WikiDer > Спектральная серия водорода

Спектральная серия водорода на логарифмический шкала.

В спектр излучения атомных водород был разделен на ряд спектральная серия, с длинами волн, заданными Формула Ридберга. Эти наблюдаемые спектральные линии связаны с электрон изготовление переходы между двумя уровни энергии в атоме. Классификация рядов по формуле Ридберга сыграла важную роль в развитии теории квантовая механика. Спектральные серии важны в астрономическая спектроскопия для обнаружения присутствия водорода и расчета красные смены.

Физика

Электронные переходы и их результирующие длины волн для водорода. Уровни энергии не соответствуют масштабу.

Атом водорода состоит из электрона, вращающегося вокруг его ядро. В электромагнитная сила между электроном и ядерным протон приводит к набору квантовые состояния для электрона каждый со своей энергией. Эти состояния были визуализированы Модель Бора атома водорода как отдельные орбиты вокруг ядра. Каждое энергетическое состояние или орбита обозначается целым числом, п как показано на рисунке. Позже модель Бора была заменена квантовой механикой, в которой электрон занимает атомная орбиталь а не орбита, но разрешенные уровни энергии атома водорода остались такими же, как в более ранней теории.

Спектральное излучение происходит, когда электрон переходит или прыгает из состояния с более высокой энергией в состояние с более низкой энергией. Чтобы различать два состояния, состояние с более низкой энергией обычно обозначается как п ', а состояние с более высокой энергией обозначено как п. Энергия испускаемого фотон соответствует разности энергий между двумя состояниями. Поскольку энергия каждого состояния фиксирована, разница энергий между ними фиксирована, и переход всегда будет производить фотон с одинаковой энергией.

Спектральные линии сгруппированы в серии в соответствии с п '. Линии именуются последовательно, начиная с самой длинной волны / самой низкой частоты в серии, с использованием греческих букв в каждой серии. Например, 2 → 1 линия называется «Лайман-альфа» (Ly-α), а 7 → 3 линия называется «Пашен-дельта» (Па-δ).

Диаграмма уровней энергии электронов в атоме водорода

Есть эмиссионные линии водорода, которые не попадают в эту серию, например Линия 21 см. Эти эмиссионные линии соответствуют гораздо более редким атомным событиям, таким как сверхтонкий переходы.^[1] В тонкая структура также приводит к тому, что отдельные спектральные линии выглядят как две или более близко сгруппированных более тонких линий из-за релятивистских поправок.^[2]

В квантовой теории дискретный спектр атомной эмиссии был основан на Уравнение Шредингера, который в основном посвящен изучению энергетических спектров водородоподобных атомов, тогда как нестационарные эквивалент Гейзенберга уравнение удобно при изучении атома, приводимого в движение внешним электромагнитная волна.^[3]

В процессах поглощения или испускания фотонов атомом законы сохранения придерживаться в целом изолированная система, например атом плюс фотон. Поэтому движение электрона в процессе поглощения или испускания фотона всегда сопровождается движением ядра, и, поскольку масса ядра всегда конечна, энергетические спектры водородоподобные атомы должен зависят от ядерной массы. А поскольку атомы водорода имеют ядро ​​только из одного протона, энергия спектра атома водорода зависит только от ядра (например, в кулоновском поле): на самом деле масса одного протона примерно равна ${ displaystyle { frac {10 ^ {4}} {5}}}$ умноженной на массу электрона, что дает только нулевой порядок приближения и поэтому могут не приниматься во внимание.^{[3][требуется разъяснение]}

Формула Ридберга

Разность энергий между уровнями в модели Бора и, следовательно, длины волн испускаемых / поглощенных фотонов задаются формулой Ридберга:^[4]

${ displaystyle {1 over lambda} = Z ^ {2} R _ { infty} left ({1 over {n_ {1}} ^ {2}} - {1 over {n_ {2}}) ^ {2}} right)}$

куда

Z это атомный номер,

${ displaystyle n_ {1}}$ это главное квантовое число нижнего энергетического уровня,

${ displaystyle n_ {2}}$ - главное квантовое число верхнего энергетического уровня, а

${ displaystyle R _ { infty}}$ это Постоянная Ридберга. (1.09677×10⁷ м⁻¹ для водорода и 1.09737×10⁷ м⁻¹ для тяжелых металлов).^[5][6]

Значимые значения возвращаются только тогда, когда ${ displaystyle n_ {1}}$ меньше чем ${ displaystyle n_ {2}}$. Обратите внимание, что это уравнение справедливо для всех водородоподобных частиц, то есть атомов, имеющих только один электрон, а частный случай спектральных линий водорода задается Z = 1.

