Značaj otkrića prvog elektronskog modela atoma. Modeli strukture atoma

UVOD

Otkriće složene strukture atoma je najvažnija faza u formiranju moderne fizike. Prve informacije o strukturi atoma dobijene su proučavanjem procesa prolaska električna struja kroz tečnosti. Tridesetih godina XIX veka. Eksperimenti izvanrednog fizičara M. Faradaya sugerirali su da električna energija postoji u obliku odvojenih jediničnih naboja. Otkriće spontanog raspada atoma nekih elemenata, nazvanog radioaktivnost, bilo je direktan dokaz složenosti strukture atoma. Godine 1902. engleski naučnici Ernest Rutherford i Frederick Soddy dokazali su da se tokom radioaktivnog raspada atom uranijuma pretvara u dva atoma - atom torija i atom helija. To je značilo da atomi nisu nepromjenjive, neuništive čestice.

Svrha sažetka: odraziti proces evolucije ideja o strukturi atoma koristeći modele Ernesta Rutherforda i Nielsa Bohra kao primjer.

Ciljevi sažetka: proučiti, analizirati, generalizirati ideje o strukturi atoma koje su iznijeli E. Rutherford i N. Bohr, izvući zaključke o najispravnijoj, sa stanovišta moderne fizike, pretpostavci.

Praktični značaj Sažetak je da upozna studente na predavanjima na KSE sa modernim idejama o strukturi atoma i sa doprinosom Rutherforda i Bohra proučavanju ove problematike.

U toku rada koristili smo različite vrste izvori: udžbenici S. Kh. Karpenkova i T.I. Trofimova, namijenjena za srednja škola. U njima na prostom jeziku govori o istoriji nastanka i razvoja znanja o strukturi atoma; Internet resursi. koristi za proučavanje ove teme u smislu moderna nauka. Ovaj pristup je rezultat želje da se problem proučava u svoj njegovoj svestranosti.

Poglavlje 1. Modeli strukture atoma od Thomsona i Rutherforda

Ideja o atomima kao nedjeljivim najmanjim česticama tvari nastala je u antičko doba (Demokrit, Epikur, Lukrecije). U srednjem vijeku, doktrina atoma, budući da je materijalistička, nije bila priznata. Do početka XVIII vijeka. atomistička teorija dobija sve veću popularnost. U to vrijeme, radovi francuskog hemičara A. Lavoisier-a (1743-1794), velikog ruskog naučnika M.V. Lomonosov i engleski hemičar i fizičar D. Dalton (1766-1844) dokazali su realnost postojanja atoma. Međutim, u ovom trenutku pitanje unutrašnja struktura atomi nisu ni nastali, jer su atomi smatrani nedjeljivim.

Izvanredni ruski hemičar D.I. Mendeljejev, koji je 1869. razvio periodični sistem elemenata, u kojem je po prvi put na naučnoj osnovi postavljeno pitanje jedinstvene prirode atoma. U drugoj polovini XIX veka. eksperimentalno je dokazano da je elektron jedan od glavnih dijelova svake supstance. Ovi zaključci, kao i brojni eksperimentalni podaci, doveli su do toga da je početkom 20.st. ozbiljno pokrenuo pitanje strukture atoma. Postojanje pravilnog odnosa između svih hemijskih elemenata, jasno izraženog u periodičnom sistemu Mendeljejeva, sugeriše ideju da je struktura svih atoma zasnovana na zajedničko vlasništvo: svi su usko povezani jedni s drugima.

Prva indirektna potvrda složene strukture atoma dobijena je proučavanjem katodnih zraka koje nastaju električnim pražnjenjem u visoko razrijeđenim plinovima. Proučavanje svojstava ovih zraka dovelo je do zaključka da su oni tok sićušnih čestica koje nose negativan električni naboj i leti brzinom bliskom brzini svjetlosti. Osim toga, čestice katode poznate su samo u nabijenom stanju i ne mogu se lišiti svog naboja i pretvoriti u električno neutralne čestice: električni naboj je suština njihove prirode. Ove čestice, nazvane elektroni, otkrio je 1897. engleski fizičar J. Thomson. Posjeduje i prvi pokušaj stvaranja modela atoma na osnovu akumuliranih eksperimentalnih podataka 1903. godine. “Prema ovom modelu, atom je sfera neprekidno nabijena pozitivnim nabojem, poluprečnika oko 10-10 m, unutar koje elektroni osciliraju oko svojih ravnotežnih položaja; ukupno negativni naboj elektroni je pozitivan naboj lopta, tako da je atom u celini neutralan.

