Utvikling av ideer om utviklingen av atomet i kjemi. Evolusjon av ideer om strukturen til atomkjernen. Periodisk system for grunnstoffer

Den grenen av fysikk som studerer den indre strukturen til atomer. Atomer, opprinnelig antatt å være udelelige, er komplekse systemer. De har en massiv kjerne av protoner og nøytroner, rundt hvilke elektroner beveger seg i tomt rom. Atomer er veldig små - deres dimensjoner er omtrent 10 –10 –10 –9 m, og dimensjonene til kjernen er fortsatt omtrent 100 000 ganger mindre (10 –15 –10 –14 m). Derfor kan atomer bare "ses" indirekte, i et bilde med veldig høy forstørrelse (for eksempel ved bruk av en feltemisjonsprojektor). Men selv i dette tilfellet kan ikke atomene sees i detalj. Vår kunnskap om deres interne struktur er basert på en enorm mengde eksperimentelle data, som indirekte, men overbevisende støtter ovenstående.

Ideer om strukturen til atomet endret seg radikalt på 1900-tallet. påvirket av nye teoretiske ideer og eksperimentelle data. Det er fortsatt uløste spørsmål i beskrivelsen av den indre strukturen til atomkjernen, som er gjenstand for intensiv forskning. De følgende avsnittene skisserer historien til utviklingen av ideer om strukturen til atomet som helhet; en egen artikkel er viet strukturen til kjernen ( ATOMKJERNESTRUKTUR), siden disse ideene utviklet seg stort sett uavhengig. Energien som kreves for å studere de ytre skallene til et atom er relativt liten, i størrelsesorden termisk eller kjemisk energi. Av denne grunn ble elektroner eksperimentelt oppdaget lenge før oppdagelsen av kjernen.

Kjernen, til tross for sin lille størrelse, er veldig sterkt bundet, så den kan ødelegges og studeres bare ved hjelp av krefter millioner av ganger mer intense enn kreftene som virker mellom atomer. Rask fremgang i å forstå den indre strukturen til kjernen begynte først med bruken av partikkelakseleratorer. Det er denne enorme forskjellen i størrelse og bindingsenergi som gjør at vi kan vurdere strukturen til atomet som helhet separat fra strukturen til kjernen.

For å få en ide om størrelsen på et atom og det tomme rommet det opptar, bør du vurdere atomene som utgjør en vanndråpe med en diameter på 1 mm. Hvis du mentalt forstørrer denne dråpen til jordens størrelse, vil hydrogen- og oksygenatomene som inngår i vannmolekylet ha en diameter på 1–2 m. Hoveddelen av massen til hvert atom er konsentrert i kjernen, diameteren hvorav kun var 0,01 mm .

Historien om fremveksten av de mest generelle ideene om atomet går vanligvis tilbake til tiden til den greske filosofen Demokritos (ca. 460 - ca. 370 f.Kr.), som tenkte mye på de minste partiklene som ethvert stoff kunne deles inn i. . En gruppe greske filosofer som mente at slike små udelelige partikler fantes ble kalt atomister. Den greske filosofen Epikur (ca. 342–270 f.Kr.) aksepterte atomteori, og i det første århundre f.Kr. en av hans tilhengere, den romerske poeten og filosofen Lucretius Carus, skisserte læren til Epicurus i diktet "On the Nature of Things", takket være at det ble bevart for påfølgende generasjoner. Aristoteles (384–322 f.Kr.), en av antikkens største vitenskapsmenn, godtok ikke atomteorien, og hans syn på filosofi og vitenskap seiret senere i middelalderens tenkning. Atomistisk teori så ikke ut til å eksistere før helt på slutten av renessansen, da rent spekulativt filosofisk resonnement ble erstattet av eksperimentet.

Under renessansen begynte systematisk forskning på feltene som nå kalles kjemi og fysikk, og brakte med seg ny innsikt i naturen til «udelelige partikler». R. Boyle (1627–1691) og I. Newton (1643–1727) baserte sine resonnementer på ideen om eksistensen av udelelige partikler av materie. Imidlertid trengte verken Boyle eller Newton en detaljert atomteori for å forklare fenomenene som interesserte dem, og resultatene av deres eksperimenter avslørte ikke noe nytt om egenskapene til "atomer."

ATOMSTRUKTUR

Daltons lover. Den første virkelig vitenskapelige underbyggelsen av atomteorien, som overbevisende demonstrerte rasjonaliteten og enkelheten i hypotesen om at hvert kjemisk element består av de minste partiklene, var arbeidet til den engelske matematikklæreren J. Dalton (1766–1844), hvis artikkel viet til dette problemet dukket opp i 1803.

Dalton studerte egenskapene til gasser, spesielt forholdet mellom volumene av gasser som reagerte for å danne en kjemisk forbindelse, for eksempel ved dannelse av vann fra hydrogen og oksygen. Han fastslo at forholdet mellom de reagerte mengdene hydrogen og oksygen alltid er forhold mellom små heltall. Således, når vann (H 2 O) dannes, reagerer 2,016 g hydrogengass med 16 g oksygen, og når hydrogenperoksyd (H 2 O 2) dannes, reagerer 32 g oksygengass med 2,016 g hydrogen. Massene av oksygen som reagerer med samme masse hydrogen for å danne disse to forbindelsene er relatert til hverandre som små tall:

Basert på slike resultater formulerte Dalton sin "lov om flere forholdstall." I følge denne loven, hvis to elementer kombineres i forskjellige proporsjoner for å danne forskjellige forbindelser, er massene til ett av elementene kombinert med samme mengde av det andre elementet relatert til små hele tall. I følge Daltons andre lov, "loven om konstante forhold", i enhver kjemisk forbindelse er forholdet mellom massene til dens bestanddeler alltid det samme. En stor mengde eksperimentelle data, ikke bare knyttet til gasser, men også til væsker og faste forbindelser, ble samlet inn av J. Berzelius (1779–1848), som gjorde nøyaktige målinger av de reagerende massene av grunnstoffer for mange forbindelser. Dataene hans bekreftet lovene formulert av Dalton og demonstrerte overbevisende at hvert element har en minste enhet av masse.

Daltons atompostulater hadde fordelen fremfor det abstrakte resonnementet til de gamle greske atomistene at lovene hans gjorde det mulig å forklare og relatere resultatene av virkelige eksperimenter, samt forutsi resultatene av nye eksperimenter. Han postulerte at 1) alle atomer av samme grunnstoff er identiske i alle henseender, spesielt massene deres er de samme; 2) atomer av forskjellige elementer har forskjellige egenskaper, spesielt massene deres er forskjellige; 3) en forbindelse, i motsetning til et element, inneholder et visst heltall av atomer av hvert av dets bestanddeler; 4) i kjemiske reaksjoner kan det skje en omfordeling av atomer, men ikke et eneste atom blir ødelagt eller opprettet på nytt. (Faktisk, som det viste seg på begynnelsen av 1900-tallet, er disse postulatene strengt tatt ikke oppfylt, siden atomer av samme grunnstoff kan ha forskjellige masser, for eksempel har hydrogen tre slike varianter, kalt isotoper; i tillegg atomer kan gjennomgå radioaktive transformasjoner og til og med kollapse fullstendig, men ikke i de kjemiske reaksjonene som Dalton vurderer.) Basert på disse fire postulatene ga Daltons atomteori den enkleste forklaringen på lovene om konstante og multiple forhold.

Selv om Daltons lover ligger til grunn for all kjemi, bestemmer de ikke de faktiske størrelsene og massene av atomer. De sier ingenting om antall atomer som finnes i en viss masse av et grunnstoff eller en forbindelse. Molekylene til enkle stoffer er for små til å kunne veies individuelt, så indirekte metoder må brukes for å bestemme massene av atomer og molekyler.

Avogadros nummer. I 1811 la A. Avogadro (1776–1856) frem en hypotese som i stor grad forenklet analysen av hvordan forbindelser dannes fra grunnstoffer og etablerte skillet mellom atomer og molekyler. Ideen hans var at like volumer av gasser ved samme temperatur og trykk inneholder samme antall molekyler. I prinsippet kan et hint om dette finnes i det tidligere arbeidet til J. Gay-Lussac (1778–1850), som fastslo at forholdet mellom volumene av gassformige grunnstoffer som inngår i en kjemisk reaksjon er uttrykt i hele tall, selv om det er forskjellige fra masseforholdene oppnådd av Dalton. For eksempel danner 2 liter hydrogengass (H 2 molekyler), kombinert med 1 liter oksygengass (O 2 molekyler), 1 liter vanndamp (H 2 O molekyler).

