22.Спектральні серії атома водню. Теорія атома Бора

Дослідження спектрів випромінювання розріджених газів показали, що кожному газу властивий певний лінійчатий спектр, який складається з окремих спектральних ліній. Найбільш вивченим є спектр атома водню. Швейцарський вчений І. Бальмер у 1885 р. встановив, що довжини хвиль відомих на той час дев’яти ліній спектра атома водню можна обчислити за формулою:

, (4.1)

де  ,  .

Спектральні лінії, що відрізняються різними значеннями k, утворюють серію ліній, яка називається серією Бальмера. В спектрі випромінювання водню виявлено 37 ліній серії Бальмера. Із збільшенням k лінії серії зближуються, а значення   визначає границю серії, до якої з боку більших частот прилягає суцільний спектр:  . Крім того, виявляється, що зі збільшенням номера лінії її інтенсивність зменшується. Всі серії у спектрі водню можуть бути описані однією формулою, яка називається узагальненою формулою Бальмера , (4.4)

де n=1, 2, 3,… і визначає серію, а k=n+1, n+2, n+3,… – визначає окремі лінії серії. 

Наведені серіальні формули підібрані емпірично і довгий час не мали теоретичного обґрунтування. Перша спроба побудови якісно нової теорії атома була зроблена в 1913 р. Н.Бором. Він поставив перед собою мету зв’язати в єдине ціле емпіричні закономірності лінійчатих спектрів, ядерну модель атома Резерфорда і квантовий характер випромінювання та поглинання світла. Теорія Бора застосовна до атома водню і водневоподібних атомів, які складаються з ядра з зарядом   і одного електрона, що обертається навколо ядра:  ,  В основу своєї теорії Бор поклав три постулати. Перший постулат Бора (постулат стаціонарних станів): існують деякі стаціонарні стани атома з відповідними значеннями енергії   перебуваючи в яких, він не випромінює і не поглинає енергії. Другий постулат Бора (правило квантування орбіт): в стаціонарному стані атома електрон, рухаючись по коловій орбіті, повинен мати квантові значення моменту імпульсу, які задовольняють умову ,  ,  , (4.5)

де m – маса електрона,   – його швидкість,   – радіус орбіти електрона. Третій постулат Бора (правило частот): при переході атома з одного стаціонарного стану в інший випромінюється або поглинається один фотон з енергією  , яка дорівнює різниці енергій відповідних стаціонарних станів.

Постулати, висунуті Бором, дозволили розрахувати спектр атома водню і водневоподібних систем, а також теоретично розрахувати сталу Рідберга. Враховуючи припущення Резерфорда, що електрон у водневоподібній системі рухається по коловій орбіті радіусом r під дією кулонівської сили притягання електрона до ядра, яка створює доцентрове прискорення, запишемо:

.

23. Принцип Паулі. Квантові числа електронів. Розподіл електронів в атомі по енергетичних рівнях. Періодична система елементів Менделєєва

Принцип Паулі— квантово-механічний принцип, згідно з яким у багаточастинковій системі невзаємодіючих ферміонів, жодні дві частки не можуть описуватися одночастинковими хвильовими функціями із однаковим набором усіх квантових чисел.

Загалом, атоми можуть мати 2 електрони на s-орбіталях, 6 електронів на p-орбіталях, 10 електронів на d-орбіталях, тощо, чим пояснюється структура періодичної системи елементів.

Уважний розгляд атомних спектрів показує, що лінії, обумовлені переходом між квантовими енергетичними рівнями, насправді розщеплені на більш тонкі, тобто на підоболонки, кожна з своїм енергетичним рівнем. Наявність у електрона особливої властивості - спіна, також зумовлює розщеплення спектру. Таким чином, енергетичний рівень електрона в атомі визначається чотирма характеристиками: оболонкою, підоболонкою, орбіталлю та спіном. Кожній з цих характеристик відповідає певне квантове число.

Квантові числа електронів Кожен електрон має свій індивідуальний набір квантових чисел, яким він відрізняється від інших електронів даного атома. Електронна конфігурація елемента - це запис розподілу електронів в його атомах по оболонках, підоболонках та орбіталях. Для визначення конкретної електронної конфігурації елемента в стаціонарному стані є три правила:

Принцип заповнення. Електрони в стаціонарному стані атома заповнюють орбіталі у відповідності підвищення орбітальних енергетичних рівнів. Нижчі за енергією орбіталі завжди заповнюються першими.

Розподіл електронів в атомі по енергетичних рівнях Електрон має двоїсту природу: він може поводитися і як частинка, і як хвиля. Електрон у атомі не рухається за певними траєкторіями, а може перебувати в будь-якій частині навколо ядерного простору, проте ймовірність його перебування в різних частинах цього простору неоднакова. Простір навколо ядра, у якому найімовірніше перебування електрона, називається орбіталлю. Кожний електрон у атомі перебуває на певній відстані від ядра відповідно до запасу його енергії. Електрони з більш-менш однаковою енергією формують енергетичні рівні, або електронні шари. Число заповнених електронами енергетичних рівнів у атомі даного елемента дорівнює номеру періоду, в якому він розташований. Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні дорівнює номеру групи, вякій розміщений даний елемент. У межах одного енергетичного рівня електрони можуть відрізнятися формою електронної хмари, або орбіталі. Існують такі форми орбіталей: s-форма: p-форма: Існують також d-, f-орбіталі та інші, зі складнішою формою. Електрони з однаковою формою електронної хмари утворюють однойменні енергетичні підрівні:s-, p-, d-, f-підрівні. Кількість підрівнів на кожному енергетичному рівні дорівнює номеру цього рівня. Більше двох електронів на одній орбіталі перебувати не може (принцип Паулі).

Періоди́чна систе́ма елеме́нтів— класифікація хімічних елементів, розроблена на основі періодичного закону.

Сучасне формулювання періодичного закону: властивості елементів перебувають у періодичній залежності від заряду їхніх атомних ядер. Заряд ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру елемента в системі. Елементи, розташовані за зростанням Z (H, He, Be…) утворюють 7 періодів. Період — сукупність елементів, що починається лужним металом та закінчується благородним газом (особливий випадок — перший період, що складається з двох газоподібних елементів — Н та Не). У 2-у і 3-у періодах — по 8 елементів, у 4-у і 5-у — по 18, у 6-у 32. Вертикальні стовпці — групи елементів з подібними хімічними властивостями. Всередині груп властивості елементів також змінюються закономірно (напр., у лужних металів від Li до Fr зростає хімічна активність