Dezvoltarea de idei despre dezvoltarea chimiei atomilor. Evoluția ideilor despre structura nucleului atomic. Tabel periodic al elementelor

O ramură a fizicii care studiază structura internă a atomilor. Atomii, considerați inițial indivizibili, sunt sisteme complexe. Au un nucleu masiv de protoni și neutroni, în jurul căruia electronii se mișcă în spațiul gol. Atomii sunt foarte mici - dimensiunea lor este de aproximativ 10 –10 –10 –9 m, iar dimensiunea nucleului este încă de aproximativ 100.000 de ori mai mică (10 –15 –10 –14 m). Prin urmare, atomii pot fi „văzuți” doar indirect, într-o imagine cu o mărire foarte mare (de exemplu, cu ajutorul unui proiector auto-electronic). Dar chiar și în acest caz, atomii nu pot fi examinați în detaliu. Cunoștințele noastre despre structura lor internă se bazează pe o cantitate imensă de date experimentale, care mărturisesc în mod indirect, dar convingător, în favoarea celor de mai sus.

Conceptul de structură a atomului s-a schimbat radical în secolul al XX-lea. sub influența noilor idei teoretice și a datelor experimentale. În descrierea structurii interne a nucleului atomic, există încă probleme nerezolvate care fac obiectul unei cercetări intensive. Următoarele secțiuni descriu istoria dezvoltării ideilor despre structura atomului în ansamblu; un articol separat este dedicat structurii nucleului ( STRUCTURA NUCLEALUL ATOMIC), deoarece aceste concepte s-au dezvoltat în mare măsură independent. Energia necesară pentru investigarea cojilor exterioare ale unui atom este relativ mică, de ordinul energiei termice sau chimice. Din acest motiv, electronii au fost descoperiți experimental cu mult înainte de descoperirea nucleului.

Nucleul, cu dimensiunile sale reduse, este foarte puternic legat, astfel încât nu poate fi distrus și investigat decât cu ajutorul forțelor care sunt de milioane de ori mai intense decât forțele care acționează între atomi. Progresul rapid în înțelegerea structurii interne a nucleului a început doar cu apariția acceleratorilor de particule. Această diferență uriașă în dimensiune și energie de legare ne permite să luăm în considerare structura atomului ca un întreg separat de structura nucleului.

Pentru a vă face o idee despre dimensiunea unui atom și spațiul gol pe care îl ocupă, luați în considerare atomii care alcătuiesc o picătură de apă cu diametrul de 1 mm. Dacă această picătură este mărită mental la dimensiunea Pământului, atunci atomii de hidrogen și oxigen incluși în molecula de apă vor avea un diametru de 1-2 m. Partea principală a masei fiecărui atom este concentrată în miezul său, diametrul căruia a fost de numai 0,01 mm ...

Istoria apariției celor mai generale idei despre atom este de obicei condusă din vremea filosofului grec Democrit (c. 460 - c. 370 î.Hr.), care s-a gândit mult la cele mai mici particule în care ar putea fi împărțită orice substanță. . Un grup de filozofi greci care considerau că există atât de mici particule indivizibile au fost numiți atomiști. Filosoful grec Epicur (c. 342–270 î.Hr.) a adoptat teoria atomică, iar în primul secol î.Hr. unul dintre adepții săi, poetul și filosoful roman Lucretius Carus, a expus învățăturile lui Epicur în poezia „Despre natura lucrurilor”, datorită căreia a fost păstrată pentru generațiile viitoare. Aristotel (384-322 î.Hr.), unul dintre cei mai mari oameni de știință din antichitate, nu a acceptat teoria atomistică, iar opiniile sale despre filozofie și știință au predominat ulterior în gândirea medievală. Teoria atomică nu părea să existe până la sfârșitul Renașterii, când raționamentul filosofic pur speculativ a fost înlocuit cu experimentul.

În timpul Renașterii, au început cercetările sistematice în domeniile numite acum chimie și fizică, aducând cu ele noi perspective asupra naturii „particulelor indivizibile”. R. Boyle (1627-1691) și I. Newton (1643-1727) au plecat în raționamentul lor de la ideea existenței particulelor de materie indivizibile. Cu toate acestea, nici Boyle, nici Newton nu aveau nevoie de o teorie atomistică detaliată pentru a explica fenomenele care le interesează, iar rezultatele experimentelor lor nu spuneau nimic nou despre proprietățile „atomilor”.

STRUCTURA ATOMULUI

Legile lui Dalton. Prima fundamentare cu adevărat științifică a teoriei atomiste, care a demonstrat convingător raționalitatea și simplitatea ipotezei conform cărora fiecare element chimic este format din cele mai mici particule, a fost opera profesorului de matematică al școlii engleze J. Dalton (1766-1844), al cărui articol pe această problemă a apărut în 1803 ...

Dalton a studiat proprietățile gazelor, în special raportul dintre volumele de gaze care au intrat în reacția formării unui compus chimic, de exemplu, atunci când apa a fost formată din hidrogen și oxigen. El a descoperit că raporturile cantităților reacționate de hidrogen și oxigen sunt întotdeauna raporturi ale numărului întreg mic. Astfel, când se formează apă (H20), 2,016 g de hidrogen gazos intră într-o reacție cu 16 g de oxigen, iar când se formează peroxid de hidrogen (H 2 O 2), 32 g de oxigen gazos sunt combinate cu 2,016 g de hidrogen. Masele de oxigen care reacționează cu aceeași masă de hidrogen în formarea acestor doi compuși sunt legate între ele ca un număr mic:

Pe baza acestor rezultate, Dalton și-a formulat „legea raporturilor multiple”. Conform acestei legi, dacă două elemente se combină în proporții diferite, formând compuși diferiți, atunci masele unuia dintre elemente, combinate cu aceeași cantitate din al doilea element, sunt legate ca numere întregi mici. Conform celei de-a doua legi a lui Dalton, „legea relațiilor constante”, în orice compus chimic, raportul dintre masele elementelor incluse în el este întotdeauna același. O mare cantitate de date experimentale referitoare nu numai la gaze, ci și la lichide și compuși solizi, au fost colectate de J. Berzelius (1779-1848), care a efectuat măsurători precise ale maselor de reacție ale elementelor pentru mulți compuși. Datele sale au confirmat legile formulate de Dalton și au demonstrat convingător că fiecare element are cea mai mică unitate de masă.

Postulatele atomice ale lui Dalton aveau avantajul față de raționamentul abstract al atomilor greci antici că legile sale făceau posibilă explicarea și legarea rezultatelor experimentelor reale, precum și prezicerea rezultatelor noilor experimente. El a postulat că 1) toți atomii aceluiași element sunt identici din toate punctele de vedere, în special, masele lor sunt aceleași; 2) atomii diferitelor elemente au proprietăți diferite, în special, masele lor nu sunt aceleași; 3) un compus, spre deosebire de un element, include un anumit număr întreg de atomi din fiecare dintre elementele sale constitutive; 4) în reacțiile chimice, poate apărea o redistribuire a atomilor, dar niciun atom nu este distrus sau creat din nou. (De fapt, după cum sa dovedit la începutul secolului al XX-lea, aceste postulate nu sunt îndeplinite cu strictețe, deoarece atomii aceluiași element pot avea mase diferite, de exemplu, hidrogenul are trei astfel de soiuri, numite izotopi; în plus, atomii pot suferi transformări radioactive și chiar se pot prăbuși complet, dar nu în reacțiile chimice considerate de Dalton.) Pe baza acestor patru postulate, teoria atomică a lui Dalton a furnizat cea mai simplă explicație a legilor raporturilor constante și multiple.

Deși legile lui Dalton sunt fundamentul întregii chimii, ele nu determină dimensiunile și masele reale ale atomilor. Ei nu spun nimic despre numărul de atomi conținuți într-o masă dată a unui element sau compus. Moleculele substanțelor simple sunt prea mici pentru a fi cântărite separat, așa că trebuie utilizate metode indirecte pentru a determina masele de atomi și molecule.

Numărul lui Avogadro.În 1811, A. Avogadro (1776–1856) a prezentat o ipoteză care a simplificat foarte mult analiza modului în care compușii sunt formați din elemente și a stabilit diferența dintre atomi și molecule. Ideea sa a fost că volume egale de gaze, situate la aceeași temperatură și presiune, conțin același număr de molecule. În principiu, un indiciu în acest sens poate fi găsit într-o lucrare anterioară a lui J. Gay-Lussac (1778-1850), care a stabilit că raportul dintre volumele de elemente gazoase care intră într-o reacție chimică este exprimat în număr întreg, deși diferit din raporturile de masă obținute de Dalton. De exemplu, 2 litri de hidrogen gazos (molecule H 2) se combină cu 1 litru de oxigen gazos (molecule O 2) pentru a forma 1 litru de vapori de apă (molecule H 2 O).

