Développement d'idées sur le développement de la chimie des atomes. Évolution des idées sur la structure du noyau atomique. Tableau périodique des éléments

Branche de la physique qui étudie la structure interne des atomes. Les atomes, que l'on croyait à l'origine indivisibles, sont des systèmes complexes. Ils ont un noyau massif de protons et de neutrons, autour duquel les électrons se déplacent dans l'espace vide. Les atomes sont très petits - leur taille est d'environ 10 –10 –10 –9 m, et la taille du noyau est encore environ 100 000 fois plus petite (10 –15 –10 –14 m). Par conséquent, les atomes ne peuvent être "vus" qu'indirectement, dans une image à très fort grossissement (par exemple, à l'aide d'un projecteur auto-électronique). Mais même dans ce cas, les atomes ne peuvent pas être examinés en détail. Notre connaissance de leur structure interne est basée sur une énorme quantité de données expérimentales, qui témoignent indirectement, mais de manière convaincante, en faveur de ce qui précède.

Le concept de la structure de l'atome a radicalement changé au 20e siècle. sous l'influence de nouvelles idées théoriques et de données expérimentales. Dans la description de la structure interne du noyau atomique, il reste encore des problèmes non résolus qui font l'objet de recherches intensives. Les sections suivantes décrivent l'histoire du développement des idées sur la structure de l'atome dans son ensemble ; un article séparé est consacré à la structure du noyau ( STRUCTURE DU NOYAU ATOMIQUE), puisque ces concepts se sont développés en grande partie de manière indépendante. L'énergie nécessaire pour étudier les enveloppes externes d'un atome est relativement faible, de l'ordre de l'énergie thermique ou chimique. Pour cette raison, les électrons ont été découverts expérimentalement bien avant la découverte du noyau.

Le noyau, de petite taille, est très fortement lié, de sorte qu'il ne peut être détruit et étudié qu'à l'aide de forces des millions de fois plus intenses que les forces agissant entre les atomes. Les progrès rapides dans la compréhension de la structure interne du noyau n'ont commencé qu'avec l'avènement des accélérateurs de particules. C'est cette énorme différence de taille et d'énergie de liaison qui nous permet de considérer la structure de l'atome dans son ensemble séparément de la structure du noyau.

Pour avoir une idée de la taille d'un atome et de l'espace vide qu'il occupe, considérons les atomes qui composent une goutte d'eau d'un diamètre de 1 mm. Si cette goutte est agrandie mentalement à la taille de la Terre, les atomes d'hydrogène et d'oxygène inclus dans la molécule d'eau auront un diamètre de 1 à 2 m. La majeure partie de la masse de chaque atome est concentrée dans son noyau, le dont le diamètre n'était que de 0,01 mm...

L'histoire de l'émergence des idées les plus générales sur l'atome est généralement menée depuis l'époque du philosophe grec Démocrite (vers 460 - vers 370 av. J.-C.), qui a beaucoup réfléchi aux plus petites particules en lesquelles toute substance pourrait être divisée. . Un groupe de philosophes grecs qui pensaient que de si petites particules indivisibles existaient étaient appelés atomistes. Le philosophe grec Épicure (vers 342-270 av. J.-C.) a adopté la théorie atomique et, au premier siècle av. l'un de ses disciples, le poète et philosophe romain Lucretius Carus, a exposé la doctrine d'Épicure dans le poème « Sur la nature des choses », grâce auquel elle a été préservée pour les générations futures. Aristote (384-322 av. J.-C.), l'un des plus grands scientifiques de l'Antiquité, n'a pas accepté la théorie atomistique, et ses vues sur la philosophie et la science ont ensuite prévalu dans la pensée médiévale. La théorie atomiste n'a pas semblé exister jusqu'à la toute fin de la Renaissance, lorsque le raisonnement philosophique purement spéculatif a été remplacé par l'expérimentation.

Pendant la Renaissance, la recherche systématique a commencé dans les domaines maintenant appelés chimie et physique, apportant avec eux de nouvelles connaissances sur la nature des « particules indivisibles ». R. Boyle (1627-1691) et I. Newton (1643-1727) sont partis dans leur raisonnement de l'idée de l'existence de particules de matière indivisibles. Cependant, ni Boyle ni Newton n'avaient besoin d'une théorie atomique détaillée pour expliquer les phénomènes qui les intéressent, et les résultats de leurs expériences n'ont rien dit de nouveau sur les propriétés des « atomes ».

STRUCTURE DE L'ATOME

Les lois de Dalton. La première justification véritablement scientifique de la théorie atomistique, qui démontra de manière convaincante la rationalité et la simplicité de l'hypothèse selon laquelle chaque élément chimique se compose des plus petites particules, fut l'œuvre du professeur de mathématiques de l'école anglaise J. Dalton (1766-1844), dont l'article sur ce problème est apparu en 1803 ...

Dalton a étudié les propriétés des gaz, en particulier le rapport des volumes de gaz qui entrent dans la réaction de formation d'un composé chimique, par exemple, lorsque l'eau se forme à partir d'hydrogène et d'oxygène. Il a découvert que les rapports des quantités d'hydrogène et d'oxygène ayant réagi sont toujours des rapports de petits nombres entiers. Ainsi, lors de la formation d'eau (H 2 O), 2,016 g d'hydrogène gazeux entrent en réaction avec 16 g d'oxygène, et lors de la formation de peroxyde d'hydrogène (H 2 O 2), 32 g d'oxygène gazeux sont combinés à 2,016 g d'hydrogène. Les masses d'oxygène réagissant avec la même masse d'hydrogène dans la formation de ces deux composés sont liées l'une à l'autre comme de petits nombres :

Sur la base de ces résultats, Dalton a formulé sa "loi des rapports multiples". Selon cette loi, si deux éléments se combinent dans des proportions différentes, formant des composés différents, alors les masses de l'un des éléments, combinées avec la même quantité du deuxième élément, sont liées comme de petits nombres entiers. Selon la deuxième loi de Dalton, « la loi des relations constantes », dans tout composé chimique, le rapport des masses des éléments qu'il contient est toujours le même. Une grande quantité de données expérimentales relatives non seulement aux gaz, mais aussi aux liquides et aux composés solides, a été recueillie par J. Berzelius (1779-1848), qui a effectué des mesures précises des masses réactives des éléments pour de nombreux composés. Ses données ont confirmé les lois formulées par Dalton et démontré de manière convaincante que chaque élément a la plus petite unité de masse.

Les postulats atomiques de Dalton avaient l'avantage sur le raisonnement abstrait des anciens atomistes grecs que ses lois permettaient d'expliquer et de rapporter les résultats d'expériences réelles, ainsi que de prédire les résultats de nouvelles expériences. Il a postulé que 1) tous les atomes d'un même élément sont identiques à tous égards, en particulier, leurs masses sont les mêmes ; 2) les atomes d'éléments différents ont des propriétés différentes, en particulier, leurs masses ne sont pas les mêmes ; 3) un composé, contrairement à un élément, comprend un certain nombre entier d'atomes de chacun de ses éléments constitutifs ; 4) dans les réactions chimiques, une redistribution des atomes peut se produire, mais aucun atome n'est détruit ou créé à nouveau. (En fait, comme il s'est avéré au début du 20e siècle, ces postulats ne sont pas tout à fait strictement remplis, car les atomes d'un même élément peuvent avoir des masses différentes, par exemple, l'hydrogène a trois variétés de ce type, appelées isotopes ; en outre, les atomes peuvent subir des transformations radioactives et même s'effondrer complètement, mais pas dans les réactions chimiques envisagées par Dalton.) Sur la base de ces quatre postulats, la théorie atomique de Dalton a donné l'explication la plus simple des lois des rapports constants et multiples.

Bien que les lois de Dalton soient le fondement de toute chimie, elles ne déterminent pas les tailles et masses réelles des atomes. Ils ne disent rien sur le nombre d'atomes contenus dans une masse donnée d'un élément ou d'un composé. Les molécules de substances simples étant trop petites pour être pesées séparément, des méthodes indirectes doivent être utilisées pour déterminer les masses d'atomes et de molécules.

