Balmer Serie

Atome und Moleküle zeigen ein sehr interessantes Verhalten, wenn sie Energie absorbieren und wieder abgeben. Die Elektronen in einem Atom existieren traditionell in ihrem niedrigsten Energiezustand, dem sogenannten Grundzustand, und werden als n gleich eins bezeichnet. Wenn ein Atom jedoch Energie absorbiert, werden die Elektronen angeregt und bewegen sich auf ein höheres Energieniveau. Wenn sich die Elektronen entweder in einen niedrigeren Energiezustand oder in den Grundzustand entspannen, wird die überschüssige Energie als emittiertes Licht freigesetzt.

Vielleicht kennen Sie diese Energiezustände, wie sie im Bohr-Modell dargestellt sind, das ein Atom als Kern mit umkreisenden Elektronen in Schalen oder Orbitalen beschreibt. Diese Schalen sind die gleichen wie die Energieniveaus und mit n gekennzeichnet. Die Wellenlänge des emittierten Lichts hängt von der Differenz zwischen dem hohen und dem niedrigen Energieniveau ab. Emittiertes Licht mit hoher Energie resultiert aus Elektronen, die sich von einem höheren Energieniveau entspannen, und emittiertes Licht mit niedriger Energie resultiert aus Elektronen, die sich von einem niedrigeren Energieniveau entspannen.

Das Emissionsspektrum ist ein Maß für die emittierte Strahlung über einen Bereich von Wellenlängen. Bei reinen Elementspezies erscheint das Emissionsverhalten als Linien spezifischer Wellenlängen und nicht als breites Spektrum. Da verschiedene Atome unterschiedliche Energieniveaus haben, variieren diese Spektrallinien von Element zu Element und hängen von den Übergängen ab, die diese Elektronen zwischen den Energiezuständen machen, wenn sie angeregt werden. Zum Beispiel gibt es sechs benannte Reihen von Spektrallinien für Wasserstoff, von denen eine die Balmer-Reihe ist.

Die Balmer-Reihe der Spektrallinien tritt auf, wenn Elektronen von einem Energieniveau über n = 3 zurück zu n = 2 übergehen. Das sichtbare Lichtspektrum für die Balmer-Serie erscheint als Spektrallinien bei 410, 434, 486 und 656 nm. Die h-Alpha-Linie ist die rote Linie bei 656 nm und entsteht durch den Übergang von n= 3 zu n = 2. Die cyanfarbenen, blauen und violetten Linien entsprechen den Übergängen des Energieniveaus von n = 4, 5 bzw. 6 zurück zu n = 2. Zusätzliche Spektrallinien können außerhalb des sichtbaren Bereichs gemessen werden.

Johann Balmer quantifizierte die sichtbaren Linien mit der Balmer-Formel. Dabei ist Lambda die beobachtete Wellenlänge, c ist eine Konstante, n ist das untere Energieniveau von zwei und m ist das höhere Energieniveau. Die Kombination aus der Balmer-Gleichung und dem Bohr-Modell ergibt die Rydberg-Gleichung, die die Spektrallinien vieler verschiedener Elemente beschreibt. In dieser Gleichung ist Lambda die aufgezeichnete Wellenlänge und R_H die Rydberg-Konstante. Die Anfangsniveaus, die durch n-initial gekennzeichnet sind, stellen das höhere Energieniveau dar, auf das die Elektronen anregen, und n final ist das niedrigere Energieniveau, auf das sich die Elektronen zurückentspannen. Für die Balmer-Reihe gilt: n_final = 2.

In diesem Lab messen und beobachten Sie die Emissionsspektren von Wasserstoff, Helium und Neon und verwenden die Rydberg-Gleichung, um die Position der Spektrallinien zu bestimmen.