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, e quajtur Seria Balmer , shprehet me formulën

Ku, n = 3, 4, 5, ...; - Rydberg konstante.

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

Së pari teoria kuantike Struktura e atomit u propozua në vitin 1913 nga fizikani danez Niels Bohr. Ai bazohej në modelin bërthamor të atomit, 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 Plankut,
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.

Përcakton grupi i frekuencave të mundshme diskrete të tranzicioneve kuantike spektri i linjës atom

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-it ishte vetëm një fazë kalimtare në rrugën drejt ndërtimit të një teorie të fenomeneve atomike. Ajo vuri në dukje pazbatueshmërinë fizikës klasike ndaj dukurive brendaatomike dhe rëndësisë mbizotëruese ligjet kuantike në një mikrokozmos.

Deri në fund të shekullit të 19-të, për 150 vjet në Evropë laboratorët fizikë u kryen eksperimente për të studiuar rrezatimin e dritës të gazrave të ndryshëm të ndezur. Duke përdorur të ndryshme instrumente optike Eksperimentalisht u vërtetua se rrezatimi i atomeve që nuk ndërveprojnë me njëri-tjetrin përbëhet nga linja spektrale individuale. Linjat në spektrat atomike nuk janë të vendosura rastësisht, por janë të kombinuara në grupe të quajtura seri spektrale. Spektrat e linjës së atomeve kanë strukturë individuale, megjithatë, u identifikuan modele të përgjithshme.

Më 1885 zviceranët mësues shkolle matematikani Johan Balmer zbuloi se gjatësitë valore të një serie vijash të atomit të hidrogjenit që shtrihen në spektrin e dukshëm janë të lidhura nga relacioni

n = R (1/n 2 – 1/m 2), R=3,29 10 15 Hz – konstante Rydberg, n dhe m – numra të plotë. Bazuar në formulën e marrë, Balmer parashikoi ekzistencën e serive spektrale të hidrogjenit në rajonet ultravjollcë dhe infra të kuqe, të cilat u zbuluan 20 vjet më vonë.

Frekuencat e linjës së atomeve të tjera mund të përfaqësohen si diferenca e dy termat, duke pasur më shumë pamje komplekse sesa për atomet e hidrogjenit.

Zbulimi i radioaktivitetit

Në vitet e para të shekullit të njëzetë, u zbuluan lloje të reja të rrezatimit - radioaktive , i quajtur rrezatim a, b dhe g. Fenomeni i radioaktivitetit u studiua nga Antoine Becquerel (1852-1908) dhe bashkëshortët Pierre (1859-1906) dhe Marie 1867-1934 Curie.

Eksperimentet e Rutherford

Në vitin 1907, Ernst Rutherford (1871-1937), profesor i fizikës në Universitetin e Mançesterit, i cili studioi problemet e radioaktivitetit dhe bashkëpunëtorët e tij studiuan kalimin e grimcave alfa nëpër fletë metalike të hollë. a-grimca u emetuan nga disa substancë radioaktive, kishte një shpejtësi të rendit 10 9 cm/s dhe ngarkesë pozitive, e barabartë me dyfishin e vlerës së elektronit. Kur kalonin nëpër fletë metalike, shumica e grimcave a devijuan nga drejtimi origjinal në disa kënde të vogla. Sidoqoftë, doli se një numër i caktuar grimcash a devijohen në kënde të rendit 180 0, gjë që, sipas teoria klasike Shpërndarja është e mundur vetëm nëse brenda atomit ka një fushë jashtëzakonisht të fortë EM, e përqendruar në një vëllim të vogël dhe tarifë e krijuar masë e madhe.

Shembull. Kontradikta me modelin atomik të Tomsonit.

Një atom është një top i ngarkuar pozitivisht që përmban një elektron.

Kur një elektron devijon nga pozicioni i tij i ekuilibrit, lind një forcë kuazi-elastike, nën ndikimin e së cilës elektroni do të lëkundet dhe do të lëshojë magnet elastikë. valët.