Thomsonov model atoma (Dodatak A) nije pretpostavljao pozitivno nabijene čestice unutar atoma. Ali kako onda objasniti emisiju pozitivno nabijenih alfa čestica radioaktivnim supstancama? Tomsonov model atoma nije odgovorio ni na neka druga pitanja.

Godine 1911. engleski fizičar Ernest Rutherford, proučavajući kretanje alfa čestica u plinovima i drugim supstancama, otkrio je pozitivno nabijeni dio atoma. Dalja detaljnija istraživanja su pokazala da kada snop paralelnih zraka prođe kroz slojeve plina ili tanke metalna ploča više ne izlaze paralelne zrake, već donekle divergentne: alfa čestice se raspršuju, tj. skreću sa svoje prvobitne putanje. Uglovi otklona su mali, ali uvijek postoji mali broj čestica (otprilike jedna u nekoliko hiljada) koje su vrlo snažno otklone. Neke čestice se odbacuju, kao da se na putu naiđe na neprobojnu barijeru. To nisu elektroni - njihova masa je mnogo manja od mase alfa čestica. Do odstupanja može doći prilikom sudara sa pozitivne čestice, čija je masa istog reda kao i masa alfa čestica. Na osnovu ovih razmatranja, Rutherford je predložio nuklearni (planetarni) model strukture atoma. (Dodatak B)

“U središtu atoma nalazi se pozitivno nabijeno jezgro, oko kojeg se elektroni vrte u različitim orbitama. Centrifugalna sila koja nastaje prilikom njihove rotacije uravnotežena je privlačenjem između jezgra i elektrona, zbog čega oni ostaju na određenim udaljenostima od jezgra. Budući da je masa elektrona zanemarljiva, gotovo cijela masa atoma je koncentrisana u njegovom jezgru. Jezgro i elektroni, čiji je broj relativno mali, čine samo neznatan dio cjelokupnog prostora koji zauzima atomski sistem.

Shema koju je predložio Rutherford za strukturu atoma, ili, kako se obično kaže, nuklearni model atoma, lako objašnjava fenomen skretanja alfa čestica. Zaista, dimenzije jezgra i elektrona su izuzetno male u odnosu na dimenzije cijelog atoma, koje su određene orbitama elektrona koji su najudaljeniji od jezgra, tako da većina alfa čestica leti kroz atome bez primjetnog otklona. Samo u slučajevima kada alfa čestica dođe vrlo blizu jezgri, električna repulzija uzrokuje da ona oštro odstupi od prvobitne putanje. Dakle, proučavanje raspršenja alfa čestica označilo je početak nuklearne teorije atoma. Ali, uprkos doslednom rezonovanju, Rutherfordov model nije mogao objasniti sva svojstva atoma. Dakle, prema zakonima klasične fizike, atom koji se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra i elektrona koji kruže po kružnim orbitama mora zračiti elektromagnetne valove. “Emisija elektromagnetnih valova trebala bi dovesti do smanjenja margine potencijalna energija u sistemu jezgro-elektron, do postepenog smanjenja radijusa elektronske orbite i pada elektrona na jezgro. Međutim, atomi obično ne emituju elektromagnetne valove, elektroni ne padaju na atomska jezgra, odnosno atomi su stabilni.” Pokušaji da se napravi model atoma u okviru klasične fizike nisu doveli do uspjeha: Thomsonov model je opovrgnut Rutherfordovim eksperimentima, dok se nuklearni model pokazao elektrodinamički nestabilnim i bio je u suprotnosti s eksperimentalnim podacima. Prevazilaženje poteškoća koje su se pojavile zahtijevalo je stvaranje kvalitativno nove teorije atoma.

Poglavlje 2. Model strukture Borovog atoma.