Adevăratul număr de molecule dintr-un anumit volum de gaz este extrem de mare și până în 1865 nu a putut fi determinat cu o precizie acceptabilă. Cu toate acestea, deja în timpul lui Avogadro, s-au făcut estimări aproximative pe baza teoriei cinetice a gazelor. O unitate foarte convenabilă pentru măsurarea cantității unei substanțe este molul, adică cantitatea de substanță în care există atâtea molecule câte atomi sunt în 0,012 kg cel mai comun izotop de carbon 12 C. Un mol de gaz ideal în condiții normale (n.u.), adică temperatura și presiunea standard, ocupă un volum de 22,4 litri. Numărul lui Avogadro este numărul total de molecule dintr-un mol al unei substanțe sau în 22,4 litri de gaz în condiții normale. Alte metode, cum ar fi radiografia, dau numărul Avogadro N Valorile 0 sunt mai precise decât cele obținute pe baza teoriei cinetice. Valoarea acceptată în prezent este de 6,0221367X10 23 atomi (molecule) într-un mol. În consecință, 1 litru de aer conține aproximativ 3 × 10 22 molecule de oxigen, azot și alte gaze.

Rolul important al numărului Avogadro pentru fizica atomului este legat de faptul că vă permite să determinați masa și dimensiunile aproximative ale unui atom sau unei molecule. Deoarece masa a 22,4 litri de H2 gazos este de 2,016 × 10 –3 kg, masa unui atom de hidrogen este de 1,67 × 10–27 kg. Dacă presupunem că atomii dintr-un solid sunt situați aproape unul de celălalt, atunci numărul Avogadro va permite o estimare aproximativă a razei r să zicem, atomi de aluminiu. Pentru aluminiu, 1 mol este 0,027 kg, iar densitatea este de 2,7 × 10 3 kg / m 3. Mai mult, avem

Unde r»1,6 × 10 –10 m. Deci, primele estimări ale numărului lui Avogadro au dat o idee despre dimensiunile atomice.

Descoperirea electronului. Datele experimentale legate de formarea compușilor chimici au confirmat existența particulelor „atomice” și au făcut posibilă evaluarea dimensiunilor mici și a masei atomilor individuali. Cu toate acestea, structura reală a atomilor, inclusiv existența particulelor și mai mici care alcătuiesc atomii, a rămas neclară până la descoperirea electronului de către JJ Thomson în 1897. Până în acel moment, atomul era considerat indivizibil și diferența în proprietățile chimice a diferitelor elemente nu avea nicio explicație. Chiar înainte de descoperirea lui Thomson, au fost efectuate o serie de experimente interesante în care alți cercetători au studiat curentul electric în tuburi de sticlă umplute cu gaz la presiuni scăzute. Astfel de tuburi, denumite tuburi Geissler după sublerul german de sticlă G. Geissler (1815–1879), care a început mai întâi să le fabrice, au emis o strălucire strălucitoare atunci când sunt conectate la înfășurarea de înaltă tensiune a unei bobine de inducție. W. Crookes (1832-1919) a devenit interesat de aceste descărcări electrice, care au stabilit că natura descărcării din tub se schimbă în funcție de presiune, iar descărcarea dispare complet la un vid ridicat. Studiile ulterioare ale lui J. Perrin (1870-1942) au arătat că „razele catodice” care provoacă strălucirea sunt particule încărcate negativ care se mișcă în linie dreaptă, dar pot fi deviate de un câmp magnetic. Cu toate acestea, sarcina și masa particulelor au rămas necunoscute și nu era clar dacă toate particulele negative erau aceleași.

Marele merit al lui Thomson a fost dovada că toate particulele care formează razele catodice sunt identice între ele și fac parte din substanță. Folosind un tip special de tub de refulare prezentat în Fig. 1, Thomson a măsurat viteza și raportul sarcină-masă al particulelor de raze catodice, numite ulterior electroni. Electronii au scăpat din catod sub acțiunea unei descărcări de înaltă tensiune în tub. Prin diafragme Dși E au trecut doar cei dintre ei care au zburat de-a lungul axei tubului.

Orez. 1. RAPORTUL DE ÎNCĂRCARE PENTRU MASĂ. Tubul folosit de fizicianul englez J. Thomson pentru a determina raportul sarcină-masă pentru razele catodice. Aceste experimente au condus la descoperirea electronului.

În modul normal, acești electroni lovesc centrul ecranului luminescent. (Tubul lui Thomson a fost primul „tub cu raze catodice” cu ecran, precursorul unui tub de imagine pentru televiziune.) Tubul conținea și o pereche de plăci de condensator electric care, dacă sunt alimentate, ar putea devia electronii. Forța electrică F E acționând în baza acuzației e din partea câmpului electric E, este dat de expresia

F E = eE .

În plus, un câmp magnetic capabil să devieze electronii în direcția opusă ar putea fi creat în aceeași regiune a tubului folosind o pereche de bobine de curent. Forta F H acționând din câmpul magnetic H, proporțional cu intensitatea câmpului, viteza particulelor vși acuzația ei e :

F H = Hev .

Thomson a reglat câmpurile electrice și magnetice astfel încât devierea totală a electronilor să fie zero, adică fasciculul de electroni a revenit la poziția inițială. De vreme ce în acest caz ambele forțe F Eși F H sunt egale, viteza electronilor este dată de expresie

v = E / H .

Thomson a descoperit că această viteză depinde de tensiunea de pe tub. Vși că energia cinetică a electronilor mv 2/2 este direct proporțională cu această tensiune, adică mv 2 /2 = eV... (De aici termenul „electron-volt” pentru energia dobândită de o particulă cu o sarcină egală cu sarcina unui electron atunci când este accelerată de o diferență de potențial de 1 V.) Combinând această ecuație cu expresia pentru viteza unui electron, el a găsit raportul dintre sarcină și masă:

Aceste experimente au făcut posibilă determinarea atitudinii e /m pentru un electron și a dat o valoare aproximativă a încărcăturii e... Exact magnitudine e a fost măsurată de R. Milliken, care în experimentele sale a realizat că picăturile de ulei încărcate atârnau în aer între plăcile condensatorului. În prezent, caracteristicile unui electron sunt cunoscute cu mare precizie:

Astfel, masa unui electron este mult mai mică decât masa unui atom de hidrogen:

Experimentele lui Thomson au arătat că electronii din descărcările electrice pot apărea din orice substanță. Deoarece toți electronii sunt la fel, elementele ar trebui să difere numai în ceea ce privește numărul de electroni. În plus, valoarea mică a masei electronilor a indicat faptul că masa atomului nu era concentrată în ele.

Spectrograf de masă Thomson.În curând a fost posibil să observăm restul atomului cu o sarcină pozitivă folosind același tub de descărcare, deși modificat, care a făcut posibilă descoperirea electronului. Deja primele experimente cu tuburi de descărcare au arătat că, dacă catodul cu o gaură este plasat în mijlocul tubului, atunci particulele încărcate pozitiv trec prin „canalul” din catod, provocând ecranul de luminescență situat la capătul tubului opus. de la anod să strălucească. Aceste „fascicule de canale” pozitive au fost, de asemenea, deviate de câmpul magnetic, dar în direcția opusă electronilor.