Le numéro d'Avogadro. En 1811, A. Avogadro (1776-1856) avançait une hypothèse qui simplifiait grandement l'analyse de la formation des composés à partir d'éléments et établissait la différence entre les atomes et les molécules. Son idée était que des volumes égaux de gaz à la même température et pression contiennent le même nombre de molécules. En principe, on en trouve un indice dans un ouvrage antérieur de J. Gay-Lussac (1778-1850), qui a établi que le rapport des volumes d'éléments gazeux entrant dans une réaction chimique s'exprime en nombres entiers, bien que différents. à partir des rapports de masse obtenus par Dalton. Par exemple, 2 litres d'hydrogène gazeux (molécules H 2 ) se combinent avec 1 litre d'oxygène gazeux (molécules O 2 ) pour former 1 litre de vapeur d'eau (molécules H 2 O).

Le nombre réel de molécules dans un volume donné de gaz est extrêmement grand, et jusqu'en 1865, il ne pouvait être déterminé avec une précision acceptable. Cependant, déjà à l'époque d'Avogadro, des estimations approximatives ont été faites sur la base de la théorie cinétique des gaz. Une unité très pratique pour mesurer la quantité d'une substance est la mole, c'est-à-dire la quantité d'une substance dans laquelle il y a autant de molécules qu'il y a d'atomes dans 0,012 kg de l'isotope le plus courant du carbone 12 C. Une mole d'un gaz parfait dans des conditions normales (n.u.), c'est-à-dire température et pression standard, occupe un volume de 22,4 litres. Le nombre d'Avogadro est le nombre total de molécules dans une mole d'une substance ou dans 22,4 litres de gaz dans des conditions normales. D'autres méthodes, telles que la radiographie, donnent pour le numéro d'Avogadro N Les valeurs 0 sont plus précises que celles obtenues sur la base de la théorie cinétique. La valeur actuellement acceptée est de 6,0221367X10 23 atomes (molécules) dans une mole. Par conséquent, 1 litre d'air contient environ 3 × 10 22 molécules d'oxygène, d'azote et d'autres gaz.

Le rôle important du nombre d'Avogadro pour la physique de l'atome est lié au fait qu'il permet de déterminer la masse et les dimensions approximatives d'un atome ou d'une molécule. Étant donné que la masse de 22,4 litres de H 2 gazeux est de 2,016 × 10 –3 kg, la masse d'un atome d'hydrogène est de 1,67 × 10 –27 kg. Si nous supposons que les atomes d'un solide sont situés à proximité les uns des autres, alors le nombre d'Avogadro permettra une estimation approximative du rayon r disons, des atomes d'aluminium. Pour l'aluminium, 1 mol vaut 0,027 kg et la densité est de 2,7 × 10 3 kg / m 3. De plus, nous avons

Où r»1,6 × 10 -10 m. Ainsi, les premières estimations du nombre d'Avogadro ont donné une idée des dimensions atomiques.

Découverte de l'électron. Les données expérimentales liées à la formation de composés chimiques ont confirmé l'existence de particules « atomiques » et ont permis de juger de la petite taille et de la masse des atomes individuels. Cependant, la structure réelle des atomes, y compris l'existence de particules encore plus petites qui composent les atomes, est restée incertaine jusqu'à la découverte de l'électron par JJ Thomson en 1897. Jusqu'à cette époque, l'atome était considéré comme indivisible et la différence dans les propriétés chimiques de divers éléments n'avait aucune explication. Même avant la découverte de Thomson, un certain nombre d'expériences intéressantes ont été réalisées dans lesquelles d'autres chercheurs ont étudié le courant électrique dans des tubes de verre remplis de gaz à basse pression. De tels tubes, appelés tubes Geissler d'après le souffleur de verre allemand G. Geissler (1815-1879), qui a commencé à les fabriquer, émettaient une lueur brillante lorsqu'ils étaient connectés à l'enroulement haute tension d'une bobine d'induction. W. Crookes (1832-1919) s'est intéressé à ces décharges électriques, qui a établi que la nature de la décharge dans le tube change en fonction de la pression, et que la décharge disparaît complètement sous un vide poussé. Des études ultérieures de J. Perrin (1870-1942) ont montré que les "rayons cathodiques" provoquant la lueur sont des particules chargées négativement qui se déplacent en ligne droite, mais peuvent être déviées par un champ magnétique. Cependant, la charge et la masse des particules restaient inconnues et il n'était pas clair si toutes les particules négatives étaient les mêmes.

Le grand mérite de Thomson était la preuve que toutes les particules qui forment les rayons cathodiques sont identiques les unes aux autres et font partie de la substance. En utilisant un type spécial de tube à décharge illustré à la Fig. 1, Thomson a mesuré la vitesse et le rapport charge/masse des particules cathodiques, appelées plus tard électrons. Des électrons s'échappaient de la cathode sous l'action d'une décharge à haute tension dans le tube. Par les diaphragmes ré et E seuls ceux d'entre eux qui volaient le long de l'axe du tube passaient.

Riz. 1. RAPPORT CHARGE/MASSE. Le tube utilisé par le physicien anglais J. Thomson pour déterminer le rapport charge/masse des rayons cathodiques. Ces expériences ont conduit à la découverte de l'électron.

En mode normal, ces électrons frappent le centre de l'écran luminescent. (Le tube de Thomson était le premier "tube à rayons cathodiques" avec un écran, le précurseur d'un tube image de télévision.) Le tube contenait également une paire de plaques de condensateurs électriques qui, si elles étaient sous tension, pouvaient dévier les électrons. Force électrique F E agissant sur la charge e du côté du champ électrique E, est donnée par l'expression

F E = eE .

De plus, un champ magnétique pourrait être créé dans la même région du tube à l'aide d'une paire de bobines de courant, capables de dévier les électrons dans la direction opposée. Obliger F H agissant à partir du champ magnétique H, proportionnel à l'intensité du champ, vitesse des particules v et sa charge e :

F H = Hev .

Thomson a ajusté les champs électrique et magnétique de sorte que la déviation totale des électrons soit nulle, c'est-à-dire le faisceau d'électrons est revenu à sa position initiale. Puisque dans ce cas les deux forces F E et F H sont égaux, la vitesse des électrons est donnée par l'expression

v = E / H .

Thomson a découvert que cette vitesse dépend de la tension sur le tube. V et que l'énergie cinétique des électrons mv 2/2 est directement proportionnel à cette tension, c'est-à-dire mv 2 /2 = eV... (D'où le terme "électron-volt" pour l'énergie acquise par une particule avec une charge égale à la charge d'un électron lorsqu'elle est accélérée par une différence de potentiel de 1 V.) En combinant cette équation avec l'expression de la vitesse d'un électron, il a trouvé le rapport de la charge à la masse :

Ces expériences ont permis de déterminer l'attitude e /m pour un électron et a donné une valeur approximative de la charge e... ampleur exacte e a été mesurée par R. Milliken, qui dans ses expériences a réalisé que les gouttelettes d'huile chargées pendaient dans l'air entre les plaques du condensateur. A l'heure actuelle, les caractéristiques d'un électron sont connues avec une grande précision :

Ainsi, la masse d'un électron est bien inférieure à la masse d'un atome d'hydrogène :

Les expériences de Thomson ont montré que les électrons des décharges électriques peuvent provenir de n'importe quelle substance. Étant donné que tous les électrons sont les mêmes, les éléments ne devraient différer que par le nombre d'électrons. De plus, la faible valeur de la masse des électrons indiquait que la masse de l'atome n'était pas concentrée en eux.

Spectrographe de masse Thomson. Bientôt, il a été possible d'observer le reste de l'atome avec une charge positive en utilisant le même tube à décharge, bien que modifié, ce qui a permis de découvrir l'électron. Déjà les premières expériences avec des tubes à décharge ont montré que si la cathode avec un trou est placée au milieu du tube, alors des particules chargées positivement traversent le "canal" dans la cathode, provoquant l'écran de luminescence situé à l'extrémité du tube opposée de l'anode à la lueur. Ces « faisceaux de canal » positifs étaient également déviés par le champ magnétique, mais dans la direction opposée aux électrons.