1 Borovi postulati

Prvi pokušaj da se izgradi kvalitativno nova - kvantna teorija atoma učinjen je 1913. godine. danski fizičar Niels Bohr. Postavio je sebi cilj da poveže empirijske obrasce u jednu cjelinu. linijski spektri, Rutherfordov nuklearni model atoma, i kvantna priroda emisije i apsorpcije svjetlosti. Bohr je svoju teoriju zasnovao na Rutherfordovom nuklearnom modelu. Predložio je da se elektroni kreću oko jezgra po kružnim orbitama. Kružno kretanje, čak i pri konstantnoj brzini, ima ubrzanje. Takvo ubrzano kretanje naboja je ekvivalentno naizmjenična struja, koji stvara naizmjenično elektromagnetno polje u svemiru. Energija se troši za stvaranje ovog polja. Energija polja može se stvoriti zahvaljujući energiji Kulonove interakcije elektrona sa jezgrom. Kao rezultat, elektron se mora kretati spiralno i pasti na jezgro. Međutim, iskustvo pokazuje da su atomi vrlo stabilne formacije. To implicira zaključak da rezultati klasične elektrodinamike zasnovani na Maxwellovim jednadžbama nisu primjenjivi na unutaratomske procese. Potrebno je pronaći nove obrasce. Bohr je svoju teoriju zasnovao na dva postulata.

Prvi Borov postulat (postulat stacionarnih stanja): „u atomu postoje stacionarna (koja se ne mijenjaju s vremenom) stanja u kojima on ne zrači energiju. Stacionarna stanja atoma odgovaraju stacionarnim orbitama duž kojih se kreću elektroni. Kretanje elektrona u stacionarnim orbitama nije praćeno emisijom elektromagnetnih talasa. U stacionarnom stanju atoma, elektron koji se kreće duž kružne orbite mora imati diskretne kvantne vrijednosti ugaonog momenta koje zadovoljavaju uvjet:

mevrn = n? (n = 1, 2, 3,…)

gdje je me masa elektrona, v je njegova brzina duž n-ta orbita radijus rn, ? = h/(2? )».

Bohrov drugi postulat (pravilo frekvencije): „kada se elektron kreće s jedne stacionarne orbite na drugu, jedan foton s energijom se emituje (apsorbira)

jednaka razlici energije odgovarajućih stacionarnih stanja (En i Em su, respektivno, energije stacionarnih stanja atoma prije i poslije zračenja i apsorpcije). Kada En > Em, emituje se foton (prijelaz atoma iz stanja sa višom energijom u stanje sa nižom energijom, tj. prijelaz elektrona iz orbite koja je udaljenija od jezgra u bližu) , u En< Em - его поглощение (переход атома в состояние с большей энергией, т.е. переход атома на более отдалённую от ядра орбиту)».

Borova teorija je briljantno objasnila eksperimentalno posmatrani linijski spektar vodonika. Ali uspjeh teorije o atomu vodika postignut je po cijenu napuštanja temeljnih odredbi klasične mehanike, koja je više od 200 godina ostala bezuvjetno istinita. Zbog toga veliki značaj imao direktan eksperimentalni dokaz valjanosti Borovih postulata, posebno prvog - o postojanju stacionarnih stanja. Drugi postulat se može smatrati posljedicom zakona održanja energije i hipoteze o postojanju fotona.

Njemački fizičari D. Frank i G. Hertz, proučavajući sudar elektrona s atomima plina metodom potencijala usporavanja (1913), eksperimentalno su potvrdili postojanje stacionarnih stanja i diskretnost energetskih vrijednosti atoma.

Unatoč nesumnjivom uspjehu Borovog koncepta u odnosu na atom vodika, za koji se pokazalo da je moguće konstruirati kvantitativnu teoriju spektra, nije bilo moguće stvoriti sličnu teoriju za atom helija koji slijedi vodik na osnovu Borove ideje. Što se tiče atoma helija i složenijih atoma, Borova teorija je omogućila da se izvuku samo kvalitativni (iako vrlo važni) zaključci. Zamisao o određenim orbitama po kojima se elektron kreće u Borovom atomu pokazala se vrlo proizvoljnom. U stvari, kretanje elektrona u atomu ima malo zajedničkog sa kretanjem planeta po orbitama.

Trenutno se koristi kvantna mehanika moguće je odgovoriti na mnoga pitanja koja se tiču strukture i svojstava atoma bilo kojeg elementa.

