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(핵심 개념) 2-4. 수소의 선 스펙트럼과 보어 모형 – 네이버 블로그
(1) 수소 원자의 스펙트럼 : 수소 기체를 방전관에 넣고 방전시킬 때 나오는 붉은 빛을 프리즘으로 분산시키면 가시광선 영역에서 불연속적인 선 …
Source: m.blog.naver.com
Date Published: 6/6/2021
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수소 원자 스펙트럼과 수소 원자 에너지 준위 – 좋은 습관 – Tistory
수소 원자의 에너지 준위가 불연속적이기 때문이다.” (×). “수소 스펙트럼에서 선의 간격이 일정하지 않은 것은. 수소 원자의 에너지 준위 간격이 …
Source: ywpop.tistory.com
Date Published: 3/23/2021
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수소원자 스펙트럼 – 전기물성론
1.2 원자의 구조. 1.2.2 수소원자 스펙트럼. 수소원자 스펙트럼(선스펙트럼). 에너지준위가 높은 궤도에서 낮은 궤도로. 전자가 전이하면서 방출하는 광자로 인해.
Source: contents.kocw.or.kr
Date Published: 8/9/2021
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주제에 대한 기사 평가 수소 원자 스펙트럼
- Author: 탑사이언스
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- Date Published: 2020. 6. 25.
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수소 스펙트럼 계열
수소의 방출 스펙트럼은 스펙트럼 선들의 개수로 나뉜다. 물리학에서는 수소의 스펙트럼은 전자와 에너지 레벨 사이의 입자 점프들과 일치한다. 수소원자의 가장 간단한 모델은 보어 모델로 주어진다. 전자가 높은 에너지에서 낮은 에너지로 점프할 때 뚜렷한 파장의 광자는 뤼드베리 공식에 의해 방출된다.
1 λ = R ( 1 ( n ′ ) 2 − 1 n 2 ) ( R = 1.097373 × 10 7 m − 1 ) {\displaystyle {1 \over \lambda }=R\left({1 \over (n^{\prime })^{2}}-{1 \over n^{2}}\right)\qquad \left(R=1.097373\times 10^{7}\ \mathrm {m} ^{-1}\right)}
(n은 처음에너지 레벨이고 n’는 마지막 에너지 레벨이다. 그리고 R은 뤼드베리 상수)
수소의 전자 전이와 그로 인한 파장. 에너지 수준 간의 차이는 그림에서처럼 일정하지 않다.
스펙트럼 선들은 n’을 따라 그룹지어진다. 선들은 묶음의 긴파장/작은 진동수로부터 순차적으로 이름 붙여진다. 각각 그리스 문자로 쓰여진다. 예를 들면 2->1 선은 “리만 알파” (Ly-α), 7->3 선은 “파셴 델타” (Pa-δ)로 불린다. 몇몇 수소 스펙트럼 선들은 이 묶음들의 바깥으로 떨어진다. 이 같은 것을 21cm 선이라 하고 매우 희귀한 미세한 흔들림과 같은 사건이다.
계열 [ 편집 ]
수소 스펙트럼.
수소 스펙트럼의 모든 파장 영역은 다음과 같다.
라이먼 계열 (n′ = 1) [ 편집 ]
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n {\displaystyle n} 2 3 4 5 6 ∞ {\displaystyle \infty } λ (nm) 122 103 97.2 94.9 93.7 91.1
1906년에서 1914년에 라이먼이 자외선 영역으로 관측.
발머 계열 (n′ = 2) [ 편집 ]
이 부분의 본문은 이 부분의 본문은 발머 계열 입니다.
n {\displaystyle n} 3 4 5 6 7 ∞ {\displaystyle \infty } λ (nm) 656 486 434 410 397 365
1885년 요한 발머가 가시광선 영역에서 관측.
발머 계열의 4개의 수소 스펙트럼 선. 왼쪽부터 410 nm, 434 nm, 486 nm, 656 nm의 빛이 관측된다.
