Jądrowy model planetarny struktury definicji atomu. Planetarny model atomu

Planetarny model atomu został zaproponowany przez E. Rutherforda w 1910 roku. Pierwsze badania budowy atomu wykonał za pomocą cząstek alfa. Na podstawie wyników uzyskanych w eksperymentach dotyczących ich rozpraszania Rutherford zasugerował, że cały dodatni ładunek atomu jest skoncentrowany w maleńkim jądrze w jego centrum. Z drugiej strony, ujemnie naładowane elektrony są rozłożone w pozostałej części jego objętości.

Trochę tła

Pierwsze genialne przypuszczenie o istnieniu atomów zostało dokonane przez starożytnego greckiego naukowca Demokryta. Od tego czasu idea istnienia atomów, których połączenia dają wszystkie otaczające nas substancje, nie opuściła wyobraźni ludzi nauki. Od czasu do czasu zwracali się do niego różni jej przedstawiciele, ale aż do początku XIX wieku ich konstrukcje były tylko hipotezami, nie popartymi danymi eksperymentalnymi.

Wreszcie, w 1804 roku, ponad sto lat przed pojawieniem się planetarnego modelu atomu, angielski naukowiec John Dalton dostarczył dowodów na jego istnienie i wprowadził pojęcie masy atomowej, która była jego pierwszą cechą ilościową. Podobnie jak jego poprzednicy wyobrażał sobie atomy jako najmniejsze kawałki materii, jak solidne kulki, których nie można podzielić na jeszcze mniejsze cząstki.

Odkrycie elektronu i pierwszy model atomu

Minął prawie wiek, kiedy wreszcie pod koniec XIX wieku również Anglik JJ Thomson odkrył pierwszą cząstkę subatomową, ujemnie naładowany elektron. Ponieważ atomy są elektrycznie obojętne, Thomson uważał, że muszą składać się z dodatnio naładowanego jądra z elektronami rozproszonymi w całej jego objętości. Opierając się na różnych wynikach eksperymentalnych, w 1898 roku zaproponował swój model atomu, czasami nazywany „śliwkami w budyniu”, ponieważ atom w nim był reprezentowany jako kula wypełniona jakimś dodatnio naładowanym płynem, w którym osadzone były elektrony, jako „ śliwki do budyniu. Promień takiego kulistego modelu wynosił około 10 -8 cm.Całkowity ładunek dodatni cieczy jest symetrycznie i równomiernie zrównoważony przez ładunki ujemne elektronów, jak pokazano na poniższym rysunku.

Model ten w zadowalający sposób wyjaśnił fakt, że gdy substancja jest podgrzewana, zaczyna emitować światło. Chociaż była to pierwsza próba zrozumienia, czym jest atom, nie przyniosła ona zadowalających wyników eksperymentów przeprowadzonych później przez Rutherforda i innych. Thomson zgodził się w 1911 roku, że jego model po prostu nie może odpowiedzieć, jak i dlaczego zachodzi rozpraszanie promieni α obserwowane w eksperymentach. Dlatego został porzucony i zastąpiony doskonalszym planetarnym modelem atomu.

Jak w ogóle jest ułożony atom?

Ernest Rutherford wyjaśnił zjawisko radioaktywności, które go przyniosło nagroda Nobla, ale najbardziej znaczący wkład w naukę miał później, kiedy ustalił, że atom składa się z gęstego jądra otoczonego orbitami elektronów, tak jak Słońce jest otoczone orbitami planet.

Zgodnie z planetarnym modelem atomu, większość jego masy skoncentrowana jest w maleńkim (w porównaniu do wielkości całego atomu) jądrze. Elektrony poruszają się wokół jądra z niesamowitą prędkością, ale większość atomów to pusta przestrzeń.

Rozmiar jądra jest tak mały, że jego średnica jest 100 000 razy mniejsza niż średnica atomu. Średnica jądra została oszacowana przez Rutherforda na 10 -13 cm, w przeciwieństwie do wielkości atomu - 10-8 cm, na zewnątrz jądra krążą wokół niego elektrony wysokie prędkości, w wyniku czego powstają siły odśrodkowe, które równoważą siły elektrostatyczne przyciągania między protonami i elektronami.

