Politechnika Warszawska
Wydział Fizyki
29
Laboratorium Fizyki I Płd.
Piotr Jaśkiewicz
Jerzy Antonowicz
OPTYCZNA ANALIZA WIDMOWA
1. PODSTAWY FIZYCZNE
Ciało ogrzane do wysokiej temperatury, poddane wyładowaniu elektrycznemu lub
naświetleniu promieniowaniem o odpowiedniej długości fali  samorzutnie emituje promieniowanie
elektromagnetyczne. Jeżeli promieniowanie to zawiera się w zakresie ok. 380 - 780 nm, wtedy
obserwujemy je w postaci światła widzialnego, którego zależność natężenia od długości fali możemy
analizować przy pomocy spektroskopu optycznego. Obserwowaną zależność natężenia
promieniowania od długości fali nazywamy widmem. Widmo promieniowania wysyłanego przez
świecące ciało nazywamy widmem emisyjnym.
Ciało stałe lub ciecz, podgrzane do wysokiej temperatury wysyłają z niezerowym
prawdopodobieństwem fale o różnych długościach, czyli emitują widmo ciągłe.
Jeżeli świecący gaz składa się z oddzielnych, nieoddziałujących ze sobą atomów, to jego
widmo nazywamy atomowym. Widma atomowe są widmami liniowymi (składającymi się
z oddzielnych linii). Jeżeli ciało jest gazem składającym się z wieloatomowych, oddziałujących
ze sobą cząsteczek, to jego widmo jest widmem pasmowym.
Przepuszczając przez badane ciało promieniowanie o widmie ciągłym otrzymujemy widmo
absorpcyjne", w którym obserwujemy ciemne obszary odpowiadające długościom fal
promieniowania pochłoniętego przez to ciało.
a
b
c
1
d

nadfiolet
podczerwień obszar widzialny
Rys. 1. Rodzaje widm optycznych.
a - widmo pasmowe; b - widmo absorbcyjne; c - widmo ciągłe; d - widmo liniowe.
**
2. WIDMO ATOMU WODOROPODOBNEGO
Badania widm liniowych atomów różnych pierwiastków, prowadzone przez Rydberga, Ritza
i Kaysera, doprowadziły do sformułowania empirycznego wzoru określającego długości wszystkich
linii widma atomowego:
1
= Tm - Tn , (1)

gdzie  oznacza długość fali danej linii emitowanego promieniowania a wyrażenia Tm i Tn
nazywane termami, przyjmują wartości odpowiednio:
"
Absorpcja - pochłanianie
**
Atom wodoropodobny  układ dwóch ciał, jednego elektronu i jądra atomowego, związanych
oddziaływaniem kulombowskim
Optyczna analiza widmowa 2
R R
Tm = i Tn = , (2)
m2 n2
m = 1, 2 ,3,... , natomiast dla danego m liczba n przyjmuje wartości całkowite zaczynające się od
m+1, a R jest tzw. stałą Rydberga, równą ok. 10967758 m-1.
Każdej linii widmowej można przypisać układ dwóch termów, których różnica pozwala
obliczyć odwrotność długości fali emitowanego światła, według zależności:
�#
1 1 1 ś#
ś#
= Rś# - ź# . (3)
ź#

�# m2 n2 #
Zespół linii widmowych odpowiadający stałej wartości m nazywamy serią widmową.
Warto zapamiętać nazwiska pierwszych odkrywców poszczególnych serii. I tak serię dla
m = 1 przy (n = 2, 3, 4, ...) nazywamy serią Lymana, m = 2 przy (n = 3, 4, 5, ...) - serią Balmera,
m = 3 przy (n = 4, 5, 6, ...) - serią Paschena - Fowlera, m = 4 przy (n = 5, 6, 7, ...) - serią Bracketta,
m = 5 przy (n = 6, 7, 8, ...) - serią Pfunda, m = 6 przy (n = 7, 8, 9, ...) - serią Humphreusa.
3. MODEL BOHRA ATOMU WODORU
W roku 1913 duński fizyk Niels Bohr opracował teoretyczny model atomu wodoru. Opierając
się na modelu Rutherforda, Bohr opisał atom w sposób analogiczny do opisu układu planetarnego.
Model swój, częściowo klasyczny, częściowo kwantowy, uzupełnił o dwa postulaty.