파셴 계열 (n′ = 3) [ 편집 ]
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n {\displaystyle n} 4 5 6 7 8 ∞ {\displaystyle \infty } λ (nm) 1870 1280 1090 1000 954 820
1908년 파셴이 근적외선 영역에서 관측.
브래킷 계열 (n′ = 4 ) [ 편집 ]
이 부분의 본문은 이 부분의 본문은 브래킷 계열 입니다.
n {\displaystyle n} 5 6 7 8 9 ∞ {\displaystyle \infty } λ (nm) 4050 2630 2170 1940 1820 1460
1922년 프레드릭 순머 브래킷이 원적외선 영역에서 관측.
푼트 계열 (n′ = 5) [ 편집 ]
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n {\displaystyle n} 6 7 8 9 10 ∞ {\displaystyle \infty } λ (nm) 7460 4650 3740 3300 3040 2280
1924년 푼트가 마이크로파 영역에서 관측.
험프리 계열 (n′ = 6) [ 편집 ]
이 부분의 본문은 이 부분의 본문은 험프리 계열 입니다.
n {\displaystyle n} 7 8 9 10 11 ∞ {\displaystyle \infty } λ (nm) 12400 7500 5910 5130 4670 3280
험프리가 마이크로파 이상의 영역에서 관측.
그 이상 (n′ > 6) [ 편집 ]
이름지어지지 않음. 그러나 뤼드베리 방정식과 같은 패턴이다.
같이 보기 [ 편집 ]
외부 링크 [ 편집 ]
수소 원자의 스펙트럼
수소 원자의 스펙트럼
수소의 스펙트럼
러더퍼드(Rutherford)가 실험하는 시기에 화학자들은 분광기를 이용하여 화학성분을 분석했고, 물리학자들은 복잡한 스펙트럼 선에서 어떠한 질서를 찾으려고 노력하고 있었습니다.
예를 들어, 가벼운 원소인 수소를 넣은 수소 방전관은 다른 원소에 비해 매우 질서 정연한 스펙트럼을 나타냅니다.
적색 영역에 선이 한 개, 청록색 영역에 선이 한 개, 보라색 영역에 몇개의 선이 있고 자외선 영역에는 선이 많은 것이 수소원자의 스펙트럼입니다. 자외선 영역의 빛은 우리 눈에 보이지 않습니다.
수소 원자 스펙트럼내에 나타나는 파장들이 분명하게 구분되는 모임들로 구성되어 있다는 것은 19세기말에 이미 발견되었습니다.
스위스의 교사였던 Balmer는 이 스펙트럼 선의 위치를 간단한 수학적 공식으로 나타내었지만 그 자신도 이 공식이 왜 잘 맞는가를 이해하지 못했습니다. 이 공식을 이용하면 아직 발견하지 못한 선까지 예측할 수 있었습니다.
\[ \frac { 1 }{ \lambda } =R(\frac { 1 }{ { 2 }^{ 2 } } -\frac { 1 }{ { n }^{ 2 } } )\quad \quad \quad n=3,4,5… \]
λ = 빛의 파장(nm)
R = Rydberg상수( ≒ 1.097×107m-1)
R은 전자가 무한대의 위치에 있다고 가정한 전자의 위치 에너지값으로서 뤼드베리 상수라고 합니다.
양자도약
원자 속의 전자는 에너지를 흡수하여 높은 궤도로 올라설 수 있습니다.
에너지를 얻는 방법들은 다음과 같습니다.
다른 원자들과 충돌하여 운동에너지의 일부분을 흡수 자유전자들과 충돌하여 전자의 운동에너지를 얻음 적당한 에너지를 가진 빛(광자)을 흡수
반대로, 높은 궤도의 전자는 에너지를 방출하면서 낮은 궤도로 떨어질 수 있습니다(예: 5 → 2). 이때, 에너지는 빛(광자)의 형태로 방출됩니다.
전자 궤도는 정수값만 존재하고 그 사이에는 있을 수 없습니다. 예를들어, n = 3.2 는 될 수 없습니다.
따라서, 특정한 파장의 스펙트럼만 관찰됩니다.