Eksperymenty Rutherforda

model planetarny atom powstał w 1911 roku po słynnym eksperymencie ze złotą folią, który pozwolił uzyskać podstawowe informacje o jej budowie. Droga Rutherforda do odkrycia jądro atomowe jest dobry przykład rola kreatywności w nauce. Jego poszukiwania rozpoczęły się już w 1899 roku, kiedy odkrył, że pewne pierwiastki emitują dodatnio naładowane cząstki, które mogą przeniknąć wszystko. Nazwał te cząstki cząstkami alfa (α) (teraz wiemy, że były jądrami helu). Jak wszyscy dobrzy naukowcy, Rutherford był ciekawy. Zastanawiał się, czy cząstki alfa można wykorzystać do poznania struktury atomu. Rutherford postanowił skierować wiązkę cząstek alfa na arkusz bardzo cienkiej złotej folii. Wybrał złoto, ponieważ może wytwarzać arkusze o grubości nawet 0,00004 cm. Za arkuszem złotej folii umieścił ekran, który świecił, gdy uderzają w niego cząstki alfa. Służył do wykrywania cząstek alfa po przejściu przez folię. Niewielka szczelina w sicie umożliwiała wiązce cząstek alfa dotarcie do folii po wyjściu ze źródła. Część z nich musi przejść przez folię i dalej poruszać się w tym samym kierunku, podczas gdy druga część musi odbijać się od folii i odbijać się pod ostrymi kątami. Schemat eksperymentu można zobaczyć na poniższym rysunku.

Co wydarzyło się w eksperymencie Rutherforda?

Opierając się na modelu atomu J.J. Thomsona, Rutherford założył, że stałe obszary o ładunku dodatnim wypełniające całą objętość atomów złota będą odchylać lub zaginać trajektorie wszystkich cząstek alfa podczas przechodzenia przez folię.

Jednak zdecydowana większość cząstek alfa przeszła przez złotą folię, jakby jej tam nie było. Wydawało się, że przechodzą przez pustą przestrzeń. Tylko nieliczni zbaczają z prostej ścieżki, jak to było na początku przypuszczać. Poniżej znajduje się wykres liczby cząstek rozproszonych w odpowiednim kierunku w zależności od kąta rozpraszania.

Co zaskakujące, niewielki procent cząstek odbijał się z powrotem od folii, jak piłka do koszykówki odbijająca się od tablicy. Rutherford zdał sobie sprawę, że odchylenia te są wynikiem bezpośredniego zderzenia cząstek alfa z dodatnio naładowanymi składnikami atomu.

Jądro zajmuje centralne miejsce

Na podstawie znikomego procentu cząstek alfa odbitych od folii możemy wywnioskować, że cały ładunek dodatni i prawie cała masa atomu są skupione na jednym małym obszarze, a reszta atomu to w większości pusta przestrzeń. Rutherford nazwał obszar skoncentrowanego ładunku dodatniego jądrem. Przewidział i wkrótce odkrył, że zawiera ona dodatnio naładowane cząstki, które nazwał protonami. Rutherford przewidział istnienie neutralnych cząstek atomowych zwanych neutronami, ale nie udało mu się ich wykryć. Jednak jego uczeń James Chadwick odkrył je kilka lat później. Poniższy rysunek przedstawia strukturę jądra atomu uranu.

Atomy składają się z dodatnio naładowanych ciężkich jąder otoczonych ujemnie naładowanymi ekstremalnie lekkimi cząsteczkami-elektronami wirującymi wokół nich i z takimi prędkościami, że mechaniczne siły odśrodkowe po prostu równoważą ich przyciąganie elektrostatyczne do jądra i w związku z tym rzekomo jest zapewniona stabilność atomu.

Wady tego modelu

Główna idea Rutherforda była związana z ideą małego jądra atomowego. Założenie o orbitach elektronów było czystym przypuszczeniem. Nie wiedział dokładnie, gdzie i jak elektrony krążą wokół jądra. Dlatego model planetarny Rutherforda nie wyjaśnia rozkładu elektronów na orbitach.

Ponadto stabilność atomu Rutherforda była możliwa tylko przy ciągłym ruchu elektronów po orbitach bez utraty energii kinetycznej. Jednak obliczenia elektrodynamiczne wykazały, że ruchowi elektronów wzdłuż dowolnych trajektorii krzywoliniowych, któremu towarzyszy zmiana kierunku wektora prędkości i pojawienie się odpowiedniego przyspieszenia, nieuchronnie towarzyszy emisja energii elektromagnetycznej. W tym przypadku, zgodnie z prawem zachowania energii, energia kinetyczna elektronu musi być bardzo szybko wydatkowana na promieniowanie i musi paść na jądro, jak pokazano schematycznie na poniższym rysunku.

Ale tak się nie dzieje, ponieważ atomy są stabilnymi formacjami. Między modelem zjawiska a danymi eksperymentalnymi powstała typowa naukowa sprzeczność.

