Детская энциклопедия

Меню сайта











В глубь атома

Линейчатый спектр состоит из серий поло­сок разного цвета. Физики тщательно зареги­стрировали все эти серии, составили из них ка­талоги и, взглянув на спектр, легко находят, какому элементу он принадлежит. Но очень долго ученые не могли найти закономерности, по которым эти серии построены.

Поставим, например, перед щелью спектро­графа колбу, наполненную водородом, заста­вим этот газ светиться. Сделать это не так уж трудно. В колбу впаяны металлические элек­троды, и достаточно подвести к ним электриче­ское напряжение, как водород засветится голу­боватым цветом. Если в плоскости В-В устано­вить при этом фотопластинку, а потом проявить ее, обнаружится ряд линий линейчатого спект­ра: Нα, Нβ , Нγ, , Hδ ... Волны, соответствующие этим линиям, имеют длину 0,656; 0,486; 0,434 и 0,410 мк.

Ученые искали: существует ли зависимость между этими величинами? Существует ли зави­симость в системе линий линейчатого спектра любого другого химического элемента?

Швейцарский учитель Бальмер был убежден, что во всем в природе царит порядок и гармо­ния. Поэтому он считал, что спектральные ли­нии не могут располагаться хаотично. После долголетних поисков он в 1885 г. эмпирически нашел связь между спектральными линиями. Он вывел формулу для линий водорода. А пять лет спустя немецкий физик Иоганн Ридберг придал этой формуле современный вид:

 

Величина R была потом названа постоянной Ридберга. R=109 677,581 см-1. Чтобы полу­чить длину волны какой-нибудь из линий спек­тра, например Нα , Нβ , Нγ или Hδ , в формулу Бальмера нужно подставить одно из значений т:

3, 4, 5 или 6. Формула эта дает очень точные ре­зультаты. Разница между вычисленными и измеренными длинами волн обнаруживается лишь в сотых долях ангстрема.

И лишь через 28 лет после того, как Бальмер «угадал» закономерность расположения линий в спектре водорода, датчанин Нильс Бор дал этой закономерности физическое объяснение.

Атом водорода состоит из электрически по­ложительно заряженного ядра — протона и движущегося вокруг него отрицательно заря­женного электрона. Чем ближе орбита электрона к ядру, тем меньше у атома запас энергии, по­тому что чем дальше друг от друга два электри­ческих заряда разных знаков, тем больший у них запас энергии.

Излучив свет, атом из состояния с большей энергией переходит в состояние с меньшей энер­гией. При поглощении света происходит обрат­ное. По гипотезе Планка, свет излучается кван­тами. Значит, электрон в атоме может перехо­дить с орбиты на орбиту только скачком.

Нильс Бор предположил, что в атоме водо­рода существует набор «разрешенных» орбит. Электрон в атоме может двигаться только по этим орбитам. Каждой из орбит соответствует определенная энергия атома водорода, например орбите 3— энергия Е3. Значения Еn называются уровнями энергии атома. На рисунке 13 показа­на схема разрешенных орбит водорода. Если электрон переходит с орбиты 3 на орбиту 2, то атом излучает энергию e, которая равна энергии кванта света:

Здесь h — постоянная Планка, a v — частота из­лучения. Физики называют такой процесс из­лучения переходом атома с энергетического уровня Е3 на энергетический уровень E2. Из этого уравнения можно определить частоту коле­баний излучаемой световой волны.

Испускает свет или поглощает его атом, электрон при этом переходит с одной разрешенной орбиты на другую, иначе го­воря, атом переходит с одного энергетического уровня на другой.

Сравнивая уравнения отдель­ных переходов Еmn=hv с опытными данными, удалось оп­ределить энергетические уровни водородного атома. Уровень Е1 со­ответствует наименьшему запасу энергии в атоме и называется ос­новным уровнем. В схему энерге­тических уровней водородного ато­ма (см. рис. 13) вошли и серии ли­ний, открытые после исследований Бальмера.

Теория Бора — следующий за гипотезой Планка шаг в развитии квантовой механики. Она позволи­ла с большой точностью вычис­лить постоянную Ридберга. Бор объяснил процессы, происходящие в атоме водорода при излучении. Но объяснить с такой же полно­той излучение более сложных ато­мов теория Бора не смогла. Это удалось сделать только в 20-х го­дах, когда квантовая теория была уже достаточно разработана.

Сложные атомы, излучая кван­ты света, так же как и водород­ный атом, переходят с одного энергетического уровня на дру­гой. И это, конечно, отражается в их спектрах.

Возьмем, например, атом натрия. В его спек­тре две близко друг к другу расположенные желтые линии. Схема энергетических уровней натрия показана на рисунке 14. Атом натрия может поглотить не только энергию E2-Е1, но и Е3-Е1. Следовательно, пары натрия могут поглощать излучения с частотой

 

 

Когда энергия атома натрия соответствует уров­ням Е2 или Е3, он стремится перейти на основ­ной уровень Е1, при этом излучает свет соответ­ственно с частотой колебаний v1 либо v2. Атом не может ни поглощать, ни излучать свет с дру­гой частотой. Например, в спектре излучения натрия две яркие желтые линии: D1 (λ=0,5896 мк) и D2 (λ=0,5890 мк); именно на месте этих ярких линий появляются в сплошном спектре темные линии (рис. 5 см. ст. Откуда берется цвет? ), когда свет лампы накаливания проходит через пламя, подкрашенное солями натрия.

 

 

 





 
Календарь
«  Декабрь 2016  »
ПнВтСрЧтПтСбВс
   1234
567891011
12131415161718
19202122232425
262728293031

Новые статьи
Каталог статей
Как подготовить ребенка к школе
Освоение навыков чтения
Природные материалы на уроках труда

Статистика




 
Адрес почты Вопросы по рекомендациям, размещению рекламы и обратных ссылок обращайтесь pochta@enciklopediya1.ru
2013 © 2016