Bazuar në të dhënat eksperimentale, Rutherford propozoi në 1911 modeli bërthamor atom:

ü në qendër të atomit ka një bërthamë të rëndë të ngarkuar pozitivisht me ngarkesë Ze dhe dimensione jo më të mëdha se 10 -12 m;

ü ka elektrone Z rreth bërthamës, të shpërndara në të gjithë vëllimin e zënë nga atomi, dimensionet e atomit janë rreth

Në eksperimentet e Radhërfordit, devijimi i grimcave a është për shkak të veprimit të bërthamave atomike mbi to.

Pyetja se si saktësisht shpërndahen elektronet rreth bërthamës mbeti e hapur. Rutherford e konsideroi mundësinë model planetar atom, sipas të cilit elektronet rrotullohen rreth bërthama atomike. modeli bërthamor, megjithatë rezultoi të ishte në kundërshtim me ligjet mekanika klasike dhe elektrodinamika. Që nga sistemi tarifat stacionare nuk mund të jetë në gjendje ekuilibër të qëndrueshëm, Rutherford duhej të supozonte se elektronet lëvizin rreth bërthamës përgjatë trajektoret kurvilineare. Por në këtë rast, elektroni lëviz me nxitim, dhe sipas ligjeve të elektrodinamikës klasike, ai duhet të lëshojë një magnet elektrik. valët, duke humbur energjinë në proces, si rezultat i së cilës ajo përfundimisht duhet të bjerë në bërthamë.

Modeli atomik i Bohr-it.

Studenti i ri danez Niels Bohr, i cili mbërriti në Mançester në grupin e Rutherford, u interesua për modelin planetar të atomit. Në fillim të vitit 1912, Bohr përgatiti për Rutherford një punim "Mbi strukturën e atomeve dhe molekulave", në të cilin ai sugjeroi që brenda kornizës së modelit planetar mund të kishte disa orbita të palëvizshme të elektroneve, të cilat duhet të lidhen disi me Formula Planck-Ajnshtajn E=hn. Një zbulim i madh u bë kur Bohr zbuloi formulën e Balmerit.

Për të zgjidhur kontradiktat që lindën në 1913, Niels Bohr propozoi dy postulate :

1. Nga numër i pafund orbitat e elektroneve të lejuara mekanika klasike, në realitet, realizohen vetëm disa orbita diskrete që plotësojnë disa kushte kuantike. Një elektron, duke qenë në një orbitë të tillë, nuk lëshon valë EM.

2. Rrezatimi lëshohet ose absorbohet në formë kuantike e dritës energji gjatë kalimit të një elektroni nga një gjendje e palëvizshme në tjetrën. Madhësia e kuantit të energjisë është e barabartë me ndryshimin në energjitë e gjendjeve të palëvizshme

hn = E 1 – E 2

Sipas postulatit të Bohr-it vetëm ato orbitat e elektroneve, për të cilin momenti këndor është një shumëfish i konstantës së Plankut

L = mvR = n h/2p

(Propozimi i parë për kuantizimin e momentit këndor u botua nga Nicholson në 1912).

Duke përdorur përshkrimin klasik të lëvizjes së elektroneve si rrotullim në fushën e Kulombit të bërthamës, Bohr përftoi shprehjet analitike për rrezet e orbitave të palëvizshme dhe energjive të gjendjeve përkatëse të atomit:

Ku r 1 =0,53 A= 0,53 10 -10 m

, ku Ry=-13,6 eV.

Teoria e Bohr-it bëri të mundur shpjegimin e spektrave të atomit të hidrogjenit. Vlera e llogaritur teorikisht e konstantës Rydberg ndryshonte vetëm me disa përqind nga ajo e marrë nga Balmer. Teoria e Bohr-it kombinoi qasjet klasike dhe kuantike për përshkrimin e proceseve atomike. Ishte një fazë kalimtare në rrugën e krijimit mekanika kuantike, aktualisht ka një rëndësi kryesisht historike.