Od Rutherforda do Nielsa Bohr

Następny ważny krok naprzód w historii atomu nastąpił w 1913 roku, kiedy duński naukowiec Niels Bohr opublikował opis bardziej szczegółowego modelu atomu. Wyraźniej określiła miejsca, w których mogą znajdować się elektrony. Chociaż późniejsi naukowcy opracowali bardziej wyrafinowane projekty atomów, planetarny model atomu Bohra był w zasadzie poprawny, a większość z nich jest nadal akceptowana. Miał wiele przydatnych zastosowań, na przykład służy do wyjaśniania właściwości różnych pierwiastków chemicznych, charakteru ich widma promieniowania oraz budowy atomu. Model planetarny i model Bohra były najważniejszymi kamieniami milowymi, które wyznaczyły pojawienie się nowego kierunku w fizyce - fizyce mikroświata. Bohr otrzymał w 1922 roku Nagrodę Nobla w dziedzinie fizyki za wkład w nasze zrozumienie budowy atomu.

Co nowego wniósł Bohr do modelu atomu?

Jeszcze jako młody człowiek Bohr pracował w laboratorium Rutherforda w Anglii. Ponieważ koncepcja elektronów była słabo rozwinięta w modelu Rutherforda, Bohr skupił się na nich. W rezultacie znacznie poprawiono planetarny model atomu. Postulaty Bohra, które sformułował w opublikowanym w 1913 roku artykule „O strukturze atomów i cząsteczek”, brzmią:

1. Elektrony mogą poruszać się wokół jądra tylko w określonych odległościach od niego, określonych przez ilość posiadanej energii. Nazwał te ustalone poziomy poziomami energii lub powłokami elektronowymi. Bohr wyobrażał sobie je jako koncentryczne kule z jądrem pośrodku każdej z nich. W tym przypadku elektrony o niższej energii będą znajdować się na niższych poziomach, bliżej jądra. Ci, którzy mają więcej energii, znajdą się na więcej wysokie poziomy, z dala od rdzenia.

2. Jeżeli elektron pochłonie pewną (całkiem pewną dla danego poziomu) ilość energii, to przeskoczy na kolejny, wyższy poziom energetyczny. I odwrotnie, jeśli straci taką samą ilość energii, powróci do swojego pierwotnego poziomu. Jednak elektron nie może istnieć na dwóch poziomach energetycznych.

Pomysł ten ilustruje rysunek.

Porcje energii dla elektronów

Model atomu Bohra jest w rzeczywistości kombinacją dwóch różne pomysły: model atomowy Rutherforda z elektronami krążącymi wokół jądra (w rzeczywistości jest to planetarny model atomu Bohra-Rutherforda) oraz idee niemieckiego naukowca Maxa Plancka dotyczące kwantyzacji energii materii, opublikowane w 1901 roku. Kwant (w Liczba mnoga- kwanty) to minimalna ilość energii, która może zostać wchłonięta lub wyemitowana przez substancję. Jest to rodzaj dyskretyzacji ilości energii.

Jeśli porównujemy energię do wody i chcemy dodać ją do materii w postaci szklanki, nie można po prostu nalewać wody ciągłym strumieniem. Zamiast tego możesz dodawać go w małych ilościach, jak łyżeczka do herbaty. Bohr uważał, że jeśli elektrony mogą pochłaniać lub tracić tylko ustalone ilości energii, to powinny zmieniać swoją energię tylko o te ustalone ilości. W związku z tym mogą zajmować tylko stałe poziomy energii wokół jądra, które odpowiadają skwantowanym przyrostom ich energii.

Tak więc z modelu Bohra wyrasta kwantowe podejście do wyjaśnienia, jaka jest struktura atomu. Model planetarny i model Bohra były swego rodzaju krokami od fizyki klasycznej do fizyki kwantowej, która jest głównym narzędziem fizyki mikrokosmosu, w tym fizyki atomowej.

Planetarny model atomu

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

Planetarny model atomu, lub Model Rutherforda, - model historyczny strukturę atomu, którą 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 model planetarny Rutherforda zastąpił „model budyniu śliwkowego” 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 dotyczącego rozpraszania 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 mniejsze od rozmiaru atomu, który w tamtym czasie był już znany i szacowany na około 10 -10 m. Ponieważ elektrony były już znane przy wtedy, a ich masa i ładunek są określone, to centrum rozpraszania, które później nazwano jądrem, musiało mieć ładunek przeciwny 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 były promieniować fale elektromagnetyczne, tracić energię i spadać na rdzeń. 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 seryjnej lub masowej reprodukcji (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) zbudowany z cząstki elementarne trzy typy (patrz), (patrz) i (patrz), tworząc stabilny system. Proton i neutron są częścią atomu (patrz), tworzą się elektrony powłoka elektronowa. 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) najmniejsza część pierwiastek chemiczny, który 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.…

Zaproponowano jeden z pierwszych modeli budowy atomu J. Thomson w 1904 r. Atom został przedstawiony jako „morze dodatniej elektryczności” z oscylującymi w nim elektronami. Całkowity ładunek ujemny elektronów elektrycznie obojętnego atomu został przyrównany do jego całkowitego ładunku dodatniego.