Det sanne antallet molekyler i et gitt volum gass er ekstremt stort, og frem til 1865 kunne det ikke bestemmes med akseptabel nøyaktighet. Allerede på Avogadros tid ble det imidlertid gjort grove estimater basert på den kinetiske teorien om gasser. En veldig praktisk enhet for å måle mengden av et stoff er føflekken, dvs. mengden av et stoff hvor det er like mange molekyler som det er atomer i 0,012 kg av den vanligste isotopen av karbon 12 C. Ett mol av en ideell gass under normale forhold (n.s.), dvs. standard temperatur og trykk, opptar et volum på 22,4 liter. Avogadros tall er det totale antallet molekyler i en mol av et stoff eller i 22,4 liter gass ved omgivelsesforhold. Andre metoder, for eksempel radiografi, gir Avogadro-nummeret N 0 mer nøyaktige verdier enn de oppnådd på grunnlag av kinetisk teori. Den for tiden aksepterte verdien er 6,0221367×10 23 atomer (molekyler) i en mol. Følgelig inneholder 1 liter luft omtrent 3×10 22 molekyler oksygen, nitrogen og andre gasser.

Den viktige rollen til Avogadros tall for atomfysikk skyldes det faktum at det lar en bestemme massen og omtrentlige dimensjoner til et atom eller molekyl. Siden massen til 22,4 liter H2-gass er 2,016×10 –3 kg, er massen til ett hydrogenatom 1,67×10 –27 kg. Hvis vi antar at atomene i et fast legeme befinner seg nær hverandre, vil Avogadros tall tillate oss å anslå radiusen omtrentlig r for eksempel aluminiumatomer. For aluminium er 1 mol lik 0,027 kg, og tettheten er 2,7H103 kg/m3. I dette tilfellet har vi

Hvor r» 1,6×10 –10 m. Dermed ga de første estimatene av Avogadros antall en idé om atomstørrelser.

Oppdagelse av elektronet. Eksperimentelle data relatert til dannelsen av kjemiske forbindelser bekreftet eksistensen av "atomiske" partikler og gjorde det mulig å bedømme den lille størrelsen og massen til individuelle atomer. Den faktiske strukturen til atomer, inkludert eksistensen av enda mindre partikler som utgjør atomer, forble imidlertid uklar frem til J. J. Thomsons oppdagelse av elektronet i 1897. Inntil da ble atomet ansett som udelelig og forskjellene i de kjemiske egenskapene til ulike grunnstoffer hadde ingen forklaring. Allerede før Thomsons oppdagelse var det utført en rekke interessante eksperimenter der andre forskere studerte elektrisk strøm i glassrør fylt med gass ved lavt trykk. Slike rør, kalt Geissler-rør etter den tyske glassblåseren G. Geissler (1815–1879), som først begynte å lage dem, avga en skarp glød når de ble koblet til høyspentviklingen til en induksjonsspole. Disse elektriske utladningene ble interessert i W. Crookes (1832–1919), som slo fast at arten av utladningen i røret endres avhengig av trykket, og utladningen forsvinner fullstendig ved høyvakuum. Senere studier av J. Perrin (1870–1942) viste at «katodestrålene» som forårsaker gløden er negativt ladede partikler som beveger seg i en rett linje, men som kan avledes av et magnetfelt. Ladningen og massen til partiklene forble imidlertid ukjent og det var uklart om alle negative partikler var like.

Thomsons store fortjeneste var beviset på at alle partiklene som danner katodestråler er identiske med hverandre og er en del av materien. Ved å bruke en spesiell type utløpsrør, vist i fig. 1, målte Thomson hastigheten og ladning-til-masse-forholdet til katodestrålepartikler, senere kalt elektroner. Elektroner fløy ut av katoden under påvirkning av en høyspentutladning i røret. Gjennom åpninger D Og E Bare de som flyr langs rørets akse passerte gjennom.

Ris. 1. LADNING TIL MASSEFORHOLD. Rør brukt av den engelske fysikeren J. Thomson for å bestemme forholdet mellom ladning og masse for katodestråler. Disse eksperimentene førte til oppdagelsen av elektronet.

I normal modus treffer disse elektronene midten av den selvlysende skjermen. (Thomsons rør var det første "katodestrålerøret" med en skjerm, en forløper til fjernsynsbilderøret.) Røret inneholdt også et par elektriske kondensatorplater som, når de ble aktivert, kunne avlede elektroner. Elektrisk energi F E, som handler på siktelsen e fra det elektriske feltet E, er gitt av uttrykket

FE = eE .

I tillegg kan et magnetfelt skapes i samme område av røret ved å bruke et par strømførende spoler, som er i stand til å avlede elektroner i motsatt retning. Makt F H, som virker fra magnetfeltet H, proporsjonal med feltstyrken, partikkelhastigheten v og hennes anklage e :

F H = Hev .

Thomson justerte de elektriske og magnetiske feltene slik at den totale avbøyningen av elektronene var null, dvs. elektronstrålen returnerte til sin opprinnelige posisjon. Siden i dette tilfellet begge krefter F E Og F H er like, hastigheten til elektronene er gitt av

v = E/H .

Thomson fant ut at denne hastigheten avhenger av spenningen på røret V og at den kinetiske energien til elektroner mv 2/2 er direkte proporsjonal med denne spenningen, dvs. mv 2 /2 = eV. (Derav begrepet "elektron-volt" for energien som tilegnes av en partikkel med en ladning lik den til et elektron når den akselereres med en potensialforskjell på 1 V.) Ved å kombinere denne ligningen med uttrykket for elektronets hastighet, fant ladning-til-masse-forholdet:

Disse eksperimentene gjorde det mulig å fastslå sammenhengen e /m for et elektron og ga en omtrentlig ladningsverdi e. Akkurat verdi e ble målt av R. Milliken, som i sine forsøk sørget for at ladede oljedråper hang i luften mellom platene til en kondensator. For tiden er egenskapene til elektronet kjent med stor nøyaktighet:

Dermed er massen til elektronet betydelig mindre enn massen til hydrogenatomet:

Thomsons eksperimenter viste at elektroner i elektriske utladninger kan oppstå fra hvilket som helst stoff. Siden alle elektroner er like, må elementene avvike bare i antall elektroner. I tillegg indikerte den lille verdien av elektronmassen at massen til atomet ikke var konsentrert i dem.

Thomson massespektrograf. Snart kunne den gjenværende delen av atomet med positiv ladning observeres ved hjelp av det samme, om enn modifiserte, utladningsrøret, som gjorde det mulig å åpne elektronet. Allerede de første eksperimentene med utladningsrør viste at hvis en katode med et hull plasseres i midten av røret, passerer positivt ladede partikler gjennom "kanalen" i katoden, noe som forårsaker lysstoffrøret plassert i enden av røret motsatt. fra anoden til gløden. Disse positive "kanalstrålene" ble også avbøyd av magnetfeltet, men i motsatt retning av elektronene.

Thomson bestemte seg for å måle massen og ladningen til disse nye strålene, også ved å bruke elektriske og magnetiske felt for å avlede partiklene. Instrumentet hans for å studere positive stråler, "massespektrografen", er vist skjematisk i fig. 2. Den er forskjellig fra enheten vist i fig. 1, ved at de elektriske og magnetiske felt avbøyer partikler i rette vinkler til hverandre, og derfor kan "null" avbøyning ikke oppnås. Positivt ladede atomer på banen mellom anode og katode kan miste ett eller flere elektroner, og kan av denne grunn akselereres til forskjellige energier. Atomer av samme type med samme ladning og masse, men med en viss spredning i slutthastigheter, vil tegne en buet linje (parabelsegment) på en selvlysende skjerm eller fotografisk plate. I nærvær av atomer med ulik masse vil tyngre atomer (med samme ladning) avvike mindre fra sentralaksen enn lettere. I fig. Figur 3 viser et fotografi av paraboler oppnådd på en Thomson massespektrograf. Den smaleste parabelen tilsvarer det tyngste enkeltioniserte atomet (kvikksølvatomet), som ett elektron har blitt slått ut fra. De to bredeste parablene tilsvarer hydrogen, den ene til atomær H +, og den andre til molekylær H 2 +, som begge er enkelt ionisert. I noen tilfeller går to, tre eller til og med fire ladninger tapt, men atomært hydrogen har aldri blitt observert å bli ionisert mer enn én gang. Denne omstendigheten var den første indikasjonen på at hydrogenatomet bare har ett elektron, dvs. det er det enkleste av atomer.

