Изучение работы спектроскопа и наблюдения оптических спектров

Цель работы: знакомство с элементами теории строения и излучения атомов, знакомство со строением и работой спектроскопа, градуировка шкалы спектроскопа и определение длины волны излучения натрия.

1.Краткие теоретические сведения

Электромагнитное излучение, распространяясь в веществе, взаимодействует с его атомами и молекулами, и прошедшее излучения несет информацию о молекулярной структуре вещества и его энергетических состояниях.

При прохождении света через вещество часть энергии излучения поглощается, часть рассеивается, причем на разных частотах (длинах волн) поглощается и рассеивается разное количество электромагнитной энергии, в зависимости от строения и состава вещества. Поэтому, излучая спектры прошедшего и рассеянного излучения, можно определять вид, состав и концентрацию поглощающих и рассеивающих центров в исследуемом веществе.

Спектры испускания и поглощения вещества, лежащие в ультрафиолетовом, видимом и инфракрасном диапазонах, называют оптическими спектрами. Они отражают энергетические состояния атомов и молекул, поэтому весьма чувствительны к изменению химических связей, их окружения, РН среды, воздействию электрических и магнитных полей.

Спектры каждого вещества строго индивидуальны и являются его «паспортом», что позволяет по спектрам излучения определить вид вещества, его состав и процентное отношение компонентов смеси, т.е. провести качественный и количественный спектральный анализ.

Спектральный анализ является одним из важнейших неразрушающих методов исследования как структуры вещества, так и физических и химических процессов, происходящих в этом веществе на атомном и молекулярном уровнях и широко используется как метод исследования в физике, химии, молекулярной биологии и медицине.

Оптические спектры многих веществ были хорошо известны и систематизированы еще в XIX в.. Впервые правильное объяснение наблюдавшимся спектрам излучения и поглощения дал Н.Бор в начале ХХ в., основываясь на представлениях планитарной модели атома Э. Резерфорда и гипотезе М.Планка о квантовых свойствах света.

Постулаты Н.Бора.

1. Атомная система может находиться только в определенных энергетических состояниях Е_1, Е_2, Е₃,…, Е_n, в которых она не излучает и не поглощает энергию; эти состояния называют стационарными.

2. При переходе атома из одного стационарного состояния с энергией Е_n в другое с энергией Е_k, атом может излучать (если Е_nЕ_k ) либо поглощать (если Е_n Е_k) энергию в виде кванта электромагнитного поля , равную:

(1.1)

3. Стационарными являются состояния , в которых момент импульса электрона принимает значения, кратные величине

(1.2)

Постулаты Н.Бора дали возможность вычислить радиусы стационарных орбит и энергию электрона в этих состояниях для простейшего атома - атома водорода и водородоподобных ионов, т.е. имеющих только один электрон, и затем рассчитать их спектры излучения и поглощения.

Так радиусы стационарных орбит электрона в атоме водорода и водородоподобных ионов определяются по формуле:

, (1.3)

где n= 1.2.3,4, …-- номер электронной орбиты.

Радиус первой наименьшей боровской орбиты электрона в атоме водорода получим при n=1 и Z=1:

. (1.4)

Полная энергия в атоме всегда отрицательна, что указывает на то, что электрон не свободен, а связан со своим ядром:

,

(1.5)

где -- энергия атома водорода в основном состоянии т.е. энергия электрона на первой боровской орбите атома водорода.

Таким образом наибольшую по модулю полную энергию электрон имеет на 1-й орбите, поэтому это энергетическое состояние является основным для электрона, а его энергетический уровень – самый нижний на энергетической диаграмме. Для атома водорода, в соответствии с постулатами Бора, энергия атома может принимать только вполне определенные значения, описываемые формулой:

. (1.6)

Положительное целое число n определяет радиусы стационарных орбит и энергию атома в этих состояниях и называется главным квантовым числом. Остальные энергетические состояния Е₂, Е₃ и т.д., имеют большую энергию и на диаграмме расположены выше ив обычных условиях свободны. Электрон может переходить в эти состояния лишь при поглощении необходимых порций энергии – квантов электромагнитного излучения в соответствии со вторым постулатом Бора. В таких состояниях электрон долго находиться не может и примерно через 10^-9 с переходит в основное состояние, испуская кванты энергии. Частота излучения, испускаемого при переходе с энергетического уровня Е_п на уровень Е_k. определяется правилом частот Бора:

