Атомные спектры. Спектр водорода. Теория Бора

Как объясняет теория Бора происхождение и линейчатую структуру атомных спектров По какой формуле можно вычислить частоту колебаний и волновое число для каждой линии в спектре атома водорода Почему в спектроскопии предпочитают пользоваться последним [c.77]

Теория Бора достигла чрезвычайно большого успеха при объяснении общих свойств спектра атома водорода. Однако более детальное экспериментальное изучение атомных спектров привело к обнаружению дополнительных линий, которые могли быть объяснены только при модификации теории Бора. Одно уточнение теории состояло в том, что масса ядра вошла в выражение для постоянной Ридберга [c.25]

Теория Бора правильно предсказывает спектр атома водорода, а также любого одноэлектронного иона (если придать Z соответствующее значение) в отсутствие каких-либо внешних электрических или магнитных полей. Ее можно приспособить и к описанию одноэлектронной атомной системы при наличии внешних полей. Однако попытки распространить эту теорию на многоэлектронные атомы или использовать ее для описания химической связи терпят полную неудачу. [c.17]

Теория Бора не только объяснила физическую природу атомных спектров как результата перехода атомных электронов с одних стационарных орбит на другие, но и впервые позволила рассчитывать спектры. Расчет спектра простейшего атома — атома водорода, выполненный Бором, дал блестящие результаты вычисленное положение спектральных линий в видимой части спектра превосходно совпало с их действительным местоположением в спектре (см. рис. 3). При этом оказалось, что линии соответствуют [c.67]

Важным результатом теории Бора было объяснение спектра водорода. Дальнейшее развитие теории атомных спектров было сделано Зоммерфельдом (1916), который разработал более детально правила квантования. Исходя из более сложной картины движения электронов в атоме по эллиптическим орбитам, а также учитывая зависимость массы от скорости внешнего электрона, он сумел создать теорию тонкой структуры спектров водородоподобных атомов и прежде всего объяснить ряд закономерностей спектров щелочных металлов. [c.46]

Итак, согласно теории Бора в атоме водорода есть как бы особые дорожки — орбиты, по которым только и может вращаться электрон, причем без устали — двигаясь по данной орбите, он сохраняет постоянную энергию. Доказательством справедливости представленной Н. Бором картины атома водорода явилось то, что, исходя из нее, он объяснил и количественно описал атомный спектр водорода. Выведенная из теории Бора формула для атомного спектра водорода совпадает с формулой, найденной ранее опытным путем (1). [c.11]

Возникновение квантовой механики. Теория Бора дала возможность определить положение линий в спектре атомов водорода (и других простейших атомных систем), но не могла объяснить различия в интенсивности этих линий и некоторые другие особенности спектров. Недостаточность теории Бора проявлялась и в необходимости рассматривать одни световые явления на основе волновой природы света, а другие — на основе корпускулярной теории (корпускула — частица) без согласования этих представлений. Теория Бора не давала возможности объяснить также природу связи между атомами при образовании из иих молекул. Дальнейшее успешное развитие теория атома получила на основе волновой, или квантовой, механики. [c.46]

Какое из перечисленных ниже свойств не могла объяснить простая теория Бора а) энергию ионизации атома водорода б) детали атомных спектров многоэлектронных атомов в) положение линий в спектре атомарного водорода г) спектры водородоподобных атомов, например Не" или д) энергетические уровни атома водорода [c.380]

Частицы и волны. Теория Бора, с основными положениями которой мы познакомились в 6 и 7, давая возможность определить положение линий в спектре водородного атома (и некоторых других простейших атомных систем), не могла, как это уже указывалось, объяснить ряд других явлений, например различия в интенсивности этих линий. Она оказалась недостаточной также для объяснения строения атомов более сложных, чем атом водорода, и, что особенно важно для химии, не могла объяснить в общем случае связь между атомами в молекулах, т. е. природу химической связи. [c.43]

Итак, при переходе электрона из одного состояния в другое выделяется энергия в виде излучения. Это объясняет происхождение атомных спектров. Результаты расчетов спектра атома водорода по теории Бора хорошо совпали с экспериментальными данными. Дальнейшие исследования подтвердили идеи Бора о дискретности энергетических уровней в атомах. [c.13]