2.2. Stacionarne orbite i nivoi energije

Na osnovu Borovih postulata, stacionarna stanja atoma se mogu vizualizirati na sljedeći način.

centripetalno ubrzanje ?kada se elektron kreće duž kružnice, stvara ga Kulonova sila Fe. shodno tome,

U atomu vodika, nuklearni naboj jednak naboju e elektrona, pa za atom vodonika dobijamo:

/r = e2/4?? 0mr2

v2 = e2/4?? 0mr

Krećući se duž svake od razrijeđenih stacionarnih kružnih orbita, elektron ima određenu marginu kinetička energija, kao i potencijalna energija u električnom polju atomsko jezgro. Označimo sa En zbir kinetičke energije elektrona u stacionarnoj orbiti sa brojem n i potencijalne energije interakcije elektrona sa atomskim jezgrom. Tada se svakoj dozvoljenoj stacionarnoj orbiti elektrona u atomu može pripisati vrijednost energije atoma u stacionarnom stanju. Za vizualni prikaz mogućih energetskih stanja atoma koriste se energetski dijagrami. (Dodatak B)

Na energetskom dijagramu svako stacionarno stanje atoma je označeno horizontalnom linijom koja se naziva energetski nivo. Ispod svih ostalih na dijagramu je energetski nivo koji odgovara energiji E1 osnovnog stanja atoma, energetski nivoi pobuđenih stanja nalaze se iznad nivoa tla na udaljenostima proporcionalnim razlici između energija pobuđenog i uzemljenog države. Prijelazi atoma iz jednog stanja u drugo prikazani su vertikalnim linijama između odgovarajućih nivoa na energetskom dijagramu, smjer prijelaza je označen strelicom.

Prijelaz elektrona iz stacionarne orbite na broju m u stacionarnu orbitu na broju n odgovara prijelazu atoma iz stanja s energijom Em u stanje s energijom En. Ovaj prijelaz na dijagramu nivoi energije označeno vertikalnom strelicom od nivoa Em do nivoa En. (Dodatak D)

2.3 Objašnjenje porijekla linijskih spektra

Borovi postulati omogućavaju da se objasni porijeklo linijskih emisijskih i apsorpcionih spektra povezujući njihovo postojanje s prisustvom diskretnog niza energetskih stanja atoma.

Svi atomi jednog hemijski element imaju isti nuklearni naboj. At ista naplata Atomska jezgra imaju istu strukturu elektronske ljuske te stoga imaju isti skup mogućih energetskih stanja i prijelaza između njih. Emisija i apsorpcija fotona nastaje tokom prijelaza atoma iz jednog dozvoljenog stacionarnog stanja u drugo. Energija fotona koju atom apsorbuje tokom prelaska iz normalnog stanja sa energijom E1 u pobuđeno stanje sa energijom En tačno je jednaka energiji fotona koji emituje atom tokom obrnutog prelaza, jer je u oba slučaja jednaka razlici između energija atoma u ova dva stanja:

2.4 Prednosti i nedostaci Borove teorije

Prednosti Borove teorije.

Bohrova teorija pristupila je objašnjenju unutaratomskih procesa sa fundamentalno novih pozicija i postala prva polukvantna teorija atoma. Objasnila je diskretnost energetskih stanja atoma sličnih vodoniku. Heuristička vrijednost Borove teorije leži u hrabroj pretpostavci postojanja stacionarnih stanja i skokovitih prijelaza između njih. Ove odredbe su kasnije proširene na druge mikrosisteme. Teorija objašnjava granice periodnog sistema. "Posljednji atom koji fizički može postojati ima atomski broj 137, budući da počevši od 138. elementa, 1s-elektron se mora kretati superluminalnom brzinom, što je u suprotnosti sa specijalnom teorijom relativnosti."

Nedostaci Borove teorije

Borova teorija je logički nedosljedna: nije ni klasična ni kvantna. U sistemu dviju jednačina koji se nalaze u njegovoj osnovi, jedna - jednačina kretanja elektrona - je klasična, druga je jednačina kvantizacije orbita - kvantna. Takođe, nije uspela da objasni intenzitet spektralne linije. Ova teorija vrijedi samo za atome slične vodiku i ne funkcionira za atome koji je slijede u periodnom sistemu bez eksperimentalnih podataka (jonizacijska energija ili drugi). Borova teorija bila je nedovoljno konzistentna i opća. Stoga je kasnije zamijenjena modernom kvantnom mehanikom zasnovanom na opštijim i konzistentnijim polazištima. Sada je poznato da su Borovi postulati posljedica opštijih kvantnih zakona. Ali pravila kvantizacije se danas široko koriste kao približni omjeri: njihova je preciznost često vrlo visoka.