, (1.7)

где n=1, 2, 3, 4, … k=n+1, n+2, n+3, …

Эта формула, правильно описывающая частоты всех линий в спектре излучения атома водорода, была эмпирически установлена Бальмером для видимой области спектра водорода (для n= 2 и k=3,4,5,…)задолго до теории Бора,но теоретически не могла быть объяснена.

Положительное целое число n определяет радиусы стационарных орбит и энергию атома в этих состояниях и называется главным квантовым числом.

Набор частот электромагнитного излучения, которые может поглощать данный атом, определяют его спектр поглощения. При обратных переходах электрона из верхних, возбужденных энергетических состояний в более низкие или в основное состояние, атом излучает электромагнитные волны соответствующих частот, которые образуют его спектр испускания.

Совокупность спектральных линий, соответствующих переходам с любых верхних энергетических уровней на один и тот же нижний уровень, образует спектральную серию в излучении. В спектре атома водорода выделяют следующие основные спектральные серии:

1.Серия Лаймана возникает при переходах электронов со всех верхних уровней (k = 2, 3, 4,…) в основное состояние (n = 1). Частоты спектральных линий этой серии получают из формулы:

, (1.8)

где k= 2, 3, 4, 5, …

Линии серии Лаймана лежат в ультрафиолетовой области спектра.

2. Серия Бальмера соответствует переходам на второй уровень n = 2 со всех верхних уровней (k = 3, 4, 5, ..). Их частоты определяются формулой Бальмера:

, (1.9)

Линии серии Бальмера лежат в видимой области спектра.

3.Серия Пашена возникает при переходах со всех верхних уровней на тетий (n= 3):

, (1.10)

где k= 4, 5, 6, 7, …

Эта серия лежит в инфракрасной области спектра (рис.1.1).

Рис.1.1 Диаграмма энергетических уровней атома водорода и схема образования основных спектральных серий в излучении атома водорода.

Рис.1.2 Схема расположения спектральных линий основных серий атома водорода.

Спектры атомов, состоящие из отдельных узких линий, называются линейчатыми (рис.1.2).

Прекрасное согласие Боровской теории атома водорода с экспериментом послужило весомым аргументом в пользу ее справедливости. Однако попытки внедрить эту теорию к более сложным атомам не увенчались успехом. Бор не смог дать физическую интерпретацию правилу квантования (это было сделано десятилетием позже де Бройлем на основе представлений о волновых свойствах электронов).но его теория послужила отправной точкой для развития более сложной теории атома –квантовой механики.

Атомы,имеющие на своих орбитах два и более электронов, называются сложными атомами.

В 1924 г. Луи де Бройль выдвинул гипотезу о том, что корпускулярно-волновым дуализмомобладают не только фотоны, но и движущиеся частицы. По гипотезе де Бройля, частицы вещества тоже имеют двойственный характер и могут вести себя как волна с определенной длиной. При этом количественные соотношения между корпускулярными и волновыми характеристиками частиц те же, что и для фотонов. Согласно гипотезе де Бройля, материальной частице массой m, движущейся со скоростью v (то есть имеющей импульс p=mv), соответствует монохроматическая волна - волна де Бройля, равная:

. (1.11)

Де Бройль предположил, что каждая орбита в атоме соответствует волне, которая распространяется вокруг ядра атома. Стационарная орбита отвечает круговой стоячей волне де Бройля на длине орбиты. Это явление похоже на стационарную картину стоячих волн в струне с закрепленными концами.

Согласно квантовой механике, состояние электрона в атомах описывается четырьмя квантовыми числами: главным квантовым числом n, орбитальным квантовым числом l , магнитным квантовым числом m и спиновым числом .

Главное квантовое число n определяет энергию электрона в атоме и может принимать последовательные целые значения от 1 и выше.