Një studim më i plotë eksperimental i spektrit të atomit të hidrogjenit tregoi praninë numër i madh linjat spektrale, të cilat nuk përshkruheshin më nga teoria e Bohr-it. Arnold Sommerfeld (1868-1951), teoricien, profesor nga Mynihu, mori parasysh elipticitetin e orbitave të elektroneve, gjë që bëri të mundur shpjegimin shtesë. vijat spektrale dhe kërkonte futjen e shtesës numër kuantik I (numri kuantik orbital). NË dekadën e fundit Në shekullin e 19-të, danezi Peter Zeeman (1865-1943) zbuloi se linjat spektrale shtesë u shfaqën në spektrin e atomeve të hidrogjenit të ngacmuar të vendosur në një fushë magnetike (efekti Zeeman). Sommerfeld sugjeroi se fenomeni i vëzhguar i ndarjes së vijave spektrale në një fushë magnetike është i lidhur me orientime të ndryshme të orbitave të elektroneve në lidhje me fushë e jashtme. Sommerfeld prezantoi një gjë tjetër në konsideratë - numri kuantik magnetik m.

Eksperimente më delikate me fushë magnetike bëri të mundur zbulimin e linjave spektrale shtesë (efekti anomal Zeeman) që nuk u përshkruan nga teoria Bohr-Sommerfeld. Fizikani teorik zviceran Wolfgang Pauli (1900-1958) u interesua për problemin e AEZ dhe pranoi ftesën e Bohr për të punuar në Kopenhagë në vitet 1922-23. Reflektimet mbi natyrën e AEZ e çuan Paulin në idenë se elektroni karakterizohet nga një proces rrotullues shtesë, i cili korrespondon me një moment këndor shtesë. Pauli propozoi futjen e një numri të katërt kuantik në teorinë e atomit, i cili mund të marrë vetëm dy vlera. Pauli kërkoi të kuptonte thelbi fizik fenomen dhe nuk u nxitua të publikonte. Në të njëjtën kohë, dy fizikantë të rinj holandezë Uhlenbeek dhe Goudsmit dolën me të njëjtën ide. Mbikëqyrësi i tyre, profesor Paul Ehrenfest, e përcolli punimin e tyre për botim. Më pas, Uhlenbeck dhe Goudsmit morën për këtë punë Çmimin Nobel në fizikë.

Megjithatë, mbeti e paqartë pse të gjitha elektronet në atomet me shumë elektrone mos shkoni në gjendjen bazë. Pauli iu përgjigj kësaj pyetjeje.

Parimi Pauli

Pra, gjendja e çdo elektroni në një atom karakterizohet nga katër numra kuantikë:

n kryesore (n=1, 2, ...)

azimutal l (l=1, 2, ..., n-1)

magnetike m l (m l =-l,…,-1,0,+1,…,+l)

rrotullim m s (m s =+1/2, -1/2)

Në gjendjen normale (të pangacmuar) të një atomi, elektronet duhet të vendosen në nivelin më të ulët të disponueshëm për ta nivelet e energjisë. Sipas Parimi Pauli , në të njëjtin atom (ose në një tjetër sistemi kuantik) nuk mund të ketë dy elektrone që kanë të njëjtin grup numrash kuantikë.

Në një atom, çdo gjendje n mund të korrespondojë me n 2 gjendje që ndryshojnë (n, l, m l), dhe përveç kësaj, numri kuantik spin mund të marrë vlerat ±1/2. Kështu,

n=1 – 2 elektrone,

n=2 – 8 elektrone,

n=3 – 18 elektrone etj.

Mbledhja e elektroneve që kanë të njëjtat vlera numri kuantik kryesor n, forma guaskë.

Vlera n 1 2 3 4…

Emërtimi i guaskës K L M N…

Parimi Pauli ofron një shpjegim për përsëritshmërinë e vetive të atomeve. Atomet me të njëjtin numër elektronesh në shtresën e jashtme kanë veti të ngjashme (një shtresë e mbushur plotësisht karakterizohet nga momentet totale të orbitës dhe rrotullimit të barabarta me zero) (shih Fig. tabela periodike Elementet e Mendelejevit: metale alkaline, metale, halogjene, gaze inerte).

Valët e elektroneve në një atom.

Kushtet kuantike të Bohr-it morën një shpjegim të thjeshtë bazuar në dualitetin valë-grimcë të aplikuar për elektronet e vendosura në orbita të palëvizshme. Valët e lidhura me elektronet konsideroheshin si valët në këmbë, të ngjashme me ato që lindin në një varg të fiksuar në të dy anët. Atëherë gjatësia e orbitës duhet të përmbajë një numër të plotë valësh

Duke përdorur relacionin de Broglie, është e lehtë të merret kushti për kuantizimin e momentit këndor.