Thomson a décidé de mesurer la masse et la charge de ces nouveaux faisceaux, en utilisant également des champs électriques et magnétiques pour dévier les particules. Son dispositif d'étude des rayons positifs, le "spectrographe de masse", est schématisé sur la Fig. 2. Il diffère de l'appareil représenté sur la fig. 1, par le fait que les champs électrique et magnétique dévient les particules à angle droit les unes par rapport aux autres, et donc la déflexion "zéro" ne peut pas être obtenue. Les atomes chargés positivement sur le chemin entre l'anode et la cathode peuvent perdre un ou plusieurs électrons, et pour cette raison ils peuvent accélérer à différentes énergies. Des atomes du même type avec la même charge et la même masse, mais avec une certaine dispersion des vitesses finales, traceront une ligne courbe (un segment de parabole) sur un écran luminescent ou une plaque photographique. En présence d'atomes de masses différentes, les atomes plus lourds (avec la même charge) s'écarteront plus faiblement de l'axe central que les plus légers. En figue. 3 montre une photographie de paraboles obtenues avec un spectrographe de masse Thomson. La parabole la plus étroite correspond à l'atome simple ionisé le plus lourd (atome de mercure), duquel un électron est éliminé. Les deux paraboles les plus larges correspondent à l'hydrogène, l'une au H + atomique et l'autre au H 2 + moléculaire, toutes deux ionisées individuellement. Dans certains cas, deux, trois, voire quatre charges sont perdues, mais l'hydrogène atomique n'a jamais été observé ionisé plus d'une fois. Cette circonstance a été la première indication qu'il n'y a qu'un seul électron dans l'atome d'hydrogène, c'est-à-dire c'est le plus simple des atomes.

Riz. 2. SPECTROGRAPHE DE MASSE, utilisé par Thomson pour déterminer les valeurs relatives des masses de divers atomes à partir de la déviation des rayons positifs dans les champs magnétiques et électriques.

Riz. 3. SPECTRES DE MASSE, photographies avec la distribution des atomes ionisés de cinq substances, obtenues dans un spectrographe de masse. Plus la masse des atomes est grande, plus la déviation est faible.

Autre preuve de la structure complexe de l'atome. En même temps que Thomson et d'autres expérimentaient les rayons cathodiques, la découverte des rayons X et de la radioactivité a fourni une preuve supplémentaire de la structure complexe de l'atome. En 1895, W. Roentgen (1845-1923) découvrit accidentellement un mystérieux rayonnement (« N.-É.-rays"), qui a pénétré le papier noir avec lequel il a enveloppé le tube de Crookes tout en examinant la région luminescente verte de la décharge électrique. N.-É. Les rayons ont provoqué la lueur d'un écran distant recouvert de cyanure de baryum et de platine cristallin. Roentgen a découvert que diverses substances d'épaisseur différente, introduites entre l'écran et le tube, affaiblissent la lueur, mais ne l'éteignent pas complètement. Cela indique un pouvoir de pénétration extrêmement élevé N.-É.-des rayons. Roentgen a également découvert que ces rayons se propagent en ligne droite et ne sont pas déviés par les champs électriques et magnétiques. L'émergence d'un tel rayonnement pénétrant invisible lorsque des électrons ont bombardé divers matériaux était quelque chose de complètement nouveau. On savait que la lumière visible des tubes de Geissler se compose de "lignes spectrales" séparées avec des longueurs d'onde spécifiques et, par conséquent, est associée à des "vibrations" d'atomes avec des fréquences discrètes. Une caractéristique essentielle du nouveau rayonnement, qui le distinguait des spectres optiques, en plus de son pouvoir de pénétration élevé, était que les spectres optiques des éléments avec un nombre croissant d'électrons étaient complètement différents les uns des autres, tandis que les spectres X Les rayons variaient très légèrement d'un élément à l'autre.

Une autre découverte liée à la structure de l'atome était que les atomes de certains éléments peuvent émettre spontanément des radiations. Ce phénomène a été découvert en 1896 par A. Becquerel (1852-1908). Becquerel a découvert la radioactivité à l'aide de sels d'uranium en étudiant la luminescence des sels sous l'influence de la lumière et sa relation avec la luminescence du verre dans un tube à rayons X. Dans l'une des expériences, un noircissement d'une plaque photographique enveloppée dans du papier noir et conservée à proximité d'un sel d'uranium dans l'obscurité totale a été observé. Cette découverte accidentelle a stimulé une recherche intensive d'autres exemples de radioactivité naturelle et des expériences pour déterminer la nature du rayonnement émis. En 1898, P. Curie (1859-1906) et M. Curie (1867-1934) ont découvert deux autres éléments radioactifs - le polonium et le radium. E. Rutherford (1871-1937), après avoir étudié le pouvoir pénétrant du rayonnement de l'uranium, a montré qu'il existe deux types de rayonnement : un rayonnement très « doux », qui est facilement absorbé par la matière et que Rutherford appelait rayons alpha, et un rayonnement plus pénétrant , qu'il a appelé les rayons bêta. Les rayons bêta se sont avérés être identiques aux électrons ordinaires, ou "rayons cathodiques", apparaissant dans les tubes à décharge. Il s'est avéré que les rayons alpha ont la même charge et la même masse que les atomes d'hélium, privés de leurs deux électrons. Le troisième type de rayonnement, appelé rayons gamma, s'est avéré être similaire à X-rayons, mais avait une capacité de pénétration encore plus grande.

Toutes ces découvertes ont clairement montré que l'atome n'est pas « indivisible ». Il se compose non seulement de parties plus petites (électrons et particules positives plus lourdes), mais ces sous-particules et d'autres, apparemment, sont émises spontanément lors de la désintégration radioactive des éléments lourds. De plus, les atomes émettent non seulement un rayonnement dans la région visible avec des fréquences discrètes, mais peuvent également être tellement excités qu'ils commencent à émettre un rayonnement électromagnétique plus "dur", à savoir X-des rayons.

Le modèle de l'atome de Thomson. J. Thomson, qui a apporté une énorme contribution à l'étude expérimentale de la structure de l'atome, a cherché à trouver un modèle qui expliquerait toutes ses propriétés connues. Étant donné que la fraction prédominante de la masse d'un atome est concentrée dans sa partie chargée positivement, il a supposé que l'atome est une distribution sphérique de charge positive avec un rayon d'environ 10-10 m, et sur sa surface il y a des électrons détenus par élastique forces qui leur permettent de vibrer (Fig. 4). La charge négative totale des électrons compense exactement la charge positive, de sorte que l'atome est électriquement neutre. Les électrons sont sur la sphère, mais ils peuvent effectuer des oscillations harmoniques simples autour de la position d'équilibre. De telles oscillations ne peuvent se produire qu'à certaines fréquences, qui correspondent aux raies spectrales étroites observées dans les tubes à décharge gazeuse. Les électrons peuvent être assez facilement chassés de leurs positions, ce qui entraîne la formation d'"ions" chargés positivement, dont les "faisceaux de canal" sont composés lors d'expériences avec un spectrographe de masse. X-les rayons correspondent à des harmoniques très élevées des vibrations fondamentales des électrons. Les particules alpha résultant de transformations radioactives font partie de la sphère positive, chassée de celle-ci à la suite d'une sorte de rupture énergétique d'un atome.

Riz. 4. ATOME, selon le modèle de Thomson. Les électrons sont retenus à l'intérieur d'une sphère chargée positivement par des forces élastiques. Ceux d'entre eux qui sont à la surface peuvent assez facilement "s'assommer", laissant un atome ionisé.