Планетарная модель атома Э. Резерфорда, Н. Бора, А. Зоммерфельда позволяет создать качественную картину строения электронных оболочек атомов элементов периодической системы Д. И. Менделеева, объяснить атомные спектры, количественно рассчитать энергию электрона в атоме водорода и объяснить эффект расщепления спектральных линий атомов в магнитном и электрическом поле. Однако, несмотря на отмеченные достоинства, в процессе разработки и практического использования этой теории обнаружились принципиальные недостатки, а именно [c.199]

Описанные представления, согласно которым электрон обраш ается вокруг ядра, подобно Луне, вращающейся вокруг Земли, оказались очень наглядными и удобными. Теория Бора быстро получила признание и вошла в школьные учебники. Однако скоро она встретилась с большими трудностями, особенно при объяснении спектров атомов более сложных, чем водород, содержащих много электронов. Кроме того, как уже отмечалось, движение микрочастиц коренным образом отличается от движения больших тел и в определенной степени характеризуется волновыми свойствами. Поэтому представления теории Бора о строго определенных траекториях движения электрона требовали пересмотра и уточнения. Это вызвало появление новой науки о движении микрочастиц — волновой механики, показавшей, что, поскольку электрон обладает свойствами не только частицы, но и волны, невозможно точно определить пи положение электрона в данный момент времени, ни его траекторию. При заданной энергии электрона можно определить только вероятность его пребывания. в данной части объема атома. Иными словами, электрон как бы размазан , или распределен в некотором пространстве. Это распределение для каждого электрона, описываемое некоторой функцией, называется атомной орбиталью. Для электрона в состоянии 1 распределение характеризуется шаровой симметрией. На рис. 66 представлена зависимость вероятности присутствия электрона в шаровом поясе радиуса г от величины г. Из рис. 66 видно, что наибольшая вероятность нахождения электрона приходится па оболочку с радиусом Го. Эта величина совпадает с радиусом первой орбиты в атоме водорода, по теории Бора вычисляемым по уравнению (ХП1-5) и рав- [c.245]

Наконец, несмотря на усовершенствования, внесенные в теорию Бора немецким физиком А. Зоммерфельдом и другими учеными была принята во внимание возможность движения электрона в атоме не только по круговым, но и по эллиптическим орбитам, по-разному расположенным в пространстве), эта теория не смогла объяснить некоторых важных спектральных характеристик много-электронных атомов и даже атома водорода. Например, оставалась неясной причина различной интенсивности линий в атомном спектре водорода. [c.66]

Применение теории Бора. Все упомянутые в предыдущем параграфе особенности линейчатых атомных спектров прекрасно объясняются теорией Бора. Мы начнем с наиболее простого случая спектра водорода, для которого эта теория уже в той элементарной форме, в которой она была изложена выше, дает почти [c.86]

Уравнения (1.6) — (1.7) сыграли большую роль в развитии теории атомных спектров и теории строения вещества. Впервые соотношение типа (1.7) было получено в 1885 г. Бальмером как чисто эмпирическое. Длины волн известных тогда четырех линий в спектре водорода описывались формулой Бальмера с очень высокой точностью. Уже это наводило на мысль, что формула Бальмера является не просто эмпирическим соотношением, а скорее отражением какого-то еще неизвестного закона природы. Теоретическое значение константы Ридберга впервые было получено Бором в 1913 г. на основании предложенной им знаменитой модели атома, в которой постулировались квантовые уровни энергии электрона. В настоящее время формулы (1.6) и (1.7) получаются как следствие квантовомеханических представлений, опирающихся на уравнение Шредингера. [c.7]

Мы рассмотрели основные положения и выводы из теории атома водорода Н. Бора. Из изложенного видно, что теория Бора позволила объяснить устойчивость атомов, происхождение атомных спектров и количественно описать спектр атома водорода. [c.14]

Оказалось иначе. Более совершенная техника эксперимента позволила обнаружить в спектрах атомов и, в частности, в атомном спектре водорода так называемую тонкую структуру. Стало ясно, что ряд линий в атомных спектрах является фактически совокупностью двух или нескольких более тонких линий. Для объяснения тонкой структуры спектров Н. Бор, немецкий ученый А. Зоммерфельд и другие ввели в первоначальный вариант теории Бора ряд дополнений и изменений. Так, большинству дозволенных электронных орбит была приписана эллиптическая форма и для определения их положения в пространстве было введено дополнительно еще два квантовых числа. При этом, однако, теоретическое число возможных переходов электронов оказалось большим, чем фактическое число линий в спектрах. Тогда были введены так называемые правила запрета , т. е. правила, которые в соответствии с экспериментальными данными указывали на невозможность тех или иных переходов электронов. [c.14]