Ris. 2. MASSESPEKTROGRAF, brukt av Thomson for å bestemme de relative massene til forskjellige atomer fra avbøyningen av positive stråler i magnetiske og elektriske felt.

Ris. 3. MASSESPEKTRA, fotografier med fordelingen av ioniserte atomer av fem stoffer, oppnådd i en massespektrograf. Jo større masse av atomer, jo mindre avvik.

Andre bevis på den komplekse strukturen til atomet. Samtidig som Thomson og andre eksperimenterte med katodestråler, brakte oppdagelsen av røntgenstråler og radioaktivitet ytterligere bevis på atomets komplekse struktur. I 1895 oppdaget V. Roentgen (1845–1923) ved et uhell mystisk stråling (“ X-stråler"), trengte gjennom det svarte papiret som han pakket inn Crookes-røret med mens han undersøkte det grønne selvlysende området av den elektriske utladningen. X-stråler forårsaket gløden til en ekstern skjerm belagt med krystallinsk bariumplatinocyanid. Roentgen fant ut at ulike stoffer av ulik tykkelse som ble introdusert mellom skjermen og røret svekket gløden, men slo den ikke helt. Dette indikerte ekstremt høy penetreringsevne X-stråler. Røntgen viste også at disse strålene forplanter seg rettlinjet og ikke avbøyes av elektriske og magnetiske felt. Fremveksten av slik usynlig, gjennomtrengende stråling fra elektronbombardement av forskjellige materialer var noe helt nytt. Det var kjent at synlig lys fra Geissler-rør besto av individuelle "spektrallinjer" med spesifikke bølgelengder og var derfor assosiert med "vibrasjoner" av atomer som hadde diskrete frekvenser. Et vesentlig trekk ved den nye strålingen, som skilte den fra de optiske spektrene, i tillegg til dens høye penetreringsevne, var at de optiske spektrene til grunnstoffer med et suksessivt økende antall elektroner var helt forskjellige fra hverandre, mens spektrene X-stråler endret seg veldig lite fra element til element.

En annen oppdagelse knyttet til atomstruktur var at atomer av noen grunnstoffer spontant kan sende ut stråling. Dette fenomenet ble oppdaget i 1896 av A. Becquerel (1852–1908). Becquerel oppdaget radioaktivitet ved å bruke uransalter mens han studerte luminescensen til salter under påvirkning av lys og dens forhold til luminescensen til glass i et røntgenrør. I et av forsøkene ble det observert sverting av en fotografisk plate, pakket inn i svart papir og plassert nær uransaltet i fullstendig mørke. Denne tilfeldige oppdagelsen stimulerte et intensivt søk etter andre eksempler på naturlig radioaktivitet og eksperimenter for å bestemme arten av den utsendte strålingen. I 1898 oppdaget P. Curie (1859–1906) og M. Curie (1867–1934) ytterligere to radioaktive grunnstoffer – polonium og radium. E. Rutherford (1871–1937), etter å ha studert gjennomtrengningsevnen til uranstråling, viste at det finnes to typer stråling: svært "myk" stråling, som lett absorberes av stoffet og som Rutherford kalte alfastråler, og mer penetrerende. stråling, som han kalte beta-stråler. Beta-stråler viste seg å være identiske med vanlige elektroner, eller "katodestråler", som oppsto i utladningsrør. Alfastråler, som det viste seg, har samme ladning og masse som heliumatomer, fratatt to av elektronene deres. Den tredje typen stråling, kalt gammastråler, viste seg å ligne X-stråler, men hadde enda større penetreringskraft.

Alle disse oppdagelsene viste tydelig at atomet ikke er «udelelig». Ikke bare består den av mindre deler (elektroner og tyngre positive partikler), men disse og andre underpartikler ser ut til å bli spontant sendt ut under radioaktivt nedbrytning av tunge grunnstoffer. I tillegg sender atomer ikke bare ut stråling i det synlige området ved diskrete frekvenser, men kan også bli så opphisset at de begynner å sende ut «hardere» elektromagnetisk stråling, nemlig X-stråler.

Thomsons modell av atomet. J. Thomson, som ga et enormt bidrag til den eksperimentelle studien av strukturen til atomet, søkte å finne en modell som kunne forklare alle dets kjente egenskaper. Siden den dominerende brøkdelen av massen til et atom er konsentrert i dets positivt ladede del, antok han at atomet er en sfærisk fordeling av positiv ladning med en radius på omtrent 10 -10 m, og på overflaten er det elektroner holdt av elastikk krefter som gjør at de kan svinge (fig. 4). Den netto negative ladningen til elektronene kansellerer nøyaktig den positive ladningen, slik at atomet er elektrisk nøytralt. Elektronene er på sfæren, men kan utføre enkle harmoniske svingninger i forhold til likevektsposisjonen. Slike oscillasjoner kan bare forekomme ved visse frekvenser, som tilsvarer smale spektrallinjer observert i gassutladningsrør. Elektroner kan ganske enkelt slås ut av posisjonene sine, noe som resulterer i positivt ladede "ioner" som utgjør "kanalstrålene" i massespektrografeksperimenter. X-stråler tilsvarer svært høye overtoner av de fundamentale vibrasjonene til elektroner. Alfa-partikler produsert under radioaktive transformasjoner er en del av den positive sfæren, slått ut av den som et resultat av noe energisk riving av atomet.

Ris. 4. ATOM, i henhold til Thomsons modell. Elektroner holdes inne i en positivt ladet kule av elastiske krefter. De av dem som er på overflaten kan "slå ut" ganske enkelt, og etterlater et ionisert atom.

Denne modellen reiste imidlertid en rekke innvendinger. En av dem skyldtes det faktum at, som spektroskopister som målte utslippslinjene oppdaget, er frekvensene til disse linjene ikke enkle multipler av den laveste frekvensen, slik tilfellet burde være i tilfellet med periodiske ladningsoscillasjoner. I stedet beveger de seg nærmere hverandre etter hvert som frekvensen øker, som om de nærmer seg en grense. Allerede i 1885 klarte I. Balmer (1825–1898) å finne en enkel empirisk formel som forbinder frekvensene til linjene i den synlige delen av hydrogenspekteret:

Hvor n- Frekvens, c– lysets hastighet (3×10 8 m/s), n– et heltall og R H- en viss konstant faktor. I henhold til denne formelen, i en gitt serie med spektrallinjer av hydrogen skal det ikke være noen linjer med en bølgelengde l mindre enn 364,56 nm (eller høyere frekvenser) tilsvarende n= Ґ. Dette viste seg å være tilfelle, og dette ble en alvorlig innvending mot Thomsons modell av atomet, selv om det ble gjort forsøk på å forklare avviket med forskjellen i elastiske gjenopprettingskrefter for forskjellige elektroner.

Basert på Thomsons modell av atomet var det også ekstremt vanskelig å forklare utslipp av røntgenstråler eller gammastråling fra atomer.

Vanskeligheter i Thomsons atommodell var også forårsaket av holdningen e/m ladning til masse for atomer som har mistet elektronene sine ("kanalstråler"). Det enkleste atomet er et hydrogenatom med ett elektron og en relativt massiv kule som bærer en positiv ladning. Mye tidligere, i 1815, foreslo W. Prout at alle tyngre atomer består av hydrogenatomer, og det ville være forståelig om atomets masse økte proporsjonalt med antallet elektroner. Målinger har imidlertid vist at forholdet mellom ladning og masse ikke er det samme for ulike grunnstoffer. For eksempel er massen til et neonatom omtrent 20 ganger massen til et hydrogenatom, mens ladningen bare er 10 enheter positiv ladning (et neonatom har 10 elektroner). Situasjonen var som om den positive ladningen hadde en variabel masse, eller det var egentlig 20 elektroner, men 10 av dem var inne i sfæren.