스펙트럼 계열
전자가 어디까지 떨어지는가에 따라 방출하는 빛의 파장이 달라집니다.
Lyman 계열: 높은 준위의 전자가 n=1인 바닥상태로 떨어질 때 방출하는 빛의 파장
\[ \frac { 1 }{ \lambda } =R(\frac { 1 }{ { 1 }^{ 2 } } -\frac { 1 }{ { n }^{ 2 } } )\quad \quad \quad n=2,3,4… \]
\[ \frac { 1 }{ \lambda } =R(\frac { 1 }{ { 1 }^{ 2 } } -\frac { 1 }{ { n }^{ 2 } } )\quad \quad \quad n=2,3,4… \] Balmer 계열: 높은 준위의 전자가 n=2 상태로 떨어질 때 방출하는 빛의 파장
\[ \frac { 1 }{ \lambda } =R(\frac { 1 }{ { 2 }^{ 2 } } -\frac { 1 }{ { n }^{ 2 } } )\quad \quad \quad n=3,4,5… \]
\[ \frac { 1 }{ \lambda } =R(\frac { 1 }{ { 2 }^{ 2 } } -\frac { 1 }{ { n }^{ 2 } } )\quad \quad \quad n=3,4,5… \] Paschen 계열: 높은 준위의 전자가 n=3 상태로 떨어질 때 방출하는 빛의 파장
\[ \frac { 1 }{ \lambda } =R(\frac { 1 }{ { 3 }^{ 2 } } -\frac { 1 }{ { n }^{ 2 } } )\quad \quad \quad n=4,5,6… \]
\[ \frac { 1 }{ \lambda } =R(\frac { 1 }{ { 3 }^{ 2 } } -\frac { 1 }{ { n }^{ 2 } } )\quad \quad \quad n=4,5,6… \] Brackett 계열: 높은 준위의 전자가 n=4 상태로 떨어질 때 방출하는 빛의 파장
\[ \frac { 1 }{ \lambda } =R(\frac { 1 }{ { 4 }^{ 2 } } -\frac { 1 }{ { n }^{ 2 } } )\quad \quad \quad n=5,6,7… \]
λ = 빛의 파장(nm)
R = Rydberg상수( ≒ 1.097×107m-1)
(핵심 개념) 2-4. 수소의 선 스펙트럼과 보어 모형
(1) 수소 원자의 스펙트럼 : 수소 기체를 방전관에 넣고 방전시킬 때 나오는 붉은 빛을 프리즘으로 분산시키면 가시광선 영역에서 불연속적인 선 스펙트럼이 나타난다. – 러더퍼드의 모형에 위배
※ 스펙트럼 : 햇빛과 같은 백색광을 프리즘에 통과시킬 때, 빛이 분산되어 생기는 색의 띠
(2) 보어의 궤도모형 – 수소 원자의 불연속적인 선 스펙트럼을 설명하기 위해 제안
① 전자는 원자핵 주위의 일정한 에너지 준위(=전자껍질)에서만 불연속적으로 존재한다.
㉠ 에너지 준위 : 원자핵 주위에 존재하는 전자는 불연속적인 일정한 에너지 상태에 있는데 이 에너지 상태를 에너지 준위라고 한다.
㉡ 전자껍질은 원자핵으로부터 K, L, M 등의 기호와 n=1, 2, 3 등의 숫자로 나타내며 핵에서 멀어질수록 에너지 준위 증가
㉢ 각 전자껍질의 에너지 준위는 다음과 같다.
② 전자전이 할 때에는 두 궤도 사이의 에너지 차이에 만큼의 에너지를 흡수하거나 방출한다.
㉠ 바닥상태 : 전자가 가장 낮은 에너지 준위에 배치된 상태
㉡ 들뜬상태 : 바닥상태의 전자가 에너지를 흡수하여 높은 에너지 준위로 전이된 상태
※ 빛의 파장과 진동수&에너지 관계 : 빛에너지는 진동수에 비례하고 파장에 반비례한다. 즉, 짧은 파장이 빛이 방출될수록, 빛의 진동수가 클수록 방출되는 에너지가 크다.