По мере накопления фактов, отражающих свойства атомов, на теорию Бора приходилось ставить все новые и новые заплатки . Она потеряла свою стройность и логичность. И вместе с тем, если в отношении атомного спектра водорода усложненная теория Бора как-то сводила концы с кон- [c.14]

В определенных условиях, если, например, через гелий под давлением мм рт. ст. пропустить искру от больших лейденских банок, он испускает линии, которые не принадлежат ни к одной из рассмотренных серий. Аналогичные линии были также найдены в спектрах звезд. Такой спектр, получающийся в разрядной трубке только за счет искры, называют искровым спектром гелия в отличие от обычного дугового спектра. Линии искрового спектра точно отвечают тем линиям, появления которых следует ожидать-как на основании теории Бора, так и в соответствии с принципами волновой механики для однократно ионизированных атомов гелия, если предположить, что они отличаются от атомов водорода только тем, что ядро атома гелия имеет вдвое больший положительный заряд по сравнению с ядром атома водорода. Линии искрового спектра гелия описываются уравнением (13а) па стр. 100, если принять 2 = 2 и Л/ = 4 (атомный вес гелия). В полном согласии с теорией для константы Ридберга в случае гелия получается несколько-большее значение, чем в случае водорода, а именно по спектроскопическим измерениям [c.120]

Однако для теории ультрафиолетовых и видимых спектров было недостаточно одного указания на то, что это электронные спектры. Необходима была более глубокая теория. Основой для такой теории стала гипотеза Бора (1913), которая, как он суммировал ее суть в 1916 г., сводится к предположению о том, что атомная система может сколь-нибудь долго существовать лишь в виде определенной последовательности состояний, которые соответствуют прерывному ряду значений энергии системы, причем каждое изменение энергии, связанное с поглощением или испусканием электромагнитного излучения, должно иметь место при переходе между такими стационарными состояниями [54, с. 123]. Конечно, даже переход от этой гипотезы Бора и его истолкования спектрального поведения атома водорода к общей теории электронных спектров атомов произошел не сразу, тем более это относится к электронным спектрам молекул. Основы этой теории, а именно понимание того, что образование электронных молекулярных спектров связано одновременно с изменением вращательного, колебательного и электронного квантовых чисел, были, однако, уже совершенно ясны в 1926 г, [55, с. 168] и были подготовлены, в частности, успешной разработкой теории вращательно-колебательных спектров в инфракрасной области. [c.235]

До того как Бор в 1912 г. применил к спектроскопии квантовую теорию, все считали, что частоты, наблюдаемые в атомных спектрах, являются частотами нормальных колебаний электронов, так как к тому времени уже было известно, что в атомах имеются электроны. По классической теории излучения (см. гл. 14), любая колеблнэщаяся заряженная частица должна испускать свет с частотой, равной частоте колебания. Некоторые интересные попытки интерпретации атомных спектров на основании представлений о нормальных колебаниях предпринимались Лоренцем [3], Ритцем [4], Джинсом 5] и Рэлеем 6]. Однако, как мы видели при рассмотрении классической теории колеблющихся тел (гл. 2 и 3), частоты нормальных колебаний обычно не могут быть представлены как разности между парами чисел из сравнительно ограниченного набора. Действительно, несмотря на многочисленные попытки, никому не удавалось найти правдоподобную колеблющуюся систему, частоты нормальных колебаний которой люгут быть выражены таким образом. Другим обескураживающим фактом было большое число спектральных. линий, наблюдаемых даже для таких простых атомов, как атом водорода. Это показывало, что у электронов в атомах возможно большое число различных нормальных колебаний такой вывод находился в противоречии с представлениями о простоте явлений природы. [c.209]

После ряда открытий, в частности после обнаружения волновых свойств электронов и других микрочастиц, стало ясно, что теория Бора недостаточная. Она потерпела неудачу даже в попытке построения второго по сложности атома — атома гелия, состоящего из ядра и двух электронов. Она не смогла объяснить обнаруженной мульти-плетности (множественности) спектральных линий в атомных спектрах элементов. Например, спектральные линии щелочных металлов оказались дублетами с очень малым отличием длин воли линий, составляющих эти дублеты. Также линии серии Бальмера в спектре водорода не являются единичными и каждая расщеплена на две очень близко расположенные линии. Это объяснили Уленбек и Гоудсмит в 1925 г. допущением у электронов вращательного (веретенообразного)-движения, что обусловливает появление у них, кроме орбитального, еще спинового вращательного момента, а также спинового магнитного момента (спин — от английского to spin — вращаться). Ориентация спинового момента электрона в дйух противоположных [c.62]