Thomson a decis să măsoare masa și sarcina acestor noi fascicule, folosind și câmpuri electrice și magnetice pentru a devia particulele. Dispozitivul său pentru studierea razelor pozitive, „spectrograful de masă”, este prezentat schematic în Fig. 2. Acesta diferă de dispozitivul prezentat în fig. 1, prin faptul că câmpurile electrice și magnetice deviază particulele în unghi drept între ele și, prin urmare, devierea „zero” nu poate fi obținută. Atomii încărcați pozitiv pe drum între anod și catod pot pierde unul sau mai mulți electroni și, din acest motiv, pot accelera la diferite energii. Atomii de același tip cu aceeași sarcină și masă, dar cu o anumită dispersie a vitezei finale, vor trasa o linie curbată (un segment al unei parabole) pe un ecran luminescent sau pe o placă fotografică. În prezența atomilor cu mase diferite, atomii mai grei (cu aceeași sarcină) se vor abate de la axa centrală mai slab decât cei mai ușori. În fig. 3 prezintă o fotografie a parabolelor obținute cu un spectrograf de masă Thomson. Cea mai îngustă parabolă corespunde celui mai greu atom unic ionizat (atom de mercur), din care este eliminat un electron. Cele două parabole cele mai largi corespund hidrogenului, unul cu H + atomic, iar celălalt cu H 2 + molecular, ambele fiind ionizate individual. În unele cazuri, se pierd două, trei sau chiar patru sarcini, dar hidrogenul atomic nu a fost niciodată observat ionizat de mai multe ori. Această circumstanță a fost primul indiciu că există un singur electron în atomul de hidrogen, adică este cel mai simplu dintre atomi.

Orez. 2. SPECTROGRAFUL DE MASĂ, folosit de Thomson pentru a determina valorile relative ale maselor diferiților atomi de la devierea razelor pozitive în câmpurile magnetice și electrice.

Orez. 3. MASS SPECTRA, fotografii cu distribuția atomilor ionizați a cinci substanțe, obținute într-un spectrograf de masă. Cu cât masa atomilor este mai mare, cu atât deviația este mai mică.

Alte dovezi ale structurii complexe a atomului.În același timp în care Thomson și alții experimentau cu raze catodice, descoperirea razelor X și a radioactivității au furnizat dovezi suplimentare ale structurii complexe a atomului. În 1895 W. Roentgen (1845-1923) a descoperit accidental o radiație misterioasă („ NS-rays "), care a pătruns în hârtia neagră cu care a înfășurat tubul Crookes în timp ce examinează regiunea luminiscentă verde a descărcării electrice. NS Razele au provocat strălucirea unui ecran de la distanță acoperit cu cianură de platină cristalină de bariu. Roentgen a aflat că diferite substanțe de diferite grosimi, introduse între ecran și tub, slăbesc strălucirea, dar nu o sting complet. Aceasta indica o putere de penetrare extrem de mare. NS-raje. Roentgen a mai descoperit că aceste raze se propagă în linie dreaptă și nu sunt deviate de câmpurile electrice și magnetice. Apariția unei astfel de radiații penetrante invizibile atunci când electronii au bombardat diverse materiale a fost ceva complet nou. Se știa că lumina vizibilă din tuburile Geissler constă din „linii spectrale” separate cu lungimi de undă specifice și, prin urmare, este asociată cu „vibrațiile” atomilor cu frecvențe discrete. O caracteristică esențială a noii radiații, care o distinge de spectrele optice, pe lângă puterea sa de penetrare ridicată, a fost aceea că spectrele optice ale elementelor cu un număr de electroni în creștere secvențială erau complet diferite una de cealaltă, în timp ce spectrele X Razele au variat foarte ușor de la element la element.

O altă descoperire legată de structura atomului a fost că atomii unor elemente pot emite spontan radiații. Acest fenomen a fost descoperit în 1896 de A. Becquerel (1852-1908). Becquerel a descoperit radioactivitatea folosind săruri de uraniu în timp ce studia luminescența sărurilor atunci când este expusă la lumină și relația sa cu luminescența sticlei într-un tub cu raze X. Într-unul dintre experimente, a fost observată o înnegrire a unei plăci fotografice, înfășurată în hârtie neagră și situată lângă o sare de uraniu în întuneric complet. Această descoperire accidentală a stimulat o căutare intensivă a altor exemple de radioactivitate naturală și organizarea de experimente pentru a determina natura radiației emise. În 1898 P. Curie (1859-1906) și M. Curie (1867-1934) au descoperit încă două elemente radioactive - poloniul și radiul. E. Rutherford (1871-1937), după ce a studiat capacitatea de penetrare a radiației de uraniu, a arătat că există două tipuri de radiații: radiații foarte „moi”, care sunt ușor absorbite de materie și pe care Rutherford le-a numit raze alfa și radiații mai penetrante. , pe care l-a numit beta -rays. Razele beta s-au dovedit a fi identice cu electronii obișnuiți sau „razele catodice”, care apar în tuburile de descărcare. Razele alfa, după cum sa dovedit, au aceeași sarcină și masă ca și atomii de heliu, lipsiți de cei doi electroni ai lor. Al treilea tip de radiații, numite raze gamma, s-a dovedit a fi similar cu X-raje, dar avea o capacitate de penetrare și mai mare.

Toate aceste descoperiri au arătat clar că atomul nu este „indivizibil”. Nu numai că este format din părți mai mici (electroni și particule pozitive mai grele), dar acestea și alte subparticule, aparent, sunt emise spontan în timpul decăderii radioactive a elementelor grele. În plus, atomii nu numai că emit radiații în regiunea vizibilă cu frecvențe discrete, dar pot fi, de asemenea, atât de excitați încât încep să emită mai multă radiație electromagnetică „dură”, și anume X-raje.

Modelul lui Thomson al atomului. J. Thomson, care a adus o contribuție imensă la studiul experimental al structurii atomului, a căutat să găsească un model care să explice toate proprietățile sale cunoscute. Deoarece fracțiunea predominantă a masei unui atom este concentrată în partea sa încărcată pozitiv, el a presupus că atomul este o distribuție sferică a sarcinii pozitive cu o rază de aproximativ 10-10 m, iar pe suprafața sa există electroni ținuți de elastic forțe care le permit să vibreze (Fig. 4). Sarcina negativă totală a electronilor compensează exact sarcina pozitivă, astfel încât atomul să fie neutru electric. Electronii se află pe sferă, dar pot efectua oscilații armonice simple în jurul poziției de echilibru. Astfel de oscilații pot apărea numai cu anumite frecvențe, care corespund liniilor spectrale înguste observate în tuburile de descărcare a gazului. Electronii pot fi eliminați cu ușurință din pozițiile lor, în urma cărora se formează „ioni” încărcați pozitiv, din care „fasciculele de canal” sunt compuse în experimente cu un spectrograf de masă. X-radiile corespund unor tonuri foarte ridicate ale vibrațiilor fundamentale ale electronilor. Particulele alfa care rezultă din transformările radioactive fac parte din sfera pozitivă, scoasă din ea ca urmare a unui fel de rupere energetică a unui atom.

Orez. 4. ATOM, după modelul lui Thomson. Electronii sunt ținuți în interiorul unei sfere încărcate pozitiv de forțe elastice. Cei dintre aceștia care se află la suprafață pot „knock out” destul de ușor, lăsând un atom ionizat.

Cu toate acestea, acest model a ridicat o serie de obiecții. Una dintre ele s-a datorat faptului că, ca spectroscopiști care au măsurat liniile de emisie descoperite, frecvențele acestor linii nu sunt simpli multipli ai frecvenței celei mai mici, așa cum ar trebui să fie în cazul oscilațiilor periodice de sarcină. În schimb, converg cu o frecvență crescândă, ca și cum ar fi urmărit o limită. Deja în 1885 I. Balmer (1825–1898) a reușit să găsească o formulă empirică simplă care să raporteze frecvențele liniilor din partea vizibilă a spectrului de hidrogen:

Unde n- frecvență, c- viteza luminii (3Х10 8 m / s), n Este un număr întreg și R H- un factor constant. Conform acestei formule, în această serie de linii spectrale de hidrogen nu ar trebui să existe linii cu o lungime de undă l mai puțin de 364,56 nm (sau frecvențe mai mari) corespunzătoare n= Ґ. Așa s-a dovedit și aceasta a devenit o obiecție serioasă față de modelul atomului al lui Thomson, deși s-a încercat explicarea discrepanței prin diferența forțelor de refacere elastică pentru diferiți electroni.

Pe baza modelului de atom al lui Thomson, a fost, de asemenea, extrem de dificil să se explice emisia de raze X sau raze gamma de către atomi.

Dificultățile modelului de atom al lui Thomson au fost cauzate și de atitudine e / mîncărcați în masă pentru atomii care și-au pierdut electronii („fascicule de canal”). Cel mai simplu atom este un atom de hidrogen cu un electron și o sferă relativ masivă care poartă o singură sarcină pozitivă. Cu mult mai devreme, în 1815, W. Praut a sugerat că toți atomii mai grei constau din atomi de hidrogen și ar fi de înțeles dacă masa unui atom ar crește proporțional cu numărul de electroni. Cu toate acestea, măsurătorile au arătat că raportul dintre sarcină și masă nu este același pentru diferite elemente. De exemplu, masa unui atom de neon este de aproximativ 20 de ori masa unui atom de hidrogen, în timp ce sarcina este de numai 10 unități de sarcină pozitivă (un atom de neon are 10 electroni). Era ca și cum sarcina pozitivă ar avea o masă variabilă sau ar exista cu adevărat 20 de electroni, dar 10 dintre ei se aflau în interiorul sferei.

