Jaki model budowy atomu zaproponował Rutherford. Niektóre historyczne i współczesne modele atomu

Historyczne modele1 atomu odzwierciedlają poziomy wiedzy odpowiadające pewnemu okresowi rozwoju nauki.

Pierwszy etap rozwoju modeli atomowych charakteryzował się brakiem danych eksperymentalnych dotyczących jego struktury.

Wyjaśniając zjawiska mikrokosmosu, naukowcy szukali analogii w makrokosmosie, opierając się na prawach mechaniki klasycznej.

J. Dalton, twórca atomizmu chemicznego (1803), założył, że atomy tego samego pierwiastek chemiczny są tymi samymi kulistymi najmniejszymi, a zatem niepodzielnymi cząstkami.

Francuski fizyk Jean Baptiste Perrin (1901) zaproponował model, który faktycznie antycypował model „planetarny”. Zgodnie z tym modelem w centrum atomu znajduje się dodatnio naładowane jądro, wokół którego ujemnie naładowane elektrony poruszają się po określonych orbitach, jak planety wokół Słońca. Model Perrina nie przyciągnął uwagi naukowców, ponieważ dawał tylko jakościową, a nie ilościową charakterystykę atomu (na ryc. 7, pokazuje to rozbieżność między ładunkiem jądra atomowego a liczbą elektrony).

W 1902 r. angielski fizyk William Thomson (Kelvin) rozwinął ideę atomu jako dodatnio naładowanej kulistej cząstki, wewnątrz której oscylują ujemnie naładowane elektrony (promieniują i pochłaniają energię). Kelvin zwrócił uwagę na fakt, że liczba elektronów jest równa dodatniemu ładunkowi kuli, dlatego ogólnie atom nie ma ładunku elektrycznego (ryc. 7).

Rok później niemiecki fizyk Philipp Lenard zaproponował model, zgodnie z którym atom jest pustą kulą, wewnątrz której znajdują się elektryczne dipole (dynamidy). Objętość zajmowana przez te dipole jest znacznie mniejsza niż objętość kuli, a główna część atomu jest pusta.

Zgodnie z pomysłami japońskiego fizyka Gontaro (Hantaro) Nagaoki (1904), w centrum atomu znajduje się dodatnio naładowane jądro, a elektrony poruszają się w przestrzeni wokół jądra w płaskich pierścieniach przypominających pierścienie planety Saturn (to model został nazwany atomem „saturniańskim”). Większość naukowców nie zwróciła uwagi na idee Nagaoki, choć w pewnym stopniu mają one coś wspólnego ze współczesną ideą orbitalu atomowego.

Żaden z rozważanych modeli (rys. 7) nie wyjaśniał związku właściwości pierwiastków chemicznych ze strukturą ich atomów.

Ryż. 7. Niektóre historyczne modele atomu

W 1907 J.J. Thomson zaproponował statyczny model budowy atomu, przedstawiający atom jako sferyczną cząstkę naładowaną dodatnią elektrycznością, w której ujemnie naładowane elektrony są równomiernie rozłożone ( Model"pudding”, ryc. 7).

Obliczenia matematyczne wykazały, że elektrony w atomie muszą znajdować się na koncentrycznie ułożonych pierścieniach. Thomson zrobił bardzo ważny wniosek: przyczyna okresowej zmiany właściwości pierwiastków chemicznych jest związana z cechami struktura elektroniczna ich atomy. Dzięki temu model atomu Thomsona został wysoko oceniony przez współczesnych. Nie wyjaśniało to jednak pewnych zjawisk, na przykład rozpraszania cząstek α podczas ich przechodzenia przez metalowy talerz.

Opierając się na swoich pomysłach na temat atomu, Thomson wyprowadził wzór do obliczania średniego odchylenia cząstek α, a obliczenia te wykazały, że prawdopodobieństwo rozproszenia takich cząstek pod dużymi kątami jest bliskie zeru. Jednak eksperymentalnie udowodniono, że około jedna na osiem tysięcy cząstek alfa padających na złotą folię jest odchylana pod kątem większym niż 90°. Było to sprzeczne z modelem Thomsona, który zakładał odchylenia tylko pod małymi kątami.

Ernest Rutherford, podsumowując dane eksperymentalne, zaproponował w 1911 roku „planetarny” (czasami nazywany „jądrowym”) model budowy atomu, zgodnie z którym 99,9% masy atomu i jego dodatniego ładunku są skoncentrowane w bardzo małym jądrze, a elektrony naładowane ujemnie, w liczbie równej ładunkowi jądra, krążą wokół niego, jak planety Układu Słonecznego1 (ryc. 7).

Rutherford wraz ze swoimi uczniami założył eksperymenty, które umożliwiły zbadanie budowy atomu (rys. 8). Strumień dodatnio naładowanych cząstek (cząstek α) został skierowany na powierzchnię cienkiej metalowej (złotej) folii 2 ze źródła promieniowania radioaktywnego 1. Na ich drodze zainstalowano ekran fluorescencyjny 3, który umożliwiał obserwację kierunku dalszego ruchu cząstek α.

