سلسلة بالمر

Lab Manual
Chemistry

A subscription to JoVE is required to view this content. Sign in or start your free trial.

Lab Manual Chemistry

Balmer Series

Please note that all translations are automatically generated. Click here for the English version.

Previous Video

2.10: Metal Flame Emission

Next Video

2.12: Beer’s Law

65,018 Views

•

03:53 min

•

March 26, 2020

نموذج بور

اقترح نيلز بور نموذجا لذرة الهيدروجين في عام 1913 يصف أن حالات الطاقة المنفصلة مرتبطة بمدار إلكترون ثابت حول النواة. الأهم من ذلك ، لا يمكن للذرة تفريغ الطاقة بينما تكون إلكتروناتها في حالة ثابتة. لا يمكن للإلكترون أن ينبعث منه طاقة إلا عن طريق تغيير حالات الطاقة. لتغيير حالات الطاقة ، يجب أن ينتقل الإلكترون من مدار إلى آخر إما عن طريق امتصاص الطاقة أو انبعاثها. لا يمكن أن يحدث هذا التغيير إلا إذا كانت الطاقة الممتصة أو المنبعثة تساوي الفرق بين الحالتين. لا يمكن أن توجد الإلكترونات بين المدارات.

يستخدم الرقم الكمي ، n ، لتسمية حالات الطاقة المختلفة. أدنى حالة طاقة هي الحالة الأرضية ، والتي تساوي n واحدا. يتم تسمية الحالات المثارة n تساوي 2 و 3 و 4 وهكذا. عندما يمتص إلكترون في الحالة الأرضية فوتونا تساوي طاقته الفرق بين الحالة الأرضية والثانية ، يصبح الإلكترون متحمسا وينتقل من الحالة الأرضية إلى الحالة المثارة n = 2. إذا كانت طاقة الفوتون تساوي الفرق بين الحالة الأرضية والحالة الثالثة ، فإن الإلكترون ينتقل إلى الحالة n = 3.

وفقا لنموذج بور ، يمكن حساب الطاقة الكامنة للإلكترون في المستوى n باستخدام المعادلة التالية:

$Bohr model energy equation $E_n=-\frac{Rhc}{n^2}$, quantum mechanics concept.$

حيث E_n هي الطاقة الكامنة، R هو ثابت Rydberg (1.0974 × 10⁷ m^-1)، h هو ثابت بلانك (6.62607004 × 10^-34} m²·kg/s)، و c هي سرعة الضوء (~ 3 × 10⁸ m/s). يمكن للإلكترونات أيضا أن تعود تلقائيا إلى الحالة الأرضية أو أي حالة أخرى مثارة أقل. عندما يحدث هذا ، يتم إطلاق الطاقة الزائدة على شكل فوتون منبعث. طاقة الفوتون تساوي فرق الطاقة بين حالات الطاقة الأعلى والمنخفضة. هذه الطاقة تتوافق مع الأطوال الموجية للضوء. نظرا لأن كل نوع من أنواع الذرات له مستويات طاقة مختلفة ، فإن الضوء المنبعث من كل انتقال يختلف لكل ذرة. بالنسبة لعينة من الجزيئات المختلطة ، يحتوي الضوء المنبعث على مجموعة من الأطوال الموجية فيما يسمى الطيف المستمر. بالنسبة للعينة التي تحتوي على ذرات من عنصر واحد ، يحتوي الضوء المنبعث على أطوال موجية معينة فقط ، والتي يمكن رؤيتها كخطوط منفصلة بمجرد فصلها بواسطة منشور.

ذرة الهيدروجين

بالنظر على وجه التحديد إلى ذرة الهيدروجين ، فإن إثارة إلكتروناتها تتطلب امتصاص طاقة كافية لتقسيم الرابطة في جزيء ثنائي الذرة H₂. نظرا لاستخدام طاقة لتقسيم الجزيء أكثر من اللازم ، فإن الإلكترونات الموجودة في ذرة الهيدروجين تمتص الطاقة الزائدة وتتحمس إلى مستوى طاقة أعلى. عندما تعود الإلكترونات تلقائيا إلى مستوى طاقة أقل ، ينبعث الضوء ، وهو ما يتوافق مع فرق الطاقة بين المستوى المثار والمستوى الأدنى.

عند مناقشة انبعاث الطاقة ، يعتبر مستوى الطاقة الأعلى هو المستوى الأولي ، أو n _i ، بينما يعتبر المستوى الأدنى هو المستوى النهائي ، أو n_f}. تعتمد الأطوال الموجية للضوء المنبعث في النهاية على فرق الطاقة بين المستويين.

في عينة نقية من غاز الهيدروجين ، يظهر طيف الانبعاث كخطوط مميزة من الأطوال الموجية المنفصلة الخاصة بعنصر الهيدروجين. تقع بعض هذه الخطوط في النطاق المرئي للطيف الكهرومغناطيسي ، بينما يقع بعضها في نطاق الأشعة فوق البنفسجية أو الأشعة تحت الحمراء.

سلسلة بالمر

تسمى سلسلة الخطوط المرئية في طيف ذرة الهيدروجين سلسلة Balmer. تحدث هذه السلسلة من خطوط الانبعاث الطيفية عندما ينتقل الإلكترون من مستوى طاقة عالية إلى مستوى طاقة أقل من n = 2. لاحظ يوهان بالمر هذه الخطوط الطيفية عند 410.2 نانومتر و 434.1 نانومتر و 486.1 نانومتر و 656.3 نانومتر ، والتي تتوافق مع التحولات من مستويات الطاقة n = 6 و n = 5 و n = 4 و n = 3 إلى مستوى n = 2 ، على التوالي.