Cependant, ce modèle a soulevé un certain nombre d'objections. L'une d'entre elles était due au fait que, comme les spectroscopistes qui ont mesuré les raies d'émission ont trouvé, les fréquences de ces raies ne sont pas de simples multiples de la fréquence la plus basse, comme il devrait l'être dans le cas des oscillations de charge périodiques. Au lieu de cela, ils convergent avec une fréquence croissante, comme s'ils visaient une limite. Déjà en 1885, I. Balmer (1825-1898) a réussi à trouver une formule empirique simple reliant les fréquences des raies dans la partie visible du spectre de l'hydrogène :

où m- la fréquence, c- la vitesse de la lumière (3Х10 8 m/s), m est un entier et R H- un facteur constant. Selon cette formule, dans cette série de raies spectrales d'hydrogène, il ne devrait pas y avoir de raies avec une longueur d'onde je moins de 364,56 nm (ou des fréquences plus élevées) correspondant à m= . Il s'est donc avéré, et cela est devenu une objection sérieuse au modèle de l'atome de Thomson, bien que des tentatives aient été faites pour expliquer l'écart par la différence des forces de restauration élastiques pour différents électrons.

Sur la base du modèle de l'atome de Thomson, il était également extrêmement difficile d'expliquer l'émission de rayons X ou de rayons gamma par les atomes.

Les difficultés dans le modèle de l'atome de Thomson ont également été causées par l'attitude e / m charge à la masse pour les atomes qui ont perdu leurs électrons ("canaux de faisceau"). L'atome le plus simple est un atome d'hydrogène avec un électron et une sphère relativement massive portant une charge positive. Beaucoup plus tôt, en 1815, W. Praut a suggéré que tous les atomes plus lourds sont constitués d'atomes d'hydrogène, et il serait compréhensible que la masse d'un atome augmente proportionnellement au nombre d'électrons. Cependant, des mesures ont montré que le rapport charge/masse n'est pas le même pour différents éléments. Par exemple, la masse d'un atome de néon est d'environ 20 fois la masse d'un atome d'hydrogène, alors que la charge n'est que de 10 unités de charge positives (un atome de néon a 10 électrons). C'était comme si la charge positive avait une masse variable, ou il y avait vraiment 20 électrons, mais 10 d'entre eux étaient à l'intérieur de la sphère.

http://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/fizika/ATOMA_STROENIE.html

1) Des morceaux de matière.
Démocrite croyait que les propriétés de telle ou telle substance sont déterminées par la forme, la masse, etc., par les caractéristiques des atomes qui la forment : les atomes de feu sont tranchants, donc le feu est capable de brûler, dans les solides ils sont rugueux , donc ils adhèrent fermement les uns aux autres, dans l'eau ils sont lisses, donc il est capable de s'écouler. Même l'âme humaine, selon Démocrite, est constituée d'atomes.
2) "Pudding au zeste" (modèle de Thomson).
J.J. Thomson a proposé de considérer un atome comme un corps chargé positivement avec des électrons à l'intérieur. Ce modèle n'explique pas la nature sérielle du rayonnement de l'atome.
3) Atome, comme Saturne. année 1904. Hentara Nagaoka. Un petit noyau positif autour duquel les électrons tournent en orbitales.
4) Modèle planétaire de l'atome. année 1911. Ernest Rutherford, après avoir fait une série d'expériences, est arrivé à la conclusion que l'atome est plutôt une sorte de système planétaire, c'est-à-dire que les électrons se déplacent autour d'un noyau lourd chargé positivement situé au centre de l'atome. Pour expliquer la stabilité des atomes, Niels Bohr a dû introduire des postulats, qui se résumaient au fait qu'un électron dans un atome, étant dans certains états d'énergie spéciaux, ne rayonne pas. Les postulats de Bohr ont montré que la mécanique classique n'est pas applicable à la description de l'atome.

L'expérience de Rutherford

Ernest Rutherford sur la diffusion des particules a traversant de fines couches de matière. Dans ces expériences, un faisceau étroit α -les particules émises par une substance radioactive ont été dirigées sur une fine feuille d'or. Un écran a été placé derrière la feuille, capable de briller sous l'impact de particules rapides. Il a été constaté que la plupart α -les particules s'écartent de la propagation rectiligne après avoir traversé la feuille, c'est-à-dire se dispersent, et certaines α -les particules sont généralement rejetées. Diffusion α -particules Rutherford expliquées par le fait que charge positive n'est pas uniformément répartie dans une sphère d'un rayon de 10 -10 m, comme supposé précédemment, mais se concentre dans la partie centrale de l'atome - le noyau atomique. En passant près du noyau α - une particule avec une charge positive en est repoussée et lorsqu'elle frappe le noyau, elle est projetée dans la direction opposée. C'est ainsi que les particules avec la même charge se comportent, par conséquent, il existe une partie centrale de l'atome chargée positivement, dans laquelle une masse importante de l'atome est concentrée. Des calculs ont montré que pour expliquer les expériences, il faut prendre le rayon du noyau atomique égal à environ 10 -15 .

Le modèle de l'atome de Rutherford

L'essence du modèle de la structure de l'atome selon Rutherford est la suivante: au centre de l'atome se trouve un noyau chargé positivement, dans lequel toute la masse est concentrée, les électrons tournent autour du noyau sur des orbites circulaires à de grandes distances (comme les planètes autour du Soleil). La charge du noyau coïncide avec le numéro de l'élément chimique dans le tableau périodique.

Le modèle planétaire de la structure de l'atome selon Rutherford ne pouvait expliquer un certain nombre de faits connus :

un électron chargé doit tomber sur le noyau à cause des forces d'attraction de Coulomb, et un atome est un système stable ; lorsqu'il se déplace sur une orbite circulaire, en s'approchant du noyau, l'électron dans l'atome doit émettre des ondes électromagnétiques de toutes les fréquences possibles, c'est-à-dire que la lumière émise doit avoir un spectre continu, mais en pratique cela se passe différemment :

les électrons des atomes émettent de la lumière avec un spectre de raies. Le physicien danois Niels Bohr a été le premier à tenter de résoudre les contradictions du modèle nucléaire planétaire de la structure de l'atome.

Les postulats de Bohr

Bohr a fondé sa théorie sur deux postulats. Le premier postulat : un système atomique ne peut être que dans des états spéciaux stationnaires ou quantiques, dont chacun a sa propre énergie ; à l'état stationnaire, l'atome ne rayonne pas.

Cela signifie qu'un électron (par exemple, dans un atome d'hydrogène) peut se trouver sur plusieurs orbites bien définies. Chaque orbite d'un électron correspond à une énergie bien définie.

Deuxième postulat : lors du passage d'un état stationnaire à un autre, un quantum de rayonnement électromagnétique est émis ou absorbé. L'énergie du photon est égale à la différence entre les énergies d'un atome dans deux états : hv = E m - n; h= 6,62 10 -34 J s, où h - constante de Planck.

Lorsqu'un électron passe d'une orbite proche à une orbite plus éloignée, le système atomique absorbe un quantum d'énergie. En passant d'une orbite plus éloignée d'un électron à une orbite proche par rapport au noyau, le système atomique émet un quantum d'énergie.

La théorie de Bohr a permis d'expliquer l'existence des spectres de raies.

Jusqu'à la fin du 19ème siècle, la plupart des scientifiques conçoivent l'atome comme une particule indécomposable et indivisible d'un élément - le "nœud final" de la matière. On croyait aussi que les atomes sont immuables : un atome d'un élément donné ne peut en aucun cas se transformer en atome d'un autre élément.

La fin du XIXe et le début du XXe siècle sont caractérisés par de nouvelles découvertes en physique et en chimie, qui ont changé la vision de l'atome en tant que particule immuable, témoignant de la composition complexe des atomes et de la possibilité de leur interconversion.

Cela inclut, tout d'abord, la découverte de l'électron par le physicien anglais Thomson en 1897, la découverte et l'étude de la radioactivité à la fin des années 90 du 19e siècle. A. Becquerel, Maria et Pierre Curie, E. Rutherford.

Vers le début du XXe siècle. les études d'un certain nombre de phénomènes (rayonnement de corps incandescents, effet photoélectrique, spectres atomiques) ont conduit à la conclusion que l'énergie est distribuée et transmise, absorbée et émise non pas en continu, mais discrètement, en portions séparées - des quanta. L'énergie d'un système de microparticules ne peut également prendre que certaines valeurs, qui sont des multiples de quanta.