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

1) Bucăți de materie.
Democrit a crezut că proprietățile unei substanțe sunt determinate de formă, masă etc., de caracteristicile atomilor care o formează: atomii de foc sunt ascuțiți, prin urmare focul este capabil să ardă, în solide sunt aspre, prin urmare se aderă ferm unul la altul, în apă sunt netede, prin urmare este capabil să curgă. Chiar și sufletul uman, conform lui Democrit, este format din atomi.
2) „Budinca cu poftă” (modelul lui Thomson).
J.J. Thomson a propus să considere un atom ca un corp încărcat pozitiv, cu electroni în interiorul său. Acest model nu explică natura serială a radiației atomului.
3) Atom, ca Saturn. 1904 an. Hentara Nagaoka. Un mic nucleu pozitiv în jurul căruia electronii se rotesc în orbitali.
4) Modelul planetar al atomului. 1911 an. Ernest Rutherford, după ce a făcut o serie de experimente, a ajuns la concluzia că atomul este mai degrabă un fel de sistem planetar, adică că electronii se mișcă în jurul unui nucleu greu încărcat pozitiv situat în centrul atomului. Pentru a explica stabilitatea atomilor, Niels Bohr a trebuit să introducă postulate, care s-au rezumat la faptul că un electron dintr-un atom, aflat în unele stări speciale de energie, nu radiază. Postulatele lui Bohr au arătat că mecanica clasică nu se aplică descrierii atomului.

Experiența lui Rutherford

Ernest Rutherford despre împrăștierea particulelor a care trec prin straturi subțiri de materie. În aceste experimente, un fascicul îngust α -particulele emise de o substanță radioactivă au fost direcționate pe o folie subțire de aur. Un ecran a fost plasat în spatele foliei, capabil să strălucească sub impactul particulelor rapide. S-a constatat că majoritatea α -particulele se abat de la propagarea rectilinie după trecerea prin folie, adică împrăștiate și unele α -particulele sunt în general aruncate înapoi. Împrăștiere α -particule Rutherford explicate prin faptul că sarcină pozitivă nu este distribuit uniform într-o sferă cu o rază de 10-10 m, așa cum sa presupus anterior, ci este concentrat în partea centrală a atomului - nucleul atomic. Când treceți lângă nucleu α - o particulă cu sarcină pozitivă este respinsă din ea, iar când lovește nucleul, este aruncată în direcția opusă. Astfel se comportă particulele cu aceeași sarcină, prin urmare, există o parte centrală a atomului încărcată pozitiv, în care este concentrată o masă semnificativă a atomului. Calculele au arătat că, pentru a explica experimentele, este necesar să se ia raza nucleului atomic egală cu aproximativ 10-15 μ .

Modelul atomului al lui Rutherford

Esența modelului structurii atomului conform lui Rutherford este după cum urmează: în centrul atomului există un nucleu încărcat pozitiv, în care toată masa este concentrată, electronii se învârt în jurul nucleului pe orbite circulare la distanțe mari. (cum ar fi planetele din jurul Soarelui). Sarcina nucleului coincide cu numărul elementului chimic din tabelul periodic.

Modelul planetar al structurii atomului conform lui Rutherford nu a putut explica o serie de fapte cunoscute:

un electron cu sarcină trebuie să cadă pe nucleu din cauza forțelor de atracție Coulomb, iar un atom este un sistem stabil; atunci când se deplasează pe o orbită circulară, apropiindu-se de nucleu, un electron dintr-un atom trebuie să emită unde electromagnetice cu toate frecvențele posibile, adică lumina emisă trebuie să aibă un spectru continuu, dar în practică rezultă diferit:

electronii atomilor emit lumină cu un spectru liniar. Fizicianul danez Niels Bohr a fost primul care a încercat să rezolve contradicțiile modelului nuclear planetar al structurii atomului.

Postulatele lui Bohr

Bohr și-a bazat teoria pe două postulate. Primul postulat: un sistem atomic nu poate fi decât în stări staționare sau cuantice speciale, fiecare dintre ele având propria energie; într-o stare staționară, atomul nu radiază.

Aceasta înseamnă că un electron (de exemplu, într-un atom de hidrogen) poate fi pe mai multe orbite bine definite. Fiecare orbită a unui electron corespunde unei energii bine definite.

Al doilea postulat: în timpul tranziției de la o stare staționară la alta, o cantitate de radiații electromagnetice este emisă sau absorbită. Energia fotonică este egală cu diferența dintre energiile unui atom în două stări: hv = E m -Ε n; h= 6,62 10 -34 J s, unde h - Constanta lui Planck.

Când un electron se deplasează de la o orbită apropiată la una mai îndepărtată, sistemul atomic absoarbe o cuantică de energie. Când trece de la o orbită mai îndepărtată a unui electron la o orbită apropiată în raport cu nucleul, sistemul atomic emite o cuantică de energie.

Teoria lui Bohr a făcut posibilă explicarea existenței spectrelor de linie.

Până la sfârșitul secolului al XIX-lea, majoritatea oamenilor de știință concepeau atomul ca o particulă indescompozibilă și indivizibilă a unui element - „nodul final” al materiei. De asemenea, s-a crezut că atomii sunt imuabili: un atom al unui anumit element în niciun caz nu se poate transforma într-un atom al oricărui alt element.

Sfârșitul secolului al XIX-lea și începutul secolului al XX-lea sunt caracterizate de noi descoperiri în fizică și chimie, care au schimbat viziunea atomului ca o particulă neschimbătoare, mărturisind compoziția complexă a atomilor și posibilitatea interconversiei acestora.

Aceasta include, în primul rând, descoperirea electronului de către fizicianul englez Thomson în 1897, descoperirea și studiul radioactivității la sfârșitul anilor 90 ai secolului al XIX-lea. A. Becquerel, Maria și Pierre Curie, E. Rutherford.

Pe la începutul secolului al XX-lea. studiile unui număr de fenomene (radiații ale corpurilor incandescente, efect fotoelectric, spectre atomice) au condus la concluzia că energia este distribuită și transmisă, absorbită și emisă nu continuu, ci discret, în porțiuni separate - cântece. Energia unui sistem de microparticule poate lua, de asemenea, doar anumite valori, care sunt multipli ai cuantelor.

Presupunerea energiei cuantice a fost exprimată pentru prima dată de M. Planck (1900). Energia unui E cuantic este proporțională cu frecvența radiației ν:

unde h este constanta lui Planck (6,626 10 -34 Js), ν =, s este viteza luminii,  este lungimea de undă.

În 1905, A. Einstein a prezis că orice radiație este un flux de cantități de energie, numite fotoni. Rezultă din teoria lui Einstein că lumina are o natură duală.

În 1911, Rutherford a propus un model nuclear planetar al atomului, format dintr-un nucleu greu, în jurul căruia electronii se mișcă într-un orbital, ca planetele sistemului solar. Totuși, așa cum arată teoria câmpului electromagnetic, electronii în acest caz trebuie să se miște în spirală, emitând continuu energie și să cadă pe nucleu.

Omul de știință danez N. Bohr, folosind modelul lui Rutherford și teoria lui Planck, a propus primul model cuantic (1913) al structurii atomului de hidrogen, conform căruia electronii se mișcă în jurul nucleului nu în niciunul, ci doar în orbitele permise, în care electronul are anumite energii. Când un electron se deplasează de la o orbită la alta, atomul absoarbe sau emite energie sub formă de cuante. Teoria lui Bohr a făcut posibilă calcularea energiei electronilor, valorile cuantelor de energie emise în timpul tranziției unui electron de la un nivel la altul. Ea nu numai că a explicat natura fizică a spectrelor atomice ca urmare a tranziției electronilor de la o orbită staționară la altele, dar a făcut posibilă pentru prima dată calcularea spectrelor. Calculul spectrului celui mai simplu atom, atomul de hidrogen, efectuat de Bohr, a dat rezultate strălucitoare: poziția calculată a liniilor spectrale în partea vizibilă a spectrului a coincis cu locația lor efectivă în spectru. Dar teoria lui Bohr nu a putut explica comportamentul unui electron într-un câmp magnetic și toate liniile spectrale atomice s-au dovedit a fi inadecvate pentru mulți atomi de electroni. A apărut nevoia unui nou model al atomului bazat pe descoperirile din micro-lume.