Ryż. 8. Doświadczenie Rutherforda

Stwierdzono, że większość cząstek α przeszła przez folię praktycznie bez zmiany ich kierunku. Tylko pojedyncze cząstki (średnio jedna na dziesięć tysięcy) zostały odchylone i poleciały prawie w przeciwnym kierunku. Stwierdzono, że większość masy atomu skupiona jest w dodatnio naładowanym jądrze, dlatego cząstki α są tak silnie odchylane (rys. 9).

Ryż. 9. Rozpraszanie cząstek α przez jądro atomowe

Elektrony poruszające się w atomie, zgodnie z prawami elektromagnetyzmu, muszą promieniować energią i tracąc ją, być przyciągane do przeciwnie naładowanego jądra, a zatem „spadać” na nie. Powinno to doprowadzić do zniknięcia atomu, ale ponieważ tak się nie stało, uznano, że ten model jest niewystarczający.

Na początku XX wieku niemiecki fizyk Max Planck i fizyk teoretyczny Albert Einstein stworzyli kwantową teorię światła. Zgodnie z tą teorią energia promienista, taka jak światło, jest emitowana i pochłaniana nie w sposób ciągły, ale w oddzielnych porcjach (kwantach). Co więcej, wartość kwantu energii nie jest taka sama dla różnych promieniowania i jest proporcjonalna do częstotliwości drgań fali elektromagnetycznej: E = hν, gdzie h – Stała Plancka równa 6,6266 10 -34 J s, ν jest częstotliwością promieniowania. Ta energia jest niesiona przez cząsteczki światła - fotony.

Próbując sztucznie połączyć prawa mechaniki klasycznej i teorii kwantowej, duński fizyk Niels Bohr uzupełnił w 1913 r. model atomu Rutherforda o dwa postulaty stopniowej (dyskretnej) zmiany energii elektronów w atomie. Bohr uważał, że elektron w atomie wodoru może znajdować się tylko na dobrze zdefiniowanym orbity stacjonarne, których promienie są powiązane ze sobą jako kwadraty liczby naturalne (1 2: 2 2: 3 2: ... :p 2). Elektrony się poruszają jądro atomowe na orbitach stacjonarnych. Atom jest w stanie stabilnym, nie absorbuje ani nie emituje energii – to pierwszy postulat Bohra. Zgodnie z drugim postulatem emisja energii następuje tylko wtedy, gdy elektron przemieszcza się na orbitę bliższą jądru atomowego. Kiedy elektron przesuwa się na bardziej odległą orbitę, energia jest pochłaniana przez atom. Model ten został ulepszony w 1916 roku przez niemieckiego fizyka teoretycznego Arnolda Sommerfelda, który zwrócił uwagę na ruch elektronów wzdłuż orbity eliptyczne.

model planetarny, ze względu na swoją widoczność i postulaty Bohra, długi czas służy do wyjaśniania zjawisk atomowych i molekularnych. Okazało się jednak, że ruchu elektronu w atomie, stabilności i właściwości atomu, w przeciwieństwie do ruchu planet i stabilności Układu Słonecznego, nie da się opisać prawami mechaniki klasycznej. Mechanika ta opiera się na prawach Newtona, a przedmiotem jej badań jest ruch ciał makroskopowych, wykonywany z prędkościami małymi w porównaniu z prędkością światła. Do opisu budowy atomu niezbędne jest zastosowanie koncepcji mechaniki kwantowej (falowej) o dualistycznej korpuskularno-falowej naturze mikrocząstek, które sformułowali w latach 20. XX wieku fizycy teoretyczni: Francuz Louis de Broglie, Niemcy Werner Heisenberg i Erwin Schrödinger, Anglik Paul Dirac i inni.

W 1924 Louis de Broglie wysunął hipotezę, że elektron ma właściwości falowe (pierwsza zasada mechaniki kwantowej) i zaproponował wzór na obliczanie jego długości fali. Stabilność atomu tłumaczy się tym, że znajdujące się w nim elektrony nie poruszają się po orbitach, ale w pewnych obszarach przestrzeni wokół jądra, zwanych orbitalami atomowymi. Elektron zajmuje prawie całą objętość atomu i nie może „spaść na jądro” znajdujące się w jego centrum.

W 1926 r. Schrödinger, kontynuując rozwój idei L. de Broglie na temat falowych właściwości elektronu, wybrał empirycznie równanie matematyczne podobne do równania drgań struny, które można wykorzystać do obliczenia energii wiązania elektronu w atomie przy różne poziomy energii. Równanie to stało się podstawowym równaniem mechaniki kwantowej.

Odkrycie falowych właściwości elektronu pokazało, że rozpowszechnianie wiedzy o makrokosmosie na obiekty mikrokosmosu jest niezgodne z prawem. W 1927 roku Heisenberg ustalił, że nie da się określić dokładnego położenia elektronu w przestrzeni z określoną prędkością, dlatego wyobrażenia o ruchu elektronu w atomie mają charakter probabilistyczny (druga zasada mechaniki kwantowej).

Kwantowy mechaniczny model atomu (1926) opisuje stan atomu w kategoriach funkcje matematyczne i nie ma wyrażenia geometrycznego (ryc. 10). Taki model nie uwzględnia dynamicznej natury budowy atomu i kwestii wielkości elektronu jako cząstki. Uważa się, że elektrony zajmują określone poziomy energii i emitują lub pochłaniają energię podczas przejść na inne poziomy. Na ryc. 10 poziomów energetycznych pokazano schematycznie jako koncentryczne pierścienie znajdujące się w różnych odległościach od jądra atomowego. Strzałki pokazują przejścia elektronów między poziomy energii oraz emisja fotonów towarzyszących tym przejściom. Schemat jest przedstawiony jakościowo i nie odzwierciedla rzeczywistych odległości między poziomami energii, które mogą różnić się od siebie dziesiątki razy.