Doświadczenie Rutherforda

Aby przetestować hipotezę Thomsona i dokładniej określić strukturę atomu E. Rutherforda zorganizowała serię eksperymentów dotyczących rozpraszania α -drobinki cienkie płytki metalowe - folia. W 1910 r. studenci Rutherford Hans Geiger oraz Ernest Marsden przeprowadził eksperymenty bombowe α - drobinki cienkich metalowych płytek. Stwierdzili, że większość α - cząsteczki przechodzą przez folię bez zmiany swojej trajektorii. I nie było to zaskakujące, jeśli przyjmiemy poprawność modelu atomu Thomsona.

Źródło α - promieniowanie zostało umieszczone w ołowianej kostce z wywierconym w niej kanałem, aby można było uzyskać przepływ α - cząstki lecące w określonym kierunku. Cząstki alfa to podwójnie zjonizowane atomy helu ( Nie 2+). Mają ładunek dodatni +2 i masę prawie 7350 mas elektronu. Uderzenie w ekran pokryty siarczkiem cynku, α - cząsteczki powodowały, że jarzył się, a za pomocą lupy można było zobaczyć i policzyć pojedyncze błyski, które pojawiają się na ekranie, gdy każdy α -cząstki. Pomiędzy źródłem promieniowania a ekranem umieszczono folię. Z błysków na ekranie można było ocenić rozproszenie α -cząstki tj. o ich odchyleniu od pierwotnego kierunku podczas przechodzenia przez warstwę metalu.

Okazało się, że większość α -cząstki przechodzą przez folię bez zmiany jej kierunku, chociaż grubość folii odpowiadała setkom tysięcy średnic atomowych. Ale niektórzy się dzielą α -cząstki nadal odchylone pod małymi kątami, a czasami α - cząstki nagle zmieniły kierunek ruchu, a nawet (około 1 na 100 000) zostały odrzucone, jakby napotkały potężną przeszkodę. Przypadki tak ostrego odchylenia α - cząsteczki można było zaobserwować przesuwając ekran z lupą po łuku.

Z wyników tego eksperymentu można wyciągnąć następujące wnioski:

W atomie znajduje się pewna „przeszkoda”, którą nazwano jądrem.
Jądro ma ładunek dodatni (w przeciwnym razie naładowany dodatnio α cząstki nie byłyby odbijane z powrotem).
Jądro jest bardzo małe w porównaniu z rozmiarem samego atomu (tylko niewielka część) α -cząstki zmieniły kierunek).
Jądro ma większą masę niż masa α -cząstki.

Rutherford wyjaśnił wyniki eksperymentu, proponując: „planetarny” model atomu porównał go do Układu Słonecznego. Zgodnie z modelem planetarnym w centrum atomu znajduje się bardzo małe jądro, którego wielkość wynosi około 100 000 razy mniejsze rozmiary sam atom. To jądro zawiera prawie całą masę atomu i ma ładunek dodatni. Elektrony poruszają się wokół jądra, którego liczba jest określona przez ładunek jądra. Zewnętrzna trajektoria elektronów określa zewnętrzne wymiary atomu. Średnica atomu wynosi około 10 -8 cm, a średnica jądra około 10 -13 ÷ 10 -12 cm.

Im większy ładunek jądra atomowego, tym silniejszy będzie od niego odpychany α -cząstka, tym częściej będą zdarzały się przypadki silnych odchyleń α -cząstki przechodzące przez warstwę metalu, z pierwotnego kierunku ruchu. Dlatego eksperymenty rozpraszania α -cząstki umożliwiają nie tylko wykrycie istnienia jądra atomowego, ale także określenie jego ładunku. Już z eksperymentów Rutherforda wynikało, że ładunek jądra (wyrażony w jednostkach ładunku elektronu) jest liczbowo równy liczbie porządkowej pierwiastka w układzie okresowym. To zostało potwierdzone G. Moseley, który w 1913 r. ustalił prostą zależność między długościami fal pewnych linii widma rentgenowskiego pierwiastka a jego numerem seryjnym, oraz D. Chadwick, który w 1920 r. określił z dużą dokładnością ładunki jąder atomowych wielu pierwiastków metodą rozpraszania α -cząstki.

Został zainstalowany fizyczne znaczenie numer seryjny pierwiastka w układzie okresowym: numer seryjny okazał się najważniejszą stałą pierwiastka, wyrażającą dodatni ładunek jądra jego atomu. Z elektrycznej neutralności atomu wynika, że liczba elektronów krążących wokół jądra jest równa liczbie porządkowej pierwiastka.