Teoria kuantike "e vjetër", krijuar nga Planck, Einstein, de Broglie, Rutherford, Bohr, Sommerfeld, Pauli dhe të tjerë, ishte në gjendje të shpjegonte:

ü spektri i atomit të hidrogjenit;

ü kuantizimi i energjisë në gjendjet stacionare atom;

ü Sistemi periodik i Mendelejevit.

Idetë themelore të mekanikës së re kuantike u hodhën, por teoria gjysmëklasike nuk mund t'i përgjigjej shumë pyetjeve të rëndësishme.

Rregullsitë në spektrat atomike

Trupat materiale janë burime rrezatimi elektromagnetik, duke pasur një natyrë të ndryshme. Në gjysmën e dytë të shekullit të 19-të. Studime të shumta janë kryer mbi spektrat e emetimit të molekulave dhe atomeve. Doli se spektri i emetimit të molekulave përbëhet nga breza të përhapur gjerësisht pa kufij të mprehtë. Spektra të tillë quheshin me shirita. Spektri i emetimit të atomeve përbëhet nga linja spektrale individuale ose grupe vijash të ndara ngushtë. Prandaj, spektrat e atomeve quheshin spektra të linjës. Për secilin element ekziston një spektër i linjës plotësisht i caktuar i emetuar prej tij, lloji i të cilit nuk varet nga metoda e ngacmimit të atomit.

Më e thjeshta dhe më e studiuara është spektri i atomit të hidrogjenit. Analiza e materialit empirik ka treguar se linjat individuale në spektër mund të kombinohen në grupe linjash, të cilat quhen seri. Në 1885, I. Balmer vërtetoi se frekuencat e linjave në pjesën e dukshme të spektrit të hidrogjenit mund të përfaqësohen në formën e një formule të thjeshtë:

( 3, 4, 5, …), (7.42.1)

ku 3,29∙10 15 s -1 është konstanta Rydberg. Linjat spektrale që ndryshojnë kuptime të ndryshme, formojnë serinë Balmer. Më pas, disa seri të tjera u zbuluan në spektrin e atomit të hidrogjenit:

Seria Lyman (e vendosur në pjesën ultravjollcë të spektrit):

( 2, 3, 4, …); (7.42.2)

Seria Paschen (shtrihet në pjesën infra të kuqe të spektrit):

( 4, 5, 6, …); (7.42.3)

Seritë e kllapave (shtrihet në pjesën infra të kuqe të spektrit):

( 5, 6, 7, …); (7.42.4)

Seritë Pfund (shtrihet në pjesën infra të kuqe të spektrit):

( 6, 7, 8, …); (7.42.5)

Seria Humphrey (e vendosur në pjesën infra të kuqe të spektrit):

( 7, 8, 9, …). (7.42.6)

Frekuencat e të gjitha linjave në spektrin e atomit të hidrogjenit mund të përshkruhen me një formulë - formula e përgjithësuar Balmer:

, (7.42.7)

ku 1, 2, 3, 4, etj. - përcakton një seri (për shembull, për serinë Balmer 2), dhe përcakton një rresht në një seri, duke marrë vlera të plota duke filluar nga 1.

Nga formulat (7.42.1) - (7.42.7) është e qartë se secila prej frekuencave në spektrin e atomit të hidrogjenit është diferenca midis dy sasive të formës në varësi të një numri të plotë. Shprehjet si ku 1, 2, 3, 4, etj. quhen terma spektralë. Sipas parimit të kombinimit Ritz, të gjitha frekuencat e emetuara mund të përfaqësohen si kombinime të dy termave spektralë:

(7.42.8)

dhe gjithmonë >

Studimi i spektrave më shumë atome komplekse tregoi se frekuencat e linjave të tyre të emetimit mund të përfaqësohen gjithashtu si diferencë midis dy termave spektralë, por formulat e tyre janë më të ndërlikuara sesa për atomin e hidrogjenit.

