Переходы внутренних электронов в атомах

Большая Энциклопедия Нефти и Газа

Переходы внутренних электронов в атомах

Cтраница 1

Переходы внешних электронов РІ атомах сопряжены СЃ меньшими энергетическими изменениями Рё обусловливают излучение РІ РІРёРґРёРјРѕР№ Рё РЈР¤-областях.  [1]

Переходы внешних электронов РІ атомах сопряжены СЃ меньшими энергетическими изменениями Рё обусловливают возникновение спектра РІ РІРёРґРёРјРѕР№ Рё ультрафиолетовой областях.  [2]

Следующее столкновение СЃ электроном обусловливает переход внешних электронов РёРѕРЅР° аргона ( РђРі) РІ РѕРґРЅРѕ РёР· нескольких 4СЂ — состояний, РІ результате последующего перехода РІ 45-состояние возникает линия излучения. Таким образом, переходы между различными СѓСЂРѕРІРЅСЏРјРё РІ 4СЂ — Рё 45-состояниях сопровождаются излучением РїСЂРё 4880, 4965 Рё 5145 Рђ.  [3]

РЎ точки зрения квантовой теории излучение вызывается переходом внешних электронов атомов излучающего тела РЅР° орбиты меньшего энергетического СѓСЂРѕРІРЅСЏ СЃ выделением квантов энергии излучения.  [4]

Образование РёРѕРЅРЅРѕР№ молекулы РїСЂРё сближении атомов осуществляется путем перехода внешних электронов РѕС‚ электроположительных Рє электроотрицательным атомам СЃ образованием соответственно положительных Рё отрицательных РёРѕРЅРѕРІ этих атомов.  [5]

РЎ РґСЂСѓРіРѕР№ стороны, РІ РЅРёР·РєРѕСЃРїРёРЅРѕРІРѕРј комплексе [ Mnn ( CN) e ] 2 — РїСЂРё переходе внешнего электрона РЅР° уровень tzg РїСЂРѕРёСЃС…РѕРґРёС‚ выигрыш энергии.  [6]

Рентгеновские спектры РїСЂРё переходе РѕС‚ РѕРґРЅРѕРіРѕ элемента Рє РґСЂСѓРіРѕРјСѓ РЅРµ обнаруживают характерного для обычных спектров периодического изменения своего РІРёРґР°, что РЅРµ позволяет РёС… приписать переходам внешних электронов. Эти ( Рё РґСЂСѓРіРёРµ) соображения РїСЂРёРІРѕРґСЏС‚ Рє выводу, что рентгеновские спектры появляются РІ результате переходов внутренних, прилегающих Рє СЏРґСЂСѓ электронов, РѕС‚ РѕРґРЅРёС… стационарных РѕСЂР±РёС‚ Рє РґСЂСѓРіРёРј.  [8]

Характеристические рентгеновские лучи возникают РїСЂРё отрыве электронов СЃ Рљ -, L — Рё ЛГ-оболочек атома СЃ последующим возвращением атома РёР· возбужденного состояния РІ нормальное путем перехода внешних электронов РЅР° вакантные места внутренних оболочек. Атомы СЃ определенным атомным номером излучают строго определенные РїРѕ длинам волн рентгеновские фотоны.  [9]

Р’ jfsT — оболочке или РІ РґСЂСѓРіРѕР№ внешней оболочке ( РІ зависимости РѕС‚ энергии падатощего электрона или фотона) появляется СЃРІРѕР±РѕРґРЅРѕРµ место. Р’ результате перехода внешнего электрона РЅР° освободившееся место Рё возникает характеристическое рентгеновское излучение.  [10]

Одноатомные газы характеризуются линейчатыми спектрами.

Спектры резкой абсорбции ( линейчатые спектры) атомов определяются переходом внешних электронов атомов с основного энергетического уровня на верхние дискретные уровни.

Такое поглощение принято называть резонансным. Типичным примером резонансной линии является линия ртути 253 67 Рђ.  [11]

Первое слагаемое РІ уравнении ( 24 — 1), как правило, больше РґРІСѓС… РґСЂСѓРіРёС…, Рё для переходов внешних электронов обычно требуется энергия РІРёРґРёРјРѕРіРѕ Рё РЈР¤-излучений.

В этом случае каждому электронному состоянию соответствует множество колебательных и вращательных энергетических состояний.

При данном значении ЕЭ31 величина Е будет мало меняться с изменением Екол и ЕВр или обоих вместе.