Według Bohra atom składa się z ciężkiego jądra zawierającego ładunek dodatni i krążących
wokół jądra lekkich elektronów, obdarzonych ładunkiem ujemnym. Wokół jądra atomu wodoru
krąży jeden elektron, którego ruch można opisać przy pomocy praw mechaniki klasycznej. Elektron
może się poruszać tylko po określonych, kołowych, stacjonarnych orbitach, na których zachowuje
stały, skwantowany* moment pędu, będący wielokrotnością stałej Plancka dzielonej przez 2Ą
(pierwszy postulat Bohra). Zmiana orbity elektronu jest możliwa tylko w połączeniu z absorpcją
(przeskok z niższej orbity na wyższą) lub emisją (przeskok z wyższej orbity na niższą) kwantu
energii (fotonu) równej różnicy energii elektronu na obu orbitach (drugi postulat Bohra).
Promienie orbit elektronów oraz wartości ich energii na poszczególnych orbitach można
wyliczyć w sposób następujący:
Pierwszy postulat Bohra oznacza, że moment pędu elektronu na n - tej orbicie spełnia
warunek:
mevrn = nh . (4)
gdzie me jest masą spoczynkową elektronu, n = 1, 2, 3, ... oznacza numer orbity elektronu
h
(tzw. główną liczbę kwantową), h = , przy czym h jest stałą Plancka**, rn jest promieniem n - tej
2Ą
orbity, v - prędkością elektronu.
Energia elektronu składa się z energii kinetycznej i energii potencjalnej elektronu w polu
elektrostatycznym jądra:
mev2 1 e2
En = - . (5)
2 4Ą�0 rn
gdzie e oznacza ładunek elektronu, a �0 przenikalność dielektryczną próżni.
*
Skwantowany - nieciągły, przyjmujący dyskretne wartości.
h
**
Wielkość h = nazywamy  h kreślonym .
2Ą
Optyczna analiza widmowa 3
0 Przyrównanie siły dośrodkowej i siły kulombowskiego przyciągania
elektronu do jądra przy założeniach, że ciężkie jądro jest nieruchome
E5
a oddziaływanie grawitacyjne elektronu z jądrem jest - przy małej masie
elektronu - zaniedbywalne, prowadzi do równania ruchu elektronu po
E4
-1
kołowej orbicie:
E3
mev2 1 e2
= , (6)
2
-2 rn 4Ą�0 rn
Usuwając z równań (4) i (6) prędkość v elektronu otrzymujemy
dopuszczalne wartości promieni orbit:
-3
E2
4Ą�0h2
rn = n2 (n = 1, 2, 3, ...) (7)
mee2
-4
Promień pierwszej orbity elektronowej w atomie wodoru nosi nazwę
promienia Bohra i jest równy r0 = 0,529177�"10 -10 m*.
-5
Ponieważ z równania (6) wynika, że:
-6 mev2 1 e2
= , (8)
2 4Ą�0 2rn
zatem równanie (5) można przekształcić do postaci:
-7
�#
1 e2 e2 ś# 1 e2
ś# ź#
En = - = . (9)
4Ą�0 ś# 2rn rn ź# 4Ą�0 2rn
-8
�# #
Podstawiając do powyższego równania wartość promienia n - tej orbity (7),
otrzymujemy dozwolone wartości energii elektronu w atomie
-9
wodoropodobnym:
mee4 1
-10
En = - , (10)
2 2
32Ą �0 h2 n2
przedstawione w zachowanej skali na rysunku 2 (1 eV = 1,602�"10 -19 J).
-11
Jeżeli analogiczne rozważania przeprowadzimy dla ruchu
pojedynczego elektronu wokół jądra dowolnego pierwiastka (atomu
-12 wodoropodobnego) o liczbie atomowej Z, równej liczbie protonów w jądrze
i ładunku Ze, wyrażenia (7) i (10) przekształcą się do postaci:
4Ą�0h2
-13
rn = n2 , (n = 1, 2, 3, ...) (11)
meZe2
-13,6
E1
*
przyjęto oznaczać promień Bohra przez r0 lub a0 zamiast r1
energia elektronu [eV]
Rys. 2 Rozkład wartości energii elektronu w atomie wodoru.