2.3. Model mecanic cuantic al atomului de hidrogen. Concepte inițiale de mecanică cuantică

În 1924. Louis de Broglie (Franța) a sugerat că electronul, ca și alte microparticule, este caracterizat de dualitatea undă-particulă. De Broglie a propus o ecuație care să raporteze lungimea de undă (λ) a unui electron sau a oricărei alte particule cu masa (m) și viteza (v):

Valurile de particule de materie de Broglie numite unde materiale. Acestea sunt comune tuturor particulelor sau corpurilor, dar, după cum urmează din ecuație, pentru macro-corpuri lungimea de undă este atât de mică încât nu poate fi detectată în prezent. Deci, pentru un corp cu o masă de 1000 kg, care se deplasează cu o viteză de 108 km / h (30 m / s), λ = 2,21 10 -38 m.

Ipoteza lui De Broglie a fost confirmată experimental de descoperirea efectelor de difracție și interferență ale fluxului de electroni. În prezent, difracția fluxurilor de electroni, neutroni, protoni este utilizată pe scară largă pentru a studia structura substanțelor.

În 1927 W. Heisenberg (Germania) a postulat principiul incertitudinii, conform căruia poziția și impulsul unei particule subatomice (microparticule) nu pot fi determinate în principiu în niciun moment cu o acuratețe absolută. Doar una dintre aceste proprietăți poate fi determinată odată. E. Schrödinger (Austria) în 1926 a obținut o descriere matematică a comportamentului unui electron într-un atom. Esența sa constă în faptul că mișcarea electronilor într-un atom este descrisă printr-o ecuație de undă, iar localizarea unui electron este determinată în conformitate cu principiile probabiliste. Ecuația Schrödinger, care este baza teoriei moderne cuantico-mecanice a structurii atomice, are forma (în cel mai simplu caz):

unde h este constanta lui Planck; m este masa particulei; U este energia potențială; Е - energie totală; x, y, z - coordonate; ψ este funcția de undă.

Pentru a caracteriza starea unui electron, funcția de undă ψ are o importanță deosebită. Pătratul său, ψ 2, are un anumit sens fizic. Cantitatea ψ 2 dv exprimă probabilitatea de a găsi un electron în volumul de spațiu dv care înconjoară un nucleu atomic. În prezent, ecuația are o soluție exactă numai pentru hidrogen și particule de tip hidrogen He +, Li 2 +, adică pentru particulele cu un singur electron. Rezolvarea acestei ecuații este dificilă și dincolo de scopul acestui curs.

Lucrările lui Planck, Einstein, Bohr, de Broglie, Heisenberg, Schrödinger au pus bazele mecanicii cuantice, care studiază mișcarea și interacțiunea microparticulelor. Se bazează pe conceptul de energie cuantică, natura undelor a mișcării microparticulelor și metoda probabilistică (statistică) pentru descrierea microobiectelor.

Trimite-ți munca bună în baza de cunoștințe este simplu. Folosiți formularul de mai jos

Studenții, studenții absolvenți, tinerii oameni de știință care folosesc baza de cunoștințe în studiile și munca lor vă vor fi foarte recunoscători.

postat pe http://www.allbest.ru/

INSTITUȚIA EDUCAȚIONALĂ BUGETARĂ A STATULUI FEDERAL AL ÎNVĂȚĂMÂNTULUI PROFESIONAL SUPERIOR

"UNIVERSITATEA TEHNICĂ A UFA STATE PETROL"

Departamentul de Fizică

ESEU

Temă rezumat: „Evoluția ideilor despre structura nucleului atomic”

COMPLETAT DE: ST. GR. BTE 13-01 A.A. ABDRAKHMANOV

VERIFICAT DE: PROFESOR A. A. E. KURAMSHINA

UFA 2014

Introducere

Parte principală

Postulatele lui Bohr

Structura nucleului atomic

Experimentele lui Rutherford

Concluzie

Introducere

Atomii, considerați inițial indivizibili, sunt sisteme complexe. Au un nucleu masiv de protoni și neutroni, în jurul căruia electronii se mișcă în spațiul gol. Atomii sunt foarte mici - dimensiunea lor este de aproximativ 10-10-10-9 m, iar dimensiunea nucleului este încă de aproximativ 100.000 de ori mai mică (10-15-10-14 m). Prin urmare, atomii pot fi „văzuți” doar indirect, într-o imagine cu o mărire foarte mare (de exemplu, cu ajutorul unui proiector auto-electronic). Dar chiar și în acest caz, atomii nu pot fi examinați în detaliu. Cunoștințele noastre despre structura lor internă se bazează pe o cantitate imensă de date experimentale, care mărturisesc în mod indirect, dar convingător, în favoarea celor de mai sus.

Conceptul de structură a atomului s-a schimbat radical în secolul al XX-lea. sub influența noilor idei teoretice și a datelor experimentale. În descrierea structurii interne a nucleului atomic, există încă probleme nerezolvate care fac obiectul unei cercetări intensive. Următoarele secțiuni descriu istoria dezvoltării ideilor despre structura atomului în ansamblu; un articol separat (STRUCTURA NUCLEALUL ATOMIC) este dedicat structurii nucleului, deoarece aceste concepte s-au dezvoltat în mare măsură independent. Energia necesară pentru investigarea cojilor exterioare ale unui atom este relativ mică, de ordinul energiei termice sau chimice. Din acest motiv, electronii au fost descoperiți experimental cu mult înainte de descoperirea nucleului.

Pentru a vă face o idee despre dimensiunea unui atom și spațiul gol pe care îl ocupă, luați în considerare atomii care alcătuiesc o picătură de apă cu diametrul de 1 mm. Dacă creșteți mental această scădere la dimensiunea Pământului, atunci atomii de hidrogen și oxigen incluși în molecula de apă vor avea un diametru de 1-2 m. Partea principală a masei fiecărui atom este concentrată în miezul său, diametrul căruia a fost de numai 0,01 mm ...

Parte principală

Evoluția ideilor despre structura atomilor

Descoperirea structurii complexe a atomului este cea mai importantă etapă în formarea fizicii moderne. În procesul de creare a unei teorii cantitative a structurii atomului, care a făcut posibilă explicarea sistemelor atomice, s-au format idei noi despre proprietățile microparticulelor, care sunt descrise de mecanica cuantică.

Conceptul atomilor ca particule minuscule indivizibile de substanțe, așa cum s-a menționat mai sus, a apărut în timpuri străvechi (Democrit, Epicur, Lucretius). În Evul Mediu, teoria atomilor, fiind materialistă, nu a primit recunoaștere. La începutul secolului al XVIII-lea. teoria atomistică câștigă popularitate. În acest moment, lucrările chimistului francez A. Lavoisier (1743-1794), marelui om de știință rus M.V. Lomonosov și chimistul și fizicianul englez D. Dalton (1766-1844) au dovedit realitatea existenței atomilor. Cu toate acestea, în acest moment, problema structurii interne a atomilor nici măcar nu a apărut, deoarece atomii erau considerați indivizibili.

Remarcabilul chimist rus D.I. Mendeleev, care a dezvoltat în 1869 tabelul periodic al elementelor, în care problema naturii unice a atomilor a fost ridicată mai întâi pe o bază științifică. În a doua jumătate a secolului al XIX-lea. s-a demonstrat experimental că electronul este una dintre părțile principale ale oricărei substanțe. Aceste concluzii, precum și numeroase date experimentale au condus la faptul că la începutul secolului XX. problema structurii atomului a apărut serios.

Existența unei relații regulate între toate elementele chimice, exprimată clar în sistemul periodic al lui Mendeleev, sugerează că structura tuturor atomilor se bazează pe o proprietate comună: toți sunt în strânsă relație între ei.

Cu toate acestea, până la sfârșitul secolului al XIX-lea. în chimie, convingerea metafizică a prevalat că atomul este cea mai mică particulă de materie simplă, ultima limită a divizibilității materiei. În timpul tuturor transformărilor chimice, doar moleculele sunt distruse și recreate, în timp ce atomii rămân neschimbați și nu pot fi împărțiți în părți mai mici.