Dakle, Borova teorija je veliki korak u razvoju atomska fizika. To je važan korak u stvaranju kvantne mehanike. Međutim, ova teorija ima mnogo kontradiktornosti (s jedne strane primjenjuje zakone klasične fizike, a s druge strane temelji se na kvantnim postulatima). Ispitivala je spektre atoma vodika i sistema sličnih vodoniku i izračunavala frekvencije spektralnih linija, ali nije mogla objasniti njihov intenzitet i odgovoriti na pitanje: zašto dolazi do određenih prijelaza? Ozbiljna mana Borove teorije bila je nemogućnost da se ona koristi za opisivanje spektra - atoma helija - jednog od najjednostavnijih atoma odmah iza atoma vodika.

orbitsko zračenje energija bora

Zaključak

U dvadesetom veku neke odredbe teorije N. Bora su dopunjene i preispitane. Najznačajnija promjena bilo je uvođenje koncepta elektronskog oblaka, koji je zamijenio koncept elektrona samo kao čestice. Kasnije je Borova teorija zamijenjena kvantna teorija Alberta Ajnštajna, što uzima u obzir valna svojstva elektrona i drugih elementarne čestice koji formiraju atom.

Osnova moderne teorije strukture atoma je planetarni model, dopunjen i poboljšan. Prema ovoj teoriji, jezgro atoma se sastoji od protona (pozitivno nabijene čestice) i neurona (nenabijene čestice). A oko jezgra, elektroni (negativno nabijene čestice) kreću se duž neodređenih putanja.

Tokom ovu studiju proces evolucije ideja o strukturi atoma ogledao se na primjeru modela Ernesta Rutherforda i Nielsa Bohra. Potpuno proučavane, analizirane i generalizovane ideje o strukturi atoma, koje su izrazili Rutherford i Bohr. Sa stanovišta moderne fizike, najispravniju pretpostavku o strukturi atoma dao je danski naučnik Niels Bohr.

Na jednom od predavanja na KSE studenti će se upoznati sa savremenim idejama o strukturi atoma i doprinosu Rutherforda i Bohra proučavanju ove problematike.

Bibliografska lista

1. Karpenkov, S. Kh. Koncepti savremene prirodne nauke: Radionica: studijski vodič / S. K. Karpenkov. - M.: Kultura i sport, 1998. - 237 str.

Trofimova, T.I. Kurs fizike: udžbenik / T. I. Trofimova - M.: Viša škola, 1990. - 478s.

APPS

DODATAK A

Tačka 1.1. Thomsonov model strukture atoma ("kolač sa grožđicama")

DODATAK B

P. 2.1 Model strukture Rutherfordovog atoma (nuklearni)

DODATAK B

Tačka 3.1. Borov energetski dijagram

DODATAK D

S. 4.1 Model strukture Borovog atoma (planetarni)

Nalog za posao

Naši stručnjaci će Vam pomoći da napišete rad sa obaveznom provjerom jedinstvenosti u Antiplagijat sistemu
Pošaljite prijavu sa zahtjevima odmah da saznate cijenu i mogućnost pisanja.

Prvi model strukture atoma predložio je J. Thomson 1904. godine, prema kojem je atom pozitivno nabijena sfera u kojoj su ugrađeni elektroni. Uprkos svojoj nesavršenosti, Thomsonov model je omogućio da se objasne fenomeni emisije, apsorpcije i raspršenja svjetlosti atomima, kao i da se odredi broj elektrona u atomima lakih elemenata.

Rice. 1. Atom, prema Thomsonovom modelu. Elektroni se drže unutar pozitivno nabijene sfere elastičnim silama. One od njih koje se nalaze na površini lako se mogu "nokautirati", ostavljajući jonizirani atom.

2.2 Rutherfordov model

Thomsonov model opovrgnuo je E. Rutherford (1911), koji je dokazao da su pozitivni naboj i gotovo cijela masa atoma koncentrisani u malom dijelu njegovog volumena – jezgru oko kojeg se kreću elektroni (slika 2).