(3) 보어 원자 모형을 이용한 수소 원자의 선스펙트럼 설명 : 수소 원자의 선 스펙트럼은 들뜬 상태의 전자가 낮은 에너지 준위의 전자껍질로 떨어질 때 나타나는 것이다.
[스펙트럼의 분석]① 계열의 파악 : 지문 내용 이용
② 에너지 크기 판단 : 간격이 좁은 쪽이 에너지가 크다.
③ 전자전이의 파악 : 에너지 작은 쪽부터 계열의 전자궤도보다 1궤도씩 높아진다.
(예) 발머계열(가시광선, L궤도로 전이)의 경우 ▶ A는 가장 에너지 간격이 넓은 전자 전이 이므로 3번 껍질에서 2번 껍질로의 전자 전이이다.
(4) 보어모형을 이용한 원소의 전자배치
▶ 전자는 에너지가 작은 가장 안쪽의 전자껍질부터 채워진다.
▶ 각 전자껍질에는 최대 2n²개의 전자가 채워질 수 있다.
▶ 가장 바깥쪽 전자껍질에는 최대로 8개의 전자가 채워진다.
① 전자껍질의 에너지 준위는 K < L < M < N < O < ∙∙ 순이며, 전자는 에너지가 낮은 전자껍질부터 차례로 채워진다. ② 각 전자껍질에 들어갈 수 있는 전자 수는 제한되어 있으며, 배치 가능한 최대 전자 수는2n² 개다. ③ 원자가 전자 : 원자의 전자 배치에서 가장 바깥 전자껍질에 들어 있는 전자 ➡ 원자가 결합을 할 때에 관여하므로 이들은 주로 원자의 화학적 성질을 결정
수소 선 스펙트럼 (Spectrum of Hydrogen)
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수소 선 스펙트럼 (Spectrum of Hydrogen)
1. 스펙트럼
스펙트럼(spectrum)이란, 빛을 파장에 따라 분해하여 나열한 것을 말한다. 빛을 분해하기 위해서는 분광기 가 필요하다. 프리즘(prism)은 가장 간단한 분광기다.
그림 1. 프리즘을 통한 분광 [출처] https://en.wikipedia.org/wiki/Prism
프리즘을 이용해 태양광(백색광)을 분해하면, 연속된 스펙트럼이 나타나는데, 그 이유는 태양이 방출하는 빛이 전체 파장 영역을 포함하고 있기 때문이다.
–
2. 선 스펙트럼의 관찰
1752년 스코틀랜드의 호기심 많은 자연철학자 토머스 멜빌(Thomas Melvill, 1726-1753)은 다양한 염(salt)을 태워보다가 물질마다 고유한 불꽃색을 갖는다는 사실을 알게 되었다. 그리고 불꽃이 내뿜는 빛을 프리즘에 통과시키자 일반적인 빨주노초파남보의 연속적인 스펙트럼이 아닌, 밝은 선만 보였다. 소금을 태웠을 때는 검은색 배경에 주황색 선(그림 2)이 보였다.
그림 2. 589 nm 부근의 나트륨 스펙트럼 [출처] https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Na-D-sodium_D-lines-589nm.jpg
1814년 독일의 조셉 폰 프라운호퍼(Joseph von Fraunhofer, 1787-1826)는 군용 관찰 렌즈의 도수를 조정하다가 프리즘으로 태양을 관찰하게 되었다. 그리고 연속적인 스펙트럼 중간중간에 무수히 많은 어두운 선들이 나타남(그림 3)을 관찰했다. 앞서 멜빌이 보았던 스펙트럼의 형태와는 반대의 모습이었다.
그림 3. 폰 프라운호퍼의 선 스펙트럼 [출처] https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Fraunhofer_lines.svg
1850년대에 이르러 로베르트 분젠(Robert Wilhelm Bunsen, 1811-1899)과 구스타프 키르히호프(Gustav Robert Kirchhoff, 1824-1887)에 의해 분광법이 체계화되었다. 분젠 버너와 프리즘, 상자와 망원경 등으로 구성된 분광기(그림 4) 덕분에 기체가 연소하는 과정에서 발생하는 빛의 스펙트럼을 손쉽게 관찰할 수 있었다.