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

1) Materiebiter.
Democritus mente at egenskapene til et stoff bestemmes av formen, massen og andre egenskaper til atomene som danner det: i ild er atomene skarpe, slik at ild kan brenne; i faste stoffer er de grove, så de fester seg godt. til hverandre; i vann er de glatte, så det er i stand til å flyte. Selv menneskesjelen består ifølge Demokrit av atomer.
2) "Pudding med en vri" (Thomson-modell).
J. J. Thomson foreslo å betrakte atomet som et positivt ladet legeme med elektroner innelukket i det. Denne modellen forklarer ikke den serielle naturen til atomstråling.
3) Atom, som Saturn. 1904 Hentara Nagaoka. En liten positiv kjerne som elektroner kretser rundt.
4) Planetarisk modell av atomet. 1911 Ernest Rutherford, etter å ha utført en rekke eksperimenter, kom til den konklusjonen at atomet snarere er et utseende av et planetsystem, det vil si at elektroner beveger seg rundt en positivt ladet tung kjerne som ligger i sentrum av atomet. For å forklare stabiliteten til atomer, måtte Niels Bohr introdusere postulater som kokte ned til det faktum at et elektron i et atom, som er i noen spesielle energitilstander, ikke stråler. Bohrs postulater viste at klassisk mekanikk er ubrukelig for å beskrive atomet.

Rutherfords erfaring

Ernest Rutherford om spredning av alfapartikler når de passerer gjennom tynne lag av materie. I disse forsøkene, en smal stråle α -partikler som ble sendt ut av et radioaktivt stoff ble rettet på tynn gullfolie. En skjerm ble plassert bak folien, som var i stand til å gløde under påvirkning av raske partikler. Det ble funnet at de fleste α -partikler avviker fra lineær forplantning etter å ha passert gjennom folien, dvs. spredning, og noen α -partikler kastes vanligvis tilbake. Spredning α -partikler Rutherford forklarte ved å si det positiv ladning er ikke jevnt fordelt i en kule med en radius på 10 -10 m, som tidligere antatt, men er konsentrert i den sentrale delen av atomet - atomkjernen. Når du passerer nær kjernen α -en partikkel med positiv ladning blir frastøtt fra den, og når den treffer kjernen, kastes den tilbake i motsatt retning. Dette er hvordan partikler som har samme ladning oppfører seg, derfor er det en sentral positivt ladet del av atomet, der en betydelig masse av atomet er konsentrert. Beregninger har vist at for å forklare eksperimentene, er det nødvendig å ta radiusen til atomkjernen lik omtrent 10 -15 μ .

Rutherfords modell av atomet

Essensen av Rutherfords modell av atomets struktur er som følger: i sentrum av atomet er det en positivt ladet kjerne, der all massen er konsentrert; elektroner roterer rundt kjernen i sirkulære baner med store avstander (som planeter). rundt solen). Ladningen til kjernen faller sammen med nummeret på det kjemiske elementet i det periodiske systemet.

Rutherfords planetmodell av strukturen til atomet kunne ikke forklare en rekke kjente fakta:

et elektron med ladning må falle ned på kjernen på grunn av Coulomb-attraksjonskrefter, og et atom er et stabilt system; når man beveger seg i en sirkulær bane, nærmer seg kjernen, må et elektron i et atom sende ut elektromagnetiske bølger med alle mulige frekvenser, det vil si at det utsendte lyset må ha et kontinuerlig spektrum, men i praksis er resultatet annerledes:

elektroner av atomer sender ut lys som har et linjespektrum. Den danske fysikeren Niels Bohr var den første som forsøkte å løse motsetningene i den planetariske kjernefysiske modellen for atomstruktur.

Bohrs postulater

Bohr baserte sin teori på to postulater. Det første postulatet: et atomsystem kan bare være i spesielle stasjonære eller kvantetilstander, som hver har sin egen energi; I stasjonær tilstand stråler ikke atomet.

Dette betyr at et elektron (for eksempel i et hydrogenatom) kan være i flere veldefinerte baner. Hver elektronbane tilsvarer en veldig spesifikk energi.

Det andre postulatet: under overgangen fra en stasjonær tilstand til en annen, sendes eller absorberes et kvantum av elektromagnetisk stråling. Energien til et foton er lik forskjellen i energiene til et atom i to tilstander: hv = E m –Εn; h= 6,62 10-34 J s, hvor h- Planck er konstant.

Når et elektron beveger seg fra en nær bane til en mer fjern, absorberer atomsystemet et kvantum av energi. Når et elektron beveger seg fra en mer fjern bane til en nærmere bane i forhold til kjernen, avgir atomsystemet et energikvante.

Bohrs teori gjorde det mulig å forklare eksistensen av linjespektre.

Fram til slutten av 1800-tallet representerte de fleste forskere atomet som en uoppløselig og udelelig partikkel av et element - den "endelige noden" av materie. Det ble også antatt at atomer er uforanderlige: et atom av et gitt element kan under ingen omstendigheter transformeres til et atom av noe annet element.

Slutten av 1800- og begynnelsen av 1900-tallet var preget av nye oppdagelser innen fysikk og kjemi, som endret synet på atomet som en uforanderlig partikkel, og vitnet om den komplekse sammensetningen av atomer og muligheten for deres omdannelser.

Dette inkluderer først og fremst oppdagelsen av elektronet av den engelske fysikeren Thomson i 1897, oppdagelsen og studien av radioaktivitet på slutten av 90-tallet av 1800-tallet. A. Becquerel, Marie og Pierre Curie, E. Rutherford.

Rundt begynnelsen av det tjuende århundre. Studier av en rekke fenomener (stråling fra varme kropper, den fotoelektriske effekten, atomspektre) førte til konklusjonen at energi distribueres og overføres, absorberes og sendes ut ikke kontinuerlig, men diskret, i separate porsjoner - kvanter. Energien til et system av mikropartikler kan også ta bare visse verdier, som er multipler av antall kvanter.

Antagelsen om kvanteenergi ble først gjort av M. Planck (1900). Energien til kvante E er proporsjonal med strålingsfrekvensen ν:

hvor h er Plancks konstant (6,626 10 -34 Js), ν=, s er lysets hastighet,  er bølgelengden.

I 1905 spådde A. Einstein at enhver stråling er en strøm av energikvanter, kalt fotoner. Fra Einsteins teori følger det at lys har en dobbel natur.

I 1911 foreslo Rutherford en kjernefysisk planetmodell av atomet, bestående av en tung kjerne som elektroner kretser rundt, som planetene i solsystemet. Imidlertid, som teorien om det elektromagnetiske feltet viser, bør elektroner i dette tilfellet bevege seg i en spiral, kontinuerlig sende ut energi, og falle ned på kjernen.

Den danske vitenskapsmannen N. Bohr foreslo, ved å bruke Rutherford-modellen og Plancks teori, den første kvantemodellen (1913) av strukturen til hydrogenatomet, ifølge hvilken elektroner beveger seg rundt kjernen ikke i noen, men bare i tillatte baner, i som elektronet har visse energier. Når et elektron beveger seg fra en bane til en annen, absorberer eller avgir atomet energi i form av kvanter. Bohrs teori gjorde det mulig å beregne energien til elektroner, verdiene av energikvanter som sendes ut under overgangen til et elektron fra ett nivå til et annet. Hun forklarte ikke bare den fysiske naturen til atomspektre som et resultat av overgangen av elektroner fra en stasjonær bane til en annen, men gjorde det også mulig for første gang å beregne spektrene. Bohrs beregning av spekteret til det enkleste atomet, hydrogenatomet, ga strålende resultater: den beregnede plasseringen av spektrallinjene i den synlige delen av spekteret falt sammen med deres faktiske plassering i spekteret. Men Bohrs teori kunne ikke forklare oppførselen til et elektron i et magnetfelt, og alle atomiske spektrallinjer viste seg å være uegnet for multielektronatomer. Det var behov for en ny modell av atomet, basert på funn i mikrokosmos.