Если используемый РїСЂРёР±РѕСЂ РЅРµ обладает высоким разрешением, отдельные полосы сливаются, РІ результате спектр получается РІ РІРёРґРµ плавной РєСЂРёРІРѕР№.  [12]

Неупругие столкновения электронов с атомами могут вызывать их ионизацию, в результате чего возникают характеристические рентгеновские лучи.

Характеристическое рентгеновское излучение является следствием отрыва электронов СЃ Рљ -, L — Рё Af-оболочек атома СЃ последующим возвращением атома РёР· возбужденного состояния РІ нормальное путем перехода внешних электронов РЅР° вакантные места внутренних оболочек. Р’ силу этого длины излучаемых волн для каждого химического элемента имеют строго определенные значения. РћСЃРЅРѕРІРЅРѕРµ назначение РњР Рђ — качественное Рё количественное определение химического состава приповерхностных слоев. Локальность анализа РїРѕ объему составляет несколько кубических микрометров.  [13]

Большинство спектров, наблюдаемых обычно РІ РІРёРґРёРјРѕР№ или ультрафиолетовой областях, обусловлены возбуждением РѕРґРЅРѕРіРѕ или, реже, РґРІСѓС… электронов РЅР° наименее стабильной внешней орбите атома или РёРѕРЅР°. Заполненные внутренние слои РѕСЂР±РёС‚ атома называются остовом. РќР° электроны остова мало влияют переходы внешних электронов, РЅРѕ электроны остова РјРѕРіСѓС‚ быть возбуждены РїСЂРё бомбардировке частицами СЃ большой энергией или РїСЂРё поглощении рентгеновских лучей.  [14]

Каждый элемент РІ своем периоде является предпоследним d — элементом.

Таким образом, РІ атомах этих элементов РІ ( Рё — ) d — оболочке должно находиться 9 электронов, РЅРѕ поскольку d — оболочка близка Рє завершению, энергетически более выгодным оказывается переход РѕРґРЅРѕРіРѕ РёР· s — электронов наружного слоя РІ ( Рї — 1) Р№-оболочку Поэтому РЎРё, Ag Рё РђРё имеют электронную конфигурацию… Поскольку завершение d — оболочки Сѓ этих элементов РїСЂРѕРёСЃС…РѕРґРёС‚ Р·Р° счет перехода внешнего электрона, rf — оболочка еще недостаточно стабильна. Поэтому РІ образовании химических связей Сѓ элементов РїРѕРґРіСЂСѓРїРїС‹ меди РјРѕРіСѓС‚ принимать участие Рё d — электроны. Серебро РІ, соединениях, главным образом одновалентно. Соединения РЎРё РІ степени окисления 3, Ag ( 2 Рё 3) Рё РђРё ( 2) гораздо менее устойчивы Рё хуже изучены.  [15]

Страницы:      1    2

Источник: https://www.ngpedia.ru/id252792p1.html

Атомы и электроны

Переходы внутренних электронов в атомах

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица + tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома — порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20) в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило: порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

  • Первый уровень
  • Состоит из s-подуровня: одной «1s» ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s2)

  • Второй уровень
  • Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s2) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p6), на которых помещается 6 электронов

  • Третий уровень
  • Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s2), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p6) и d-подуровня: пяти «d» ячеек (3d10), в которых помещается 10 электронов

  • Четвертый уровень
  • Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s2), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p6), d-подуровня: пяти «d» ячеек (4d10) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f14), на которых помещается 14 электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенно число электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или атомным орбиталям, движутся электроны создавая определенный «рисунок».

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

  • Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
  • На орбитали (в одной «ячейке») не может располагаться более двух электронов
  • Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются еще одним электроном с противоположным направлением
  • Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 4f
  • Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил. А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

  • Углерод — 1s22s22p2
  • Серы — 1s22s22p63s23p4

Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне — это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент.

Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными.

Иногда для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

  • Углерод — 2s22p2 (4 валентных электрона)
  • Сера -3s23p4 (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью — способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

  • Углерод — 2s22p2 (2 неспаренных валентных электрона)
  • Сера -3s23p4 (2 неспаренных валентных электрона)

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и фтора:

  • Магний — 1s22s22p63s2
  • Скандий — 1s22s22p63s23p64s23d1

В целом несложная и интересная тема электронных конфигураций отягощена небольшим исключением — провалом электрона, которое только подтверждает общее правило: любая система стремится занять наименее энергозатратное состояние.

Провал электрона

Провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.

Подобное явление характерно лишь для некоторых элементов: медь, хром, серебро, золото, молибден. Для примера выберем хром, и рассмотрим две электронных конфигурации: первую «неправильную» (сделаем вид, будто мы не знаем про провал электрона) и вторую правильную, написанную с учетом провала электрона.