После ряда открытий, в частности после обнаружения волновых свойств электронов и других микрочастиц, стало ясно, что теория Бора недостаточна. Она потерпела неудачу даже в попытке построения второго по сложности атома — атома гелия, состоящего из ядра и двух электронов, и не смогла объяснить обнаруженной мульти-плетности (множественности) спектральных линий в атомных спектрах элементов. Например, спектральные линии щелочных металлов оказались дублетами с очень малым отличием длин, волн линий, составляющих эти дублеты. Также линии серии Бальмера в спектре водорода не являются единичными и каждая расщеплена на две очень близко расположенные линии. Это объяснили Уленбек и Гоудсмит в 1925 г. допущением у электронов [c.76]

Удачное объяснение строения атома предложил в 1913 г. Нильс Бор, который прославился этой и другими работами в области атомной физики. Бор свел воедино несколько хорошо установленных, но разобщенных фактов и теорий—линейчатую структуру атомных спектров, классическую механику, электростатику и новую идею Планка о квантовании энергии [см. уравнение (2.5)]. Согласно вьщвинутой Бором модели, электрон в атоме водорода приобретает или теряет энергию только целочисленными квантами. При этом электрон перескакивает с одного энергетического уровня на другой, скажем с на Е2, и поглощаемое или испускаемое атомом в результате этого излучение должно обладать такой частотой, чтобы выполнялось соотношение [c.69]

Естественно, что это достижение стимулировало другие работы, и в течение последующих нескольких лет были достигнуты крупные успехи в интерпретации тонких деталей спектра водорода, обусловленных релятивистскими эффектами (Зоммерфельд) и влиянием электрического поля на спектр водорода (Эпштейн, Шварцшильд). Кроме того, появилось много существенных исследований по обобщению модели и квантового принципа на другие, более сложные атомные и молекулярные структуры. Эти полукачественные исследования были весьма, успешны и дали мощный импульс к экспериментальному изучению и анализу атомных спектров. Теория использовала для изучения модели классическую механику. Требовалось определить так называемые многократно-периодические движения, из которых разрешенные движения определялись правилами квантования, представлявшими собой развитие постулатов Бора для момента количества движения для круговых орбит водорода. Мы не будем входить в детали работ этого направления читатель может обратиться к книге Зоммерфельда ), Строение атома и спектральные линии . [c.15]

Единственное квантовое число п, принятое для атома водорода в теории Бора, было недостаточно, так как не могла быть объяснена наблюдаемая тонкая структура и интенсивность линий в спектре водорода, а также их расщепление в магнитном поле и др. Не могли быть объяснены также закономерности спектров в атомах, содержащих более одного электрона. В настоящее время, на основании опытных данных атомной спектро--скопии, а также квантовой механики состояние электрона в атоме принято характеризовать следующими четырьмя квантовыми числами. Главное квантовое число п, характеризующее общий энергетический уровень (оболочку) целой группы состояний электрона, определяет порядковый номер уровня, считая от ядра. Для ближайшего к ядру уровня, гак называемой ЛГ-оболочки, п=1, для второго уровня -оболочки, п=2, для УИ-оболочки /г=3 и т. д. Каждая оболочка, представляющая собой группу состояний электрона и отвечающая определенному /г, делится на яодоболочки (подгруппы), которые обозначаются буквами 5, р, й, /. )нергия каждой подоболочки характеризуется побочным квантовым числом I. Согласно квантовой механике, оно может иметь значения любых целых чисел от О до ( —1). Так, например, в М-оболочке (п=3) имеются три подгруппы з, р, й, которые характеризуются соответственно побочными квантовыми числами /=0, /=1, /=2. Следовательно, общее число подоболочек в каждой оболочке равно главному квантовому числу. Третье квантовое число т, называемое магнитны м, имеет значение ряда целых чисел от —/, то - -1, включая /=0. Общее число воз-лгожных значений т равно Например, при побочном квантовом [c.13]