Odkrycie to dało nowe uzasadnienie dla rozmieszczenia pierwiastków w układzie okresowym. Jednocześnie wyeliminowało pozorną sprzeczność w systemie Mendelejewa – położenie niektórych pierwiastków o wyższej masie atomowej przed pierwiastkami o mniejszej masie atomowej (tellu i jodu, argonu i potasu, kobaltu i niklu). Okazało się, że nie ma tu sprzeczności, ponieważ o miejscu elementu w układzie decyduje ładunek jądra atomowego. Ustalono eksperymentalnie, że ładunek jądra atomu telluru wynosi 52, a atomu jodu 53; dlatego tellur, pomimo dużej masa atomowa, musi wytrzymać jod. Podobnie ładunki jąder argonu i potasu, niklu i kobaltu w pełni odpowiadają kolejności ułożenia tych pierwiastków w układzie.

Tak więc ładunek jądra atomowego jest główną wielkością, od której zależą właściwości pierwiastka i jego położenie w układzie okresowym. Więc prawo okresowe Mendelejew można obecnie sformułować w następujący sposób:

Własności pierwiastków oraz proste i złożone substancje są w okresowej zależności od ładunku jądra atomów pierwiastków

Określenie numerów seryjnych pierwiastków przez ładunki jąder ich atomów umożliwiło ustalenie Łączna umieszcza się w układzie okresowym pomiędzy wodorem, który ma numer porządkowy 1, a uranem (liczba atomowa 92), który był wówczas uważany za ostatni element układu okresowego pierwiastków. Kiedy powstawała teoria budowy atomu, miejsca 43, 61, 72, 75, 85 i 87 pozostały niezajęte, co wskazywało na możliwość istnienia jeszcze nieodkrytych pierwiastków. I rzeczywiście, w 1922 r. odkryto pierwiastek hafn, który zajął miejsce 72; następnie w 1925 r. - ren, który miał miejsce 75. Pierwiastki, które powinny zajmować pozostałe cztery wolne miejsca w tabeli, okazały się radioaktywne i nie zostały znalezione w naturze, ale zostały pozyskane sztucznie. Nowe pierwiastki nazwano technetem (numer 43), prometem (61), astatem (85) i fransem (87). Obecnie wszystkie komórki układu okresowego pierwiastków między wodorem a uranem są wypełnione. Jednak ona układ okresowy nie jest ukończony.

Widma atomowe

Model planetarny był ważnym krokiem w teorii budowy atomu. Jednak pod pewnymi względami przeczy dobrze ustalonym faktom. Rozważmy dwie takie sprzeczności.

Po pierwsze, teoria Rutherforda nie mogła wyjaśnić stabilności atomu. Elektron krążący wokół dodatnio naładowanego jądra musi, jak oscylacja ładunek elektryczny, wydzielać energia elektromagnetyczna w postaci fal świetlnych. Jednak emitując światło, elektron traci część swojej energii, co prowadzi do braku równowagi między siłą odśrodkową związaną z obrotem elektronu a siłą elektrostatycznego przyciągania elektronu do jądra. Aby przywrócić równowagę, elektron musi zbliżyć się do jądra. W ten sposób elektron, stale promieniując energią elektromagnetyczną i poruszając się po spirali, zbliży się do jądra. Po wyczerpaniu całej swojej energii musi „spaść” na jądro, a atom przestanie istnieć. Ten wniosek jest sprzeczny nieruchomości atomy, które są stabilnymi formacjami i mogą istnieć bez zniszczenia przez bardzo długi czas.

Po drugie, model Rutherforda doprowadził do błędnych wniosków na temat natury widm atomowych. Kiedy światło emitowane przez gorące ciało stałe lub płynne przechodzi przez pryzmat szklany lub kwarcowy, na ekranie umieszczonym za pryzmatem obserwuje się tak zwane widmo ciągłe, którego widoczną częścią jest kolorowy pasek zawierający wszystkie kolory tęcza. Zjawisko to tłumaczy się tym, że promieniowanie gorącego ciała stałego lub ciało płynne składa się z fal elektromagnetycznych o różnych częstotliwościach. Fale o różnych częstotliwościach są nierównomiernie załamywane przez pryzmat i padają na różne miejsca ekran. Konstelacja częstotliwości promieniowanie elektromagnetyczne, emitowany przez substancję i jest nazywany widmem emisyjnym. Z drugiej strony substancje pochłaniają promieniowanie o określonych częstotliwościach. Całość tych ostatnich nazywa się widmem absorpcji substancji.

