ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Лабораторная работа №

ГРАДУИРОВКА СПЕКТРОМЕТРА
И ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПОСТОЯННОЙ РИДБЕРГА

Цель работы:экспериментальное определение постоянной Ридберга при помощи сплошного и линейчатого спектров испускания.

Приборы и принадлежности: стилоскоп СЛ-3, лампа накаливания, ртутная лампа, пакет компьютерных программ по моделированию процесса определения постоянной Ридберга.

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ВВЕДЕНИЕ

Атом является наименьшей частицей химического элемента, определяющей его основные свойства. Опытами Э.Резерфорда была обоснована планетарная модель атома. В центре атома находится положительно заряженное ядро с зарядом Ze (Z – число протонов в ядре, т.е. порядковый номер химического элемента периодической системы Менделеева; e – заряд протона, равный по модулю заряду электрона). Вокруг ядра движутся электроны в электрическом поле ядра. При этом кулоновская сила взаимодействия между ядром и электроном сообщает электрону центростремительное ускорение. Согласно второму закону Ньютона

, (1)

где и - масса и скорость электрона на орбите радиуса r, - электрическая постоянная. Следовательно, существует бесчисленное множество значений радиуса и соответствующих ему значений скорости (а значит, и энергии), удовлетворяющих этому уравнению. Поэтому атомом может испускаться любая, а не вполне определенная порция энергии. Тогда спектры атомов должны быть сплошными. В действительности опыт показывает, что атомы имеют линейчатый спектр.

Согласно классической электродинамике, ускоренно движущиеся электроны должны излучать электромагнитные волны и вследствие этого непрерывно терять энергию. В результате электроны будут приближаться к ядру и в конце концов упадут на него. Таким образом, атом Резерфорда оказывается неустойчивой системой.

В 1913 г. датскому физику Нильсу Бору удалось связать в единое целое эмпирические закономерности линейчатых спектров, ядерную модель атома Резерфорда и квантовый характер излучения и поглощения света. В основу своей теории Бор положил два постулата.

Первый постулат Бора (постулат стационарных состояний): в устойчивом состоянии атома электроны движутся по определенным стационарным орбитам, не излучая при этом электромагнитной энергии; стационарные орбиты электронов определяются по правилу квантования:

, (2)

где h=6,62·10^-34Дж×с –	постоянная Планка;
n=1, 2, 3, … –	главное квантовое число, определяющее энергетический уровень атома;
L=m_eυr –	момент импульса электрона;
здесь m_e=9,1∙10^-31 кг –	масса электрона;
υ –	скорость электрона;
r –	радиус орбиты электрона.

Тогда

. (3)

На электрон, движущийся по орбите вокруг ядра, действует кулоновская сила:

. (4)

Для атома водорода Z=1. Тогда

. (5)

Решая совместно уравнения (3) и (5), можно определить:

а) радиус орбиты

; (6)

б) скорость электрона

; (7)

в) энергию электрона

. (8)

Энергетический уровень – энергия, которой обладает электрон атома в определенном стационарном состоянии.

Атом водорода имеет один электрон. Состояние атома с n=1 называется основным состоянием. Энергия основного состояния

В основном состоянии атом способен только поглощать энергию.

При квантовых переходах атомы (молекулы) скачкообразно переходят из одного стационарного состояния в другое, т. е. с одного энергетического уровня на другой. Изменение состояния атомов (молекул) связано с энергетическими переходами электронов с одних стационарных орбит на другие. При этом излучаются или поглощаются электромагнитные волны различных частот.

Второй постулат Бора (правило частот): при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую излучается или поглощается один фотон с энергией

, (9)

равной разности энергий соответствующих стационарных состояний ( и - соответственно энергии стационарных состояний атома до и после излучения или поглощения).

Энергия излучается или поглощается отдельными порциями – квантами (фотонами), и энергия каждого кванта (фотона) связана с частотой ν излучаемых волн соотношением

, (10)

где h – постоянная Планка.

Учитывая это, уравнение (9) можно записать в виде

. (11)

Совокупность электромагнитных волн всех частот, которые излучает и поглощает данный атом (молекула), составляет спектр испускания или поглощения данного вещества. Так как атом каждого вещества имеет свое внутреннее строение, поэтому каждый атом обладает индивидуальным, только ему присущим спектром. На этом основан спектральный анализ, открытый в 1859 г. Кирхгофом и Бунзеном.