Теперь вы понимаете, что кроется под явлением провала электрона. Запишите электронные конфигурации хрома и меди самостоятельно еще раз и сверьте с представленными ниже.

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота, кислорода , фтора — возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали («ячейки») — электронам некуда перескакивать, к тому же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

У серы возможно возбужденное состояние, так как она имеет свободную d-орбиталь, куда могут перескочить электроны. Четвертый энергетический уровень отсутствует, поэтому, минуя 4s-подуровень, заполняем распаренными электронами 3d-подуровень.

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние связано с распаривание электронных пар.

Источник: https://studarium.ru/article/144

Переходы внутренних электронов в атомах

Переходы внутренних электронов в атомах

Если рассматривать электромагнитные переходы валентных (внешних) электронов, то они связаны с излучением волн, длины которых находятся в оптическом диапазоне (это инфракрасная, видимая и ультрафиолетовая области спектра излучения). При переходах, которые связаны с изменением состояния внутренних электронов, возникает линейчатое рентгеновское излучение. Энергия квантов рентгеновского излучения может достигать значений порядка ${10}5эВ$.

Самым существенным отличием рентгеновских от оптических спектров является то, что рентгеновские спектры разных элементов схожи друг с другом, тогда как оптические спектры являются индивидуальными.

Данный факт объясняют тем, что изменение числа электронов на внешней оболочке ведет к радикальным изменениям в спектре энергии. Внутренние электроны атомов находятся в потенциальном поле ядра, которое частично экранируется оболочкой электронов.

Как следствие, энергия внутренних электронов изменяется плавно при изменении заряда ядра, при этом качественного структурного изменения спектра не происходит.

Ничего непонятно?

Попробуй обратиться за помощью к преподавателям

Электроны внутренних оболочек атомов, прежде всего, взаимодействуют с ядром атома, и только в следующую очередь между собой. Потенциал ядра можно считать кулоновским, а взаимодействие электронов при необходимости учитывают, применяя теорию возмущений.

Это означает то, что внутренние электроны атома могут быть описаны в одночастичном приближении. При этом их волновые функции и положения энергоуровней можно считать водородоподобными.

Довольно часто при описании спектра энергий внутренних электронов в атоме используют приближение так называемого эффективного заряда:

где $n$ — главное квантовое число, $l$ —орбитальное квантовое число, ${\sigma }_{nl}$ — постоянная экранирования. Так, для электрона легкого элемента, который расположен на K- оболочке ${\sigma }_{1l}\approx 1$. Это значит, что поле ядра частично экранировано другим электроном, который локализован на той же оболочке.

Если переходить к оболочкам, которым соответствует большее значение главного квантового числа, то есть оболочкам $L,M$,…, величина коэффициента ${\sigma }_{nl}$ будет увеличиваться. Коэффициент экранирования растет в связи с увеличением количества внутренних электронов.

Рост его сильнее при увеличении квантового числа $l$ для рассматриваемого электрона.

Если удалить один из электронов атома, локализованный на K- оболочке атома со многими электронами. В таком случае становятся возможны переходы электронов на $K$ — оболочку с оболочек более высоких ($L,M$,….). При этом появляется $K$- серия рентгеновского излучения (рис.1). Номера линий в серии обозначаются при помощи букв греческого алфавита.

Так, переход с оболочки $L$ на $K$- оболочку образует линию $K_{\alpha }$ рентгеновского излучения, при переходе с $M$ — оболочки на $K$- оболочку возникает $K_{\beta }$ линия и т.д. При создании вакантного места на атомной $L$ — оболочке переходы с атомных оболочек, которые расположены выше, создают $L$ — серию рентгеновского излучения.

Следом возникает $M$ — серия линейчатого рентгеновского излучения.

Рисунок 1.

Если использовать выражение (1) для энергии внутреннего электрона, находящегося в атоме, можно получить формулу для расчёта частот квантов характеристического излучения для элемента, который имеет заряд ядра равный $Z$:

где ${\sigma }_1\ $- постоянная экранирования для нижнего состояния, ${\sigma }_2\ $- постоянная экранирования для верхнего состояния между которыми происходит переход с испусканием рентгеновского кванта. Разница между ${\sigma }_1\ $и ${\sigma }_2$ очень мала, поэтому чаще всего используют эффективную постоянную $\sigma $ для того и другого состояния. В таком случае выражение (2) преобразуется к виду:

Выражение в виде (3) для возможных величин частот линейчатого рентгеновского излучения практически совпадает с обобщенной формулой Бальмера, которая определяет закономерности спектра в атоме водородоподобных ионов.

