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Atomphysik für den Schulunterricht 11.4.2007 Stefan Heusler Nr.2 : Atomspektren.

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Präsentation zum Thema: "Atomphysik für den Schulunterricht 11.4.2007 Stefan Heusler Nr.2 : Atomspektren."—  Präsentation transkript:

1 Atomphysik für den Schulunterricht Stefan Heusler Nr.2 : Atomspektren

2 Wiederholung: Obertöne offenes und halboffenes Rohr, Beispiel Kammerton A (440 Hz) Grundton offenes Rohr, f=440HzGrundton halboffenes Rohr, f=220Hz 1. Oberton offenes Rohr, f=880Hz 2. Oberton offenes Rohr, f=1320Hz 1. Oberton halboffenes Rohr, f=660Hz 2. Oberton halboffenes Rohr, f=1100Hz k-ter Oberton offenes Rohr, f=k*440 Hzk-ter Oberton halboffenes Rohr, f=(2k+1)*220 Hz

3 Kontinuierliche und diskrete Farbspektren Ein Prisma spaltet das Sonnenlicht in die Regenbogenfarben Welche Farben kann man beobachten, wenn man spezielle Stoffe wie z.B. Kochsalz verbrennt? Bunsen und Kirchhoff haben um 1860 systematisch Farbspektren von verschiedenen chemischen Substanzen aufgenommen. Zentrale Beobachtung: Einzelne chemische Substanzen können nur ganz bestimmte Farben emittieren.

4 Das einfachste Atom: Wasserstoff Wir betrachten das einfachste Atom, das es gibt: Wasserstoff Wasserstoff (H) besteht auf einem einzigen Proton und einem einzigen Elektron. Das Proton ist ca. tausendmal schwerer als das Elektron. Es bildet den Atomkern, um den das Elektron herumschwirrt. Wenn durch thermische Anregungen das Atom angeregt wird, fängt es an zu leuchten (Ohne Anregung ist das Wasserstoffatom dunkel!).

5 Gemessenes Wasserstoffspektrum, von infrarot bis ultraviolett Frage: Wie kann man diese Beobachtung erklären? Welche Rückschlüsse auf Aufbau des H-Atom sind möglich?

6 Zusammenhang des beobachteten Spektrum zu Elektronschwingungen im Atom Idee: Wir sehen die Lichtenergie, die das angeregte Elektron aussendet, um sich wieder abzuregen. Beobachtung: Ohne Anregung bleibt das Wasserstoffatom dunkel. Wenn wir es z.B. durch thermische Stöße anregen, fängt es an zu leuchten. Wenn diese Hypothese korrekt ist, dann entspricht die Energie des emittierten Lichts der DIFFERENZ der Energie zwischen zwei möglichen Schwingungszuständen des Elektrons.

7 Hypothese: Erlaubte Elektronschwingung der Energie E n regt sich ab zu Schwingung mit Energie E m und emittiert dabei Lichtenergie. Zusammenhang des beobachteten Spektrum zu Elektronschwingungen im Atom

8 Je größer n, desto größer die Energie der Elektronschwingung. (Das Bild ist nicht maßstabsgetreu.) Beobachtetes Atomspektrum mit Frequenzen f[n, m] ergibt sich als

9 Zusammenhang des beobachteten Spektrum zu Elektronschwingungen im Atom Das Wasserstoffspektrum (E 1, E 2, E 3, …) lässt sich gut durch die erlaubten Elektronenergien beschreiben. Hier ist R eine experimentell bestimmte Konstante (R=13.6 eV). Die Energie ist negativ, da das Elektron vom positiv geladenen Wasserstoffatomkern „gefangen“ ist, also an ihn gebunden ist. Energie (eV) (maßstabgetreu!) Die erlaubten Energien werden für hohe n (E nahe 0) immer dichter. Für positive Energie ist das Elektron „frei“ eV ist somit die Energie, die aufgebracht werden muss, um das Elektron vom Kern zu lösen („Ionisierungsenergie“).


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