그림 4. 분젠과 키르히호프가 만든 최초의 분광기(1860) [출처] https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Kirchhoff-Bunsen.Spectroscope.jpg
키르히호프는 원소마다 선 스펙트럼 위치와 모양이 모두 다르다는 것을 알아냈다. 어떤 원소도 같은 형태의 선 스펙트럼을 갖지 않았다. 분젠과 키르히호프 분광법은 물질에 포함된 성분 원소의 존재를 확인하고, 발견되지 않은 새로운 원소를 찾는데 적극적으로 사용되었다.
그림 5. 알칼리 금속과 알칼리토 금속의 스펙트럼 [출처] https://digital.sciencehistory.org/works/1g05fc50d.
그러나 그들은 원소들의 스펙트럼이 선의 형태로 나타나는 이유가 무엇인지, 그 선들이 의미하는 바가 무엇인지는 도무지 알 수 없었다. 이를 설명해내는 것이 당시 물리학자들의 가장 큰 과제 중 하나였지만, 거의 반 세기동안 해결되지 않았다.
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3. 수소 스펙트럼
높은 온도의 수소에서도 역시 선 스펙트럼이 관찰되었다. 가시광선 영역(400 ~ 700 nm)에서는 총 4 개의 선이 나타났는데, 선의 위치는 짧은 파장부터 410.12 nm,(H δ , violet), 434.01 nm(H γ , blue), 486.074 nm(H β , blue green), 656.21 nm(H α , red)이다.
그림 6. 수소 선 스펙트럼 (가시광선 영역 400~700 nm)
4 개의 파장은 아무 규칙성이 없어 보였다. 하지만, 이 숫자들 사이의 관계가 원자의 비밀을 푸는 열쇠가 될 것이라 믿었던 인물이 있었다. 바로, 스위스의 수학자이자 교사였던 요한 발머(Johann Jakob Balmer, 1825-1898)다.
그림 7. 요한 발머 [출처] https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Balmer.jpeg
1885년, 발머는 수소 선 스펙트럼 파장 값들 사이의 수학적 규칙성을 찾는데 몰두했다. 그리고 마침내 수학적 직관을 통해 네 파장 모두 364.56 으로 나누면, 간단한 분수꼴로 나타낼 수 있다는 것을 알았다. ( 에이, 말도 안 돼 1111 ) 그리고 그 분수들 또한, 간단한 제곱수 조합으로 나타낼 수 있음을 알았다. ( 에이, 말도 안 돼 2222 )
발머는 364.56이라는 값이 도대체 어떤 물리적 의미가 있는지, 제곱수 조합이 무얼 의미하는지 알 수 없었지만, 어쨌든 수소 스펙트럼 파장 값이 어떤 정리된 식의 형태로 일반화될 수 있다는 것을 보여주었다. 그리고 n = 7일 때의 스펙트럼 파장 값을 예측하기도 했는데, 역시나 396.97 nm로 정확했다.
발머 식
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4. 뤼드베리 식 (Rydberg formula)
그림 8. 요하네스 뤼드베리 [출처] https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Rydberg,_Janne_(foto_Per_Bagge;_AFs_Arkiv).jpg
3년 뒤, 스웨덴의 물리학자 요하네스 뤼드베리(Johannes Robert Rydberg, 1854-1919)는 보다 더 완성된 형태의 식을 제안했다. 발머 식과 두 가지 정도 차이가 있는데, 하나는 파장이 아닌 진동수 형태로 정리했다는 것과 수소 외의 원소에도 적용될 수 있는 보다 일반화된 식이었다는 것이다.