L'hypothèse de l'énergie quantique a été suggérée pour la première fois par M. Planck (1900). L'énergie d'un quantum E est proportionnelle à la fréquence de rayonnement :

où h est la constante de Planck (6,626 10 -34 Js), ν =, s est la vitesse de la lumière, est la longueur d'onde.

En 1905, A. Einstein a prédit que tout rayonnement est un flux de quanta d'énergie appelés photons. Il résulte de la théorie d'Einstein que la lumière a une double nature.

En 1911, Rutherford a proposé un modèle planétaire nucléaire de l'atome, constitué d'un noyau lourd, autour duquel les électrons se déplacent dans une orbitale, comme les planètes du système solaire. Cependant, comme le montre la théorie du champ électromagnétique, les électrons dans ce cas doivent se déplacer en spirale, émettant de l'énergie en continu, et tomber sur le noyau.

Le scientifique danois N. Bohr, utilisant le modèle de Rutherford et la théorie de Planck, a proposé le premier modèle quantique (1913) de la structure de l'atome d'hydrogène, selon lequel les électrons se déplacent autour du noyau non pas dans n'importe quelle, mais seulement dans des orbites autorisées, dans lesquelles l'électron a certaines énergies. Lorsqu'un électron se déplace d'une orbite à une autre, l'atome absorbe ou émet de l'énergie sous forme de quanta. La théorie de Bohr a permis de calculer l'énergie des électrons, les valeurs des quanta d'énergie émis lors du passage d'un électron d'un niveau à un autre. Elle a non seulement expliqué la nature physique des spectres atomiques à la suite de la transition des électrons d'une orbite stationnaire à d'autres, mais a également permis pour la première fois de calculer les spectres. Le calcul du spectre de l'atome le plus simple, l'atome d'hydrogène, effectué par Bohr, a donné des résultats brillants : la position calculée des raies spectrales dans la partie visible du spectre coïncidait avec leur emplacement réel dans le spectre. Mais la théorie de Bohr ne pouvait pas expliquer le comportement d'un électron dans un champ magnétique et toutes les raies spectrales atomiques se sont avérées inappropriées pour les atomes à plusieurs électrons. Le besoin s'est fait sentir d'un nouveau modèle atomique basé sur les découvertes du micromonde.

2.3. Modèle mécanique quantique de l'atome d'hydrogène. Concepts initiaux de la mécanique quantique

En 1924. Louis de Broglie (France) a avancé l'hypothèse que l'électron, comme les autres microparticules, est caractérisé par la dualité onde-particule. De Broglie a proposé une équation reliant la longueur d'onde (λ) d'un électron ou de toute autre particule avec la masse (m) et la vitesse (v) :

Ondes de particules de matière de Broglie appelées ondes matérielles. Ils sont caractéristiques de toutes les particules ou corps, mais, comme il ressort de l'équation, pour les macro-corps, la longueur d'onde est si petite qu'elle ne peut pas être détectée actuellement. Ainsi, pour un corps d'une masse de 1000 kg, se déplaçant à une vitesse de 108 km/h (30 m/s), = 2,21 10 -38 m.

L'hypothèse de De Broglie a été confirmée expérimentalement par la découverte des effets de diffraction et d'interférence du flux d'électrons. Actuellement, la diffraction de flux d'électrons, de neutrons, de protons est largement utilisée pour étudier la structure des substances.

En 1927, W. Heisenberg (Allemagne) a postulé le principe d'incertitude, selon lequel la position et la quantité de mouvement d'une particule subatomique (microparticule) ne peuvent être déterminées en principe à aucun moment avec une précision absolue. Une seule de ces propriétés peut être déterminée à la fois. E. Schrödinger (Autriche) a dérivé en 1926 une description mathématique du comportement d'un électron dans un atome. Son essence réside dans le fait que le mouvement des électrons dans un atome est décrit par une équation d'onde et que l'emplacement d'un électron est déterminé selon des principes probabilistes. L'équation de Schrödinger, qui est à la base de la théorie moderne de la mécanique quantique de la structure atomique, a la forme (dans le cas le plus simple) :

où h est la constante de Planck ; m est la masse de la particule ; U est l'énergie potentielle ; Е - énergie totale ; x, y, z - coordonnées ; est la fonction d'onde.

Pour caractériser l'état d'un électron, la fonction d'onde est particulièrement importante. Son carré, 2, a une certaine signification physique. La quantité ψ 2 dv exprime la probabilité de trouver un électron dans le volume d'espace dv entourant un noyau atomique. À l'heure actuelle, l'équation n'a une solution exacte que pour l'hydrogène et les particules de type hydrogène He +, Li 2 +, c'est-à-dire pour les particules à un électron. Résoudre cette équation est difficile et dépasse le cadre de ce cours.

Les travaux de Planck, Einstein, Bohr, de Broglie, Heisenberg, Schrödinger ont jeté les bases de la mécanique quantique, qui étudie le mouvement et l'interaction des microparticules. Il est basé sur le concept d'énergie quantique, la nature ondulatoire du mouvement des microparticules et la méthode probabiliste (statistique) de description des micro-objets.

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ÉTAT FÉDÉRAL BUDGÉTAIRE ÉTABLISSEMENT D'ENSEIGNEMENT D'ENSEIGNEMENT PROFESSIONNEL SUPÉRIEUR

"UNIVERSITÉ TECHNIQUE DU PÉTROLE D'ÉTAT UFA"

Département de physique

ESSAI

Thème résumé : "Évolution des idées sur la structure du noyau atomique"

COMPLÉTÉ PAR : ST. GR. BTE 13-01 A.A. ABDRAKHMANOV

VÉRIFIÉ PAR : ENSEIGNANT A. A. E. KURAMSHINA

UFA 2014

introduction

Partie principale

Les postulats de Bohr

La structure du noyau atomique

Les expériences de Rutherford

Conclusion

introduction

Les atomes, que l'on croyait à l'origine indivisibles, sont des systèmes complexes. Ils ont un noyau massif de protons et de neutrons, autour duquel les électrons se déplacent dans l'espace vide. Les atomes sont très petits - leur taille est d'environ 10-10-10-9 m et la taille du noyau est encore environ 100 000 fois plus petite (10-15-10-14 m). Par conséquent, les atomes ne peuvent être "vus" qu'indirectement, dans une image à très fort grossissement (par exemple, à l'aide d'un projecteur auto-électronique). Mais même dans ce cas, les atomes ne peuvent pas être examinés en détail. Notre connaissance de leur structure interne est basée sur une énorme quantité de données expérimentales, qui témoignent indirectement, mais de manière convaincante, en faveur de ce qui précède.

Le concept de la structure de l'atome a radicalement changé au 20e siècle. sous l'influence de nouvelles idées théoriques et de données expérimentales. Dans la description de la structure interne du noyau atomique, il reste encore des problèmes non résolus qui font l'objet de recherches intensives. Les sections suivantes décrivent l'histoire du développement des idées sur la structure de l'atome dans son ensemble ; un article séparé (ATOMIC NUCLEUS STRUCTURE) est consacré à la structure du noyau, puisque ces concepts se sont développés en grande partie indépendamment. L'énergie nécessaire pour étudier les enveloppes externes d'un atome est relativement faible, de l'ordre de l'énergie thermique ou chimique. Pour cette raison, les électrons ont été découverts expérimentalement bien avant la découverte du noyau.

Pour avoir une idée de la taille d'un atome et de l'espace vide qu'il occupe, considérons les atomes qui composent une goutte d'eau d'un diamètre de 1 mm. Si vous augmentez mentalement cette goutte à la taille de la Terre, alors les atomes d'hydrogène et d'oxygène inclus dans la molécule d'eau auront un diamètre de 1 à 2 m. La majeure partie de la masse de chaque atome est concentrée dans son noyau, le dont le diamètre n'était que de 0,01 mm...

Partie principale

Évolution des idées sur la structure des atomes

La découverte de la structure complexe de l'atome est l'étape la plus importante dans la formation de la physique moderne. Dans le processus de création d'une théorie quantitative de la structure de l'atome, qui a permis d'expliquer les systèmes atomiques, de nouvelles idées se sont formées sur les propriétés des microparticules, décrites par la mécanique quantique.