2.3. Kvantemekanisk modell av hydrogenatomet. Innledende begreper om kvantemekanikk

I 1924 Louis de Broglie (Frankrike) antydet at elektronet, som andre mikropartikler, er preget av partikkelbølge-dualitet. De Broglie foreslo en ligning som relaterer bølgelengden (λ) til et elektron eller en hvilken som helst annen partikkel med masse (m) og hastighet (v):

De Broglie kalte bølger av materiepartikler for materielle bølger. De er karakteristiske for alle partikler eller kropper, men, som det følger av ligningen, for makrokropper er bølgelengden så liten at den for øyeblikket ikke kan detekteres. Så, for en kropp med en masse på 1000 kg som beveger seg med en hastighet på 108 km/t (30 m/s), λ = 2,21 10 -38 m.

De Broglies hypotese ble eksperimentelt bekreftet ved påvisning av diffraksjon og interferenseffekter av elektronstrøm. For tiden er diffraksjon av elektron-, nøytron- og protonflukser mye brukt for å studere strukturen til stoffer.

I 1927 postulerte W. Heisenberg (Tyskland) prinsippet om usikkerhet, ifølge hvilket posisjonen og momentumet til en subatomær partikkel (mikropartikkel) er fundamentalt umulig å bestemme til enhver tid med absolutt nøyaktighet. Til enhver tid kan kun én av disse egenskapene bestemmes. E. Schrödinger (Østerrike) i 1926 utledet en matematisk beskrivelse av oppførselen til et elektron i et atom. Dens essens ligger i det faktum at bevegelsen av elektroner i et atom er beskrevet av en bølgeligning, og plasseringen av elektronet bestemmes i henhold til sannsynlighetsprinsipper. Schrödinger-ligningen, som er grunnlaget for den moderne kvantemekaniske teorien om atomstruktur, har formen (i det enkleste tilfellet):

hvor h er Plancks konstant; m er partikkelmassen; U er den potensielle energien; E – total energi, x, y, z – koordinater; ψ er bølgefunksjonen.

For å karakterisere tilstanden til elektronet er bølgefunksjonen ψ av spesiell betydning. Dens firkant – ψ 2 – har en viss fysisk betydning. Verdien ψ 2 dv uttrykker sannsynligheten for å finne et elektron i volumet av rommet dv som omgir atomkjernen. Foreløpig har ligningen en eksakt løsning kun for hydrogen og hydrogenlignende partikler He +, Li 2 +, dvs. for ett-elektron partikler. Å løse denne ligningen er en kompleks oppgave, og vurderingen ligger utenfor dette kursets omfang.

Arbeidene til Planck, Einstein, Bohr, de Broglie, Heisenberg og Schrödinger la grunnlaget for kvantemekanikk, som studerer bevegelse og interaksjon mellom mikropartikler. Den er basert på konseptet kvanteenergi, bølgenaturen til mikropartiklers bevegelse og den sannsynlige (statistiske) metoden for å beskrive mikroobjekter.

Send ditt gode arbeid i kunnskapsbasen er enkelt. Bruk skjemaet nedenfor

Studenter, hovedfagsstudenter, unge forskere som bruker kunnskapsbasen i studiene og arbeidet vil være deg veldig takknemlig.

postet på http://www.allbest.ru/

FEDERAL STATE BUDGET UTDANNINGSINSTITUTION FOR HØYERE PROFESJONELL UTDANNELSE

"UFA STATE PETROLEUM TECHNICAL UNIVERSITY"

Institutt for fysikk

ABSTRAKT

Emne abstrakt: "Evolusjonen av ideer om strukturen til atomkjernen"

FULLT AV: ST. GR. BTE 13-01 A.A. ABDRAHMANOV

SJEKK PRISER AV: LÆRER A.A.E.KURAMSHIN

UFA 2014

Introduksjon

Hoveddel

Bohrs postulater

Strukturen til atomkjernen

Rutherfords eksperimenter

Konklusjon

Introduksjon

Atomer, opprinnelig antatt å være udelelige, er komplekse systemer. De har en massiv kjerne av protoner og nøytroner, rundt hvilke elektroner beveger seg i tomt rom. Atomer er veldig små - dimensjonene deres er i størrelsesorden 10-10-10-9 m, og dimensjonene til kjernen er fortsatt omtrent 100 000 ganger mindre (10-15-10-14 m). Derfor kan atomer bare "ses" indirekte, i et bilde med veldig høy forstørrelse (for eksempel ved bruk av en feltemisjonsprojektor). Men selv i dette tilfellet kan ikke atomene sees i detalj. Vår kunnskap om deres interne struktur er basert på en enorm mengde eksperimentelle data, som indirekte, men overbevisende støtter ovenstående.

Ideer om strukturen til atomet endret seg radikalt på 1900-tallet. påvirket av nye teoretiske ideer og eksperimentelle data. Det er fortsatt uløste spørsmål i beskrivelsen av den indre strukturen til atomkjernen, som er gjenstand for intensiv forskning. De følgende avsnittene skisserer historien til utviklingen av ideer om strukturen til atomet som helhet; En egen artikkel er viet strukturen til kjernen (ATOMIC NUCLEUS STRUCTURE), siden disse ideene utviklet seg stort sett uavhengig. Energien som kreves for å studere de ytre skallene til et atom er relativt liten, i størrelsesorden termisk eller kjemisk energi. Av denne grunn ble elektroner eksperimentelt oppdaget lenge før oppdagelsen av kjernen.

For å få en ide om størrelsen på et atom og det tomme rommet det opptar, bør du vurdere atomene som utgjør en vanndråpe med en diameter på 1 mm. Hvis du mentalt forstørrer denne dråpen til jordens størrelse, vil hydrogen- og oksygenatomene som inngår i vannmolekylet ha en diameter på 1-2 m. Hoveddelen av massen til hvert atom er konsentrert i kjernen, diameteren hvorav kun var 0,01 mm .

Hoveddel

Evolusjon av ideer om strukturen til atomer

Oppdagelsen av atomets komplekse struktur er det viktigste stadiet i utviklingen av moderne fysikk. I prosessen med å lage en kvantitativ teori om atomstruktur, som gjorde det mulig å forklare atomsystemer, ble det dannet nye ideer om egenskapene til mikropartikler, som er beskrevet av kvantemekanikk.

Ideen om atomer som udelelige minste partikler av stoffer, som nevnt ovenfor, oppsto i antikken (Democritus, Epicurus, Lucretius). I middelalderen fikk ikke læren om atomer, som var materialistisk, anerkjennelse. Ved begynnelsen av 1700-tallet. atomteori blir stadig mer populær. På dette tidspunktet var verkene til den franske kjemikeren A. Lavoisier (1743-1794), den store russiske vitenskapsmannen M.V. Lomonosov og den engelske kjemikeren og fysikeren D. Dalton (1766-1844) beviste virkeligheten av eksistensen av atomer. På dette tidspunktet oppsto imidlertid ikke spørsmålet om den indre strukturen til atomer, siden atomer ble ansett som udelelige.

En stor rolle i utviklingen av atomteori ble spilt av den fremragende russiske kjemikeren D.I. Mendeleev, som i 1869 utviklet det periodiske systemet av grunnstoffer, der for første gang spørsmålet om atomenes enhetlige natur ble reist på et vitenskapelig grunnlag. I andre halvdel av 1800-tallet. Det er eksperimentelt bevist at elektronet er en av hoveddelene i ethvert stoff. Disse konklusjonene, så vel som en rekke eksperimentelle data, førte til det faktum at på begynnelsen av det 20. århundre. Spørsmålet om strukturen til atomet dukket opp for alvor.

Eksistensen av en naturlig forbindelse mellom alle kjemiske elementer, tydelig uttrykt i Mendeleevs periodiske system, antyder at strukturen til alle atomer er basert på en felles egenskap: de er alle nært beslektet med hverandre.

Imidlertid frem til slutten av 1800-tallet. I kjemien rådde den metafysiske overbevisningen om at atomet er den minste partikkelen av enkel materie, den endelige grensen for materiens delbarhet. Under alle kjemiske transformasjoner er det kun molekyler som ødelegges og skapes igjen, mens atomer forblir uendret og ikke kan deles i mindre deler.

I lang tid ble forskjellige antakelser om atomets struktur ikke bekreftet av noen eksperimentelle data. Først på slutten av 1800-tallet. det ble gjort funn som viste kompleksiteten i strukturen til atomet og muligheten for å transformere noen atomer til andre under visse forhold. Basert på disse oppdagelsene begynte læren om strukturen til atomet å utvikle seg raskt.