뤼드베리 식
R은 뤼드베리 상수(Rydberg constant)이며, a 와 b 는 원소의 종류에 따라 달라지는 값이다. 수소 원자의 뤼드베리 상수는 R H 로 표기하며, 1.097 × 107 m-1이다. 수소 원자의 경우 a 와 b 는 모두 0 이다. 수소 원자에 대한 뤼드베리 식은 다음과 같다. (n 1 < n 2 ) 수소 원자에 대한 뤼드베리 식 그리고, 앞선 발머의 식은 뤼드베리 식 n 1 = 2인 경우에 해당한다. 이후 자외선 영역의 라이먼(Lyman, n 1 =1) 계열을 비롯해 적외선 영역의 파셴(Paschen, n 1 =3), 브라켓(Brackett, n 1 =4), 푼트(Pfund, n 1 =5), 험프리(Humphreys, n 1 =6) 계열 등이 발견되었다. 그림 9. n=1 ~ n=6의 수소 원자 스펙트럼 [출처] https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hydrogen_spectrum.svg 발머와 뤼드베리는 측정된 스펙트럼의 파장 값을 바탕으로 일반화된 식을 찾아냈지만, 당시 여러 물리학자들과 마찬가지로 '왜 이런 식을 만족해야 하는지?', 'n 1 , n 2 의 값들이 무슨 의미를 갖는지?' 에 대해 설명할 수 없었다. - 5. 결국... 원소의 스펙트럼에 왜 이렇게 다양한 선이 나타나는지, 그리고 왜 발생하는지를 설명하기 위해서는 결국, 빛 에너지의 불연속성이 뒷받침 되어야 한다. 위의 뤼드베리 식 좌변(1/λ)을 플랑크 상수(h)와 빛의 속도(c)를 이용하여 에너지(E ) 항으로 정리하면, 스펙트럼에 나타나는 선이 나타내는 에너지 값은 어떤 두 에너지 준위 n 1 , n 2 의 차이와 같다는 것을 알 수 있다. (hcR H = 13.6 eV, 1 eV = 1.602 × 10-19 J) 이는 닐스 보어가 자신의 원자 모형을 설명하는데 바탕이 되었다. [참고한 책] * 곽영직, 양자역학으로 이해하는 원자의 세계, 지브레인 * 김영훈, 빛과 전자의 초대 Quantum, 김영훈, 진샘미디어 - 수소 선 스펙트럼 (끝) - * 긴 글 읽어주셔서 감사합니다. 내용 중 오타나 문맥상 오류 등이 있는 경우 댓글로 알려주시면, 최대한 빠른 시일 내에 수정/답변드리도록 하겠습니다. [관련글] 보어의 원자 모형(150) https://stachemi.tistory.com/150 [참고] Rydberg formula (Wikipedia) 728x90 반응형
[일반화학] 04. 수소원자의 선 스펙트럼
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수소원자의 선 스펙트럼
그림 1. 원자마다 다른 선 스펙트럼
1885년, 스위스의 수학자이자 물리학자였던 요한 발머(Johann Jakob Balmer, 1825-1898)는 말년에 스펙트럼 연구를 통해 원자가 갖는 고유한 선 스펙트럼을 수식화하는 데 성공했다.
Johann Jakob Balmer (1825-1898)
그림 2. 발머의 실험
1. 진공 상태의 방전관에 수소 기체를 저압상태로 만든 뒤 고전압을 걸면, 음극으로부터 튀어나온 전자가 양극으로 이동하다가 수소 분자의 껍질에 존재하는 전자와 충돌하게 된다.
2. 이때의 충돌로 인해 수소 분자의 전자는 들뜨게 되고, 들뜬 전자가 이후 바닥상태로 돌아가면서 전자 껍질 간 에너지만큼이 다시 빛의 형태로 방출된다.
3. 들뜬 전자가 바닥 상태로 돌아가면서 내뿜는 빛의 성분을 프리즘에 투과시키면 빛이 분해되면서 선 스펙트럼이 얻어진다.
– 고에너지 상태의 수소 내 전자가 이후 방출한 빛을 프리즘(prism)에 투과시키면 특정한 선 스펙트럼이 얻어진다.
– 가시광선 영역에서 관찰되는 선은 총 4개이다.