W 1931 roku amerykański naukowiec Gilbert White jako pierwszy zaproponował graficzną reprezentację orbitali atomowych i „orbitalny” model atomu (ryc. 10). Modele orbitali atomowych służą do odzwierciedlenia koncepcji „gęstości elektronowej” i do zademonstrowania rozkładu ładunku ujemnego wokół jądra w atomie lub układu jąder atomowych w cząsteczce.

Ryż. 10. Historyczne i nowoczesne modele atom

W 1963 roku amerykański artysta, rzeźbiarz i inżynier Kenneth Snelson zaproponował „model pierścieniowy” powłok elektronowych atomu (ryc. 10), który wyjaśnia ilościowy rozkład elektronów w atomie na stabilnych powłokach elektronowych. Każdy elektron jest modelowany przez magnes pierścieniowy (lub zamknięty obwód z prądem elektrycznym mającym moment magnetyczny). Magnesy pierścieniowe przyciągają się do siebie i tworzą symetryczne kształty z pierścieni - pierścionek. Obecność dwóch biegunów w magnesach nakłada ograniczenie na możliwe opcje zespoły pierścieni. Modele stabilnych powłok elektronowych to najbardziej symetryczne figury pierścieni, skomponowane z uwzględnieniem obecności ich właściwości magnetycznych.

Obecność spinu w elektronie (patrz rozdział 5) jest jedną z głównych przyczyn powstawania stabilnych powłok elektronowych w atomie. Elektrony tworzą pary o przeciwnych spinach. Pierścieniowy model pary elektronów lub wypełniony orbital atomowy to dwa pierścienie umieszczone w równoległych płaszczyznach po przeciwnych stronach jądra atomowego. Gdy w pobliżu jądra atomu znajduje się więcej niż jedna para elektronów, pierścienie-elektrony są zmuszone do wzajemnej orientacji, tworząc powłokę elektronową. W tym przypadku ciasno rozmieszczone pierścienie mają różne kierunki magnetyczne linie siły, który jest oznaczony inny kolor pierścienie reprezentujące elektrony.

Eksperyment modelowy pokazuje, że najbardziej stabilnym ze wszystkich możliwych modeli pierścieniowych jest model 8 pierścieni. Geometrycznie model jest uformowany w taki sposób, jakby atom w postaci kuli został podzielony na 8 części (połowa trzykrotnie) iw każdej z nich umieszczono po jednym pierścieniu-elektronie. W modelach pierścieniowych stosuje się pierścienie w dwóch kolorach: czerwonym i niebieskim, które odbijają pozytyw i negatywne znaczenie spin elektronu.

Model „falowy” (ryc. 10) jest podobny do „pierścieniowego”, z tą różnicą, że każdy elektron atomu jest reprezentowany przez „falowy” pierścień, który zawiera całkowitą liczbę fal (jak zaproponowany przez L. de Broglie).

O oddziaływaniu elektronów powłoki elektronowej na tym modelu atomu świadczy zbieżność punktów styku niebieskiego i czerwonego pierścienia „falowego” z węzłami fal stojących.

Modele atomu mają prawo istnieć i granice zastosowania. Każdy model atomu jest przybliżeniem, które w uproszczonej formie odzwierciedla pewną część wiedzy o atomie. Ale żaden z modeli nie odzwierciedla w pełni właściwości atomu ani jego cząstek składowych.

Wiele modeli ma dziś znaczenie historyczne. Budując modele obiektów mikroświata, naukowcy opierali się na tym, co można bezpośrednio zaobserwować. Tak powstały modele Perrin i Rutherford (analogia do budowy Układu Słonecznego), Nagaoka (rodzaj planety Saturn), Thomson ("budyń rodzynkowy"). Niektóre pomysły zostały odrzucone (dynamiczny model Lenarda), do innych wracano po pewnym czasie, ale na nowym, wyższym poziomie. poziom teoretyczny: modele Perrina i Kelvina zostały opracowane w modelach Rutherforda i Thomsona. Pomysły dotyczące budowy atomu są stale ulepszane. Jak dokładny jest współczesny – „kwantowo-mechaniczny” model – czas pokaże. Dlatego na szczycie spirali rysowany jest znak zapytania, symbolizujący drogę poznania (ryc. 7).

Stali się ważnym krokiem w rozwoju fizyki. Model Rutherforda miał ogromne znaczenie. Atom jako układ i tworzące go cząstki zostały zbadane dokładniej i szczegółowo. Doprowadziło to do pomyślnego rozwoju takiej nauki, jak fizyka jądrowa.

Starożytne idee dotyczące budowy materii

Założenie, że otaczające ciała składają się z najmniejszych cząstek, powstało już w starożytności. Myśliciele tamtych czasów przedstawiali atom jako najmniejszą i niepodzielną cząstkę jakiejkolwiek substancji. Twierdzili, że we wszechświecie nie ma nic mniejszego niż atom. Takie poglądy mieli wielcy starożytni greccy naukowcy i filozofowie - Demokryt, Lukrecjusz, Epikur. Hipotezy tych myślicieli łączą się dziś pod nazwą „starożytny atomizm”.