Le concept d'atomes en tant que minuscules particules indivisibles de substances, comme indiqué ci-dessus, est apparu dans les temps anciens (Démocrite, Épicure, Lucrèce). Au Moyen Âge, la théorie des atomes, étant matérialiste, n'a pas été reconnue. Au début du XVIIIe siècle. la théorie atomistique gagne en popularité. A cette époque, les travaux du chimiste français A. Lavoisier (1743-1794), le grand scientifique russe M.V. Lomonosov et le chimiste et physicien anglais D. Dalton (1766-1844) ont prouvé la réalité de l'existence des atomes. Cependant, à cette époque, la question de la structure interne des atomes ne se posait même pas, puisque les atomes étaient considérés comme indivisibles.

L'éminent chimiste russe D.I. Mendeleev, qui a développé en 1869 le tableau périodique des éléments, dans lequel la question de la nature unique des atomes a d'abord été soulevée sur une base scientifique. Dans la seconde moitié du XIXème siècle. il a été prouvé expérimentalement que l'électron est l'une des parties principales de toute substance. Ces conclusions, ainsi que de nombreuses données expérimentales, ont conduit au fait qu'au début du XXe siècle. la question de la structure de l'atome se posait sérieusement.

L'existence d'une relation régulière entre tous les éléments chimiques, clairement exprimée dans le système périodique de Mendeleev, suggère que la structure de tous les atomes repose sur une propriété commune : ils sont tous en relation étroite les uns avec les autres.

Cependant, jusqu'à la fin du XIXe siècle. en chimie prévalait la conviction métaphysique que l'atome est la plus petite particule de matière simple, la dernière limite de la divisibilité de la matière. Au cours de toutes les transformations chimiques, seules les molécules sont détruites et recréées, tandis que les atomes restent inchangés et ne peuvent pas être divisés en parties plus petites.

Pendant longtemps, diverses hypothèses sur la structure de l'atome n'ont été confirmées par aucune donnée expérimentale. Seulement à la fin du 19ème siècle. des découvertes ont été faites qui ont montré la complexité de la structure de l'atome et la possibilité de transformation dans certaines conditions de certains atomes en d'autres. Sur la base de ces découvertes, la théorie de la structure de l'atome a commencé à se développer rapidement.

La première confirmation indirecte de la structure complexe des atomes a été obtenue dans l'étude des rayons cathodiques résultant d'une décharge électrique dans des gaz hautement raréfiés. L'étude des propriétés de ces rayons a permis de conclure qu'il s'agit d'un flux de minuscules particules portant une charge électrique négative et volant à une vitesse proche de la vitesse de la lumière. À l'aide de méthodes spéciales, il a été possible de déterminer la masse des particules cathodiques et l'amplitude de leur charge, de découvrir qu'elles ne dépendent pas de la nature du gaz restant dans le tube, ni de la substance à partir de laquelle les électrodes sont fait, ou dans d'autres conditions expérimentales. De plus, les particules cathodiques ne sont connues qu'à l'état chargé et ne peuvent être privées de leurs charges et converties en particules électriquement neutres : la charge électrique est l'essence de leur nature. Ces particules, appelées électrons, ont été découvertes en 1897 par le physicien anglais J. Thomson.

L'étude de la structure de l'atome a pratiquement commencé en 1897-1898, après que la nature des rayons cathodiques en tant que flux d'électrons ait finalement été établie et que l'amplitude de la charge et la masse de l'électron aient été déterminées. Thomson a proposé le premier modèle de l'atome, présentant l'atome comme un bloc de matière avec une charge électrique positive, dans lequel tant d'électrons sont intercalés, ce qui le transforme en une entité électriquement neutre. Dans ce modèle, on a supposé que sous l'influence d'influences externes, les électrons pouvaient osciller, c'est-à-dire se déplacer à une vitesse accélérée. Il semblerait que cela ait permis de répondre à des questions sur l'émission de lumière par des atomes de matière et de rayons gamma par des atomes de substances radioactives.

Le modèle de l'atome de Thomson ne supposait pas de particules chargées positivement à l'intérieur de l'atome. Mais comment alors expliquer l'émission de particules alpha chargées positivement par des substances radioactives ? Le modèle de l'atome de Thomson n'a pas non plus répondu à d'autres questions.

En 1911, le physicien anglais E. Rutherford, alors qu'il étudiait le mouvement des particules alpha dans les gaz et autres substances, découvrit la partie chargée positivement de l'atome. D'autres études plus poussées ont montré que lorsqu'un faisceau de rayons parallèles traverse des couches de gaz ou une mince plaque métallique, ce ne sont plus des rayons parallèles qui sortent, mais plutôt des rayons divergents : il se produit une diffusion des particules alpha, c'est-à-dire leur déviation de la chemin d'origine. Les angles de déflexion sont faibles, mais il y a toujours un petit nombre de particules (environ une sur plusieurs milliers) qui dévient très fortement. Certaines particules sont rejetées en arrière, comme si un obstacle impénétrable était rencontré sur le chemin. Ce ne sont pas des électrons - leur masse est bien inférieure à la masse des particules alpha. Une déviation peut se produire lors d'une collision avec des particules positives dont la masse est du même ordre de grandeur que la masse des particules alpha. Sur la base de ces considérations, Rutherford a proposé le schéma suivant pour la structure de l'atome.

Au centre de l'atome se trouve un noyau chargé positivement, autour duquel les électrons tournent sur différentes orbites. La force centrifuge résultant de leur rotation est équilibrée par l'attraction entre le noyau et les électrons, de sorte qu'ils restent à certaines distances du noyau. Puisque la masse d'un électron est négligeable, alors presque toute la masse d'un atome est concentrée dans son noyau. Le noyau et les électrons, dont le nombre est relativement faible, ne représentent qu'une partie insignifiante de tout l'espace occupé par le système atomique.

Le schéma de la structure atomique proposé par Rutherford, ou, comme on dit habituellement, le modèle planétaire de l'atome, explique aisément les phénomènes de déviation des particules alpha. En effet, les dimensions du noyau et des électrons sont extrêmement petites par rapport aux dimensions de l'atome entier, qui sont déterminées par les orbites des électrons les plus éloignés du noyau, de sorte que la plupart des particules alpha traversent les atomes sans déviation notable. Ce n'est que lorsque la particule alpha s'approche très près du noyau que la répulsion électrique la fait dévier brusquement de son chemin d'origine. Ainsi, l'étude de la diffusion des particules alpha a jeté les bases de la théorie nucléaire de l'atome.

Les postulats de Bohr

Le modèle planétaire de l'atome a permis d'expliquer les résultats des expériences sur la diffusion des particules alpha de la matière, cependant, des difficultés fondamentales sont apparues pour justifier la stabilité des atomes.

La première tentative de construire une théorie qualitativement nouvelle - quantique - de l'atome a été faite en 1913 par Niels Bohr. Il s'est fixé pour objectif de relier en un seul tout les lois empiriques des spectres de raies, le modèle nucléaire de Rutherford de l'atome et la nature quantique de l'émission et de l'absorption de la lumière. Bohr a basé sa théorie sur le modèle nucléaire de Rutherford. Il a suggéré que les électrons se déplacent autour du noyau sur des orbites circulaires. Le mouvement circonférentiel, même à vitesse constante, a une accélération. Ce mouvement accéléré de la charge équivaut à un courant alternatif, qui crée un champ électromagnétique alternatif dans l'espace. Il faut de l'énergie pour créer ce champ. L'énergie du champ peut être créée en raison de l'énergie de l'interaction coulombienne de l'électron avec le noyau. En conséquence, l'électron doit se déplacer en spirale et tomber sur le noyau. Cependant, l'expérience montre que les atomes sont des formations très stables. Il s'ensuit que les résultats de l'électrodynamique classique basés sur les équations de Maxwell sont inapplicables aux processus intra-atomiques. Il est nécessaire de trouver de nouveaux modèles. Bohr a basé sa théorie de l'atome sur les postulats suivants.