Aby uzyskać widmo, zamiast pryzmatu można użyć siatki dyfrakcyjnej. Ta ostatnia to szklana płytka, na której powierzchni nakładane są cienkie, równoległe pociągnięcia w bardzo bliskiej odległości od siebie (do 1500 pociągnięć na 1 mm). Przechodząc przez taką siatkę, światło rozkłada się i tworzy widmo zbliżone do uzyskiwanego przy użyciu pryzmatu. Dyfrakcja jest nieodłącznym elementem każdego ruchu falowego i służy jako jeden z głównych dowodów falowej natury światła.

Po podgrzaniu substancja emituje promienie (promieniowanie). Jeśli promieniowanie ma jedną długość fali, nazywa się je monochromatycznym. W większości przypadków promieniowanie charakteryzuje się kilkoma długościami fal. Po rozłożeniu promieniowania na składowe monochromatyczne uzyskuje się widmo promieniowania, w którym poszczególne składowe wyrażane są liniami widmowymi.

Widma uzyskane przez promieniowanie z wolnych lub słabo związanych atomów (na przykład w gazach lub parach) nazywane są widmami atomowymi.

Promieniowanie emitowane przez ciała stałe lub ciecze zawsze daje widmo ciągłe. Promieniowanie emitowane przez gorące gazy i opary, w przeciwieństwie do promieniowania ciała stałe i płyny, zawiera tylko określone długości fal. Dlatego zamiast ciągłego paska na ekranie uzyskuje się szereg oddzielnych kolorowych linii oddzielonych ciemnymi przerwami. Liczba i lokalizacja tych linii zależy od charakteru gorącego gazu lub pary. Tak więc para potasu daje - widmo składające się z trzech linii - dwóch czerwonych i jednej fioletowej; w widmie par wapnia występuje kilka czerwonych, żółtych i zielonych linii itp.

Promieniowanie emitowane przez ciała stałe lub ciecze zawsze daje widmo ciągłe. Promieniowanie emitowane przez gorące gazy i pary, w przeciwieństwie do promieniowania ciał stałych i cieczy, zawiera tylko określone długości fal. Dlatego zamiast ciągłego paska na ekranie uzyskuje się szereg oddzielnych kolorowych linii oddzielonych ciemnymi przerwami. Liczba i lokalizacja tych linii zależy od charakteru gorącego gazu lub pary. Tak więc para potasu daje widmo składające się z trzech linii - dwóch czerwonych i jednej fioletowej; w widmie par wapnia występuje kilka czerwonych, żółtych i zielonych linii itp.

Takie widma nazywane są widmami liniowymi. Stwierdzono, że światło emitowane przez atomy gazów ma widmo liniowe, w którym linie widmowe można łączyć szeregowo.

W każdej serii układ linii odpowiada pewnemu wzorowi. Częstotliwości poszczególnych linii można opisać Formuła Balmera:

Fakt, że atomy każdego pierwiastka dają całkowicie określone widmo właściwe tylko temu pierwiastkowi, a intensywność odpowiednich linii widmowych jest tym wyższa, więcej treści pierwiastek w próbce jest szeroko stosowany do określania składu jakościowego i ilościowego substancji i materiałów. Ta metoda badawcza nazywa się Analiza spektralna.

Planetarny model budowy atomu okazał się nie być w stanie wyjaśnić liniowego widma emisyjnego atomów wodoru, a tym bardziej połączenia linii widmowych w szereg. Elektron krążący wokół jądra musi zbliżyć się do jądra, stale zmieniając prędkość swojego ruchu. Częstotliwość emitowanego przez nią światła jest określona przez częstotliwość jego rotacji i dlatego musi się ciągle zmieniać. Oznacza to, że widmo promieniowania atomu musi być ciągłe, ciągłe. Zgodnie z tym modelem częstotliwość promieniowania atomu musi być równa częstotliwości drgań mechanicznych lub być jej wielokrotnością, co jest niezgodne z formułą Balmera. Tak więc teoria Rutherforda nie mogła wyjaśnić ani istnienia stabilnych atomów, ani obecności ich widm liniowych.

kwantowa teoria światła

W 1900 M. Deska wykazali, że zdolność nagrzanego ciała do emitowania promieniowania można poprawnie opisać ilościowo tylko przy założeniu, że energia promienista jest emitowana i pochłaniana przez ciała nie w sposób ciągły, ale dyskretny, tj. w osobnych porcjach - kwanty. Jednocześnie energia mi każda taka część związana jest z częstotliwością promieniowania zależnością o nazwie równania Plancka:

Sam Planck długi czas wierzył, że emisja i pochłanianie światła przez kwanty jest właściwością ciał promieniujących, a nie samego promieniowania, które może mieć dowolną energię, a zatem może być pochłaniane w sposób ciągły. Jednak w 1905 r Einstein analizując zjawisko efektu fotoelektrycznego doszli do wniosku, że energia elektromagnetyczna (promienna) istnieje tylko w postaci kwantów, a zatem promieniowanie jest strumieniem niepodzielnych „cząstek” materii (fotonów), których energia jest ustalona Równanie Plancka.