Rice. 2. Ovaj model strukture atoma poznat je kao planetarni, jer se elektroni okreću oko jezgra poput planeta Sunčevog sistema.

Prema zakonima klasične elektrodinamike, kretanje elektrona u krugu oko jezgre bit će stabilno ako je Kulonova privlačna sila jednaka centrifugalnoj sili. Međutim, prema teoriji elektromagnetnog polja, elektroni bi se u ovom slučaju trebali kretati spiralno, kontinuirano zračeći energiju, i pasti na jezgro. Međutim, atom je stabilan.

Osim toga, uz kontinuirano zračenje energije, atom bi trebao imati kontinuirano, kontinuirani spektar. Zapravo, spektar atoma se sastoji od pojedinačnih linija i serija.

Dakle, ovaj model je u suprotnosti sa zakonima elektrodinamike i ne objašnjava linijsku prirodu atomskog spektra.

2.3. Bohr model

Godine 1913. N. Bohr je predložio svoju teoriju strukture atoma, ne poričući u potpunosti prethodne ideje. Bohr je svoju teoriju zasnovao na dva postulata.

Prvi postulat kaže da se elektron može rotirati oko jezgra samo u određenim stacionarnim orbitama. Nalazeći se na njima, ne zrači niti apsorbuje energiju (slika 3).

Rice. 3. Model strukture Borovog atoma. Promjena stanja atoma kada se elektron kreće iz jedne orbite u drugu.

Kada se kreće duž bilo koje stacionarne orbite, opskrba energijom elektrona (E 1, E 2 ...) ostaje konstantna. Što je orbita bliža jezgru, to je manja rezerva energije elektrona E 1 ˂ E 2 …˂ E n . Energija elektrona u orbitama određena je jednadžbom:

gdje je m masa elektrona, h Plankova konstanta, n je 1, 2, 3… (n=1 za 1. orbitu, n=2 za 2. itd.).

Drugi postulat kaže da kada se kreće iz jedne orbite u drugu, elektron apsorbira ili oslobađa kvantum (dio) energije.

Ako su atomi izloženi utjecaju (zagrijavanje, zračenje, itd.), tada elektron može apsorbirati kvant energije i preći na orbitu koja je udaljenija od jezgra (slika 3). U ovom slučaju se govori o pobuđenom stanju atoma. Prilikom obrnutog prijelaza elektrona (u orbitu bliže jezgru) oslobađa se energija u obliku kvanta energije zračenja - fotona. U spektru je to fiksirano određenom linijom. Na osnovu formule

gde je λ talasna dužina, n = kvantni brojevi koji karakterišu bližu i daleku orbitu, Bohr je izračunao talasne dužine za sve serije u spektru atoma vodonika. Dobijeni rezultati bili su u skladu s eksperimentalnim podacima. Porijeklo diskontinuiranih linijskih spektra postalo je jasno. Oni su rezultat emisije energije atoma tokom prijelaza elektrona iz pobuđenog u stacionarno stanje. Prelazi elektrona u 1. orbitu formiraju grupu frekvencija iz Lymanove serije, u 2. - Balmerovu seriju, u 3. Paschenovu seriju (Sl. 4, Tabela 1).

Rice. 4. Korespondencija između elektronskih prijelaza i spektralnih linija atoma vodika.

Tabela 1

Provjera Borove formule za serije vodonikovog spektra

Međutim, Borova teorija nije uspjela objasniti cijepanje linija u spektrima višeelektronskih atoma. Bohr je polazio od činjenice da je elektron čestica i koristio je zakone karakteristične za čestice da bi opisao elektron. Istovremeno su se gomilale činjenice koje su pokazale da je i elektron sposoban da pokazuje valna svojstva. Pokazalo se da klasična mehanika nije u stanju da objasni kretanje mikro-objekata, koji istovremeno imaju svojstva materijalnih čestica i svojstva talasa. Ovaj problem je riješila kvantna mehanika – fizička teorija koja proučava opće obrasce kretanja i interakcije mikročestica s vrlo malom masom (tabela 2).

tabela 2

Svojstva elementarnih čestica koje formiraju atom

S. I. LEVCHENKOV
KRATAK PREGLED ISTORIJE HEMIJE

Tutorial za studente Hemijskog fakulteta Ruskog državnog univerziteta

Deljivost "nedeljivog"