Det første indirekte beviset på den komplekse strukturen til atomer ble oppnådd fra studiet av katodestråler generert under en elektrisk utladning i svært sjeldne gasser. Studiet av egenskapene til disse strålene førte til konklusjonen at de er en strøm av små partikler som bærer en negativ elektrisk ladning og flyr med en hastighet nær lysets hastighet. Ved hjelp av spesielle teknikker var det mulig å bestemme massen av katodepartikler og størrelsen på ladningen deres, og finne ut at de ikke avhenger verken av arten av gassen som er igjen i røret, eller av stoffet som elektrodene fra. er laget, eller på andre eksperimentelle forhold. Dessuten er katodepartikler bare kjent i ladet tilstand og kan ikke strippes for ladningene og omdannes til elektrisk nøytrale partikler: elektrisk ladning er essensen av deres natur. Disse partiklene, kalt elektroner, ble oppdaget i 1897 av den engelske fysikeren J. Thomson.

Studiet av strukturen til atomet begynte praktisk talt i 1897-1898, etter at katodestrålenes natur som en strøm av elektroner endelig ble etablert og ladningen og massen til elektronet ble bestemt. Thomson foreslo den første modellen av atomet, og presenterte atomet som en materieklump med en positiv elektrisk ladning, der så mange elektroner er innblandet at det gjør det til en elektrisk nøytral formasjon. I denne modellen ble det antatt at elektroner under påvirkning av ytre påvirkninger kunne oscillere, dvs. bevege seg med en akselerert hastighet. Det ser ut til at dette gjorde det mulig å svare på spørsmål om utslipp av lys fra materieatomer og gammastråler fra atomer av radioaktive stoffer.

Thomsons modell av atomet antok ikke positivt ladede partikler inne i et atom. Men hvordan kan vi da forklare utslippet av positivt ladede alfapartikler fra radioaktive stoffer? Thomsons atommodell svarte ikke på noen andre spørsmål.

I 1911 oppdaget den engelske fysikeren E. Rutherford, mens han studerte bevegelsen av alfapartikler i gasser og andre stoffer, en positivt ladet del av atomet. Ytterligere mer grundige studier viste at når en stråle av parallelle stråler passerer gjennom lag av gass eller en tynn metallplate, kommer det ikke lenger parallelle stråler, men noe divergerende stråler: alfapartikler er spredt, dvs. de avviker fra den opprinnelige banen. Avbøyningsvinklene er små, men det er alltid et lite antall partikler (omtrent én av flere tusen) som avbøyes veldig kraftig. Noen partikler kastes tilbake som om de hadde møtt en ugjennomtrengelig barriere. Dette er ikke elektroner - massen deres er mye mindre enn massen av alfapartikler. Avbøyning kan oppstå når man kolliderer med positive partikler hvis masse er av samme størrelsesorden som massen til alfapartikler. Basert på disse betraktningene, foreslo Rutherford følgende diagram av strukturen til atomet.

I sentrum av atomet er det en positivt ladet kjerne, rundt hvilken elektroner roterer i forskjellige baner. Sentrifugalkraften som oppstår under deres rotasjon balanseres av tiltrekningen mellom kjernen og elektronene, som et resultat av at de forblir i visse avstander fra kjernen. Siden massen til et elektron er ubetydelig, er nesten hele massen til et atom konsentrert i kjernen. Andelen av kjernen og elektronene, hvis antall er relativt lite, utgjør bare en ubetydelig del av det totale rommet som okkuperes av atomsystemet.

Diagrammet over strukturen til atomet foreslått av Rutherford, eller, som de vanligvis sier, den planetariske modellen av atomet, forklarer lett fenomenene med avbøyning av alfapartikler. Faktisk er størrelsen på kjernen og elektronene ekstremt liten sammenlignet med størrelsen på hele atomet, som bestemmes av banene til elektronene lengst fra kjernen, så de fleste alfapartikler flyr gjennom atomer uten merkbar avbøyning. Bare i tilfeller der alfapartikkelen kommer veldig nær kjernen, får den elektrisk frastøting den til å avvike kraftig fra sin opprinnelige bane. Dermed la studiet av spredning av alfapartikler grunnlaget for kjernefysisk teori om atomet.

Bohrs postulater

Den planetariske modellen av atomet gjorde det mulig å forklare resultatene av eksperimenter på spredning av alfapartikler av materie, men grunnleggende vanskeligheter oppsto med å rettferdiggjøre stabiliteten til atomer.

Det første forsøket på å konstruere en kvalitativt ny - kvanteteori om atomet ble gjort i 1913 av Niels Bohr. Han satte som mål å koble sammen de empiriske lovene for linjespektra, Rutherford-atommodellen og kvantenaturen til utslipp og absorpsjon av lys til en enkelt helhet. Bohr baserte sin teori på Rutherfords kjernefysiske modell. Han foreslo at elektroner beveger seg rundt kjernen i sirkulære baner. Sirkulær bevegelse, selv ved konstant hastighet, har akselerasjon. Denne akselererte ladningsbevegelsen tilsvarer vekselstrøm, som skaper et vekslende elektromagnetisk felt i rommet. Det forbrukes energi for å lage dette feltet. Feltenergien kan skapes på grunn av energien fra Coulomb-interaksjonen mellom elektronet og kjernen. Som et resultat må elektronet bevege seg i en spiral og falle ned på kjernen. Erfaring viser imidlertid at atomer er svært stabile formasjoner. Det følger av dette at resultatene av klassisk elektrodynamikk, basert på Maxwells ligninger, ikke er anvendelige for intraatomære prosesser. Det er nødvendig å finne nye mønstre. Bohr baserte sin teori om atomet på følgende postulater.

Først postulere Bora (postulat stasjonær stater): V atom eksistere stasjonær (Ikke endres med tid) stater, V hvilken Han Ikke sender ut energi. Stasjonær stater atom tilsvare stasjonær baner, Av hvilken flytte elektroner. Bevegelse elektroner Av stasjonær baner Ikke ledsaget av stråling elektromagnetisk bølger

Dette postulatet er i konflikt med den klassiske teorien. I den stasjonære tilstanden til et atom må et elektron som beveger seg i en sirkulær bane ha diskrete kvanteverdier av vinkelmomentum.

Sekund postulere Bora (regel frekvenser): på overgang elektron Med en stasjonær baner på en annen sendes ut (absorbert) en foton Med energi

lik forskjeller energier aktuell stasjonær stater (En Og Em - hhv energi stasjonær stater atom før Og etter stråling/absorpsjon).

Overgangen til et elektron fra et stasjonært banenummer m til et stasjonært banetall n tilsvarer overgangen til et atom fra en tilstand med energi Em inn i en tilstand med energi En (fig. 1).

Ris. 1 Til en forklaring av Bohrs postulater

Når En > Em, skjer fotonutslipp (overgangen til et atom fra en tilstand med høyere energi til en tilstand med lavere energi, dvs. overgangen til et elektron fra en bane som er mer fjernt fra kjernen til en nærmere), når En< Еm - его поглощение (переход атома в состояние с большей энергией, т. е, переход электрона на более удаленную от ядра орбиту). Набор возможных дискретных частот

kvanteoverganger og bestemmer linjespekteret til et atom.

Bohrs teori forklarte briljant det eksperimentelt observerte linjespekteret av hydrogen.

Suksessene til teorien om hydrogenatomet ble oppnådd på bekostning av å forlate de grunnleggende prinsippene for klassisk mekanikk, som har vært ubetinget gyldig i mer enn 200 år. Derfor var direkte eksperimentelt bevis på gyldigheten av Bohrs postulater, spesielt det første - om eksistensen av stasjonære tilstander - av stor betydning. Det andre postulatet kan betraktes som en konsekvens av loven om bevaring av energi og hypotesen om eksistensen av fotoner.

Tyske fysikere D. Frank og G. Hertz, som studerte kollisjonen av elektroner med gassatomer ved bruk av retarderende potensialmetoden (1913), bekreftet eksperimentelt eksistensen av stasjonære tilstander og diskretiteten til atomenergiverdier.