Przedstawienia średniowieczne

Czasy starożytności minęły, a w średniowieczu byli też naukowcy, którzy przyjmowali różne założenia dotyczące budowy substancji. Jednak przewaga religijnych poglądów filozoficznych i władza Kościoła w tym okresie dziejów stłumiły w zarodku wszelkie próby i dążenia ludzkiego umysłu do materialistycznych naukowych wniosków i odkryć. Jak wiecie, średniowieczna Inkwizycja zachowywała się bardzo nieprzyjaźnie wobec przedstawicieli ówczesnego świata naukowego. Pozostaje powiedzieć, że ówczesne bystre umysły miały starożytny pomysł o niepodzielności atomu.

Badania w XVIII i XIX wieku

Wiek XVIII naznaczony był poważnymi odkryciami w dziedzinie elementarnej budowy materii. W dużej mierze dzięki wysiłkom naukowców, takich jak Antoine Lavoisier, Michaił Łomonosow i Niezależnie od siebie, udało im się udowodnić, że atomy naprawdę istnieją. Ale pytanie o nich Struktura wewnętrzna pozostała otwarta. Koniec XVIII wieku to m.in istotne wydarzenie w świat nauki, jako odkrycie D. I. Mendelejewa układu okresowego pierwiastków chemicznych. To był naprawdę potężny przełom tamtych czasów i podniósł zasłonę nad zrozumieniem, że wszystkie atomy mają jedną naturę, że są ze sobą powiązane. Później, w XIX wieku, kolejnym ważnym krokiem w kierunku rozwikłania struktury atomu był dowód, że którykolwiek z nich zawiera elektron. Praca naukowców tego okresu przygotowała podatny grunt pod odkrycia XX wieku.

Eksperymenty Thomsona

Angielski fizyk John Thomson udowodnił w 1897 roku, że w skład atomów wchodzą elektrony o ładunku ujemnym. Na tym etapie ostatecznie zniszczono fałszywe wyobrażenia, że atom jest granicą podzielności jakiejkolwiek substancji. Jak Thomsonowi udało się udowodnić istnienie elektronów? Naukowiec w swoich eksperymentach umieścił elektrody w silnie rozrzedzonych gazach i przeszedł Elektryczność. Rezultatem były promienie katodowe. Thomson dokładnie przestudiował ich cechy i odkrył, że są strumieniem naładowanych cząstek, które poruszają się z dużą prędkością. Naukowiec był w stanie obliczyć masę tych cząstek i ich ładunek. Odkrył również, że nie można ich przekształcić w cząsteczki obojętne, ponieważ ładunek elektryczny jest podstawą ich natury. Podobnie Thomson i twórca pierwszego na świecie modelu budowy atomu. Według niej atom to wiązka dodatnio naładowanej materii, w której ujemnie naładowane elektrony są równomiernie rozmieszczone. Ta struktura wyjaśnia ogólną neutralność atomów, ponieważ przeciwne ładunki równoważą się. Eksperymenty Johna Thomsona stały się nieocenione dla dalszych badań struktury atomu. Jednak wiele pytań pozostało bez odpowiedzi.

Badania Rutherforda

Thomson odkrył istnienie elektronów, ale nie udało mu się znaleźć dodatnio naładowanych cząstek w atomie. poprawił to nieporozumienie w 1911 roku. Podczas eksperymentów, badając aktywność cząstek alfa w gazach, odkrył, że w atomie znajdują się cząstki naładowane dodatnio. Rutherford zauważył, że kiedy promienie przechodzą przez gaz lub cienką metalową płytkę, niewielka liczba cząstek ostro odchyla się od trajektorii ruchu. Zostały dosłownie odrzucone. Naukowiec domyślił się, że to zachowanie jest spowodowane zderzeniem z dodatnio naładowanymi cząstkami. Takie eksperymenty pozwoliły fizykowi stworzyć model budowy atomu Rutherforda.

model planetarny

Teraz pomysły naukowca różniły się nieco od założeń Johna Thomsona. Ich modele atomów również się zmieniły. pozwoliło mu stworzyć zupełnie nową teorię w tej dziedzinie. Odkrycia naukowca były decydujące dla dalszy rozwój fizyka. Model Rutherforda opisuje atom jako jądro znajdujące się w centrum i poruszające się wokół niego elektrony. Jądro ma ładunek dodatni, a elektrony ładunek ujemny. Model atomu Rutherforda zakładał rotację elektronów wokół jądra po określonych trajektoriach - orbitach. Odkrycie naukowca pomogło wyjaśnić przyczynę odchylenia cząstek alfa i stało się impulsem do rozwoju jądrowej teorii atomu. W modelu atomu Rutherforda istnieje analogia z ruchem planet Układu Słonecznego wokół Słońca. To bardzo dokładne i żywe porównanie. Dlatego model Rutherforda, w którym atom porusza się po orbicie wokół jądra, nazwano planetarnym.