Рассмотрим выражение (3). Если $n_1=1,$ $n_2\ge 2$, то мы имеем дело с $K$ — серией рентгеновского излучения. При $n_1=2,$ $n_2\ge 3$ получим $L$ — серии, при $n_1=3,$ $n_2\ge 4$ — $M$ — серии. Кроме того из выражения (3) получим, что энергия рентгеновского кванта $K_{\alpha }$ — линии равна:

где $R$ — постоянная Ридберга. Из формулы (4) видно, что выражение для энергии рентгеновского кванта $K_{\alpha }$ — линии совпадает с энергией кванта головной линии серии Лаймана в ионе водорода (водородоподобном ионе) с точностью до постоянной экранирования. Для $L_{\alpha }$ — линии характеристического излучения выполняется равенство:

где постоянная экранирования ${\sigma }_L\ $определяется из эксперимента или расчетов электронной структуры атома. При этом получают, что $2

Примеры задач

Пример 1

Каким будет порядковый номер элемента в периодической системе, если частота границы $K$ — серии линейчатого рентгеновского излучения равна ${u }_{\infty }Гц$? Считайте элемент легким.

Решение:

В качестве основы для решения задачи используем формулу для возможных величин частот линейчатого рентгеновского излучения вида:

\[u =R{\left(Z-\sigma \right)}2\left(\frac{1}{n2_1}-\frac{1}{n2_2}\right)\left(1.1\right),\]

где для $K$- серии $n_1=1$. $n_2$ положим равным бесконечности, так как нам задана граничная частота $K$ — серии. Так как по условию задачи рассматриваемый элемент считается легким, то постоянную экранирования можно считать равной единице ($\sigma =1$). Используя выше сказанное, запишем выражение (1.1) как:

\[{u }_{\infty }=R{\left(Z-1\right)}2\left(\frac{1}{n2_1}\right)=R{\left(Z-1\right)}2\left(1.2\right).\]

Из формулы (1.2) выразим искомый порядковый номер элемента:

\[Z=\sqrt{\frac{{u }_{\infty }}{R}}+1.\]

Ответ: $Z=\sqrt{\frac{{u }_{\infty }}{R}}+1.$

Пример 2

Какой будет постоянная экранирования для $L$ — серии характеристического рентгеновского излучения в том случае, если при переходе электрона в атоме с оболочки $M$ на оболочку $L$ длина волны фотона, который испускается, равна $\lambda $, номер атома в периодической системе $Z$?

Решение:

При переходе электрона с $M$ —оболочки на $L$ — оболочку возникает $L_{\alpha }$ линия спектра. При этом в выражении:

\[u =\frac{1}{\lambda }=\frac{5}{36}R{\left(Z-{\sigma }_L\right)}2\left(2.1\right).\]

Из формулы (2.1) выразим искомую величину — постоянную экранирования, получим:

\[{\sigma }_L=Z-\sqrt{\frac{36}{5R\lambda }}.\]

Ответ: ${\sigma }_L=Z-\sqrt{\frac{36}{5R\lambda }}.$

Источник: https://spravochnick.ru/fizika/predmet_i_zadachi_atomnoy_fiziki/perehody_vnutrennih_elektronov_v_atomah/

Элементарная теория Бора

Переходы внутренних электронов в атомах

Выход из тупика был найден датским ученым Нильсом Бором в 1913 году, получившим Нобелевскую премию в 1922 году.

БОР Нильс Хендрик Давид (1885–1962) – выдающийся датский физик-теоретик, один из создателей современной физики. Сформулировал идею о дискретности энергетических состояний атомов, в свете новых идей построил атомную модель, открыв условия устойчивости атомов, и объяснил большой круг явлений. Создал первую квантовую модель атома, основанную на двух постулатах, которые прямо противоречили классическим представлениям и законам. Автор теории составного ядра, один из создателей капельной модели ядра и теории деления атомного ядра.

       Бор высказал предположения, которые были названы постулатами Бора.

       ·     Первый постулат(постулат стационарных состояний): электроны движутся только по определенным (стационарным) орбитам. При этом, даже двигаясь с ускорением, они не излучают энергию.

       ·     Второй постулат(правило частот): излучение и поглощение энергии в виде кванта света (hn) происходит лишь при переходе электрона из одного стационарного состояния в другое. Величина светового кванта равна разности энергий тех стационарных состояний, между которыми совершается скачок электрона: .