Til tross for den utvilsomme suksessen til Bohrs konsept i forhold til hydrogenatomet, som det viste seg å være mulig å konstruere en kvantitativ teori for spekteret for, var det ikke mulig å lage en lignende teori for heliumatomet ved siden av hydrogen basert på Bohrs teori. ideer. Når det gjelder heliumatomet og mer komplekse atomer, tillot Bohrs teori oss å trekke kun kvalitative (om enn svært viktige) konklusjoner. Ideen om visse baner som et elektron beveger seg langs i et Bohr-atom viste seg å være veldig betinget. Faktisk har bevegelsen av elektroner i et atom lite til felles med bevegelsen til planeter i bane.

For tiden, ved hjelp av kvantemekanikk, er det mulig å svare på mange spørsmål angående strukturen og egenskapene til atomer til ethvert element.

atomkjernen bor mendeleev

Strukturen til atomkjernen

Nukleonnivå

Omtrent 20 år etter at Rutherford "oppdaget" sin kjerne i dypet av et atom, ble nøytronet oppdaget - en partikkel i alle dens egenskaper som er den samme som kjernen til et hydrogenatom - et proton, men bare uten en elektrisk ladning. Nøytronet viste seg å være ekstremt praktisk for å sondere innsiden av kjerner. Siden det er elektrisk nøytralt, frastøter ikke kjernens elektriske felt det - følgelig kan selv langsomme nøytroner lett nærme seg kjernen på avstander hvor kjernekrefter begynner å manifestere seg. Etter oppdagelsen av nøytronet gikk fysikken til mikroverdenen fremover med stormskritt.

Like etter oppdagelsen av nøytronet antok to teoretiske fysikere - tyskeren Werner Heisenberg og sovjeten Dmitry Ivanenko - at atomkjernen består av nøytroner og protoner. Den moderne forståelsen av strukturen til kjernen er basert på den.

Protoner og nøytroner er kombinert med ordet nukleon. Protoner er elementære partikler som er kjernen til atomer til det letteste kjemiske elementet - hydrogen. Antall protoner i kjernen er lik atomnummeret til grunnstoffet i det periodiske systemet og er betegnet Z (antall nøytroner er N). Et proton har en positiv elektrisk ladning, lik i absolutt verdi som den elementære elektriske ladningen. Det er omtrent 1836 ganger tyngre enn et elektron. Et proton består av to opp-kvarker med ladning Q = + 2/3 og en d-kvark med Q = - 1/3, forbundet med et gluonfelt. Den har sluttdimensjoner i størrelsesorden 10-15 m, selv om den ikke kan forestilles som en solid ball, ligner den snarere en sky med en uskarp grense, bestående av skapte og utslettede virtuelle partikler.

Den elektriske ladningen til et nøytron er 0, massen er omtrent 940 MeV. Et nøytron består av en u-kvark og to d-kvarker. Denne partikkelen er stabil bare i sammensetningen av stabile atomkjerner; et fritt nøytron forfaller til et elektron, et proton og et elektron antinøytrino. Halveringstiden til et nøytron (tiden det tar før halvparten av det opprinnelige antallet nøytroner forfaller) er omtrent 12 minutter. I materie eksisterer nøytroner i fri form i enda kortere tid på grunn av deres sterke absorpsjon av kjerner. Som protonet deltar nøytronet i alle typer interaksjoner, inkludert elektromagnetiske: med generell nøytralitet, på grunn av dens komplekse indre struktur, eksisterer det elektriske strømmer i det.

I kjernen er nukleoner bundet av en spesiell type kraft - kjernefysisk. Et av deres karakteristiske trekk er korttidsvirkende: ved avstander i størrelsesorden 10-15 m eller mindre overskrider de andre krefter, som et resultat av at nukleonene ikke flyr fra hverandre under påvirkning av elektrostatisk frastøtning av like-ladede protoner . På store avstander reduseres kjernefysiske krefter veldig raskt til null.

Virkningsmekanismen til kjernefysiske krefter er basert på samme prinsipp som elektromagnetiske krefter - på utveksling av gjenstander som samhandler med virtuelle partikler.

Virtuelle partikler i kvanteteorien er partikler som har samme kvantetall (spinn-, elektriske og baryonladninger osv.) som de tilsvarende reelle partikler, men som det vanlige forholdet mellom energi, fart og masse ikke holder for.

Rutherfords eksperimenter

I et magnetfelt brytes en fluks av radioaktiv stråling ned i 3 komponenter: alfastråler, betastråler og gammastråler.

Fenomenet radioaktivitet indikerte den komplekse strukturen til atomet

Rutherfordsnt

1911 – E. Rutherford gjennomfører et eksperiment på spredning av alfapartikler. En stråle av alfapartikler ble ført gjennom tynn gullfolie.

Gull ble valgt som et meget duktilt materiale som folie kan produseres av med en tykkelse på nesten ett atomlag.

Noen alfapartikler passerte gjennom folien og dannet en uskarp flekk på skjermen, og spor av andre alfapartikler ble registrert på sideskjermene.

Erfaring har vist at den positive ladningen til et atom er konsentrert i et veldig lite volum - kjernen, og det er store hull mellom atomkjernene.

Rutherford viste at Thomsons modell var i konflikt med eksperimentene hans.

Konklusjon

Avslutningsvis kommer vi til den konklusjon at konseptene til Rutherford og Bohr allerede er mer enn partikler av absolutt sannhet, selv om den videre utviklingen av fysikk har avslørt mange feil i dette konseptet. En enda større del av absolutt korrekt kunnskap finnes i den kvantemekaniske teorien om atomet.

Oppdagelsen av den komplekse strukturen til atomet var en stor begivenhet i fysikken, siden ideene til klassisk fysikk om atomer som faste og udelelige strukturelle enheter av materie ble tilbakevist

Liste over kilder som er brukt

1. Fysikk for alle / Cooper L. - "Verden" 1974

2. Fysikere / Khramov Yu.A. - "Vitenskap" 1983

3. Fysikk -9.11 / Peryshkin A.V. - "Bustard" 2004

4. P.S. Kudryavtsev. "Kurs i fysikkens historie" M. 1982.

5. M.P. Bronstein. "Atomer og elektroner" M. 1980.

6. Internett-ressurser.

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

Skrevet på Allbest.ru

...

Lignende dokumenter

Analyse av utviklingen av ideene om atomisme i vitenskapens historie. Rollen til elementærpartikler og fysisk vakuum i strukturen til atomet. Essensen av den moderne teorien om atomisme. Analyse av atomets kvantemodell. Introduksjon av konseptet "molekyl" av Pierre Gassendi. Oppdagelse av Compton-effekten.

test, lagt til 15.01.2013

Studie av begrepet den dynamiske strukturen til et atom i rommet. Studie av strukturen til atomet og atomkjernen. Beskrivelser av dynamikken i bevegelse av kropper i det virkelige rommet til potensielle sfærer. Analyse av spiralbevegelsen til kvantepartikler i ledig plass.

sammendrag, lagt til 29.05.2013

Rutherfords planetmodell av atomet. Sammensetning og egenskaper ved atomkjernen. Masse og bindingsenergi til kjernen. Bindingsenergi av nukleoner i en kjerne. Interaksjon mellom ladede partikler. Den store hadronkollideren. Bestemmelser i teorien om elementærpartikkelfysikk.

kursarbeid, lagt til 25.04.2015

Historie om funn innen atomkjernens struktur. Modeller av atomet før Bohr. Oppdagelse av atomkjernen. Bohr atom. Atomfisjon. Proton-nøytronmodell av kjernen. Kunstig radioaktivitet. Strukturen og de viktigste egenskapene til atomkjerner.

sammendrag, lagt til 05.08.2003

Modeller av atomstruktur. Former av atomorbitaler. Energinivåene til atomet. Atomorbital er området rundt kjernen til et atom der et elektron er mest sannsynlig å bli funnet. Begrepet proton, nøytron og elektron. Essensen av den planetariske modellen av strukturen til atomet.

presentasjon, lagt til 09.12.2013

Lagringsdelene til et atom: kjerne, protoner, nøytroner og elektroner. Planetarisk modell av atomet eller Rutherford-modellen. Kerovana og ikke Kerovana Lanzug kjernefysisk reaksjon. Konseptet med kjernefysisk vibrasjon er en prosess for frigjøring av en stor mengde termisk og metabolsk energi.

presentasjon, lagt til 21.05.2012

Oppdagelsen av atomets komplekse struktur er det viktigste stadiet i utviklingen av moderne fysikk. I prosessen med å lage en kvantitativ teori om atomstruktur som forklarer atomsystemer, ble ideer om egenskapene til mikropartikler beskrevet av kvantemekanikk dannet.

sammendrag, lagt til 01.05.2009

Historie om opprinnelsen og utviklingen av atomistisk teori. Platons og Aristoteles' ideer om materiens kontinuitet. Korpuskulær-kinetisk teori om varme, oppdagelse av radioaktivitet. Nagaokas tidlige planetmodell av atomet. Bestemmelse av elektronladning.

presentasjon, lagt til 28.08.2013

Utviklingen av ideer om strukturen til atomer ved å bruke modellene til Ernest Rutherford og Niels Bohr som eksempel. Stasjonære baner og energinivåer. Forklaring av opprinnelsen til linjeemisjon og absorpsjonsspektra. Fordeler og ulemper med N. Bohrs teori.

sammendrag, lagt til 19.11.2014

Stadier av forskning på strukturen til atomet av forskere Thomson, Rutherford, Bohr. Skjemaer av deres eksperimenter og tolkning av resultatene. Rutherfords planetmodell av atomet. Bohrs kvantepostulater. Overgangsskjemaer fra en stasjonær tilstand til en opphisset tilstand og omvendt.