Dzieła Nielsa Bohr

Dwa lata później duński fizyk Niels Bohr próbował połączyć idee dotyczące budowy atomu z właściwościami kwantowymi. Strumień świetlny. model jądrowy Atom Rutherforda został postawiony przez naukowców jako podstawa jego nowa teoria. Według Bohra atomy krążą wokół jądra po orbitach kołowych. Taka trajektoria ruchu prowadzi do przyspieszenia elektronów. Ponadto oddziaływaniu kulombowskim tych cząstek ze środkiem atomu towarzyszy tworzenie i zużycie energii w celu utrzymania przestrzennej pole elektromagnetyczne z powodu ruchu elektronów. W takich warunkach ujemnie naładowane cząstki muszą kiedyś spaść na jądro. Ale tak się nie dzieje, co wskazuje na większą stabilność atomów jako układów. Niels Bohr zdał sobie sprawę, że prawa termodynamiki klasycznej opisane równaniami Maxwella nie działają w warunkach wewnątrzatomowych. Dlatego naukowiec postawił sobie za zadanie wyprowadzenie nowych wzorców, które miałyby obowiązywać na świecie cząstki elementarne.

postulaty Bohra

W dużej mierze dzięki temu, że istniał model Rutherforda, atom i jego składniki zostały dobrze zbadane, Niels Bohr mógł podejść do stworzenia swoich postulatów. Pierwsza z nich mówi, że atom ma przy której nie zmienia swojej energii, a elektrony poruszają się po orbitach bez zmiany ich trajektorii. Zgodnie z drugim postulatem, kiedy elektron przemieszcza się z jednej orbity na drugą, energia jest uwalniana lub pochłaniana. Jest równa różnicy między energiami poprzedniego i kolejnych stanów atomu. W takim przypadku, jeśli elektron przeskakuje na orbitę bliżej jądra, pojawia się promieniowanie i odwrotnie. Mimo że ruch elektronów w niewielkim stopniu przypomina trajektorię orbitalną okrężną, odkrycie Bohra doskonale wytłumaczyło istnienie widma liniowego.Mniej więcej w tym samym czasie mieszkający w Niemczech fizycy Hertz i Frank , potwierdził teorię Nielsa Bohra o istnieniu stacjonarnych, stabilnych stanów atomu i możliwości zmiany wartości energii atomowej.

Współpraca dwóch naukowców

Przy okazji, Rutherford długi czas nie udało się ustalić Naukowcy Marsden i Geiger próbowali ponownie sprawdzić twierdzenia Ernesta Rutherforda i w wyniku szczegółowych i starannych eksperymentów i obliczeń doszli do wniosku, że to jądro jest najważniejszą cechą charakterystyczną atomu, a cały jego ładunek jest w nim skoncentrowany. Później udowodniono, że wartość ładunku jądra jest liczbowo równa liczbie porządkowej pierwiastka w układ okresowy elementy D. I. Mendelejewa. Co ciekawe, Niels Bohr wkrótce spotkał Rutherforda i całkowicie zgodził się z jego poglądami. Następnie naukowcy przez długi czas pracowali razem w tym samym laboratorium. Model Rutherforda, atom jako układ składający się z elementarnych naładowanych cząstek - wszystko to Niels Bohr uważał za sprawiedliwe i na zawsze odłożył na bok jego model elektroniczny. Połączenie działalność naukowa naukowcom było bardzo udane i przyniosło owoce. Każdy z nich zagłębił się w badanie właściwości cząstek elementarnych i dokonał znaczących odkryć dla nauki. Później Rutherford odkrył i udowodnił możliwość rozkładu jądrowego, ale to temat na inny artykuł.

Szczegóły Kategoria: Fizyka atomu i jądra atomowego Opublikowano 03/10/2016 18:27 Wyświetleń: 4106

Starożytni greccy i indyjscy naukowcy i filozofowie wierzyli, że wszystkie otaczające nas substancje składają się z maleńkich cząstek, które się nie dzielą.

Byli pewni, że na świecie nie ma nic mniejszego niż te cząstki, które nazwali atomy . I rzeczywiście, później istnienie atomów udowodnili tacy znani naukowcy jak Antoine Lavoisier, Michaił Łomonosow, John Dalton. Atom uważano za niepodzielny do końca XIX - początku XX wieku, kiedy okazało się, że tak nie jest.

Odkrycie elektronu. Model atomu Thomsona

Józefa Johna Thomsona

W 1897 r. angielski fizyk Joseph John Thomson, badając eksperymentalnie zachowanie promieni katodowych w polach magnetycznych i pola elektryczne, odkryli, że te promienie są strumieniem ujemnie naładowanych cząstek. Prędkość ruchu tych cząstek była niższa od prędkości światła. Dlatego mieli masę. Skąd oni przyszli? Naukowiec zasugerował, że te cząstki są częścią atomu. Nazwał ich ciałka . Później zostali wezwani elektrony . W ten sposób odkrycie elektronu położyło kres teorii niepodzielności atomu.

Model atomu Thomsona

Thomson zaproponował pierwszy elektroniczny model atomu. Według niej atom to kula, wewnątrz której znajduje się naładowana substancja, której ładunek dodatni jest równomiernie rozłożony w całej objętości. I w tej substancji, jak rodzynki w bułce, elektrony są przeplatane. Ogólnie atom jest elektrycznie obojętny. Model ten został nazwany „modelem budyniu śliwkowego”.