Modelet e krijuara eksperimentalisht të rrezatimit atomik janë në kundërshtim me elektrodinamika klasike, sipas të cilit valët elektromagnetike lëshon një ngarkesë përshpejtuese. Prandaj, atomet përfshijnë ngarkesat elektrike, duke lëvizur me nxitim në një vëllim të kufizuar të një atomi. Kur rrezaton, ngarkesa humbet energjinë në formën e rrezatimit elektromagnetik. Kjo do të thotë se ekzistenca e palëvizshme e atomeve është e pamundur. Megjithatë, modelet e vendosura treguan se rrezatimi spektral atomet janë rezultat i proceseve ende të panjohura brenda atomit.

Trupat materiale janë burime të rrezatimit elektromagnetik të natyrës së ndryshme. Në gjysmën e dytë të shekullit të 19-të. Studime të shumta janë kryer mbi spektrat e emetimit të molekulave dhe atomeve. Doli se spektri i emetimit të molekulave përbëhet nga breza të përhapur gjerësisht pa kufij të mprehtë. Spektra të tillë quheshin me shirita. Spektri i emetimit të atomeve përbëhet nga linja spektrale individuale ose grupe vijash të ndara ngushtë. Prandaj, spektrat e atomeve quheshin spektra të linjës. Për secilin element ekziston një spektër i linjës plotësisht i caktuar i emetuar prej tij, lloji i të cilit nuk varet nga metoda e ngacmimit të atomit.

Më e thjeshta dhe më e studiuara është spektri i atomit të hidrogjenit. Analiza e materialit empirik ka treguar se linjat individuale në spektër mund të kombinohen në grupe linjash, të cilat quhen seri. Në 1885, I. Balmer vërtetoi se frekuencat e linjave në pjesën e dukshme të spektrit të hidrogjenit mund të përfaqësohen në formën e një formule të thjeshtë:

( 3, 4, 5, …), (7.42.1)

ku 3,29∙10 15 s -1 është konstanta Rydberg. Linjat spektrale me vlera të ndryshme formojnë serinë Balmer. Më pas, disa seri të tjera u zbuluan në spektrin e atomit të hidrogjenit:

Seria Lyman (e vendosur në pjesën ultravjollcë të spektrit):

( 2, 3, 4, …); (7.42.2)

Seria Paschen (shtrihet në pjesën infra të kuqe të spektrit):

( 4, 5, 6, …); (7.42.3)

Seritë e kllapave (shtrihet në pjesën infra të kuqe të spektrit):

( 5, 6, 7, …); (7.42.4)

Seritë Pfund (shtrihet në pjesën infra të kuqe të spektrit):

( 6, 7, 8, …); (7.42.5)

Seria Humphrey (e vendosur në pjesën infra të kuqe të spektrit):

( 7, 8, 9, …). (7.42.6)

Frekuencat e të gjitha linjave në spektrin e atomit të hidrogjenit mund të përshkruhen me një formulë - formula e përgjithësuar Balmer:

, (7.42.7)

ku 1, 2, 3, 4, etj. - përcakton një seri (për shembull, për serinë Balmer 2), dhe përcakton një rresht në një seri, duke marrë vlera të plota duke filluar nga 1.

Nga formulat (7.42.1) - (7.42.7) është e qartë se secila prej frekuencave në spektrin e atomit të hidrogjenit është diferenca midis dy sasive të formës në varësi të një numri të plotë. Shprehjet si ku 1, 2, 3, 4, etj. quhen terma spektralë. Sipas parimit të kombinimit Ritz, të gjitha frekuencat e emetuara mund të përfaqësohen si kombinime të dy termave spektralë:

(7.42.8)

dhe gjithmonë >

Një studim i spektrave të atomeve më komplekse tregoi se frekuencat e linjave të tyre të emetimit mund të përfaqësohen gjithashtu si ndryshim midis dy termave spektralë, por formulat e tyre janë më të ndërlikuara sesa për atomin e hidrogjenit.