Optyczna analiza widmowa 4
2
mee2(Ze)2 1 meZ e4 1
En = - = - (n = 1, 2, 3, ...). (11)
2 2 2 2
32Ą �0 h2 n2 32Ą �0 h2 n2
Atom wodoru z elektronem znajdującym się na poziomie n = 1 znajduje się w stanie
podstawowym. Z kolei z kwantowej teorii światła wiemy, że falę elektromagnetyczną
o częstotliwości � możemy przedstawić w postaci strumienia cząstek (fotonów), gdzie każdy z nich
niesie energię "E = h�. Gdy atom pochłonie kwant energii o wartości ściśle odpowiadającej różnicy
energii poziomu podstawowego i któregokolwiek poziomu o wyższym n = m , znajdzie się w stanie
wzbudzonym. Atom przebywa w stanie wzbudzonym dość krótko (rzędu 10-8  10-9 s), a następnie
powraca do stanu podstawowego, emitując z powrotem kwant energii. W przypadku, gdy
wzbudzony atom emituje jeden kwant energii w postaci fotonu, możemy obliczyć jego energię jako:
mee4 �# 1 1 ś#
"E = En - Em = - ś# - ź# . (12)
ś# ź#
2 2
32Ą �0 h2 n2 m2 #
�#
c
Ponieważ "E = h� = h , zatem można zależność (12) przedstawić w postaci:

1 mee4 �# 1 1 ś# mee4 �# 1 1 ś#
= - ś# - ź# = ś# - ź# . (13)
ś# ź# ś# ź#
2 2 3 2

32Ą �0 h2 hc n2 m2 64Ą �0 h3 c m2 n2 #
�# # �#
Porównując zależność (3) z (14) otrzymaliśmy w ten sposób analityczną postać stałej
Rydberga, której wartość po podstawieniu przybliżonych wartości liczbowych:
me = 9,110�"10 -31 kg; e = 1,602�"10 -19 C; �0 = 8,854�"10 -12 F/m;
h = 1,055�"10 -34 Js; c = 2,998�"10 8 m/s;
wynosi 10974191,404 m-1, co daje bardzo dobrą zgodność ze wartością wyznaczoną doświadczalnie.
Analiza rysunku 2 prowadzi do pytania, jak zachowa się elektron po absorpcji kwantu
o energii większej od 13,6 eV? Przede wszystkim należy zauważyć, że dla energii większej od
13,6 eV nie obowiązują już zasady kwantowania energii elektronu w polu elektrycznym jądra.
Elektron może zaabsorbować kwant o dowolnej energii większej od Ej = 13,6 eV i wydostać się
z atomu, stając się elektronem swobodnym. Dla wodoru Ej jest energią jonizacji, a widmo energii
elektronu będzie widmem ciągłym. Długością fali odpowiadającej krótkofalowej granicy widma
liniowego atomu wodoru będzie:
hc
 = = 91,166 nm (nadfiolet). (14)
f
E
j
4. METODY SPEKTROSKOPOWE
Spektroskop jest urządzeniem do badania widma, czyli zależności dowolnej wielkości
fizycznej od długości fali promieniowania padającego na próbkę, emitowanego przez próbkę lub
w inny sposób skojarzonego z badanym układem. Spektroskop optyczny służy do badania rozkładu
widmowego światła w zakresie widzialnym, czyli zależności jego natężenia od długości fali
emitowanej lub przepuszczanej przez próbkę. Elementy optyczne spektroskopu muszą z niewielkimi
stratami przepuszczać badane promieniowanie. Ponieważ wszystkie materiały optyczne posiadają
własną charakterystykę widmową, czyli wykazują różne własności fizyczne dla różnych długości fal,
spektroskopy projektowane są do badania rozkładu widmowego światła w określonym zakresie
długości fali.
Optyczna analiza widmowa 5
W celu przeprowadzenia analizy widmowej spektroskop optyczny winien być wyposażony
w element rozdzielający analizowane promieniowanie na widmo (według długości fali lub jej
częstości). Najpopularniejszymi spektroskopami optycznymi są spektroskopy pryzmatyczne
(wykorzystujące zjawisko rozszczepienia światła przez pryzmat) i siatkowe (wykorzystujące
zjawisko ugięcia światła na siatce dyfrakcyjnej). Podstawowymi parametrami takiego urządzenia są:
zakres długości fali badanego promieniowania, czułość (minimalna, zauważalna zmiana natężenia
promieniowania o danej długości fali) i rozdzielczość, definiowana jako /", (stosunek długości
fali do różnicy dwóch długości fal, które jeszcze można przy pomocy danego spektroskopu
rozróżnić).