كان بالمر قادرا على ربط هذه الأطوال الموجية للضوء المنبعث باستخدام صيغة بالمر.

هنا ، λ هو الطول الموجي المرصود ، C ثابت (364.50682 نانومتر) ، n هو مستوى الطاقة الأدنى بقيمة 2 ، و m هو مستوى الطاقة الأعلى ، الذي له قيمة أكبر من 3. ثم تم تنقيح هذه الملاحظة بواسطة يوهانس ريدبيرغ ، حيث R هو ثابت Rydberg.

تذكر أن هذه المعادلة تصف الضوء المنبعث ، لذلك يعتبر مستوى الطاقة الأعلى هو المستوى الأولي ، أو n _i ، بينما يعتبر المستوى الأدنى هو المستوى النهائي ، أو n_f. في حالة سلسلة Balmer ، فإن n_f يساوي 2. تم دمج هذه المعادلة مع نموذج بور لحساب الطاقة اللازمة لتحريك الإلكترون بين مستويات الطاقة الأولية والنهائية ، ΔE.

في وقت لاحق ، تم اكتشاف سلسلة طيفية أخرى لذرة الهيدروجين. على سبيل المثال ، تحتوي سلسلة Lyman على خطوط انبعاث مع طاقات في منطقة الأشعة فوق البنفسجية.

المراجع

كوتز ، جي سي ، تريتشيل جونيور ، بي إم ، تاونسند ، جي آر (2012). الكيمياء والتفاعل الكيميائي. بلمونت ، كاليفورنيا: بروكس / كول ، Cengage Learning.
سيلدربيرج ، MS (2009). الكيمياء: الطبيعة الجزيئية للمادة والتغيير. بوسطن ، ماساتشوستس: ماكجرو هيل.

Transcript

تظهر الذرات والجزيئات سلوكا مثيرا للاهتمام عندما تمتص الطاقة وتطلقها. توجد الإلكترونات في الذرة تقليديا في أدنى حالة طاقة لها ، تسمى الحالة الأرضية ، وتسمى n تساوي واحدا. ومع ذلك ، عندما تمتص الذرة الطاقة ، تصبح الإلكترونات متحمسة وتنتقل إلى مستوى طاقة أعلى. عندما تسترخي الإلكترونات إما إلى حالة طاقة أقل أو إلى الحالة الأرضية ، يتم إطلاق الطاقة الزائدة كضوء منبعث.

قد تكون على دراية بحالات الطاقة هذه ، كما هو موضح في نموذج بور ، الذي يصف الذرة على أنها نواة بها إلكترونات تدور في الأصداف أو المدارات. هذه الأصداف هي نفس مستويات الطاقة ويتم تصنيفها ب n. يعتمد الطول الموجي للضوء المنبعث على الفرق بين مستويات الطاقة العالية والمنخفضة. ينتج الضوء المنبعث من الطاقة العالية عن استرخاء الإلكترونات من مستوى طاقة أعلى ، وينتج الضوء المنبعث من الطاقة المنخفضة عن استرخاء الإلكترونات من مستوى طاقة أقل.

طيف الانبعاث هو مقياس للإشعاع المنبعث عبر مجموعة من الأطوال الموجية. مع الأنواع الأولية النقية ، يظهر سلوك الانبعاث كخطوط ذات أطوال موجية محددة بدلا من طيف واسع. نظرا لأن الذرات المختلفة لها مستويات طاقة مختلفة ، فإن هذه الخطوط الطيفية تختلف من عنصر إلى آخر وتعتمد على التحولات التي تقوم بها هذه الإلكترونات بين حالات الطاقة عند الإثارة. على سبيل المثال ، هناك ستة سلاسل مسماة من الخطوط الطيفية للهيدروجين ، إحداها هي سلسلة Balmer.

تحدث سلسلة Balmer من الخطوط الطيفية عندما تنتقل الإلكترونات من مستوى طاقة أعلى من n = 3 إلى n = 2. يظهر طيف الضوء المرئي لسلسلة Balmer كخطوط طيفية عند 410 و 434 و 486 و 656 نانومتر. خط h alpha هو الخط الأحمر عند 656 نانومتر ويحدث بسبب الانتقال من n = 3 إلى n = 2. تتوافق الخطوط السماوية والأزرق والبنفسجي مع انتقالات مستوى الطاقة من n = 4 و 5 و 6 ، على التوالي ، إلى n = 2. يمكن قياس الخطوط الطيفية الإضافية خارج النطاق المرئي.

قام يوهان بالمر بتحديد الخطوط المرئية باستخدام صيغة بالمر. هنا ، لامدا هو الطول الموجي المرصود ، c ثابت ، n هو مستوى الطاقة الأدنى لاثنين ، و m هو مستوى الطاقة الأعلى. يعطينا الجمع بين معادلة بالمر ونموذج بور معادلة ريدبيرغ ، التي تصف الخطوط الطيفية للعديد من العناصر المختلفة. في هذه المعادلة ، لامدا هو الطول الموجي المسجل ، و R _H هو ثابت Rydberg. تمثل المستويات الأولية المميزة ب n-initial مستوى الطاقة الأعلى الذي تثيره الإلكترونات و n نهائي هو مستوى الطاقة الأدنى الذي تسترخي إليه الإلكترونات مرة أخرى. بالنسبة لسلسلة Balmer ، n _final = 2.

في هذا المختبر ، ستقوم بقياس ومراقبة أطياف انبعاث الهيدروجين والهيليوم والنيون واستخدام معادلة ريدبيرغ لتحديد موقع الخطوط الطيفية.