Modelet e krijuara eksperimentalisht të rrezatimit atomik janë në konflikt me elektrodinamikën klasike, sipas së cilës valët elektromagnetike emetohen nga një ngarkesë përshpejtuese. Rrjedhimisht, atomet përmbajnë ngarkesa elektrike që lëvizin me nxitim në një vëllim të kufizuar të atomit. Kur rrezaton, ngarkesa humbet energjinë në formën e rrezatimit elektromagnetik. Kjo do të thotë se ekzistenca e palëvizshme e atomeve është e pamundur. Sidoqoftë, modelet e vendosura treguan se rrezatimi spektral i atomeve është rezultat i proceseve ende të panjohura brenda atomit.

Analiza spektrale e rrezatimit të emetuar nga atomet jep informacion të gjerë rreth strukturës dhe vetive të tyre. Emetimi i vërejtur zakonisht i dritës nga gazet e nxehtë monoatomikë (ose avujt me densitet të ulët) ose kur shkarkimi elektrik në gazra.

Spektri i emetimit të atomeve përbëhet nga linja individuale diskrete, të cilat karakterizohen nga gjatësia e valës ose frekuenca v = c/X. Së bashku me spektrat e emetimit, ekzistojnë spektrat e përthithjes, të cilat vërehen kur rrezatimi me një spektër të vazhdueshëm (drita "e bardhë") kalon përmes avujve të ftohtë. Linjat e absorbimit karakterizohen me të njëjtën gjatësi vale si linjat e emetimit. Prandaj ata thonë se linjat e emetimit dhe të absorbimit të atomeve reciprokisht e kthyeshme ( Kirchhoff, 1859).

Në spektroskopi, është më i përshtatshëm të përdoret jo gjatësia e valës së rrezatimit, por reciproke v = l/X, e cila quhet numri i valës spektroskopike, ose thjesht numër valësh (Stony, 1871). Kjo vlerë tregon se sa gjatësi vale përshtaten për njësi gjatësi.

Duke përdorur të dhëna eksperimentale, fizikani zviceran Ritz në vitin 1908 gjeti një rregull empirik të quajtur parimi i kombinimit , sipas të cilit ekziston një sistem termat spektralë, ose thjesht kushtet, T f Dhe T, ndryshimi ndërmjet të cilit përcakton numrin e valës spektroskopike të një linje të caktuar spektrale:

Termat konsiderohen pozitive. Vlera e tyre duhet të ulet me rritjen e numrit n(dhe l,). Meqenëse numri i linjave të emetimit është i pafund, numri i termave është gjithashtu i pafund. Le të rregullojmë një numër të plotë fq. Nëse e konsiderojmë numrin n si një variabël me vlerat n+ 1, n + 2, n + 3,..., atëherë, sipas formulës (1.8), lind një seri numrash, të cilët korrespondojnë me një sistem të linjat spektrale të quajtura seri spektrale. Një seri spektrale është një grup linjash spektrale të vendosura në një sekuencë të caktuar të rregullt, dhe intensiteti i të cilave gjithashtu ndryshon sipas një ligji të caktuar. Në l,-o term T-> 0. Numri përkatës i valës v n = T p thirrur kufiri i kësaj serie. Kur i afrohemi kufirit, linjat spektrale bëhen më të dendura, d.m.th., ndryshimi në gjatësitë e valëve midis tyre tenton në zero. Intensiteti i linjave gjithashtu zvogëlohet. Vijon kufiri i serisë spektri i vazhdueshëm. Tërësia e të gjitha serive spektrale formon spektrin e atomit në shqyrtim.

Parimi i kombinimit (1.8) gjithashtu ka një formë të ndryshme. Nëse yaya =T-T Dhe y = T-T - numra valorë me dy spektra

LL| P L| PP 2 P *

vijat tral të së njëjtës seri të disa atomit, atëherë ndryshimi i këtyre numrave valorë (për l, > l 2):

paraqet numrin e valës së një linje spektrale të disa serive të tjera të të njëjtit atom. Në të njëjtën kohë, jo çdo linjë e mundshme e kombinimit vërehet në të vërtetë në eksperiment.