Ale model Thomsona okazał się błędny, co zostało udowodnione brytyjski fizyk Sir Ernesta Rutherforda.

Doświadczenie Rutherforda

Ernest Rutherford

Jak właściwie jest ułożony atom? Rutherford udzielił odpowiedzi na to pytanie po swoim eksperymencie, przeprowadzonym w 1909 roku wspólnie z niemieckim fizykiem Hansem Geigerem i nowozelandzkim fizykiem Ernstem Marsdenem.

Doświadczenie Rutherforda

Celem eksperymentu było zbadanie atomu za pomocą cząstek alfa, których skupiona wiązka, lecąca z dużą prędkością, kierowana była na najcieńszą złotą folię. Za folią znajdował się luminescencyjny ekran. Kiedy zderzyły się z nim cząsteczki, pojawiały się błyski, które można było obserwować pod mikroskopem.

Jeśli Thomson ma rację, a atom składa się z chmury elektronów, to cząsteczki powinny z łatwością przelecieć przez folię bez odchyleń. Ponieważ masa cząstki alfa przewyższała masę elektronu około 8000 razy, elektron nie mógł na nią oddziaływać i odchylać swojej trajektorii pod dużym kątem, tak jak 10-gramowy kamyk nie mógł zmienić trajektorii poruszającego się samochodu.

Ale w praktyce wszystko potoczyło się inaczej. Większość cząstek faktycznie przeleciała przez folię, praktycznie nie odbiegając ani nie odchylając się o mały kąt. Ale niektóre cząstki odchyliły się dość znacząco lub nawet odbiły, jakby na ich drodze znajdowała się jakaś przeszkoda. Jak powiedział sam Rutherford, było to tak niewiarygodne, jakby 15-calowy pocisk odbił się od kawałka bibuły.

Co spowodowało, że niektóre cząstki alfa tak bardzo zmieniły kierunek? Naukowiec zasugerował, że przyczyną tego była część atomu, skoncentrowana w bardzo małej objętości i mająca ładunek dodatni. Nazwał ją jądro atomu.

Planetarny model atomu Rutherforda

Model Rutherforda atomu

Rutherford doszedł do wniosku, że atom składa się z gęstego dodatnio naładowanego jądra zlokalizowanego w centrum atomu oraz elektronów, które mają ładunek ujemny. Prawie cała masa atomu jest skoncentrowana w jądrze. Ogólnie atom jest obojętny. Dodatni ładunek jądra jest równy sumie ładunków ujemnych wszystkich elektronów w atomie. Ale elektrony nie są osadzone w jądrze, jak w modelu Thomsona, ale krążą wokół niego tak, jak planety krążą wokół Słońca. Obrót elektronów następuje pod działaniem siły kulombowskiej działającej na nie z jądra. Prędkość rotacji elektronów jest ogromna. Nad powierzchnią jądra tworzą rodzaj chmury. Każdy atom ma swoją własną chmurę elektronową, naładowaną ujemnie. Z tego powodu nie „sklejają się”, ale odpychają.

Ze względu na podobieństwo do Układu Słonecznego model Rutherforda nazwano planetarnym.

Dlaczego atom istnieje?

Jednak model atomu Rutherforda nie wyjaśniał, dlaczego atom jest tak stabilny. W końcu, zgodnie z prawami fizyki klasycznej, elektron obracający się na orbicie porusza się z przyspieszeniem, dlatego promieniuje fale elektromagnetyczne i traci energię. W końcu ta energia musi się wyczerpać, a elektron musi wpaść do jądra. Gdyby tak było, atom mógłby istnieć tylko przez 10 -8 sekund. Ale dlaczego tak się nie dzieje?

Przyczynę tego zjawiska wyjaśnił później duński fizyk Niels Bohr. Zasugerował, że elektrony w atomie poruszają się tylko po stałych orbitach, które nazywamy „dozwolonymi orbitami”. Będąc na nich nie promieniują energią. A emisja lub absorpcja energii zachodzi tylko wtedy, gdy elektron przemieszcza się z jednej dozwolonej orbity na drugą. Jeśli jest to przejście z orbity odległej na orbitę bliższą jądru, to energia jest wypromieniowywana i odwrotnie. Promieniowanie występuje w porcjach, które nazywane są ilość.

Chociaż model opisany przez Rutherforda nie mógł wyjaśnić stabilności atomu, umożliwił znaczny postęp w badaniu jego struktury.

Planetarny model atomu

Planetarny model atomu: jądro (czerwony) i elektrony (zielony)

Planetarny model atomu, lub Model Rutherforda, - historyczny model budowy atomu, który zaproponował Ernest Rutherford w wyniku eksperymentu z rozpraszaniem cząstek alfa. Zgodnie z tym modelem atom składa się z małego dodatnio naładowanego jądra, w którym skupiona jest prawie cała masa atomu, wokół którego poruszają się elektrony, tak jak planety poruszają się wokół Słońca. Planetarny model atomu odpowiada współczesnym wyobrażeniom o budowie atomu, biorąc pod uwagę fakt, że ruch elektronów ma charakter kwantowy i nie jest opisany prawami mechaniki klasycznej. Historycznie, planetarny model Rutherforda zastąpił „model budyń śliwkowy” Josepha Johna Thomsona, który postuluje, że ujemnie naładowane elektrony są umieszczone wewnątrz dodatnio naładowanego atomu.