5. WYKONANIE ĆWICZENIA
435,8 546,1
4000
3000
2000
579,1
577,0
491,6
1000
690,8
698,1
0
450 500 550 600 650 700
 [nm]
Rys. 3. Widmo rtęci.
Badane gazy znajdują się w rurkach Geisslera  Pl�ckera, umieszczonych przed szczeliną
spektroskopu.
1. Za pomocą pokrętła należy ustawić rurkę z badanym gazem naprzeciwko szczeliny
spektroskopu, włączyć włącznik główny, zasilacz wysokiego napięcia oraz zasilacz oświetlenia
skali.
2. W pierwszym etapie badań należy wyskalować spektroskop przy pomocy rurki z parami rtęci,
przyporządkowując na podstawie rys. 3 długości fali () liczbom na skali spektroskopu (s).
3. Korzystając z programu komputerowego wykonać wykres otrzymanej zależności (s).
Do punktów pomiarowych dopasować krzywą drugiego stopnia przyjmując liczbę punktów
ekstrapolacji równą 5000. Oszacować zdolność rozdzielczą spektroskopu, przyjmując jako "
różnicę długości fal odpowiadającą połowie najmniejszej podziałki na skali spektrometru.
Pozostawić wykres na ekranie komputera.
4. W kolejnym etapie wykonać pomiary długości fal odpowiadających liniom widm emisyjnych
gazów wskazanych przez asystenta, notując względne natężenia (intensywności, według własnej
oceny) prążków oraz wykorzystując wykonaną krzywą skalowania. Wyniki umieścić w tabelach
oznaczonych nazwą badanego gazu.
Natężenie linii
[jednostki umowne]
Optyczna analiza widmowa 6
5. Na podstawie uprzednio wykonanej krzywej skalowania odpowiedzieć na pytanie, czy dublet
sodowy jest możliwy do zaobserwowania przy pomocy używanego w ćwiczeniu spektroskopu.
6. Przed szczeliną spektroskopu umieścić lampę sodową i spróbować zaobserwować dublet
sodowy, a następnie ewentualnie zmierzyć długości fal odpowiadające obu prążkom.
7. Określić maksymalny błąd pomiaru jako różnicę odczytywanych długości fal dla przesunięcia
skali spektroskopu o wartość połowy odległości między działkami.
6. OPRACOWANIE WYNIKÓW
1. Narysować widma badanych gazów w formie analogicznej do rys. 3.
2. Na podstawie zaobserwowanych linii widma wodoru oraz przy założeniu, że obserwowane linie
emisyjne należą do serii Balmera, obliczyć stałą Rydberga i porównać z wartością teoretyczną.
3. Obliczyć wartości energii odpowiadające prążkom dubletu sodowego. Porównać otrzymane
wartości z danymi tablicowymi.
4. Określić błędy obliczonych wartości.
5. Zidentyfikować gazy o energiach przejść promienistych wymienionych w tabeli poniżej:
gaz I gaz II
Energia [eV] Intensywność względna Energia [eV] Intensywność względna
2,46978 200 2,47829 40
2,43865 250 2,46225 100
2,41999 400 2,41096 100
2,38162 500 2,32691 250
2,3366 200 2,32241 200
2,32576 500 2,32146 80
2,26844 200 2,29684 600
2,23009 500 2,22986 50
2,22685 2000 2,19285 100
2,22282 80 2,16886 50
2,19561 100 2,15789 120
2,18312 400 2,15186 800
2,17987 200 2,13702 120
2,12661 100 2,13125 400
2,11283 3000 2,11948 5000
2,07006 200 2,11214 1000
2,06949 60 2,10888 1000
2,04821 60 2,10153 600
1,93207 300 2,10012 600
1,93181 100 2,08656 1000
1,92126 200 2,07934 1000
1,88799 150 2,07615 1000
1,85159 60 2,07584 1200
1,7965 100 2,07154 800
1,93207 300 2,05709 1000
1,93181 100 2,04207 1000
1,92126 200 2,03476 800
1,88799 150 2,02404 600
1,85159 60 2,01923 1000
1,7965 100 2,0125 1200
-- -- 2,00646 2500
6. We wnioskach spróbować odpowiedzieć na pytanie, co oprócz linii widmowych widać było
w okularze spektroskopu?
