Таким образом, энергия электрона, связанного в атоме с ядром, отрицательна. Энергия свободного электрона равна нулю.

Подставляя в это выражение значения скорости электрона, находим:

Е_Э=(1.3)

Для атома водорода получаются следующие значения:

основной (нулевой) уровень, n= 1, Е₁= - 13,55 эВ;

n= 2, Е₂= - 3,38 эВ;

n= 3, Е₃= - 1,5 эВ.

Схема энергетических уровней атома водорода представлена на рисунке.

Рис. 1.1. Структура энергетических уровней атома водорода.

Поскольку энергетические уровни обратно пропорциональны квадрату квантового числа n², разность между каждыми двумя соседними уровнями по мере возрастания числа и по абсолютной величине уменьшается. Таким образом, по мере удаления от ядра разность между двумя соседними энергетическими уровнями атома убывает:

E₂-E₁>E₃-E₂>E₄-E₃ ,.. .

Стационарный уровень с наименьшей энергией называется основным, он соответствует состоянию атома, не подвергающегося никаким внешним воздействиям. Остальные стационарные уровни называются возбуждёнными.

Возбуждение атома, то есть переход электрона на орбиту большего радиуса (Рис. 1.1., переход 1), требует сообщения атому дополнительной энергии и, следовательно, происходит в результате каких-либо внешних воздействий, например, при соударении частиц в процессе интенсивного теплового движения или при электрическом разряде в газах, при поглощении фотона электромагнитного излучения, в результате рекомбинации ионов в газе или электронов и дырок в полупроводнике, при воздействии на атом частиц радиоактивного излучения и т.д. Возбужденное состояние неустойчиво, примерно через 10^-8сек электрон возвращается на основную орбиту, при этом излучается фотон, уносящий дополнительную энергию, полученную при возбуждении, и атом, переходит в основное состояние (Рис.1.1., переход 2).

Электрон может возвращаться на основную орбиту не только единым переходом, но и ступеньками через промежуточные уровни. В этом случае при переходе будет излучаться несколько фотонов (Рис. 1.1., переход 3) с частотами, соответствующими разности энергий этих уровней.

Теория Бора объясняла сериальные закономерности спектра атома водорода и водородоподобных атомов. В свое время теория являлась триумфом развития атомной физики. Однако, эта теория не объясняет различия интенсивностей спектральных линий, не раскрывает закономерностей более сложных атомов. Основной недостаток теории – ее непоследовательность. Она объединяет в себе положения принципиально отличных теорий: классической и квантовой. Так, согласно теории, электрон движется по круговой орбите вокруг ядра, что соответствует представлениям классической физики. В последствии теория Бора была заменена квантовой механикой.

Зависимость величины излучаемой атомами или молекулами энергии от длины волны или частоты световой волны называется спектром испускания, а поглощаемой -спектром поглощения. Интенсивность спектральных линий определяется числом одинаковых переходов, происходящих в единицу времени, и поэтому зависит от количества излучающих (поглощающих) атомов и вероятности соответствующего перехода.

Атомными спектрами называют как спектры испускания, так и спектры поглощения, которые возникают при квантовых переходах между уровнями свободных или слабо взаимодействующих атомов. Атомные спектры являются линейчатыми.

Под оптическими атомными спектрами понимают те, которые обусловлены переходами между уровнями внешних электронов с энергией фотонов порядка нескольких электрон-вольт. Сюда относятся УФ, видимая и близкая ИК (до мкм) области спектра. В спектре излучения атома водорода можно выделить несколько серий. Каждая серия соответствует переходам с различных уровней на один и тот же конечный.

Спектральные линии (частоты) этих серий можно рассчитать по формуле:

(1.4.)

Серия Лаймана расположена в ультрафиолетовой области и образуется при переходах электронов с верхних энергетических уровней (n_i=2, 3, 4…) на нулевой уровень (n=1).

(1.5.)

Серия Бальмера расположена в видимой и близкой ультрафиолетовой областях, а серия Пашена – в инфракрасной области.

Структура энергетических уровней сложных атомов усложняется расщеплением электронных уровней, зависящим от взаимодействия электронов между собой и ядром. Спектры подобных атомов полосатые.

2. . Основные понятия квантовой теории.

   В современной квантовой теории положение электрона в атоме не связывают с какой-либо орбитой, т. е. не устанавливают точного положения электронов в объеме атома, а рассматривают вероятность нахождения электрона в том или ином месте объема. Заряд электрона распределен по всему объему атома, образуя электронное облако переменной плотности. Плотность электронного облака в любой точке объема атома соответствует вероятности нахождения электрона в этой точке.

В квантовой механике состояние движения электронов в атоме характеризуется не одним, а четырьмя квантовыми числами:

1. Главное квантовое число nпринимает только целочисленные значения от 1 до бесконечности.

2. Побочное (или орбитальное) квантовое число lпринимает значения от 0 до (n-1) (всегоnзначений).

3. Магнитное квантовое число m_lпринимает целочисленные значения от –lдо +l, включая 0 (всего (2l+1) значений).

4. Спиновое квантовое число m_sможет иметь только два полуцелых значения: + ½ и –½.

Квантовые числа определяют возможные энергетические состояния электронов в атоме. Каждый электрон характеризуется определенным набором квантовых чисел. Совокупность электронов, характеризующихся одним главным квантовым числом образует энергетический уровень атома. Распределение электронов в атоме по энергетическим уровням осуществляется на основе принципов:

1. Принцип Паули: В атоме не может быть электронов, характеризующихся одинаковым набором квантовых чисел.

2. Принцип минимума энергии: Распределение электронов в атоме соответствует минимуму энергии атома.