De mult timp, diferite ipoteze cu privire la structura atomului nu au fost confirmate de date experimentale. Abia la sfârșitul secolului al XIX-lea. s-au făcut descoperiri care au arătat complexitatea structurii atomului și posibilitatea transformării în anumite condiții a unor atomi în alții. Pe baza acestor descoperiri, teoria structurii atomului a început să se dezvolte rapid.

Prima confirmare indirectă a structurii complexe a atomilor a fost obținută în studiul razelor catodice care apar în timpul descărcării electrice a gazelor extrem de rarefiate. Studiul proprietăților acestor raze a condus la concluzia că acestea sunt un flux de particule minuscule care transportă o sarcină electrică negativă și zboară cu o viteză apropiată de viteza luminii. Folosind metode speciale, a fost posibil să se determine masa particulelor de catod și magnitudinea sarcinii lor, să se constate că acestea nu depind de natura gazului rămas în tub sau de substanța din care sunt electrozii. realizate sau în alte condiții experimentale. În plus, particulele de catod sunt cunoscute doar într-o stare încărcată și nu pot fi private de sarcini și transformate în particule neutre din punct de vedere electric: încărcătura electrică este esența naturii lor. Aceste particule, numite electroni, au fost descoperite în 1897 de către fizicianul englez J. Thomson.

Studiul structurii atomului a început practic în anii 1897-1898, după ce s-a stabilit în final natura razelor catodice ca flux de electroni și a fost determinată magnitudinea sarcinii și masa electronului. Thomson a propus primul model al atomului, prezentând atomul ca o bucată de materie cu o sarcină electrică pozitivă, în care sunt intercalați atât de mulți electroni, ceea ce îl transformă într-o entitate neutră din punct de vedere electric. În acest model, s-a presupus că sub influența influențelor externe, electronii ar putea oscila, adică să se miște cu o viteză accelerată. S-ar părea că acest lucru a făcut posibilă răspunsul la întrebări despre emisia de lumină de către atomii de materie și razele gamma de către atomii de substanțe radioactive.

Modelul lui Thomson al atomului nu presupunea particule încărcate pozitiv în interiorul atomului. Dar cum, atunci, să explicăm emisia de particule alfa încărcate pozitiv de către substanțele radioactive? Nici modelul de atom al lui Thomson nu a răspuns la alte întrebări.

În 1911, fizicianul englez E. Rutherford, în timp ce studia mișcarea particulelor alfa din gaze și alte substanțe, a descoperit partea încărcată pozitiv a atomului. Alte studii mai amănunțite au arătat că atunci când un fascicul de raze paralele trece prin straturi de gaz sau o placă metalică subțire, nu mai sunt raze paralele care ies, ci oarecum divergente: are loc împrăștierea particulelor alfa, adică abaterea lor de la calea originală. Unghiurile de deviere sunt mici, dar există întotdeauna un număr mic de particule (aproximativ una din câteva mii) care deviază foarte puternic. Unele particule sunt aruncate înapoi, ca și cum ar fi întâmpinat un obstacol impenetrabil în cale. Aceștia nu sunt electroni - masa lor este mult mai mică decât masa particulelor alfa. Devierea poate apărea atunci când se ciocnește cu particule pozitive, a căror masă este de același ordin de mărime cu masa particulelor alfa. Pe baza acestor considerații, Rutherford a propus următoarea schemă pentru structura atomului.

În centrul atomului există un nucleu încărcat pozitiv, în jurul căruia electronii se învârt în diferite orbite. Forța centrifugă care rezultă din rotația lor este echilibrată de atracția dintre nucleu și electroni, în urma căreia rămân la anumite distanțe față de nucleu. Deoarece masa unui electron este neglijabilă, atunci aproape toată masa unui atom este concentrată în nucleul său. Nucleul și electronii, al căror număr este relativ mic, reprezintă doar o parte nesemnificativă din întregul spațiu ocupat de sistemul atomic.

Schema structurii atomice propusă de Rutherford sau, așa cum se spune de obicei, modelul planetar al atomului, explică cu ușurință fenomenele de deviere a particulelor alfa. Într-adevăr, dimensiunile nucleului și ale electronilor sunt extrem de mici în comparație cu dimensiunile întregului atom, care sunt determinate de orbitele electronilor cei mai îndepărtați de nucleu, astfel încât majoritatea particulelor alfa trec prin atomi fără o deformare vizibilă. Abia atunci când particula alfa se apropie foarte mult de nucleu, repulsia electrică o determină să se abată brusc de la traiectoria sa inițială. Astfel, studiul împrăștierii particulelor alfa a pus bazele teoriei nucleare a atomului.

Postulatele lui Bohr

Modelul planetar al atomului a făcut posibilă explicarea rezultatelor experimentelor privind împrăștierea particulelor alfa de materie, cu toate acestea, au apărut dificultăți fundamentale în fundamentarea stabilității atomilor.

Prima încercare de a construi o nouă teorie - cuantică - calitativă a atomului a fost făcută în 1913 de Niels Bohr. El și-a stabilit scopul de a lega într-un singur întreg legile empirice ale spectrelor de linie, modelul nuclear al atomului de la Rutherford și natura cuantică a emisiilor și absorbției luminii. Bohr și-a bazat teoria pe modelul nuclear al lui Rutherford. El a sugerat ca electronii să se deplaseze în jurul nucleului pe orbite circulare. Mișcarea circulară, chiar cu o viteză constantă, are accelerație. O astfel de mișcare accelerată a sarcinii este echivalentă cu un curent alternativ, care creează un câmp electromagnetic alternativ în spațiu. Este nevoie de energie pentru a crea acest câmp. Energia câmpului poate fi creată datorită energiei interacțiunii Coulomb a electronului cu nucleul. Ca rezultat, electronul trebuie să se miște într-o spirală și să cadă pe nucleu. Cu toate acestea, experiența arată că atomii sunt formațiuni foarte stabile. Prin urmare, rezultă că rezultatele electrodinamicii clasice bazate pe ecuațiile lui Maxwell nu sunt aplicabile proceselor intra-atomice. Este necesar să găsim noi tipare. Bohr și-a bazat teoria atomului pe următoarele postulate.

Primul postulat Bora (postulat staționar state): v atom există staționar (nu schimbându-se cu timp) state, v care el nu emite energie. Staționar stări atom corespunde staționar orbite, pe care se misca electroni. Trafic electroni pe staționar orbite nu acompaniat de radiații electromagnetic valuri.

Acest postulat este în contradicție cu teoria clasică. Într-o stare staționară a unui atom, un electron care se deplasează pe o orbită circulară trebuie să aibă valori cuantice discrete ale momentului unghiular.

Al doilea postulat Bora (regulă frecvențe): la tranziție electron cu unu staționar orbite pe o alta emis (absorbit) unu foton cu energie

egal diferențe energii respectivul staționar stări (En și Em - respectiv energie staționar stări atom inainte de și după radiații / absorbție).

Tranziția unui electron de la o orbită staționară numerotată m la o orbită staționară numerotată n corespunde tranziției unui atom dintr-o stare cu energie Emîntr-o stare cu energie En (Fig. 1).

Orez. 1 La o explicație a postulatelor lui Bohr

când En> Em, se emite un foton (tranziția unui atom dintr-o stare cu o energie mai mare la o stare cu o energie mai mică, adică tranziția unui electron de pe o orbită mai departe de nucleu la una mai apropiată), când 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

tranziții cuantice și determină spectrul de linie al atomului.

Teoria lui Bohr a explicat în mod strălucit spectrul de linie observat experimental al hidrogenului.

Succesele teoriei atomului de hidrogen au fost obținute cu prețul abandonării prevederilor fundamentale ale mecanicii clasice, care de mai bine de 200 de ani a rămas valabilă necondiționat. Prin urmare, dovada experimentală directă a validității postulatelor lui Bohr a avut o mare importanță, în special prima - despre existența stărilor staționare. Al doilea postulat poate fi privit ca o consecință a legii conservării energiei și a ipotezei existenței fotonilor.

Fizicienii germani D. Frank și G. Hertz, studiind coliziunea electronilor cu atomii de gaz prin metoda de întârziere a potențialului (1913), au confirmat experimental existența stărilor staționare și discreția valorilor energiei atomice.