Optyczna analiza widmowa 7
7. PYTANIA KONTROLNE
1. Wymienić postulaty Bohra i wyjaśnić ich sprzeczność z wnioskami wypływającymi z równań
Maxwella.
2. Zdefiniować atom wodoropodobny.
3. Z czego wynikają wartości energii elektronu na poszczególnych orbitach w atomie wodoru ?
4. Co to jest widmo? Wymienić rodzaje widm emisyjnych.
8. LITERATURA
1. I.W. Sawieliew, Wykłady z fizyki, t. 3, Wydawnictwo Naukowe PWN W-wa (1998)
2. D. Halliday, R. Resnick, J. Walker, Podstawy Fizyki cz. 5, Wydawnictwo Naukowe PWN W-wa
(2003)
3. C.J. Sansonetti, M.L. Salit, J. Reader, Applied Optics 35, 74-77, (1996)
4. H. Haken, H.C.Wolf, Atomy I kwanty. Wprowadzenie do współczesnej spektroskopii atomowej.
Wydawnictwo Naukowe PWN (1996)
9. DODATEK
n = 5
n = 4
n = 3
Rys. 4.
n = 2
Promienie kolejnych orbit elektronu
n = 1
według modelu Bohra. W skali
rysunku jądro jest niewidoczne z
powodu małych rozmiarów.
Modelu atomu wodoru Bohra nie dało się zastosować do opisu atomów innych pierwiastków,
głównie z powodu zastosowania w nim częściowo kwantowego, a częściowo klasycznego opisu
ruchu elektronu w polu jądra. Pokazane na rys. 4 kołowe orbity elektronu są jedynie pierwszym
przybliżeniem rzeczywistości. Z praw fizyki współczesnej wiemy, że elektronowi można przypisać
falę materii (patrz instrukcja do ćwiczenia 37) o długości proporcjonalnej do odwrotności pędu
elektronu (teoria de Broglie a powstała póz
niej niż model Bohra). Na podstawie wartości energii
elektronu możemy obliczyć jego pęd :
pn = 2meEn , (15)
a stąd długość fali materii stowarzyszonej z elektronem:
h
n = . (16)
pn
Optyczna analiza widmowa 8
Pierwszy postulat Bohra można na podstawie (16) przekształcić następująco:
nh h
mevrn = nh �! pnrn = �! 2Ą rn = nh �! 2Ą rn = n . (17)
2Ą 
Wynika stąd, że na długości obwodu kołowej orbity odkłada się całkowita wielokrotność
długości fali stowarzyszonej z elektronem, czyli fala stojąca.
fala stojąca związana z elektronem, o długości ,
na orbicie o promieniu r2 istnieć nie może
orbita  zabroniona

2
orbita  dozwolona
r2
r1 = rn
Rys. 5.
Fala stojąca na orbicie kołowej o promieniu rn wyznaczonym z zależności (7)
Oznacza to, że usunięta została sprzeczność wynikająca z konieczności
wypromieniowywania energii przez poruszający się (z przyśpieszeniem dośrodkowym) elektron,
co wynika z klasycznych równań Maxwella.
Na rys. 5 przedstawiono falę materii o długości  wzdłuż obwodu kołowej orbity elektronu
z modelu Bohra. Z rysunku 5 oraz z (17) wynika, że fala o długości  może utworzyć falę stojącą
jedynie na orbitach o promieniach równym wartościom opisanym zależnością (7).
Sformułowanie modelu wyjaśniającego powstawanie widm atomowych było pierwszym
krokiem do współczesnej wiedzy o budowie atomu. Strukturę energetyczną powłok elektronowych
najprościej zobrazować w formie diagramu, pokazanego na rys. 6. Na rysunku wykreślono poziomy
energetyczne atomu wodoru. Oś pionowa wyznacza wartości energii elektronu wraz z wartościami
głównej liczby kwantowej - n. Oś pozioma podzielona jest na odcinki odpowiadające drugiej
liczbie kwantowej, l. Wyróżnioną czcionką pokazano tzw. notację spektroskopową, systematyzującą
nazwy powłok (K, L, M, N, ...) i podpowłok (1s, 2s2p, 3s3p3d, 4s4p4d4f, ...) elektronowych
w atomie, pochodzącą z czasów Rydberga i stosowaną do dziś.