D'abord postulat Bora (postulat Stationnaire États): v atome existe Stationnaire (ne pas en changeant avec temps) États, v lequel il ne pas émet énergie. Stationnaire États atome correspondre Stationnaire orbites, au lequel bougent électrons. Trafic électrons au Stationnaire orbites ne pas accompagné par radiation électromagnétique vagues.

Ce postulat est en contradiction avec la théorie classique. Dans un état stationnaire d'un atome, un électron se déplaçant sur une orbite circulaire doit avoir des valeurs quantiques discrètes du moment cinétique.

Seconde postulat Bora (régner fréquences): à transition électron avec une Stationnaire orbites au un autre émis (absorbé) une photon avec énergie

égal différences énergies le respectif Stationnaire États (Fr et Em - respectivement énergie Stationnaire États atome avant et après rayonnement / absorption).

La transition d'un électron d'une orbite stationnaire numérotée m à une orbite stationnaire numérotée m correspond à la transition d'un atome d'un état d'énergie Em dans un état d'énergie En (Fig. 1).

Riz. 1 À une explication des postulats de Bohr

Lorsque En> Em, un photon est émis (le passage d'un atome d'un état d'énergie plus élevée à un état d'énergie plus faible, c'est-à-dire le passage d'un électron d'une orbite plus éloignée du noyau vers une plus proche), quand Fr< Еm - его поглощение (переход атома в состояние с большей энергией, т. е, переход электрона на более удаленную от ядра орбиту). Набор возможных дискретных частот

transitions quantiques et détermine le spectre de raies de l'atome.

La théorie de Bohr expliquait brillamment le spectre de raies de l'hydrogène observé expérimentalement.

Les succès de la théorie de l'atome d'hydrogène ont été obtenus au prix de l'abandon des dispositions fondamentales de la mécanique classique, restée inconditionnellement valable pendant plus de 200 ans. Par conséquent, la preuve expérimentale directe de la validité des postulats de Bohr était d'une grande importance, en particulier la première - à propos de l'existence d'états stationnaires. Le second postulat peut être considéré comme une conséquence de la loi de conservation de l'énergie et de l'hypothèse de l'existence de photons.

Les physiciens allemands D. Frank et G. Hertz, étudiant la collision d'électrons avec des atomes de gaz par la méthode du potentiel retardateur (1913), ont confirmé expérimentalement l'existence d'états stationnaires et le caractère discret des valeurs d'énergie atomique.

Malgré le succès incontestable du concept de Bohr par rapport à l'atome d'hydrogène, pour lequel il s'est avéré possible de construire une théorie quantitative du spectre, il n'a pas été possible de créer une théorie similaire pour le prochain atome d'hydrogène hélium sur la base de Les idées de Bohr. La théorie de Bohr a permis de ne tirer que des conclusions qualitatives (bien que très importantes) concernant l'atome d'hélium et les atomes plus complexes. L'idée de certaines orbites le long desquelles un électron se déplace dans un atome de Bohr s'est avérée très arbitraire. En fait, le mouvement des électrons dans un atome a peu à voir avec le mouvement des planètes en orbite.

Actuellement, en utilisant la mécanique quantique, vous pouvez répondre à de nombreuses questions concernant la structure et les propriétés des atomes de n'importe quel élément.

noyau de l'atome bore mendeleev

La structure du noyau atomique

Niveau nucléon

Environ 20 ans après que Rutherford ait "vu" son noyau à l'intérieur d'un atome, un neutron a été découvert - une particule dans toutes ses propriétés est la même que le noyau d'un atome d'hydrogène - un proton, mais sans charge électrique. Le neutron s'est avéré extrêmement pratique pour sonder l'intérieur des noyaux. Puisqu'il est électriquement neutre, le champ électrique du noyau ne le repousse pas - en conséquence, même les neutrons lents peuvent s'approcher librement du noyau à des distances auxquelles les forces nucléaires commencent à se manifester. Après la découverte du neutron, la physique du micromonde a progressé à pas de géant.

Peu de temps après la découverte du neutron, deux physiciens théoriciens - l'Allemand Werner Heisenberg et le Soviétique Dmitry Ivanenko - ont émis l'hypothèse que le noyau atomique se compose de neutrons et de protons. La compréhension moderne de la structure du noyau est basée sur elle.

Les protons et les neutrons sont unis par le mot nucléon. Les protons sont des particules élémentaires qui sont les noyaux des atomes de l'élément chimique le plus léger - l'hydrogène. Le nombre de protons dans le noyau est égal au nombre ordinal de l'élément dans le tableau périodique et est noté Z (le nombre de neutrons - N). Le proton a une charge électrique positive égale en valeur absolue à la charge électrique élémentaire. Il est environ 1836 fois plus lourd qu'un électron. Un proton est constitué de deux quarks i de charge Q = + 2/3 et d'un quark d de Q = - 1/3, liés par le champ de gluons. Il a des dimensions finies de l'ordre de 10-15 m, bien qu'il ne puisse pas être représenté comme une boule solide, il ressemble plutôt à un nuage avec une frontière floue, constitué de particules virtuelles émergentes et annihilantes.

La charge électrique d'un neutron est de 0, sa masse est d'environ 940 MeV. Un neutron est constitué d'un quark u et de deux quarks d. Cette particule n'est stable que dans la composition de noyaux atomiques stables, un neutron libre se désintègre en un électron, un proton et un antineutrino électronique. La demi-vie d'un neutron (le temps qu'il faut pour que la moitié du nombre initial de neutrons se désintègre) est d'environ 12 minutes. Dans une substance sous forme libre, les neutrons existent encore moins longtemps en raison de leur forte absorption par les noyaux. Comme le proton, le neutron participe à tous types d'interactions, y compris électromagnétique : avec une neutralité générale, du fait de sa structure interne complexe, des courants électriques y existent.

Dans le noyau, les nucléons sont liés par des forces d'un type particulier - nucléaire. L'une de leurs caractéristiques est l'action à courte portée: à des distances de l'ordre de 10 à 15 m et moins, elles dépassent toutes les autres forces, de sorte que les nucléons ne se dispersent pas sous l'action de la répulsion électrostatique de protons de même charge. . À de grandes distances, les forces nucléaires diminuent très rapidement jusqu'à zéro.

Le mécanisme d'action des forces nucléaires est basé sur le même principe que électromagnétique - sur l'échange d'objets en interaction avec des particules virtuelles.

En théorie quantique, les particules virtuelles sont des particules qui ont les mêmes nombres quantiques (spin, charges électriques et baryoniques, etc.) que les particules réelles correspondantes, mais pour lesquelles la relation habituelle entre énergie, quantité de mouvement et masse ne tient pas.

Les expériences de Rutherford

Dans un champ magnétique, le flux de rayonnement radioactif se décompose en 3 composantes : les rayons alpha, les rayons bêta et les rayons gamma.

Le phénomène de radioactivité témoignait de la structure complexe de l'atome

Expérience de diffusion alpha de Rutherford

1911 - E. Rutherford met en place une expérience sur la diffusion des particules alpha. Un faisceau de particules alpha a été passé à travers une fine feuille d'or.

L'or a été choisi comme un matériau très plastique à partir duquel il est possible d'obtenir une feuille d'une épaisseur de près d'une couche atomique.

Certaines particules alpha ont traversé la feuille, créant un flou sur l'écran, tandis que des traces d'autres particules alpha ont été capturées sur les écrans latéraux.

L'expérience a montré que la charge positive d'un atome est concentrée dans un très petit volume - le noyau, et qu'il existe de grands écarts entre les noyaux des atomes.

Rutherford a montré que le modèle de Thomson était en contradiction avec ses expériences.

Conclusion

En conclusion, nous arrivons à la conclusion que le concept de Rutherford - Bohr est déjà plus de particules de vérité absolue, bien que le développement ultérieur de la physique ait révélé de nombreuses erreurs dans ce concept. Encore plus de connaissances absolument correctes sont contenues dans la théorie de la mécanique quantique de l'atome.