efekt fotoelektryczny Emisja elektronów przez metal pod działaniem padającego na niego światła nazywa się. Zjawisko to było szczegółowo badane w latach 1888-1890. A. G. Stoletov. Jeśli umieścisz zestaw w próżni i nałożysz go na płytkę M ujemny potencjał, wówczas w obwodzie nie będzie obserwowany prąd, ponieważ w przestrzeni między płytą a siatką nie ma naładowanych cząstek, które mogą przenosić Elektryczność. Ale kiedy płytka jest oświetlona źródłem światła, galwanometr wykrywa występowanie prądu (zwanego fotoprądem), którego nośnikiem są elektrony wyciągane przez światło z metalu.

Okazało się, że gdy zmienia się natężenie światła, zmienia się tylko liczba elektronów emitowanych przez metal, tj. siła fotoprądu. Ale maksymalna energia kinetyczna każdego elektronu emitowanego z metalu nie zależy od intensywności oświetlenia, ale zmienia się tylko wtedy, gdy zmienia się częstotliwość światła padającego na metal. To wraz ze wzrostem długości fali (czyli ze spadkiem częstotliwości) energia elektronów emitowanych przez metal maleje, a następnie przy określonej dla każdego metalu długości fali efekt fotoelektryczny zanika i nie pojawia się nawet przy wysoka intensywność światła. Tak więc, oświetlony światłem czerwonym lub pomarańczowym, sód nie wykazuje efektu fotoelektrycznego i zaczyna emitować elektrony tylko przy długości fali mniejszej niż 590 nm (światło żółte); w litie efekt fotoelektryczny jest wykrywany przy jeszcze niższym długości fal, zaczynając od 516 nm ( zielone światło); a wyciąganie elektronów z platyny pod działaniem światła widzialnego w ogóle nie występuje i zaczyna się dopiero wtedy, gdy platyna zostaje napromieniowana promieniami ultrafioletowymi.

Te właściwości efektu fotoelektrycznego są całkowicie niewytłumaczalne z punktu widzenia klasycznej falowej teorii światła, zgodnie z którą efekt powinien być określony (dla danego metalu) tylko ilością energii pochłoniętej przez powierzchnię metalu w jednostce czasu, ale nie powinno zależeć od rodzaju promieniowania padającego na metal. Jednak te same właściwości uzyskują proste i przekonujące wyjaśnienie, jeśli przyjmiemy, że promieniowanie składa się z oddzielnych porcji, fotonów, o ściśle określonej energii.

W rzeczywistości elektron w metalu jest związany z atomami metalu, więc do jego wyciągnięcia trzeba wydać pewną ilość energii. Jeśli foton ma wymaganą ilość energii (a energia fotonu jest określona przez częstotliwość promieniowania), elektron zostanie wyrzucony i zostanie zaobserwowany efekt fotoelektryczny. W procesie interakcji z metalem foton całkowicie oddaje swoją energię elektronowi, ponieważ foton nie może zostać rozdzielony na części. Energia fotonu zostanie częściowo wykorzystana na zerwanie wiązania między elektronem a metalem, a częściowo na przekazanie elektronowi energii kinetycznej ruchu. Dlatego maksymalna energia kinetyczna elektronu wybitego z metalu nie może być większa niż różnica między energią fotonu a energią wiązania elektronu z atomami metalu. W konsekwencji wraz ze wzrostem liczby fotonów padających na powierzchnię metalu w jednostce czasu (tj. wraz ze wzrostem natężenia oświetlenia) wzrośnie tylko liczba elektronów wyrzucanych z metalu, co doprowadzi do wzrostu fotoprąd, ale energia każdego elektronu nie wzrośnie. Jeśli energia fotonu jest mniejsza niż minimalna energia wymagana do wyrzucenia elektronu, efekt fotoelektryczny nie będzie obserwowany dla dowolnej liczby fotonów padających na metal, tj. przy dowolnym natężeniu światła.

kwantowa teoria światła, rozwinięty Einstein, potrafił wyjaśnić nie tylko właściwości efektu fotoelektrycznego, ale również prawa chemicznego działania światła, zależność temperaturowa pojemność cieplna ciał stałych i szereg innych zjawisk. Okazało się to niezwykle przydatne w rozwijaniu pomysłów dotyczących budowy atomów i molekuł.