Серии

Серия Лаймана (п ' = 1)

Серия Лайман из атом водорода спектральные линии в ультрафиолетовый

В модели Бора ряд Лаймана включает линии, испускаемые переходами электрона с внешней орбиты с квантовым числом n> 1 на 1-ю орбиту с квантовым числом n '= 1.

Сериал назван в честь его первооткрывателя, Теодор Лайман, открывший спектральные линии 1906–1914 гг. Все длины волн в серии Лаймана находятся в ультрафиолетовый группа.^[7][8]

Серия Бальмера (п ' = 2)

Четыре линии видимого спектра излучения водорода в серии Бальмера. H-alpha - это красная линия справа.

В серию Бальмера входят линии переходов с внешней орбиты n> 2 на орбиту n '= 2.

Названный в честь Иоганн Балмеркто открыл Формула Бальмера, эмпирический уравнение для предсказания ряда Бальмера, в 1885 году. Линии Бальмера исторически называются "H-альфа»,« H-бета »,« H-гамма »и так далее, где H - элемент водород.^[10] Четыре линии Бальмера находятся в технически «видимой» части спектра с длинами волн более 400 нм и короче 700 нм. Части из серии Balmer можно увидеть в солнечный спектр. H-альфа - важная линия, используемая в астрономии для обнаружения водорода.

Ряд Пашена (серия Бора, п ' = 3)

Названный в честь Немецкий физик Фридрих Пашен кто впервые заметил их в 1908 году. Все линии Пашена лежат в инфракрасный группа.^[11] Этот ряд перекрывается со следующей серией (Брэкетта), то есть самая короткая линия в серии Брэкетта имеет длину волны, которая попадает в ряд Пашена. Все последующие серии перекрываются.

Серия Brackett (п ' = 4)

Назван в честь американского физика. Фредерик Самнер Брэкетт который впервые наблюдал спектральные линии в 1922 году.^[12]Спектральные линии серии Брэкетта лежат в дальнем инфракрасном диапазоне.

Серия Pfund (п ' = 5)

Экспериментально обнаружено в 1924 г. Август Герман Пфунд.^[13]

Хамфрис серии (п ' = 6)

Открыт в 1953 году американским физиком. Кертис Дж. Хамфрис.^[15]

Дальше (п ' > 6)

Дальнейшие серии безымянны, но следуют той же схеме, что диктуется уравнением Ридберга. Серии становятся все более распространенными и имеют все более длинные волны. Линии также становятся все более тусклыми, что соответствует все более редким атомным событиям. Седьмая серия атомарного водорода была впервые экспериментально продемонстрирована в инфракрасном диапазоне в 1972 году Джоном Стронгом и Питером Хансеном из Массачусетского университета в Амхерсте.^[16]

Расширение на другие системы

Концепции формулы Ридберга могут быть применены к любой системе с единственной частицей, вращающейся вокруг ядра, например Он⁺ ион или мюоний экзотический атом. Уравнение должно быть изменено на основе системы Радиус Бора; эмиссии будут иметь аналогичный характер, но в другом диапазоне энергий. В Серия Пикеринга – Фаулера был первоначально приписан неизвестной форме водорода с полуцелыми уровнями перехода обоими Пикеринг^[17][18][19] и Фаулер,^[20] но Бор правильно распознал их как спектральные линии, возникающие из He⁺ ядро.^[21][22][23]

Все остальные атомы имеют в своем составе не менее двух электронов. нейтральный форма и взаимодействия между этими электронами делают анализ спектра такими простыми методами, как здесь, непрактичным. Вывод формулы Ридберга был важным шагом в физике, но это произошло задолго до того, как можно было осуществить расширение спектров других элементов.

Смотрите также

• Астрономическая спектроскопия
• В водородная линия (21 см)
• Баранина сдвиг
• Закон Мозли
• Квантовая оптика
• Теоретическое и экспериментальное обоснование уравнения Шредингера

Рекомендации

внешняя ссылка

Викискладе есть медиафайлы по теме Спектральная серия водорода.

• Спектральная серия водородной анимации