimi sasior i spektrave të hidrogjenit të marra në mënyrë eksperimentale tregoi se termat mund të shkruhen si më poshtë:
Ku R është konstanta Rydberg, dhe n është një numër i plotë që mund të marrë një numër vlerash të plota 1,2,3... Vlera e konstantës Rydberg e marrë eksperimentalisht ishte:
Duke marrë parasysh sa më sipër, gjatësia e valës së çdo linje spektrale të hidrogjenit mund të llogaritet nga formula e përgjithësuar e Balmerit:
ku janë numrat n 1 Dhe n 2 mund të marrë vlera: n 1 = 1,2,3...;n 2 =n 1 ,n 1 +1,n 1 +2 …
Gjatësitë e valëve të llogaritura duke përdorur formulën (15) përkonin shumë saktë me gjatësitë e valëve të matura eksperimentalisht në spektrin e emetimit të hidrogjenit.
Duke krahasuar formulat (11) dhe (15), mund të konkludojmë se formula (11) është e njëjta formulë e përgjithësuar e Balmerit, por e marrë teorikisht. Prandaj, vlera e konstantës Rydberg mund të llogaritet duke përdorur formulën:
Numrat n 1 ,n 2 -Kjo numrat kuantikë, të cilët janë numrat e orbitave të palëvizshme ndërmjet të cilave ndodh kërcimi kuantik i elektronit. Nëse matni në mënyrë eksperimentale vlerën e konstantës së Rydberg, atëherë duke përdorur relacionin (16) mund të llogarisni konstantën e Plankut h.
3. Mënyra e kryerjes së punës
3.1. Formulat e punës
Spektri i emisioneveështë një karakteristikë e rëndësishme e një substance, e cila bën të mundur përcaktimin e përbërjes së saj, disa karakteristikave të strukturës së saj dhe vetive të atomeve dhe molekulave.
Gazet në gjendjen atomike lëshojnë spektra vijash, të cilat mund të ndahen në seri spektrale.Një seri spektrale është një bashkësi vijash spektrale për të cilat numri kuantik n 1 (numri i nivelit në të cilin janë bërë kalimet nga të gjitha nivelet më të larta) ka të njëjtën vlerë. Spektri më i thjeshtë është ai i atomit të hidrogjenit. Gjatesite valore te vijave te tij spektrale percaktohen me formulen Balmer (15) ose (11).
Çdo seri e spektrit të një atomi hidrogjeni ka vlerën e vet specifike. n 1 . vlerat n 2 përfaqësojnë një seri sekuenciale të numrave të plotë nga n 1 +1 deri në ∞. Numri n 1 paraqet numrin e nivelit energjetik të atomit në të cilin kalohet elektroni pas rrezatimit; n 2 - numri i nivelit nga i cili kalon një elektron kur një atom lëshon energji elektromagnetike.
Sipas formulës (15 ), Spektri i emetimit të hidrogjenit mund të përfaqësohet në formën e serisë së mëposhtme (shih Fig. 2):
Seriali Lyman(n 1 =1) – pjesa ultravjollcë e spektrit:
Seria Balmer (n 1 = 2) - pjesë e dukshme spektri:
Fig. 2. Seria e spektrit të atomit të hidrogjenit
a) diagrami i energjisë, b) diagrami i tranzicionit, c) shkalla e gjatësisë valore.
Seriali Paschen (n 1 = 3) - pjesë infra të kuqe e spektrit:
Seria e kllapave(n 1 = 4) - pjesë infra të kuqe e spektrit:
Seria Pfund (n 1 = 5) - pjesë infra të kuqe e spektrit:
Në këtë punim, ne studiojmë katër linjat e para të serisë Balmer, që korrespondojnë me kalimet në nivel n 1 = 2. Madhësia n 2 për të parën katër rreshta e kësaj serie, e shtrirë në rajonin e dukshëm, merr vlerat 3, 4, 5, 6. Këto rreshta kanë përcaktimet e mëposhtme:
H α - Vija e kuqe ( n 2 = 3),
H β - jeshile-blu ( n 2 = 4),
H ν - blu ( n 2 = 5),
H δ - vjollce ( n 2 = 6).
Përcaktimi eksperimental i konstantës Rydberg duke përdorur linjat e serisë Balmer mund të kryhet duke përdorur formulën e marrë në bazë të (15):
Shprehja për llogaritjen e konstantës së Planck mund të merret duke transformuar formulën (16):
Ku m = 9.1 · 10 -31 kg,e - 1.6 · 10 -19 Kl,C - 3 · 10 8 Znj,ε 0 =8.8 · 10 -12 f/m.
Spektri i linjës së një atomi është një koleksion numer i madh linja të shpërndara në të gjithë spektrin pa ndonjë renditje të dukshme. Megjithatë, një studim i kujdesshëm i spektrave tregoi se rregullimi i linjave ndjek modele të caktuara. Këto modele shfaqen më qartë, natyrisht, në spektra relativisht të thjeshta, karakteristike për atomet e thjeshta. Për herë të parë, një model i tillë u krijua për spektrin e hidrogjenit të paraqitur në Fig. 326.
Oriz. 326. Spektri i linjës hidrogjeni (seri Balmer, gjatësi vale në nanometra). dhe - emërtimet e katër linjave të para të serisë që shtrihen në rajonin e dukshëm të spektrit
Në 1885, fizikani dhe matematikani zviceran Johann Jakob Balmer (1825-1898) vërtetoi se frekuencat e linjave individuale të hidrogjenit shprehen me një formulë të thjeshtë:
,
ku tregon frekuencën e dritës, d.m.th. numrin e valëve të emetuara për njësi të kohës, një vlerë e quajtur konstanta Rydberg, e barabartë me 
dhe është një numër i plotë. Nëse vendosni vlerat në 3, 4, 5, etj., Ju merrni vlera që përputhen shumë mirë me frekuencat e linjave të njëpasnjëshme në spektrin e hidrogjenit. Koleksioni i këtyre linjave përbën serinë Balmer.
Më pas, u zbulua se spektri i hidrogjenit përmban ende shumë vijat spektrale, të cilat gjithashtu përbëjnë seri të ngjashme me ato të Balmer.
Frekuencat e këtyre linjave mund të përfaqësohen me formula
, ku (seri Lyman),
, ku (seriali Paschen),
dhe ka të njëjtën gjë vlerë numerike, si në formulën e Balmerit. Kështu, të gjitha seritë e hidrogjenit mund të kombinohen me një formulë:
ku dhe janë numra të plotë, .
Spektrat e atomeve të tjera janë shumë më komplekse dhe shpërndarja e linjave të tyre në një seri nuk është aq e thjeshtë. Sidoqoftë, doli që linjat spektrale të të gjithë atomeve mund të shpërndahen në një seri. Është jashtëzakonisht e rëndësishme që modelet serike për të gjithë atomet mund të paraqitet në një formë të ngjashme me formulën e Balmerit, ku konstanta ka pothuajse të njëjtën vlerë për të gjithë atomet.
Ekzistenca e modeleve spektrale të përbashkëta për të gjithë atomet tregon padyshim një lidhje të thellë midis këtyre modeleve dhe veçorive themelore të strukturës atomike. Në të vërtetë, fizikanti danez, krijuesi teoria kuantike atom Niels Bohr (1885-1962) në vitin 1913 gjeti çelësin për të kuptuar këto ligje, duke vendosur në të njëjtën kohë themelet teori moderne atom (shih Kapitullin XXII).