Begrepet "atom" var kjent i antikken og ble brukt til å beskrive ideer om strukturen til omverdenen av gamle greske filosofer, så Leucippus (500-200 f.Kr.) hevdet at verden består av de minste partiklene og tomheten, og Democritus kalte disse partiklene er atomer og mente at de eksisterer for alltid og er i stand til å bevege seg. I følge eldgamle filosofers ideer var atomer så små at de ikke kunne måles, og form og ytre forskjeller ga egenskaper til visse kropper. For eksempel må jernatomer ha "tenner" for å gripe inn i hverandre og danne et fast stoff, mens vannatomer på den annen side må være glatte og rulle for å gi vannet flyt. Den første antagelsen om atomers evne til uavhengig å samhandle med hverandre ble gjort av Epicurus.

M.V. regnes som skaperen av den atom-molekylære teorien. Lomonosov, skilte han to stadier i materiens struktur: elementer (atomer, i vår forståelse) og korpuskler (molekyler). Lomonosov hevdet at enkle stoffer består av atomer av samme type, og komplekse stoffer består av forskjellige atomer.

Atommolekylærteorien fikk verdensomspennende anerkjennelse takket være J. Dalton, som i motsetning til de antikke greske filosofene kun stolte på eksperimentelle data når de formulerte sine uttalelser. J. Dalton introduserte en av de viktigste egenskapene til atomet - atommasse, hvis relative verdier ble etablert for en rekke elementer. Men til tross for oppdagelsene han gjorde, ble atomet ansett som udelelig.

Etter å ha oppnådd eksperimentelle bevis (sent XIX - begynnelsen av XX århundre) for kompleksiteten til strukturen til atomet: oppdagelsen av den fotoelektriske effekten (utslippet av elektriske ladningsbærere fra overflaten av metaller når de er belyst), den katodiske effekten (strømmen av negativt ladede partikler - elektroner, i et rør der det er en katode og anode) og røntgenstråler (utslipp fra stoffer av sterk elektromagnetisk stråling, lik synlig lys, men med høyere frekvens, når disse stoffene blir utsatt for katodestråler), radioaktivitet (den spontane transformasjonen av ett grunnstoff til et annet, hvor elektroner, positivt ladede og andre partikler sendes ut, samt røntgenstråling) ble det funnet at atomet består av negativt og positivt ladede partikler som samhandler med hverandre. Disse oppdagelsene ga drivkraft til etableringen av de første modellene for atomstruktur.

En av de første modellene av atomet ble utviklet av W. Thomson (1902) I følge W. Thomson er et atom en klump av positivt ladet stoff, elektroner er jevnt fordelt på innsiden, og hydrogenatomet er en positivt ladet kule med et elektron inni (fig. 1a). Denne modellen ble modifisert av J. Thomson (1904) (fig. 1b). Samme år foreslo den japanske fysikeren H. Nagaoka den "Saturnske modellen" av strukturen til atomet, og antydet at atomet ligner planeten Saturn - i sentrum er en kjerne omgitt av ringer som elektroner beveger seg langs (fig. 1c).

En annen modell ble foreslått av den tyske fysikeren Philipp von Lenard, ifølge hvilken atomet består av nøytrale partikler av ekstremt små størrelser (som et resultat er det meste av atomet tomt), som hver er en elektrisk dublett (fig. 1d). .

Ris. 1. Modeller av atomstruktur: a – W. Thomson; b – J. Thomson; c – H. Nagaoka; g – F. Lenard

Etter eksperimenter med -partikler, i 1911. Rutherford foreslo den såkalte planetarisk modell atomstruktur, lik strukturen til solsystemet (en liten positivt ladet kjerne i sentrum av atomet, som inneholder nesten hele atomets masse, som elektroner beveger seg rundt i baner). Planetmodellen ble videreutviklet i verkene til N. Bohr, A. Sommerfeld og andre.

Den moderne modellen av strukturen til atomet er basert på kunnskapen om kvantemekanikk, hvis hovedoppgave er at mikropartikler har en bølgenatur, og bølger er egenskapene til partikler. Kvantemekanikk vurderer sannsynligheten for at et elektron er rundt en kjerne. Rommet rundt kjernen der det er mest sannsynlig at et elektron finnes, kalles en orbital.

Isotoper

Isotoper er atomer som har samme kjerneladning, men forskjellige masser. Slike atomer har nesten samme struktur som elektronskallet og tilhører samme grunnstoff. Studiet av naturlige forbindelser av forskjellige grunnstoffer viser eksistensen av stabile isotoper for de fleste elementene i det periodiske systemet. For alle elementene i det periodiske systemet når antallet isotoper som finnes i naturen 280.

Det mest slående eksemplet på isotoper er isotoper av hydrogen - hydrogen, deuterium og tritium. Hydrogen og deuterium forekommer i naturen. Tritium produseres kunstig.

Ustabile isotoper, det vil si de med evnen til spontant forfall kalles radioaktive isotoper. De kan også forekomme i naturlige forbindelser av visse grunnstoffer.

Sammensetning av kjernen til et atom. Kjernefysiske reaksjoner

Kjernen til et atom inneholder mange elementærpartikler, hvorav de viktigste er protonet (p) og nøytronet (n). Et proton har en masse på 1,0073 amu og en ladning på +1, mens et nøytron er elektrisk nøytralt (ladning 0) og har en masse på 1,0087 amu.

I følge proton-nøytronteorien om kjernefysisk struktur (D.D. Ivanenko, E.N. Gapon, 1932), består kjernene til alle atomer, unntatt hydrogen, av Z-protoner og (A-Z) nøytroner (Z er atomnummeret til grunnstoffet, A er massenummeret). Antall elektroner er lik antall protoner.

hvor N er antall nøytroner.

Egenskapene til kjernen bestemmes av dens sammensetning (tall p og n). Så, for eksempel, i oksygenatomet 16 8 O er det 8 protoner og 16-8 = 8 nøytroner, som kort er skrevet 8p, 8n.

Inne i kjerner kan p og n transformere (under visse forhold) til hverandre:

hvor e + er et positron (en elementærpartikkel med masse lik massen til et elektron med ladning +1), og u er nøytrinoer og antinøytrinoer, elementærpartikler med masse og ladning lik null, som bare skiller seg i spinn.

Kjernereaksjoner er transformasjoner av atomkjerner som et resultat av deres interaksjon med elementærpartikler eller med hverandre. Når du skriver ligninger for kjernefysiske reaksjoner, er det nødvendig å ta hensyn til lovene om bevaring av masse og ladning. For eksempel: 27 13 Al + 4 2 He = 30 14 Si + 1 1 H.

Et trekk ved kjernefysiske reaksjoner er frigjøringen av en enorm mengde energi i form av kinetisk energi av de resulterende partiklene eller stråling.

Oppgaver:

1. Bestem antall protoner, nøytroner og elektroner i atomene til S, Se, Al, Ru.

2. Fullfør kjernefysiske reaksjoner: 14 7 N + 4 2 He = ; 126 C + 10 n =.

Svar:

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

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

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

Ru: Z= 44, A = 101, derfor 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