Z kwantowej teorii światła wynika, że foton nie jest w stanie rozbić się: oddziałuje jako całość z metalowym elektronem, wybijając go z płytki; jako całość oddziałuje również ze światłoczułą substancją kliszy fotograficznej, powodując jej ciemnienie w pewnym punkcie itd. W tym sensie foton zachowuje się jak cząstka, tj. wykazuje właściwości korpuskularne. Jednak foton ma również właściwości falowe: objawia się to falową naturą propagacji światła, zdolnością fotonu do interferencji i dyfrakcji. Foton różni się od cząstki w klasycznym sensie tego słowa tym, że nie można określić jego dokładnego położenia w przestrzeni, podobnie jak dokładnego położenia każdej fali. Ale różni się też od „klasycznej” fali – niemożnością podziału na części. Łącząc właściwości korpuskularne i falowe, foton nie jest, ściśle mówiąc, ani cząstką, ani falą - ma dualizm korpuskularno-falowy.

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 był uważany za niepodzielny do późny XIX- początek 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 model elektroniczny atom. 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. Zadzwonił do niej 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 Układ Słoneczny Model Rutherforda nazwano planetarnym.

Dlaczego atom istnieje?

Jednak model atomu Rutherforda nie wyjaśniał, dlaczego atom jest tak stabilny. Rzeczywiście, zgodnie z prawami fizyki klasycznej, obracający się po orbicie elektron porusza się z przyspieszeniem, dlatego promieniuje falami elektromagnetycznymi 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 na odwrót. 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.

W 1903 roku angielski naukowiec Thomson zaproponował model atomu, który żartobliwie nazwano „bułką z rodzynkami”. Według niego atom to kula o jednorodnym ładunku dodatnim, w której jak rodzynki przeplatają się ujemnie naładowane elektrony.

Jednak dalsze badania atomu wykazały, że ta teoria jest nie do utrzymania. A kilka lat później inny fizyk angielski, Rutherford, przeprowadził serię eksperymentów. Na podstawie uzyskanych wyników zbudował hipotezę dotyczącą budowy atomu, która do dziś jest rozpoznawana na całym świecie.

Doświadczenie Rutherforda: propozycja jego modelu atomu

W swoich eksperymentach Rutherford przepuszczał wiązkę cząstek alfa przez cienką złotą folię. Złoto zostało wybrane ze względu na jego plastyczność, która umożliwiła stworzenie bardzo cienkiej folii, o grubości prawie jednej warstwy molekuł. Za folią znajdował się specjalny ekran, który świecił się, gdy był bombardowany przez spadające na niego cząstki alfa. Zgodnie z teorią Thomsona cząstki alfa powinny bez przeszkód przejść przez folię, odchylając się nieco na boki. Okazało się jednak, że niektóre cząstki zachowywały się w ten sposób, a bardzo mała część odbijała się z powrotem, jakby w coś uderzać.

Oznacza to, że odkryto, że wewnątrz atomu znajduje się coś stałego i małego, od którego odbijają się cząstki alfa. Wtedy to Rutherford zaproponował planetarny model budowy atomu. Planetarny model atomu Rutherforda wyjaśniał wyniki zarówno jego eksperymentów, jak i eksperymentów jego kolegów. Nie oferowane do tej pory najlepszy model, chociaż niektóre aspekty tej teorii nadal nie są zgodne z praktyką w niektórych bardzo wąskich dziedzinach nauki. Ale zasadniczo planetarny model atomu jest najbardziej użyteczny ze wszystkich. Co to za model?

Planetarny model budowy atomu

Jak sama nazwa wskazuje, atom jest porównywany do planety. W tym przypadku planeta jest jądrem atomu. A elektrony krążą wokół jądra w dość dużej odległości, tak jak satelity krążą wokół planety. Tylko prędkość obrotu elektronów jest setki tysięcy razy większa niż prędkość obrotu najszybszego satelity. Dlatego podczas swojego obrotu elektron tworzy jakby chmurę nad powierzchnią jądra. A istniejące ładunki elektronów odpychają te same ładunki utworzone przez inne elektrony wokół innych jąder. Dlatego atomy nie „sklejają się”, ale znajdują się w pewnej odległości od siebie.

A kiedy mówimy o zderzeniu cząstek, mamy na myśli to, że zbliżają się one do siebie na wystarczająco dużą odległość i są odpychane przez pola swoich ładunków. Nie ma bezpośredniego kontaktu. Cząstki w materii są na ogół bardzo od siebie oddalone. Gdyby w jakikolwiek sposób można było dokonać implozji razem cząstek dowolnego ciała, zmniejszyłoby się to miliard razy. Ziemia stałaby się mniejsza niż jabłko. Tak więc główną objętość każdej substancji, jakkolwiek dziwnie się to może wydawać, zajmuje pustka, w której znajdują się naładowane cząstki, utrzymywane w pewnej odległości przez elektroniczne siły oddziaływania.