Optyczna analiza widmowa 9
l = 0 l = 1 l = 2 l = 3 l = 4 l = 5 l = 6
n = "
0
n = 6
seria
n = 5
4p
4f Humphreusa
4s 4d
seria
n = 4
-1
Pfunda
seria N
3p
3s 3d
Bracketta
n = 3 M
seria
-2
Paschena - Fowlera
seria Balmera
-3
2p
2s
L
n = 2
-4
-5
-6
-7
Rys. 6. Struktura poziomów energetycznych
atomu wodoru.
-8
Poziomy energii elektronu w atomie i serie
seria
przejść elektronów między tymi poziomami.
Lymana
n oznacza numer poziomu energetycznego
-9
(główną liczbę kwantową).
l określa orbitalny moment pędu elektronu
i oznacza poboczną (azymutalną) liczbę
-10
kwantową.
Wyróżnioną czcionką pokazano tzw. notację
spektroskopową, systematyzującą nazwy powłok
-11
(np. K) i podpowłok (np. 2s) elektronowych
w atomie.
-12
-13
-13,6 1s K
n = 1
energia elektronu [eV]
Optyczna analiza widmowa 10
Dokładne pomiary spektroskopowe widma wodoru ujawniły pewne niejasności w modelu
Bohra. Zaobserwowano mianowicie, że linie widmowe nie są pojedynczymi liniami, ale każda z nich
składa się z kilku linii składowych. Na podstawie tych obserwacji Sommerfeld dokonał rozszerzenia
modelu Bohra. Sommerfeld postulował, że w modelu atomu dopuścić należy, podobnie jak
w problemie Keplera, oprócz orbit kołowych, również orbity eliptyczne. Do rozróżnienia orbit
kołowych i eliptycznych konieczne jest wprowadzenie drugiej liczby kwantowej l (zwanej również
orbitalną) określającej kształt (spłaszczenie) orbity. Długość większej półosi wyznacza wartość
głównej liczby kwantowej n. Półoś mniejsza jest określana przez drugą liczbę kwantową
przyjmującą n wartości z zakresu l = 0, ..., n-1. Kształty orbit eliptycznych dla pierwszych czterech
głównych liczb kwantowych n i odpowiadających im liczb orbitalnych l zostały schematycznie
przedstawione na rysunku 7.
l=3
l=2
l=1 l=2
l=0 l=1 l=1
l=0 l=0 l=0
n=1 n=2 n=3 n=4
Rys. 7.
Kształty orbit elektronu odpowiadające różnym liczbom kwantowym n i l.
Długość większej półosi elipsy określona jest przez liczbę główną n, natomiast długość
mniejszej półosi jest reprezentowana przez kwantową liczbę orbitalną l.
Prędkość elektronów na orbicie kołowej jest stała, natomiast na orbitach eliptycznych
prędkość elektronu zależy od odległości od jądra. Pomimo, że prędkość elektronów w atomie
wodoru jest mniejsza niż 1% prędkości światła, relatywistyczna poprawka do energii powoduje
występowanie niewielkich różnic w energiach orbit o różnych małych półosiach. Sommerfeld
pokazał, że to efekt relatywistyczny powoduje rozszczepienie poziomu energetycznego opisywanego
przez liczbę n na n podpoziomów o różnych l, co obserwowane jest jako rozszczepienie
pojedynczych linii widmowych. Efekt relatywistyczny prowadzi do rotacji peryhelium* orbity.
W intuicyjnym obrazie, elektron porusza się wokół jądra ruchem rozetowym (rys. 8).
Rys. 8.
Rotacja peryhelium orbity eliptycznej
podczas ruchu elektronu wokół jądra
w atomie wieloelektronowym.
Zacieniowany obszar symbolizuje powłokę
-e
elektronową. Zewnętrzny elektron wędruje
po  orbicie nurkującej , zagłębiając się
w elektronową powłokę atomu.