Простейшим атомом является атом водорода, состоящий из одного протона в ядре и одного электрона, движущегося в электрическом поле ядра. Водородоподобными атомами (ионами) являются He⁺, Li²⁺, Be³⁺ и др., имеющие ядро с зарядом Ze и один электрон. Путем изучения и систематизации атомных спектров были открыты закономерности, которым они подчиняются.

Квантовые переходы осуществляются не между любыми энергетическими уровнями. Установлены правила отбора, т.е. условия, при которых переходы возможны: 1) изменение орбитального квантового числа (орбитальное квантовое число определяет момент импульса электрона в атоме) удовлетворяет условию

; (12)

2) изменение магнитного квантового числа (магнитное квантовое число определяет проекцию момента импульса электрона на заданное направление) удовлетворяет условию

. (13)

Спектры являются источником различной информации. По виду спектра можно идентифицировать (различать) атомы и молекулы, а по интенсивности спектральных линий определять количество излучающих (поглощающих) атомов. По спектрам можно судить о строении атома (молекулы), структуре и энергетических уровнях.

В спектре атома водорода были выделены группы линий, называемые спектральными сериями. Каждая серия применительно к спектрам испускания соответствует переходам с различных уровней на один и тот же конечный уровень (рис. 1 а, б).

а) б)

Рис. 1

Оказалось, что весь частотный диапазон спектра водородных серий может быть представлен одной формулой (обобщенная формула Бальмера):

, (14)

где n_m_-_n –	частота излучения, соответствующая переходу с верхних энергетических уровней n на нижние m;
R –	постоянная Ридберга.

Причем различные серии различаются наборами целых чисел и названы именами ученых, открывших каждую серию:

m=1; n=2,3,4,… – серия Лаймана (15)

m=2; n=3,4,5,… – серия Бальмера (16)

m=3; n=4,5,6,… – серия Пашена (17)

m=4; n=5,6,7,… – серия Брэкета (18)

m=5; n=6,7,8,… – серия Пфунда (19)

m=6; n=7,8,9,… – серия Хэмфри (20)

Формула (16) была экспериментально найдена И.Я. Бальмером и теоретически получена Бором. Линии серии Бальмера находятся в видимой и ультрафиолетовой областях спектра. Серия Лаймана расположена в ультрафиолетовой области частот, а все остальные серии – в инфракрасной области (таблица 1).

Таблица 1

n	m	Серия	Область спектра	Длина волны , нм

		Лаймана	Ультрафиолетовая
		Бальмера	Видимая
		Пашена	Инфракрасная
		Брэкета	Инфракрасная
		Пфунда	Инфракрасная

Постоянная Ридберга R, входящая в сериальные формулы (14)-(20) может быть подсчитана по формуле

, (21)

где m –	масса электрона;
e –	заряд электрона;
h –	постоянная Планка;
–	электрическая постоянная.

Постоянная R может быть выражена также из сериальной формулы (14):

. (22)

Так как частота излучения связана с длиной волны и скоростью распространения с соотношением

, (23)

то формула (22) принимает вид:

. (24)

ПОСТАНОВКА ЗАДАЧИ

Целью данной работы является определение постоянной Ридберга:

1) теоретический расчет R по формуле (21) с использованием табличных значений m=9,1∙10^-31кг, e=1,6∙10^-19 Кл,
=8,85∙10^-12 Ф/м, h=6,625∙10^-34 Дж∙с;

2) экспериментальное определение длин волн излучений серии Бальмера и расчет постоянной R по формуле (24).

Четыре линии спектра серии Бальмера находятся в видимой области спектра испускания атома водорода и имеют цвет: 1) красный ( -линия) соответствует переходу с уровня n = 3 на уровень m = 2; 2) зелено-голубой ( -линия) соответствует переходу с уровня n=4 на уровень m=2; 3) синий ( -линия) соответствует переходу с уровня n=5 на уровень m=2; 4) фиолетовый ( -линия) соответствует переходу с уровня n=6 на уровень m=2. Такое расположение указанных линий позволяет определить длины волн экспериментально.

12 Следующая ⇒