26. Спектры испускания и поглощения атомов как источник информации об их строении и свойствах. Спектр атома водорода. Формула Бальмера.

И сследования спектров излучения разреженных газов (т.е. спектров излучения отдельных атомов) показали, что каждому газу присущ определенный линейчатый спектр, состоящий из отдельных спектральных линий или групп близко расположенных линий. Самый изученный спектр атома водорода. Схема уровней водорода показана на рисунке.

Электрон, имеющий энергию Е₁, не может самопроизвольно ее изменить, т.к. ниже разрешенных уровней нет, а для перехода на верхние требуется получение энергии извне. Это устойчивое состояние называется основным (n=1). Если электрон находится на любом другом уровне с отрицательной энергией (Е₂ и т.д.). то состояние атома называется возбужденным. Если электрон атома получает достаточно большую порцию энергии извне, в результате чего его полная энергия оказывается равной нулю, он становится свободным, т.е. отрывается от атома. Это значение полученной энергии называется энергией ионизации, она переводит атом из основного состояния (n=1) в свободное состояние (n=∞).

- Формула Бальмера, где λ – длины волн в спектре атома водорода, R = 1,097*10⁷ м^-1 – постоянная Ридберга; k, n – целые числа (k ≠ n).

Все линии группируются в серии, соответствующие определенному диапазону шкалы электромагнитных волн.

Серия ультрафиолетовая (Лаймана): k=1, n=2,3,4,…,∞;

Серия видимая (Бальмера): k=2, n=3,4,5,…,∞;

Серия инфракрасная (Пашена): k=3, n=4,5,6,…,∞; и т.д.

Если через газ, заполняющий трубку пропустить свет и раскладывать в спектр прошедшее излучение, то на тех же самых местах будут появляться черные полосы, т.е. спектры поглощения и спектры излучения совпадают.

27. Модель атома Бора, ее недостатки. Постулаты Бора. Энергетические уровни атома водорода и его спектр по модели Резерфорда – Бора.

Модель планетарная (ядерная) + постулаты Бора

1. Специальные состояния: Е₁, Е₂, Е₃, … - уровни энергии.

2. Момент импульса: , n=1,2,3,… – номер стационарного состояния, орбиты.

(волна де Бройля: , 2πr=λn – Бор не знал!)

3. n,k – номера уровней энергии

hν = Е_n - E_k – Энергия излучается скачком, при переходе с одного энергетического уровня на другой n→k.

Схема расчета:

r_n, υ_n

- характер притяжения

E_п – полная энергия на уровне с номером n:

Схема уровней энергий атома водорода (представлена на рис.):

- Теория.

Опыт: формула Бальмера:

Полное совпадение опыта и теории!

Модель Бора отлично согласуется с опытом для одноэлектронных атомных систем.

атом Н, водородоподобные ионы: He⁺; Li⁺⁺.

, где Z – порядковый номер элемента (заряд ядра); R – постоянная Ридберга.

Однако, для двухэлектронных и более сложных атомов теория Бора не работает. Эта теория приближенная.

Заслуга теории Бора заключается в том, что она показала необходимость перехода от классических к квантовых представлениям. Сама модель Бора была полуклассической, полуквантовой. В настоящее время имеет только исторический интерес.

Постулаты Бора:

Первый постулат Бора (постулат стационарных состояний): в атоме существуют стационарные (не изменяющиеся со временем) состояния, в которых он не излучает энергии.

Второй постулат Бора (правило частот): при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую излучается (поглощается) один фотон с энергией равной разности энергий соответствующих стационарных состояний (E_n и E_m энергии до и после излучения (поглощения)).