Oprócz głównej liczby kwantowej n, oznaczającej w chemii numer powłoki elektronowej
oraz liczby orbitalnej l odpowiedzialnej za poprawkę relatywistyczną, istnieją jeszcze dwie liczby
kwantowe: magnetyczna - m oraz spinowa - s. Istnienie liczby magnetycznej związane jest
*
Peryhelium  punkt na orbicie znajdujący się najbliżej jądra
Optyczna analiza widmowa 11
z istnieniem skończonej ilości możliwych orientacji przestrzennych orbity elektronu. W obecności
pola magnetycznego każde z takich położeń ma nieco inną energię, co prowadzi do kolejnego
rozszczepienia linii widmowych i znane jest jako efekt Zeemana. Z kolei liczba spinowa jest
świadectwem faktu, że elektron oprócz orbitalnego momentu pędu posiada wewnętrzny moment
pędu charakteryzowany przez kwantową liczbę spinową s = 1/2. Wzajemna relacja pomiędzy
momentem orbitalnym a wewnętrznym momentem pędu elektronu prowadzi do rozszczepienia linii
widmowej na dwie blisko siebie leżące linie. Efekt ten znany jest jako sprzężenie spin-orbita.
W przypadku żółtej linii widmowej sodu rozszczepienie wywołane tym sprzężeniem wynosi
0,0021 eV.
Widma atomów metali alkalicznych* są kolejnym, po widmach atomów z jednym
elektronem, stosunkowo prostym przykładem widm. W atomach metalu alkalicznego elektron
walencyjny o ładunku -e porusza się w stosunkowo dużej odległości od jądra w polu
elektrostatycznym układu cząstek o ładunku +Ze, które w znacznym stopniu ekranowane jest przez
Z-1 elektronów. W ten sposób problem wielu ciał można zredukować do problemu jednej cząstki,
a poziomy energetyczne atomu metalu alkalicznego rozpatrywać w kategoriach atomu
jednoelektronowego. W tym sensie obraz przedstawiony na rysunku 8 pozostaje słuszny nawet
w mechanice kwantowej. Ekranowanie elektronów uwzględnia się wprowadzając tzw. efektywną
główną liczbę kwantową, nie będącą w ogólności liczbą całkowitą. Diagram poziomów
energetycznych dla sodu obliczony przy użyciu efektywnej liczby kwantowej przedstawiony jest
na rysunku 9.
Należy w tym miejscu nadmienić, że przedstawiony powyżej skrótowo model Bohra-
Sommerfelda należy do tzw.  starej teorii kwantów , w której próbowano wykorzystać niektóre
pojęcia klasyczne do opisu zjawisk atomowych. W miarę prawidłowo opisuje ona jedynie atom
wodoru, i to bez możliwości wprowadzenia spinu. Już przy obliczeniach dla atomu z dwoma
elektronami, wyniki obliczeń stają się wyraz
nie niezgodne z doświadczeniem. Trudności, które
napotykał model Bohra-Sommerfelda zostały usunięte wraz z rozwojem mechaniki kwantowej,
zapoczątkowanym przez Schr�dingera, Heisenberga i Diraca. Rozwiązując równanie Schr�dingera
dla elektronu poruszającego się w polu dodatniego jądra otrzymamy rozwiązanie, którym nie można
opisać  toru elektronu. Otrzymujemy za to wartości poziomów energetycznych En oraz funkcje
falowe, które określają prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w przestrzeni otaczającej jądro.
Pierwsze trzy liczby kwantowe (n, l, m) wyznaczają znane z teorii wiązań międzyatomowych
orbitale, których kształt wynika bezpośrednio z analitycznej postaci funkcji falowych, będących
rozwiązaniami równania Schr�dingera.
Wszystkie rysunki w niniejszej instrukcji wykonano w skali energii odpowiadającej opisanym
w niej modelom matematycznym.
*
Metale alkaliczne - pierwiastki chemiczne (np.: Li, Na, K) o własnościach metalicznych, których atomy
charakteryzuje obecność pojedynczego, zewnętrznego, słabo związanego elektronu.
Optyczna analiza widmowa 12
2
S1/2 2P3/2 2P1/2 2D3/2,5/2 2F5/2,7/2
0
n = "
n = 6 n = 6
n = 7
n = 5
n = 5
n = 6
n = 5
n = 5
n = 4
n = 4
-1
n = 5
n = 4
n = 4
n = 3
n = 4
-2
-3
n = 3 n = 3
589,6 nm
589,0 nm
-4
Rys. 9.
Diagram poziomów energetycznych dla sodu
obliczony przy użyciu efektywnej liczby
kwantowej. Żółte linie oznaczają przejścia
-5
tworzące dublet sodowy.
n = 3
-5,12
energia elektronu [eV]