Parimi i kombinimit ishte plotësisht i pakuptueshëm në një kohë dhe u konsiderua një lojë argëtuese numrat. Vetëm Niels Bohr në 1913 pa në këtë "lojë" një manifestim të thellë modelet e brendshme atom. Për shumicën e atomeve, shprehjet analitike për termat janë të panjohura. Formulat e përafërta u zgjodhën duke analizuar të dhënat eksperimentale. Për atomin e hidrogjenit, formula të tilla rezultuan të sakta. Në 1885, Balmer tregoi se gjatësitë e valëve të katër vijave të dukshme të vëzhguara në spektrin e atomit të hidrogjenit janë

H Q, Нр, Н у, H ft (Fig. 1.6), të cilat u matën për herë të parë nga Angstrom (1868), me në një masë të madhe saktësia mund të llogaritet duke përdorur formulën

ku numri l = 3,4, 5, 6,.... Konstante B= 3645.6-10 u përcaktua në mënyrë empirike 8 cm. Për numrin e valës, formula vijon nga (1.10)

Ku R- konstante empirike Rydberg (1890), R = 4/B. Për atomin e hidrogjenit konstanta e Rydberg është e barabartë me

Nga formula (1.11) është e qartë se termi për atomin e hidrogjenit ka një shprehje të thjeshtë:

Rrjedhimisht, për numrat valorë të serisë spektrale të atomit të hidrogjenit, formula e përgjithësuar e Balterit:

Kjo formulë përshkruan saktë serinë spektrale të atomit të hidrogjenit të zbuluar në eksperiment:

Seria Balter(l = 2, l, = 3, 4, 5, ...) - në pjesët e dukshme dhe afër ultravjollcë të spektrit X = (6562...3646)* 10" 8 cm:

Seriali Lyman(1914) (l = 1, l, = 2, 3, 4, ...) - në pjesën ultravjollcë të spektrit A = (1216...913)-10“ 8 cm:

Seriali Paschen(1908) (l = 3, l, =4, 5, 6,...) - në pjesën infra të kuqe të spektrit X = 1,88 ... 0,82 mikron:

seri Brackett(1922) (l = 4, l, = 5, 6, 7, ...) - në pjesën e largët infra të kuqe të spektrit X. = 4,05 ... 1,46 mikron:

Seria Pfund(1924) (l = 5, l, =6, 7, 8,...) - në pjesën e largët infra të kuqe të spektrit X = 7,5 ... 2,28 mikron:

Seriali Humphrey(1952) (l = 6, l, = 7, 8,...) - në pjesën e largët infra të kuqe të spektrit X = 12.5...3.3 μm:

Kufiri i secilës seri përcaktohet nga l, vija kryesore e kësaj serie.

1. Gjeni gjatësitë valore kufizuese të serisë spektrale të atomit të hidrogjenit.

Përgjigju. X t = n 1 /R. f/

2. Përcaktoni linjat kryesore të serisë spektrale.

Përgjigju. X^ =l 2 (l + 1) 2 /i (2l + 1).

3. Përcaktoni gjatësitë e valëve kufizuese ndërmjet të cilave ndodhen vijat spektrale të serisë Balmer.

PËRGJIGJE: Xf = 3647-10" 8 cm, X^ = 6565-10' 8 cm.

4. Përcaktoni spektrin klasik të atomit të hidrogjenit.

Zgjidhje. Një elektron së bashku me një bërthamë mund të konsiderohet si dipol elektrik, vektori i rrezes së të cilit ndryshon periodikisht. Projeksionet e vektorit të rrezes së elektronit mbi boshtet karteziane janë gjithashtu funksionet periodike, të cilat, në përgjithësi, mund të përfaqësohen si seri

Furier: *(/)= ^2 , y(t)= I^e^ , ku A s, B s- konstante;

co është frekuenca e rrotullimit të elektroneve rreth bërthamës, e përcaktuar nga ligji i tretë i Keplerit. Intensiteti mesatar i rrezatimit dipol në një periudhë 7'=2l/o

përcaktohet nga formula: I =----(x 2 +y 2 ku x 2 = - G dtx2. Nga këtu mezi

6L? 0 C 3 V > T.J.

goditjet: / = ---((/I 2 + 5 2)w 4 + (l 2 + B)(2В)(3ш) 4 +...) E keqja 0 s 3

Kështu, spektri përmban frekuencën o dhe harmonikat e saj 2o), 30,... dhe përfaqëson një seri vija të barabarta. Kjo bie ndesh me eksperimentin.