Rutherford zaproponował nowy model budowy atomu w 1911 roku jako wniosek z przeprowadzonego pod jego kierownictwem eksperymentu nad rozpraszaniem cząstek alfa na folii złotej. Z tym rozproszeniem, niespodziewanie duża liczba cząstki alfa były rozpraszane pod dużymi kątami, co wskazuje, że centrum rozpraszania ma mały rozmiar i zawiera znaczny ładunek elektryczny. Obliczenia Rutherforda wykazały, że centrum rozpraszania, naładowane dodatnio lub ujemnie, musi być co najmniej 3000 razy mniejszy rozmiar atom, który w tym czasie był już znany i szacowany na około 10 -10 m. Ponieważ w tym czasie elektrony były już znane, a ich masa i ładunek zostały określone, centrum rozpraszania, które później nazwano jądrem, musi miały przeciwny ładunek do elektronów. Rutherford nie wiązał ilości ładunku z liczbą atomową. Ten wniosek został wyciągnięty później. A sam Rutherford zasugerował, że ładunek jest proporcjonalny do masy atomowej.

Wadą modelu planetarnego była jego niezgodność z prawami fizyki klasycznej. Jeśli elektrony poruszają się wokół jądra jak planeta wokół Słońca, to ich ruch jest przyspieszony, a zatem zgodnie z prawami klasycznej elektrodynamiki powinny promieniować fale elektromagnetyczne, tracić energię i spadać na jądro. Kolejnym krokiem w rozwoju modelu planetarnego był model Bohra, postulujący inne, odmienne od klasycznych, prawa ruchu elektronów. Całkowicie sprzeczności elektrodynamiki były w stanie rozwiązać mechanikę kwantową.

Fundacja Wikimedia. 2010 .

Planetarium Eise Eisingi
planetarna fantazja

Zobacz, co „Planetarny model atomu” znajduje się w innych słownikach:

planetarny model atomu- planetinis atomo modelis statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. planetarny model atomu vok. Planetenmodell des Atoms, n rus. planetarny model atomu, f pranc. modele planetaire de l'atome, m … Fizikos terminų žodynas

Model atomu Bohra- Model Bohra atomu wodoropodobnego (ładunek jądra Z), w którym ujemnie naładowany elektron jest zamknięty w powłoce atomowej otaczającej małe, dodatnio naładowane jądro atomowe... Wikipedia

Model (w nauce)- Model (francuski modèle, włoski modello, z łac. modulus miara, miara, próbka, norma), 1) próbka, która służy jako standard (standard) do reprodukcji seryjnej lub masowej (M. samochód, M. odzież, itp.). ), a także rodzaj, marka każdego ... ...

Model- I Model (Model) Walter (24 stycznia 1891, Gentin, Prusy Wschodnie, 21 kwietnia 1945, niedaleko Duisburga), niemiecki nazistowski generał feldmarszałek (1944). W wojsku od 1909 r. brał udział w I wojnie światowej 1914 r. 18. Od listopada 1940 r. dowodził 3 czołgiem ... ... Wielka radziecka encyklopedia

STRUKTURA ATOMU- (patrz) jest zbudowany z cząstek elementarnych trzech typów (patrz), (patrz) i (patrz), tworząc stabilny układ. Proton i neutron są częścią atomu (patrz), elektrony tworzą powłokę elektronową. W jądrze działają siły (patrz), dzięki czemu ... ... Wielka Encyklopedia Politechniczna

Atom- Termin ten ma inne znaczenia, patrz Atom (znaczenia). Atom helu Atom (z innego greckiego ... Wikipedia

Rutherford Ernest- (1871 1937), fizyk angielski, jeden z twórców teorii promieniotwórczości i budowy atomu, założyciel szkoła naukowa, zagraniczny członek korespondent Rosyjskiej Akademii Nauk (1922) i członek honorowy Akademii Nauk ZSRR (1925). Urodzony w Nowej Zelandii, po ukończeniu ... ... słownik encyklopedyczny

Άτομο

ciałko- Atom helu Atom (kolejny grecki ἄτομος niepodzielny) to najmniejsza część pierwiastka chemicznego, która jest nośnikiem jego właściwości. Atom składa się z jądra atomowego i otaczającej go chmury elektronowej. Jądro atomu składa się z dodatnio naładowanych protonów i ... ... Wikipedia

ciałka- Atom helu Atom (kolejny grecki ἄτομος niepodzielny) to najmniejsza część pierwiastka chemicznego, która jest nośnikiem jego właściwości. Atom składa się z jądra atomowego i otaczającej go chmury elektronowej. Jądro atomu składa się z dodatnio naładowanych protonów i ... ... Wikipedia

Książki

Zestaw stołów. Fizyka. Klasa 11 (15 tabel), . Album edukacyjny 15 arkuszy. Transformator. Indukcja elektromagnetyczna w nowoczesna technologia. Lampy elektroniczne. Kineskop. Półprzewodniki. dioda półprzewodnikowa. Tranzystor.…

Wykład: Planetarny model atomu

Struktura atomu

Najdokładniejszym sposobem określenia struktury dowolnej substancji jest analiza spektralna. Promieniowanie każdego atomu pierwiastka jest wyłącznie indywidualne. Zanim jednak zrozumiemy, jak zachodzi analiza spektralna, zastanówmy się, jaką strukturę ma atom dowolnego pierwiastka.

