Происхождение спектров испускания и поглощения на основе теории Бора.

⇐ ПредыдущаяСтр 31 из 40Следующая ⇒

В 1885г. Швейцарский физик И.Бальмер нашел определенную законмерность в расположении спектральных линий водорода и показал, что длины волн, соответствующие линиям видимой части спектра могут быть вычислены по формуле, которую теперь записывают в виде

Здесь каждому целому числу n, большему двух соответствует спектральная линия, а R называется постоянной Ридберга

Позднее в спектре водорода были найдены ещё и другие серии линий, получающиеся при замене двойки на целое число m и формула получила следующий вид:

m и n – целые числа.

При m = 1 получаются линии, лежащие в ультрафиолетовой части спектра, составляющие серию Лаймана, а при m = 3 – в инфракрасной части – серию Пашена.

С точки зрения классической физики нельзя было объяснить ни наличие самих линий, ни тем более закономерности в их расположении, а также устойчивость самого атома. Действительно, двигаясь вокруг ядра с центростремительным ускорением электрон должен излучать электромагнитные волны, теряя энергию и упасть на ядро, чего не происходит. Противоречия преодолел датский физик Н. Бор.

По идее Бора энергия атома не может иметь произвольного значения. Для каждого атома существует ряд строго определенных, дискретных значений энергии, которыми он может обладать, которые называются энергетическими уровнями атома.

1) Энергетические уровни атома определяются формулой:

Энергия атома определяется только номером орбиты (главным квантовым числом) n, так как все остальные величины в этой формуле – фундаментальные константы.

При n = 1:

Эта энергия называется энергией связи атома или энергией ионизации – такую величину энергии надо сообщить электрону, чтобы удалить его из атома.

При n = 2:

n = 3: и т. д.

Значит

Так как энергия электрона в атоме может принимать только дискретный набор значений, то говорят, что она квантована.

В основе теории Бора лежат три постулата:

I (постулат стационарных состояний).

Электрон в атоме может находится только в особых стационарных (квантовых) состояниях, каждому из которых соответствует определенная энергия. Когда электрон находится в стационарном состоянии, атом не излучает.

II постулат (правило частот).

Электрон в атоме может « скачком» переходить из одного стационарного состояния в другое. При этом переходе испускается или поглощается квант электромагнитного поля с частотой u определяемой разностью энергий электрона в атоме в данных состояниях:

Если , то происходит излучение энергии, если – ее поглощение.

Состояние атома, которому соответствует наименьшая энергия, называется основным, другие возбужденными. Время жизни атома в возбужденном состоянии ~10^-8с.

III постулат Бора (правило квантования орбит).

Стационарные (разрешенные) электронные орбиты в атоме находятся из условия n = 1, 2, 3…– (номер орбиты главное квантовое число)

где m – масса электрона;

V-линейная скорость его движения;

r_n – радиус n-ой орбиты;

h – постоянная Планка.

Луи де Бройль выяснил сущность загадочного правила квантования электронных орбит в атоме. Согласно гипотезе де Бройля каждому электрону в атоме на стационарной орбите соответствует стоячая волна с целым числом длин волн на окружности. Если же на окружности не укладывается целое число длин волн, то волна «не замыкается» сама на себя и быстро затухает. Таким образом, разрешенным орбитам электрона в атоме соответствует условие максимума интерференции соответствующей ему волны де Бройля.

С учетом того, что или

Значит, электрон одновременно обладает и корпускулярными и волновыми свойствами. Атому также как и фотону присущ корпускулярно-волновой дуализм.

Бор, усовершенствовав ядерную (планетарную) модель атома Резерфорда и объяснил вид атомных спектров и квантовый характер излучения, обнаруженный Планком и Эйнштейном. Согласно принципу соответствия квантовые эффекты существенны лишь при рассмотрении микрообъектов. Для больших квантовых чисел система с высокой степенью точности подчиняется классическим законам.

⇐ Предыдущая 26 27 28 29 303132 33 34 35 Следующая ⇒