(1) 656.3nm
(2) 486.1nm
(3) 434.0nm
(4) 410.1nm
수소원자의 선 스펙트럼 실험을 통해 전자의 이동 시 그 차이만큼의 에너지 ‘흡수 및 방출’이 일어남을 확인하게 되었다.
– 낮은 에너지 준위에서 높은 에너지 준위로 전자가 여기될 때, 전자는 그 에너지 차이만큼의 에너지를 흡수한다.
– 높은 에너지 준위에서 낮은 에너지 준위로 전자가 안정될 때, 전자는 그 에너지 차이만큼의 에너지를 방출한다.
그림 3. 네온사인의 불빛 역시 선스펙트럼의 원리를 응용한 것이다. / Neon signs operate by exciting a gas at low partial pressure using an electrical current.
발머는 4개의 분리된 스펙트럼 정보로 가시 파장(visible wavelengths)와 밀접한 경험식(empirical equation)을 유도(1885)했다.
Balmer Series(발머계열)
– λ: 파장
– R: 리드버그 상수(Rydberg constant: 1.097×10^7[1/m])
– n: 전자의 에너지 준위
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그림 4. 발머 계열 경험식에서 n은 에너지 준위를 의미한다.
n=2보다 높은 에너지 준위에서 n=2로 전자가 전이되면서 방출하는 빛은 ‘가시광선’이고 이때 빛들을 발머 계열이라고 부른다.
라이먼 계열과 파셴 계열
1. Lyman series: n=1보다 높은 에너지 준위에서 n=1로 전자가 전이되면서 방출하는 빛은 자외선이고 이때 빛들을 라이먼 계열이라고 부른다.
2. Paschen series: n=3보다 높은 에너지 준위에서 n=3으로 전자가 전이되면서 방출하는 빛은 적외선이고 이때 빛들을 파셴 계열이라고 부른다.
발머 계열을 포함한 전 계열에 대한 (일반적인) 경험식은 다음과 같다.
#화학 #일반화학 #발머계열 #라이먼계열 #파셴계열 #수소원자 #선스펙트럼
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수소 원자의 스펙트럼과 수소 원자의 에너지 준위
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수소 원자의 스펙트럼과 수소 원자의 에너지 준위
수소 원자 스펙트럼과 수소 원자 에너지 준위
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“수소 스펙트럼에서 선의 간격이 일정하지 않은 것은
수소 원자의 에너지 준위가 불연속적이기 때문이다.” (×)
“수소 스펙트럼에서 선의 간격이 일정하지 않은 것은
수소 원자의 에너지 준위 간격이 일정하지 않기 때문이다.” (○)
( 참고 https://ywpop.tistory.com/7025 )
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수소 원자의 에너지 준위 특징(특성)
1. 불연속적이다.
2. 그 간격은 일정하지 않다.
수소 원자의 에너지 준위 특징(특성) 중,
1. 불연속적이다.
이것만 놓고 본다면,
수소 원자 스펙트럼은 2가지 방식으로 관찰 가능할 것이다.
첫째, 일정한 간격으로 선 스펙트럼이 관찰된다.
둘째, 일정하지 않은 간격으로 선 스펙트럼이 관찰된다.
실제 수소 원자 스펙트럼은
일정하지 않은 간격으로 선 스펙트럼이 관찰되므로,
( 참고 https://ywpop.tistory.com/7437 )
이것으로부터,
2. 그 간격은 일정하지 않다.
라는 특성을 알게 된 것이다.
정리하면,
첫째, 수소 원자 스펙트럼은
연속 스펙트럼이 아닌, 선 스펙트럼이다.
—> 이것으로부터
수소 원자의 에너지 준위는 불연속적이다.
( 수소 원자에서 전자가 가지는 에너지는 불연속적이다. )
라는 것을 알 수 있고,
둘째, 수소 원자의 선 스펙트럼에서
선과 선 사이의 간격은 일정하지 않다.
—> 이것으로부터
수소 원자의 에너지 준위는 그 간격이 일정하지 않다.
라는 것을 알 수 있다.
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키워드에 대한 정보 수소 원자 스펙트럼
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