Pierwsze założenie dotyczące budowy atomu przedstawił J. Thomson. Ten naukowiec od dawna bada atomy. Co więcej, to on jest właścicielem odkrycia elektronu - za co otrzymał nagroda Nobla. Model zaproponowany przez Thomsona nie miał nic wspólnego z rzeczywistością, ale stanowił wystarczająco silną zachętę dla Rutherforda do badania struktury atomu. Model zaproponowany przez Thomsona nazwano „budyń z rodzynkami”.

Thomson uważał, że atom jest solidną kulą z ujemnym ładunkiem elektrycznym. Aby to zrekompensować, w kulce rozchodzą się elektrony, jak rodzynki. Podsumowując, ładunek elektronów pokrywa się z ładunkiem całego jądra, co sprawia, że atom jest neutralny.

Podczas badania budowy atomu stwierdzono, że wszystkie atomy w ciała stałe popełniać ruchy oscylacyjne. Jak wiecie, każda poruszająca się cząsteczka promieniuje falami. Dlatego każdy atom ma swoje widmo. Jednak te stwierdzenia w żaden sposób nie pasowały do modelu Thomsona.

Doświadczenie Rutherforda

Aby potwierdzić lub obalić model Thomsona, Rutherford zaproponował eksperyment, który skutkował bombardowaniem atomu jakiegoś pierwiastka przez cząstki alfa. W wyniku tego eksperymentu ważne było, aby zobaczyć, jak zachowa się cząsteczka.

Cząstki alfa zostały odkryte w wyniku radioaktywnego rozpadu radu. Ich strumienie były promieniami alfa, których każda cząstka miała ładunek dodatni. W wyniku licznych badań ustalono, że cząstka alfa jest jak atom helu, w którym nie ma elektronów. Korzystając z obecnej wiedzy wiemy, że cząstka alfa jest jądrem helu, podczas gdy Rutherford uważał, że były to jony helu.

Każda cząsteczka alfa miała ogromną energię, w wyniku czego mogła lecieć nad przedmiotowymi atomami z wysoka prędkość. Dlatego głównym wynikiem eksperymentu było określenie kąta ugięcia cząstek.

Do eksperymentu Rutherford użył cienkiej złotej folii. Skierował na nią szybkie cząstki alfa. Założył, że w wyniku tego eksperymentu wszystkie cząstki przelecą przez folię i to z małymi odchyleniami. Aby się jednak upewnić, polecił swoim uczniom sprawdzić, czy w tych cząstkach występują jakieś duże odchylenia.

Wynik eksperymentu zaskoczył absolutnie wszystkich, ponieważ wiele cząstek nie tylko odchyliło się o odpowiednio duży kąt - niektóre kąty odchylenia sięgały ponad 90 stopni.

Wyniki te zaskoczyły absolutnie wszystkich, Rutherford powiedział, że czuł, jakby na drodze pocisków został umieszczony kawałek papieru, który nie pozwolił cząsteczce alfa przeniknąć do środka, w wyniku czego zawróciła.

Gdyby atom był naprawdę stały, musiałby mieć trochę pole elektryczne, co spowolniło cząsteczkę. Jednak siła pola nie wystarczyła, by całkowicie ją zatrzymać, nie mówiąc już o odepchnięciu. Oznacza to, że model Thomsona został obalony. Rutherford zaczął więc pracować nad nowym modelem.

Model Rutherforda

Aby uzyskać taki wynik eksperymentu, konieczne jest skoncentrowanie ładunku dodatniego w mniejszej ilości, co skutkuje większym polem elektrycznym. Zgodnie ze wzorem potencjału pola można określić wymagany rozmiar cząstka dodatnia, która może odpychać cząstkę alfa w przeciwnym kierunku. Jego promień powinien być rzędu maksimum 10 -15 m². Dlatego Rutherford zaproponował planetarny model atomu.

Ten model jest tak nazwany nie bez powodu. Faktem jest, że wewnątrz atomu znajduje się dodatnio naładowane jądro, podobne do Słońca w Układzie Słonecznym. Elektrony krążą wokół jądra jak planety. Układ Słoneczny jest zaprojektowany w taki sposób, że planety przyciągane są do Słońca za pomocą siły grawitacyjne, jednak nie spadają na powierzchnię Słońca w wyniku dostępnej prędkości, która utrzymuje je na ich orbicie. To samo dzieje się z elektronami – siły kulombowskie przyciągają elektrony do jądra, ale dzięki rotacji nie spadają one na powierzchnię jądra.

Jedno założenie Thomsona okazało się całkowicie poprawne - całkowity ładunek elektronów odpowiada ładunkowi jądra. Jednak w wyniku silnego oddziaływania elektrony mogą zostać wybite ze swojej orbity, w wyniku czego ładunek nie jest kompensowany, a atom zamienia się w jon naładowany dodatnio.

Bardzo ważną informacją dotyczącą budowy atomu jest to, że prawie cała masa atomu jest skoncentrowana w jądrze. Na przykład atom wodoru ma tylko jeden elektron, którego masa jest ponad półtora tysiąca razy mniejsza niż masa jądra.