În ciuda succesului fără îndoială al conceptului lui Bohr în legătură cu atomul de hidrogen, pentru care s-a dovedit posibilă construirea unei teorii cantitative a spectrului, nu a fost posibilă crearea unei teorii similare pentru următorul atom de hidrogen heliu pe baza Ideile lui Bohr. Teoria lui Bohr a făcut posibilă tragerea doar a unor concluzii calitative (deși foarte importante) cu privire la atomul de heliu și la atomii mai complecși. Ideea anumitor orbite de-a lungul cărora se mișcă un electron într-un atom Bohr s-a dovedit a fi foarte arbitrară. De fapt, mișcarea electronilor într-un atom nu are prea mult de-a face cu mișcarea planetelor pe orbite.

În prezent, folosind mecanica cuantică, puteți răspunde la multe întrebări cu privire la structura și proprietățile atomilor oricărui element.

atom nucleu bor mendeleev

Structura nucleului atomic

Nivelul nucleului

La aproximativ 20 de ani după ce Rutherford și-a „văzut” nucleul în interiorul unui atom, a fost descoperit un neutron - o particulă în toate proprietățile sale este aceeași cu nucleul unui atom de hidrogen - un proton, dar fără o sarcină electrică. Neutronul s-a dovedit a fi extrem de convenabil pentru sondarea interiorului nucleelor. Deoarece este neutru din punct de vedere electric, câmpul electric al nucleului nu îl respinge - în consecință, chiar și neutronii lenti se pot apropia liber de nucleu la distanțe la care forțele nucleare încep să se manifeste. După descoperirea neutronului, fizica micro-lumii s-a deplasat înainte cu salturi.

La scurt timp după descoperirea neutronului, doi fizicieni teoretici - germanul Werner Heisenberg și sovieticul Dmitry Ivanenko - au emis ipoteza că nucleul atomic este format din neutroni și protoni. Înțelegerea modernă a structurii nucleului se bazează pe ea.

Protonii și neutronii sunt uniți de cuvântul nucleon. Protonii sunt particule elementare care sunt nucleele atomilor celui mai ușor element chimic - hidrogenul. Numărul de protoni din nucleu este egal cu numărul ordinal al elementului din tabelul periodic și este notat cu Z (numărul de neutroni - N). Protonul are o sarcină electrică pozitivă egală în valoare absolută cu sarcina electrică elementară. Este de aproximativ 1836 de ori mai greu decât un electron. Un proton este format din doi i-quarks cu sarcină Q = + 2/3 și un d-quark cu Q = - 1/3, legat de câmpul gluon. Are dimensiuni finite de ordinul 10-15 m, deși nu poate fi reprezentată ca o bilă solidă, seamănă mai degrabă cu un nor cu o limită estompată, constând din particule virtuale emergente și anihilatoare.

Sarcina electrică a unui neutron este 0, masa sa este de aproximativ 940 MeV. Un neutron este format dintr-un u-quark și doi d-quarks. Această particulă este stabilă numai în compoziția nucleilor atomici stabili, un neutron liber se descompune într-un electron, un proton și un antineutrino de electroni. Timpul de înjumătățire al unui neutron (timpul necesar pentru ca jumătate din numărul inițial de neutroni să se descompună) este de aproximativ 12 minute. Într-o substanță într-o formă liberă, neutronii există și mai puțin timp datorită absorbției lor puternice de către nuclei. La fel ca și protonul, neutronul participă la toate tipurile de interacțiuni, inclusiv la cea electromagnetică: cu neutralitate generală, datorită structurii sale complexe interne, în el există curenți electrici.

În nucleu, nucleonii sunt legați de forțe de un tip special - nuclear. Una dintre trăsăturile lor caracteristice este acțiunea la distanță scurtă: la distanțe de ordinul a 10-15 m și mai mici, ele depășesc orice alte forțe, ca urmare a căreia nucleonii nu se împrăștie sub acțiunea repulsiei electrostatice a protonilor încărcați la fel. . La distanțe mari, forțele nucleare scad foarte repede la zero.

Mecanismul de acțiune al forțelor nucleare se bazează pe același principiu ca electromagneticul - pe schimbul de obiecte care interacționează cu particule virtuale.

În teoria cuantică, particulele virtuale sunt particule care au aceleași numere cuantice (sarcină rotativă, electrică și barionică etc.) ca particulele reale corespunzătoare, dar pentru care relația obișnuită dintre energie, impuls și masă nu se menține.

Experimentele lui Rutherford

Într-un câmp magnetic, fluxul de radiații radioactive se descompune în 3 componente: raze alfa, raze beta și raze gamma.

Fenomenul radioactivității a mărturisit structura complexă a atomului

Rutherford's Alpha Scattering Experience

1911 - E. Rutherford organizează un experiment privind împrăștierea particulelor alfa. Un fascicul de particule alfa a fost trecut printr-o folie subțire de aur.

Aurul a fost ales ca material foarte plastic din care este posibil să se obțină folie cu grosimea de aproape un strat atomic.

Unele particule alfa au trecut prin folie, creând o neclaritate pe ecran, în timp ce urmele altor particule alfa au fost capturate pe ecranele laterale.

Experiența a arătat că încărcătura pozitivă a unui atom este concentrată într-un volum foarte mic - nucleul și există decalaje mari între nucleele atomilor.

Rutherford a arătat că modelul lui Thomson era în contradicție cu experimentele sale.

Concluzie

În concluzie, ajungem la concluzia că conceptul de Rutherford - Bohr este deja mai multe particule de adevăr absolut, deși dezvoltarea ulterioară a fizicii a dezvăluit multe erori în acest concept. Chiar și mai multe cunoștințe absolut corecte sunt conținute în teoria mecanică cuantică a atomului.

Descoperirea structurii complexe a atomului a devenit cel mai mare eveniment din fizică, deoarece ideile fizicii clasice despre atomi ca unități structurale solide și indivizibile ale materiei au fost infirmate

Lista surselor utilizate

1. Fizica pentru toți / L. Cooper - „Lumea” 1974

2. Fizicieni / Khramov Yu.A. - „Știința” 1983

3. Fizică -9.11 / Peryshkin A.V. - „Bustard” 2004

4.P.S. Kudryavtsev. „Cursul istoriei fizicii” Moscova 1982.

5. M.P. Bronstein. „Atomi și electroni” M. 1980.

6. Resurse Internet.

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

Postat pe Allbest.ru

...

Documente similare

Analiza dezvoltării ideilor atomismului în istoria științei. Rolul particulelor elementare și al vidului fizic în structura atomului. Esența teoriei moderne a atomismului. Analiza modelului cuantic al atomului. Introducerea conceptului „moleculă” de Pierre Gassendi. Descoperirea efectului Compton.

test, adăugat 15.01.2013

Studiul conceptului de structură dinamică a atomului în spațiu. Studiul structurii atomului și a nucleului atomic. Descrieri ale dinamicii mișcării corpurilor în spațiul real al sferelor potențiale. Analiza mișcării în spirală a particulelor cuantice în spațiul liber.

rezumat, adăugat 29.05.2013

Modelul planetar al atomului de la Rutherford. Compoziția și caracteristicile nucleului atomic. Masa nucleului și energia de legare. Energia de legare a nucleonilor din nucleu. Interacțiunea dintre particulele încărcate. Marele coliziune de hadroni. Prevederile teoriei fizicii elementare a particulelor.

hârtie de termen, adăugată 25.04.2015

Istoria descoperirilor în domeniul structurii nucleului atomic. Modele de atom înainte de Bohr. Descoperirea nucleului atomic. Atom Bora. Împărțirea nucleului. Modelul proton-neutron al nucleului. Radioactivitatea artificială. Structura și cele mai importante proprietăți ale nucleilor atomici.

rezumat, adăugat la 05/08/2003

Modele ale structurii atomului. Forme de orbitali atomici. Nivelurile de energie ale atomului. Un orbital atomic ca regiune în jurul nucleului unui atom în care este cel mai probabil să se găsească un electron. Conceptul de proton, neutron și electron. Esența modelului planetar al structurii atomului.

prezentare adăugată în 09/12/2013

Depozite ale unor părți ale atomului: nucleu, protoni, neutroni și electronice. Modelul planetar al atomului sau modelul lui Rutherford. Kerovana și reacția nucleară lantsyugov necoltată. Înțelegerea vibuhu-ului nuclear ca procesul de dezvoltare a unei cantități mari de căldură și schimb de energie.

prezentare adăugată în 21.05.2012

Descoperirea structurii complexe a atomului este cea mai importantă etapă în formarea fizicii moderne. În procesul de creare a unei teorii cantitative a structurii atomice care explică sistemele atomice, s-au format idei despre proprietățile microparticulelor, descrise de mecanica cuantică.

rezumat, adăugat 01/05/2009

Istoria originii și dezvoltării teoriei atomiste. Conceptele de Platon și Aristotel despre continuitatea materiei. Teoria cinetică corpusculară a căldurii, descoperirea radioactivității. Primul model planetar al atomului Nagaoka. Determinarea sarcinii electronice.

prezentare adăugată la 28.08.2013

Evoluția ideilor despre structura atomilor pe exemplul modelelor de Ernest Rutherford și Niels Bohr. Orbite staționare și niveluri de energie. Explicația originii spectrelor de emisie și absorbție a liniilor. Avantajele și dezavantajele teoriei lui N. Bohr.

rezumat adăugat în 19.11.2014

Etape de cercetare în structura atomului de către oamenii de știință Thomson, Rutherford, Bohr. Scheme ale experimentelor lor și interpretarea rezultatelor. Modelul planetar al atomului de la Rutherford. Postulatele cuantice ale lui Bohr. Scheme de tranziție de la o stare staționară la o stare excitată și invers.

