Wirtualne laboratorium/Chemia/Budowa atomu/Widmo emisyjne wodoru — foton z przeskoku

Widmo emisyjne wodoru — foton z przeskoku

Wybierz przeskok elektronu między powłokami. Gdy elektron spada na niższy poziom, emituje foton o energii równej różnicy poziomów — stąd ostre linie serii widmowych wodoru. Zobacz barwę emitowanego światła.

Widmo emisyjne wodoru — foton z przeskoku
Chemia · Budowa atomu · Widmo emisyjne wodoru (CHE.ATOM.PP.04)
Poziom początkowy npn_{\mathrm p}3
Poziom końcowy nkn_{\mathrm k}2
Elektron spadając na niższą powłokę…
poziom n_p
3
poziom n_k
2
energia ΔE
1.89 eV
długość λ
656 nm
🎯 Wyzwanie: trafuj długość fali
seria: 0

Dam Ci docelową długość fali fotonu — dobierz poziomy n_p i n_k tak, by przejście ją dało. λ = 1240 / ΔE.

Co się właśnie stało?

Elektron w atomie wodoru może przebywać tylko na dozwolonych powłokach (poziomach energetycznych). Gdy spada z wyższej powłoki na niższą, traci energię — a ten nadmiar wypromieniowuje jako foton. Różne przeskoki dają fotony o różnej energii, czyli różne linie w widmie.

Poziomy energetyczne wodoru:

En=−13,6 eVn2E_n = -\dfrac{13{,}6\ \text{eV}}{n^2}

— im wyższe nn, tym mniej ujemna (wyższa) energia i tym ciaśniej upakowane poziomy. nn — numer powłoki.

Energia i barwa fotonu:

Efoton=∣Ek−Ep∣=13,6∣1nk2−1np2∣[eV]E_\text{foton} = |E_k - E_p| = 13{,}6\left|\dfrac{1}{n_k^2} - \dfrac{1}{n_p^2}\right| \quad\text{[eV]}
λ=1240Efoton [eV] [nm]\lambda = \dfrac{1240}{E_\text{foton}\,[\text{eV}]}\ \text{[nm]}

Większa różnica poziomów → foton o większej energii i krótszej fali (przesunięcie ku fioletowi). Przejścia na nk=2n_k = 2 (seria Balmera) dają linie w zakresie widzialnym — to kolorowe prążki widma wodoru.

Emisja czy absorpcja?

W dół (nk<npn_k < n_p) — atom emituje foton. W górę (nk>npn_k > n_p) — atom musi pochłonąć foton o dokładnie takiej energii, żeby elektron przeskoczył wyżej. Energia przejścia jest ta sama, zmienia się tylko kierunek.

Po co Ci to na maturze:

Wzory En=−13,6/n2E_n = -13{,}6/n^2 oraz Efoton=∣Ek−Ep∣E_\text{foton} = |E_k - E_p| rozwiązują zadania o widmie wodoru, seriach widmowych i kwantowaniu energii. Chwyt: policz energie obu poziomów, weź ich różnicę — to energia fotonu, a λ=1240/E\lambda = 1240/E daje długość fali.

Zapamiętaj: elektron spadający na niższą powłokę emituje foton o energii równej różnicy poziomów — dlatego widmo wodoru to zestaw ostrych, kolorowych linii, a nie ciągła tęcza.

Model poglądowy · Wirtualne laboratorium NexTutor

Spodobał Ci się eksperyment? Udostępnij go.

Jest darmowy — podeślij znajomym ze szkoły.

Teoria i wzory

Skwantowane poziomy energii

W atomie wodoru elektron może mieć tylko określone energie poziomów: En=−13,6 eVn2E_n = -\dfrac{13{,}6\ \mathrm{eV}}{n^2} Im wyższe nn, tym wyższy (mniej ujemny) poziom.

Emisja fotonu

Gdy elektron spada z poziomu wyższego n2n_2 na niższy n1n_1, emituje foton o energii równej różnicy poziomów: Efoton=En2−En1=h cλE_{foton} = E_{n_2} - E_{n_1} = \dfrac{h\,c}{\lambda} Stąd barwa (długość fali) zależy od konkretnego przeskoku.

Serie widmowe

Przejścia na wspólny poziom końcowy tworzą serię (np. seria Balmera, n1=2n_1 = 2, daje linie widzialne). Bo dozwolone są tylko określone poziomy, widmo jest liniowe (ostre linie), a nie ciągłe.

Oznaczenia: EnE_n — energia poziomu nn, n1,n2n_1, n_2 — numery poziomów, hh — stała Plancka, cc — prędkość światła, λ\lambda — długość fali.

Uczysz? Umieść ten eksperyment na swojej stronie.

Darmowy widget — wklej na stronę szkoły, bloga lub notatki. Linkuje do pełnej wersji.

Uczysz w klasie albo korepetujesz? Prowadź uczniów w NexTutor →

Najczęstsze pytania

›

Kiedy atom emituje foton?

Gdy elektron przechodzi na niższą powłokę; energia fotonu = różnica poziomów energetycznych.

›

Co to serie widmowe?

Grupy linii odpowiadające przeskokom na wspólny poziom końcowy (np. seria Balmera → n=2).

›

Czemu widmo jest liniowe?

Bo dozwolone są tylko określone poziomy energii — przejścia dają ściśle określone długości fal.

Teoria (klasa): CHE.1.3.1 → Lekcja maturalna: CHE.M.1.3 →

Powiązane eksperymenty

Identyfikacja jonów — reakcje charakterystyczne →Konfiguracja elektronowa →Kropki kwantowe — barwa zależna od rozmiaru →Budowa atomu — protony, neutrony, elektrony, liczba masowa →Zapełnianie orbitali — reguły Hunda i Pauliego →