La découverte de la structure complexe de l'atome est devenue le plus grand événement de la physique, car les idées de la physique classique sur les atomes en tant qu'unités structurelles solides et indivisibles de la matière ont été réfutées.

Liste des sources utilisées

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4.PS Kudryavtsev. "Cours d'histoire de la physique" Moscou 1982.

5. Député Bronstein. "Atomes et électrons" M. 1980.

6. Ressources Internet.

7.http : //www.rcio.rsu.ru/.

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Le concept d'« atome » était connu dans l'Antiquité et était utilisé pour décrire des idées sur la structure du monde environnant par les philosophes grecs antiques. Leucippe (500-200 av. appelés ces particules sont des atomes et croyaient qu'ils existent éternellement et sont capables de se déplacer. Selon les idées des anciens philosophes, les atomes étaient si petits qu'ils ne pouvaient pas être mesurés, et la forme et la différence extérieure donnent des propriétés à certains corps. Par exemple, les atomes de fer doivent avoir des « dents » pour s'engrener les uns avec les autres et former un solide, tandis que les atomes d'eau, au contraire, doivent être lisses et rouler pour apporter de la fluidité à l'eau. La première hypothèse sur la capacité des atomes à interagir indépendamment les uns avec les autres a été faite par Epicure.

M.V. Lomonosov, il distingue deux étapes dans la structure de la matière : les éléments (atomes, selon notre compréhension) et les corpuscules (molécules). Lomonosov a fait valoir que les substances simples sont constituées d'atomes d'un même type et d'atomes complexes - d'atomes différents.

La théorie atomique-moléculaire a reçu une reconnaissance mondiale grâce à J. Dalton, qui, contrairement aux philosophes grecs antiques, s'est appuyé uniquement sur des données expérimentales pour formuler ses déclarations. J. Dalton a introduit l'une des caractéristiques les plus importantes de l'atome - la masse atomique, dont les valeurs relatives ont été établies pour un certain nombre d'éléments. Mais, malgré ses découvertes, l'atome était considéré comme indivisible.

Après avoir reçu des preuves expérimentales (fin XIX - début XX siècle), la complexité de la structure de l'atome : la découverte de l'effet photoélectrique (émission de porteurs de charge électrique à partir de la surface des métaux lorsqu'ils sont illuminés), la cathode (le flux de particules chargées négativement - électrons, dans un tube, qui a une cathode et une anode), et les rayons X (l'émission d'un fort rayonnement électromagnétique par des substances, similaires à la lumière visible, mais d'une fréquence plus élevée, lorsque les rayons cathodiques agissent sur ces substances ), la radioactivité (la transformation spontanée d'un élément en un autre, dans laquelle se produit l'émission d'électrons, de particules chargées positivement et d'autres, ainsi que de rayons X), il a été constaté que l'atome est constitué de particules chargées négativement et positivement qui intéragir ensemble. Ces découvertes ont donné l'impulsion à la création des premiers modèles de la structure de l'atome.

L'un des premiers modèles de l'atome a été développé par W. Thomson (1902) Selon W. Thomson, un atome est un groupe de matière chargée positivement, les électrons sont répartis uniformément à l'intérieur et un atome d'hydrogène est une boule chargée positivement avec un électron à l'intérieur (Fig.1a). Ce modèle a été affiné par J. Thomson (1904) (Fig. 1b). La même année, le physicien japonais H. Nagaoka a proposé un "modèle saturnien" de la structure de l'atome, en supposant que l'atome est similaire à la planète Saturne - au centre se trouve un noyau entouré d'anneaux le long desquels les électrons se déplacent (Fig. 1c).

Un autre modèle a été proposé par le physicien allemand Philip von Lenard, selon lequel l'atome est constitué de particules neutres extrêmement petites (en conséquence, la majeure partie de l'atome est un vide), dont chacune est un doublet électrique (Fig. 1d).

Riz. 1. Modèles de la structure de l'atome : a - W. Thomson ; b - J. Thomson ; c - H. Nagaoka ; M. F. Lenard

Après des expériences avec des particules, en 1911. Rutherford a proposé le soi-disant modèle planétaire la structure de l'atome, similaire à la structure du système solaire (un petit noyau chargé positivement au centre de l'atome, qui contient presque toute la masse de l'atome, autour duquel les électrons se déplacent en orbite). Le modèle planétaire a été développé plus avant dans les travaux de N. Bohr, A. Sommerfeld et d'autres.

Le modèle moderne de la structure de l'atome est basé sur la connaissance de la mécanique quantique, dont la thèse principale est que les microparticules sont de nature ondulatoire et que les ondes sont les propriétés des particules. La mécanique quantique considère la probabilité de trouver un électron autour d'un noyau. L'espace autour du noyau dans lequel l'électron est le plus susceptible de se trouver s'appelle l'orbitale.

Isotopes

Les isotopes sont des atomes qui ont la même charge nucléaire, mais des masses différentes. De tels atomes ont pratiquement la même structure de la couche électronique et appartiennent au même élément. L'étude des composés naturels de divers éléments montre l'existence d'isotopes stables dans la plupart des éléments du système périodique. Pour tous les éléments du tableau périodique, le nombre d'isotopes naturels atteint 280.

L'exemple le plus frappant d'isotopie peut être appelé les isotopes de l'hydrogène - hydrogène, deutérium et tritium. L'hydrogène et le deutérium se trouvent dans la nature. Le tritium est produit artificiellement.

Les isotopes instables, c'est-à-dire ayant la capacité de se désintégrer spontanément, sont appelés isotopes radioactifs. Ils peuvent également être trouvés dans les composés naturels de certains éléments.

La composition du noyau de l'atome. Réactions nucléaires

Le noyau d'un atome contient de nombreuses particules élémentaires dont les plus importantes sont le proton (p) et le neutron (n). La masse du proton est de 1,0073 amu, charge +1, tandis que le neutron est électriquement neutre (charge 0) et a une masse de 1,0087 amu.

Selon la théorie proton-neutron de la structure du noyau (DD Ivanenko, EN Gapon, 1932), les noyaux de tous les atomes, à l'exception de l'hydrogène, sont constitués de Z protons et (AZ) de neutrons (Z est le nombre ordinal de l'élément , A est le nombre de masse). Le nombre d'électrons est égal au nombre de protons.

où N est le nombre de neutrons.

Les propriétés du noyau sont déterminées par sa composition (nombres p et n). Ainsi, par exemple, dans l'atome d'oxygène, il y a 16 8 O 8 protons et 16-8 = 8 neutrons, ce qui s'écrit brièvement 8p, 8n.

A l'intérieur des noyaux, p et n peuvent se transformer (sous certaines conditions) l'un dans l'autre :

où e + est un positron (une particule élémentaire de masse égale à la masse d'un électron m et de charge +1), et u sont des neutrinos et des antineutrinos, particules élémentaires de masse et de charge égales à zéro, ne différant que par tournoyer.

Les réactions nucléaires sont des transformations de noyaux atomiques résultant de leur interaction avec des particules élémentaires ou entre elles. Lors de l'écriture des équations des réactions nucléaires, il est nécessaire de prendre en compte les lois de conservation de la masse et de la charge. Par exemple : 27 13 Al + 4 2 He = 30 14 Si + 1 1 H.

Une caractéristique des réactions nucléaires est la libération d'une énorme quantité d'énergie sous forme d'énergie cinétique des particules ou du rayonnement résultant.

Tâches:

1. Déterminer le nombre de protons, de neutrons et d'électrons dans les atomes S, Se, Al, Ru.

2. Terminer les réactions nucléaires : 14 7 N + 4 2 He = ; 12 6 C + 1 0 n =.

Réponses:

1.S : Z = 16, A = 32, donc 16p, 16e, 32-16 = 16n

Se : Z = 34, A = 79, donc 34p, 34e, 79-34 = 45n

Al : Z = 13, A = 27, donc 13p, 13e, 27-13 = 14n

Ru : Z = 44, A = 101, donc 44p, 44e, 101-44 = 57n

2,14 7 N + 4 2 He = 17 8 O + 1 1 H

12 6 C + 1 0 n = 9 4 Be + 4 2 He