Conceptul de „atom” era cunoscut în antichitate și a fost folosit pentru a descrie idei despre structura lumii înconjurătoare de către filosofii greci antici, așa că Leucipp (500-200 î.Hr.) a susținut că lumea este formată din cele mai mici particule și goliciune, și Democrit numite aceste particule sunt atomi și credeau că există etern și sunt capabile să se miște. Conform ideilor filozofilor antici, atomii erau atât de mici încât nu puteau fi măsurați, iar forma și diferența externă conferă proprietăți anumitor corpuri. De exemplu, atomii de fier trebuie să aibă „dinți” pentru a se împleti unul cu celălalt și a forma un solid, în timp ce atomii de apă, dimpotrivă, trebuie să fie netezi și să se rostogolească pentru a asigura fluiditatea apei. Prima presupunere despre capacitatea atomilor de a interacționa independent unul cu celălalt a fost făcută de Epicur.

M.V. Lomonosov, el a distins două etape în structura materiei: elemente (atomi, în înțelegerea noastră) și corpusculi (molecule). Lomonosov a susținut că substanțele simple constau din atomi de un fel și complexe - din atomi diferiți.

Teoria atomico-moleculară a primit recunoaștere la nivel mondial datorită lui J. Dalton, care, spre deosebire de filozofii antici greci, s-a bazat doar pe date experimentale în formularea afirmațiilor sale. J. Dalton a introdus una dintre cele mai importante caracteristici ale atomului - masa atomică, ale cărei valori relative au fost stabilite pentru un număr de elemente. Dar, în ciuda descoperirilor sale, atomul a fost considerat indivizibil.

După primirea dovezilor experimentale (sfârșitul secolului XIX - începutul secolului XX), complexitatea structurii atomului: descoperirea efectului fotoelectric (emisia de purtători de sarcină electrică de pe suprafața metalelor atunci când sunt iluminate), catod (fluxul de particule încărcate negativ - electroni, într-un tub, care are catod și anod), și raze X (emisia de radiații electromagnetice puternice de către substanțe, asemănătoare cu lumina vizibilă, dar cu o frecvență mai mare, atunci când razele catodice acționează asupra acestor substanțe ), radioactivitate (transformarea spontană a unui element în altul, în care există emisia de electroni, sarcină pozitivă și alte particule, precum și radiații cu raze X) s-a constatat că atomul este format din particule încărcate negativ și pozitiv care interacționează unul cu celălalt. Aceste descoperiri au dat impuls creării primelor modele ale structurii atomului.

Unul dintre primele modele ale atomului a fost dezvoltat de W. Thomson (1902) Potrivit lui W. Thomson, un atom este o grămadă de materie încărcată pozitiv, electronii sunt distribuiți uniform în interior și un atom de hidrogen este o bilă încărcată pozitiv cu o electron în interior (Fig.1a). Acest model a fost rafinat de J. Thomson (1904) (Fig. 1b). În același an, fizicianul japonez H. Nagaoka a propus un „model saturnian” al structurii atomului, presupunând că atomul este similar cu planeta Saturn - în centru se află un nucleu înconjurat de inele de-a lungul cărora se mișcă electronii (Fig. 1c).

Un alt model a fost propus de fizicianul german Philip von Lenard, potrivit căruia atomul este format din particule neutre extrem de mici (ca urmare, cea mai mare parte a atomului este un gol), fiecare dintre ele fiind un dublet electric (Fig. 1d).

Orez. 1. Modele ale structurii atomului: a - W. Thomson; b - J. Thomson; c - H. Nagaoka; Domnul F. Lenard

După experimente cu particule, în 1911. Rutherford a propus așa-numitul model planetar structura atomului, similară cu structura sistemului solar (un mic nucleu încărcat pozitiv în centrul atomului, care conține aproape întreaga masă a atomului, în jurul căruia electronii se mișcă pe orbite). Modelul planetar a fost dezvoltat în continuare în lucrările lui N. Bohr, A. Sommerfeld și alții.

Modelul modern al structurii atomului se bazează pe cunoașterea mecanicii cuantice, a cărei teză principală este că microparticulele sunt de natură de undă, iar undele sunt proprietățile particulelor. Mecanica cuantică ia în considerare probabilitatea de a găsi un electron în jurul unui nucleu. Spațiul din jurul nucleului în care este cel mai probabil găsit electronul se numește orbital.

Izotopi

Izotopii sunt atomi care au aceeași sarcină nucleară, dar mase diferite. Astfel de atomi au practic aceeași structură a învelișului de electroni și aparțin aceluiași element. Studiul compușilor naturali ai diferitelor elemente arată existența izotopilor stabili în majoritatea elementelor sistemului periodic. Pentru toate elementele din tabelul periodic, numărul izotopilor naturali ajunge la 280.

Cel mai izbitor exemplu de izotopie poate fi numit izotopi de hidrogen - hidrogen, deuteriu și tritiu. Hidrogenul și deuteriul se găsesc în natură. Tritiul este produs artificial.

Izotopii instabili, adică având capacitatea de a se descompune spontan, se numesc izotopi radioactivi. Ele pot fi găsite și în compuși naturali ai anumitor elemente.

Compoziția nucleului atomului. Reacții nucleare

Nucleul unui atom conține multe particule elementare, dintre care cele mai importante sunt protonul (p) și neutronul (n). Masa protonului este de 1,0073 amu, încărcare +1, în timp ce neutronul este neutru electric (încărcare 0) și are o masă de 1,0087 amu.

Conform teoriei proton-neutron a structurii nucleului (DD Ivanenko, EN Gapon, 1932), nucleii tuturor atomilor, cu excepția hidrogenului, constau din protoni Z și neutroni (AZ) (Z este numărul ordinal al elementului , A este numărul de masă). Numărul de electroni este egal cu numărul de protoni.

unde N este numărul de neutroni.

Proprietățile nucleului sunt determinate de compoziția sa (numerele p și n). Deci, de exemplu, în atomul de oxigen 16 8 O 8 protoni și 16-8 = 8 neutroni, care este scris pe scurt ca 8p, 8n.

În interiorul nucleelor, p și n se pot transforma (în anumite condiții) unul în celălalt:

unde e + este un pozitron (o particulă elementară cu o masă egală cu masa unui electron m și o sarcină de +1), iar u sunt neutrini și antineutrini, particule elementare cu o masă și o sarcină egală cu zero, diferind doar în a învârti.

Reacțiile nucleare sunt transformări ale nucleilor atomici ca urmare a interacțiunii lor cu particulele elementare sau între ele. La scrierea ecuațiilor reacțiilor nucleare, este necesar să se țină seama de legile de conservare a masei și a sarcinii. De exemplu: 27 13 Al + 4 2 He = 30 14 Si + 1 1 H.

O caracteristică a reacțiilor nucleare este eliberarea unei cantități uriașe de energie sub formă de energie cinetică a particulelor rezultate sau a radiației.

Sarcini:

1. Determinați numărul de protoni, neutroni și electroni din atomii S, Se, Al, Ru.

2. Finalizați reacțiile nucleare: 14 7 N + 4 2 He =; 12 6 C + 1 0 n =.

Răspunsuri:

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

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

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

Ru: Z = 44, A = 101, deci 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 Fie + 4 2 He