       Отсюда следует, что изменение энергии атома, связанное с излучением при поглощении фотона, пропорционально частоте ν:

или .(6.3.1)

       Правило квантования орбит: из всех орбит электрона возможны только те, для которых момент импульса равен целому кратному постоянной Планка:

,(6.3.2)

где n = 1, 2, 3,… – главное квантовое число.

       Получим выражение для энергии электрона в атоме.

       Рассмотрим электрон (рис. 6.6,а), движущийся со скоростью в поле атомного ядра с зарядом Ze (при Z = 1 – атом водорода).

аб

Рис. 6.6

       Уравнение движения электрона имеет вид:

.(6.3.3)

       Из формулы (6.3.3) видно, что центробежная сила равна кулоновской силе, где .

       Подставим значение υ из (6.3.2) в (6.3.3) и получим выражение для радиусов стационарных орбит (рис.6.6,б):

.(6.3.4)

       Радиус первой орбиты водородного атома называют боровским радиусом. При n =1, Z = 1 для водорода имеем:

Å = 0,529·10–10 м.

       Внутренняя энергия атома слагается из кинетической энергии электрона (ядро неподвижно) и потенциальной энергией взаимодействия электрона с ядром:

.

       Из уравнения движения электрона следует, что , т.е. кинетическая энергия равна потенциальной. Тогда можно записать:

.

       Подставим сюда выражение для радиуса первой орбиты и получим:

.(6.3.5)

       Здесь учтено, что постоянная Планка , т.е. .

       Для атома водорода при Z = 1 имеем:

.(6.3.6)

       Из формулы (6.3.6) видно, что принимает только дискретные значения энергии, т.к. n = 1, 2, 3….

       Схема энергетических уровней, определяемых уравнением (6.3.6) показана на рис. 6.1 и 6.7.

Рис. 6.7

       При переходе электрона в атоме водорода из состояния n в состояние k излучается фотон с энергией:

.

       Частота излучения:

.

       Получена обобщенная формула Бальмера, которая хорошо согласуется с экспериментом. Выражение перед скобками, как уже было сказано, носит название постоянной Ридберга:

.

       Серьезным успехом теории Бора явилось вычисление постоянной Ридберга для водородоподобных систем и объяснение структуры их линейчатых спектров. Бору удалось объяснить линии спектра ионизованного гелия.

Он теоретически вычислил отношение массы протона к массе электрона , что находилось в соответствии с экспериментом, является важным подтверждением основных идей, содержащихся в его теории. Теория Бора сыграла огромную роль в создании атомной физики.

В период ее развития (1913–1925) были сделаны важные открытия, навсегда вошедшие в сокровищницу мировой науки.

       Однако, наряду с успехами, в теории Бора с самого начала обнаружились существенные недостатки. Главнейшим из них была внутренняя противоречивость теории: механическое соединение классической физики с квантовыми постулатами.

Теория не могла объяснить вопрос об интенсивностях спектральных линий.

Серьезной неудачей являлась абсолютная невозможность применить теорию для объяснения спектров атома гелия, содержащего два электрона на орбите и тем более для многоэлектронных атомов (рис. 6.8).

Рис.6.8

       Стало ясно, что теория Бора является лишь переходным этапом на пути создания более общей и правильной теории. Такой теорией и явилась квантовая механика.

       Для просмотра демонстраций щелкните по соответствующей гиперссылке:
       Возбужденное состояние атома.      Вынужденное излучение атома.      Спонтанное излучение атома.
       Тормозное рентгеновское излучение.

Источник: http://ens.tpu.ru/POSOBIE_FIS_KUSN/%D0%9A%D0%B2%D0%B0%D0%BD%D1%82%D0%BE%D0%B2%D0%B0%D1%8F%20%D0%BE%D0%BF%D1%82%D0%B8%D0%BA%D0%B0.%20%D0%90%D1%82%D0%BE%D0%BC%D0%BD%D0%B0%D1%8F%20%D0%B8%20%D1%8F%D0%B4%D0%B5%D1%80%D0%BD%D0%B0%D1%8F%20%D1%84%D0%B8%D0%B7%D0%B8%D0%BA%D0%B0.%20%D0%A4%D0%B8%D0%B7%D0%B8%D0%BA%D0%B0%20%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BC%D0%B5%D0%BD%D1%82%D0%B0%D1%80%D0%BD%D1%8B%D1%85%20%D1%87%D0%B0%D1%81%D1%82%D0%B8%D1%86/06-3.htm

Booksm
Добавить комментарий