Otkriće djeljivosti atoma, koje je označilo kraj mehanističkog atomizma koji je dominirao prirodnom naukom, dogodilo se na prijelazu iz 20. stoljeća. Ovo otkriće ima prilično dugu istoriju. Već 1870-ih, nakon stvaranja periodičnog zakona o hemijskim elementima, među prirodnim naučnicima je ponovo oživelo interesovanje za hipotezu Williama Prouta (videti Poglavlje IV). Iako su najpreciznije definicije atomskih težina pokazale da se u nekim slučajevima njihov necijeli broj ne može objasniti eksperimentalnim greškama, hipoteza o protile- ponovo se počelo aktivno raspravljati o nekoj najjednostavnijoj komponenti atoma. Engleski astrofizičar Joseph Norman Lockyer, koji je proučavao spektre zvijezda i pokazao da se oni uglavnom sastoje od vodonika, došao je 1873. na ideju o evoluciji elemenata. Knjiga "O poreklu hemijskih elemenata", koju je 1886. godine napisao engleski fizičar William Crookes, istaknuti specijalista u oblasti spektralne analize, bila je nadaleko poznata. Crookes je vjerovao da svi elementi potiču od protila, koji je, očigledno, vodonik, „...evolucijom, baš kao i pripadnici naše Solarni sistem prema Laplaceovoj teoriji, i kako su biljke i životinje naše planete nastale - prema Lamarku, Darwinu i Wallaceu". Hipoteza o evoluciji elemenata, međutim, imala je mnogo protivnika koji su isticali da ova hipoteza nema eksperimentalno utemeljenje.

Glavni eksperimentalni preduslov za utvrđivanje deljivosti atoma bilo je proučavanje električne struje, koje su fizičari sprovodili tokom 19. veka. Godine 1874., irski fizičar George Johnston Stoney predložio je ideju da se električna energija sastoji od elementarnih naboja povezan sa atomima i izračunao vrednost ovoga elementarnog naboja; 1891. Stoney je predložio termin za to elektron.

Crookes tube

Studije električnih pražnjenja u razrijeđenim plinovima i vakuumu, koje je 1859. započeo njemački fizičar Julius Plücker, dovele su do činjenice da su Wilhelm Gittorf i William Crookes otkrili 1869-1875. nevidljiv katodne zrakešireći se u vakuumu od katode do anode. Priroda katodnih zraka, koje se šire pravolinijski i uzrokuju fluorescenciju (sjaj) stakla oko anode, dugo je ostala nepoznata; Njemački fizičari su pretpostavili talasnu prirodu, engleski fizičari pretpostavili su korpuskularnu prirodu katodnih zraka. Godine 1886. njemački fizičar Eugen Goldstein, eksperimentirajući sa rešetkastom katodom, otkrio je kanalne zrake koje se šire suprotno od katode; Pretpostavlja se da se kanalske zrake sastoje od pozitivno nabijenih čestica.

Bohrov model je zasnovan na kvantna hipoteza, koju je 1900. godine iznio njemački fizičar Max Karl Ernst Ludwig Planck. Planck je pretpostavio da materija može emitovati energiju zračenja samo u konačnim dijelovima proporcionalnim frekvenciji ovog zračenja. Primjenjujući kvantnu hipotezu da objasni fotoelektrični efekat, Albert Ajnštajn je 1905. predložio teorija fotona Sveta.

Drugi preduslov za Bohrov model atoma bio je niz spektralnih linija vodonika, koje su 1885. otkrili švicarski naučnik Johann Jacob Balmer, 1906. američki fizičar Theodor Lyman i 1909. njemački fizičar Friedrich Paschen. Ove serije (u vidljivom, ultraljubičastom i infracrvenom području spektra) slijedile su vrlo jednostavan obrazac: frekvencije su bile proporcionalne razlici u inverznim kvadratima cijelih brojeva.

Bohr je objasnio stabilnost planetarnog modela atoma i istovremeno ove spektralne podatke sa stanovišta kvantne teorije, formulirajući niz postulata koji nameću kvantna ograničenja modelu atoma. Prema Bohrovim postulatima, elektron se može kretati oko jezgra samo duž određenih dozvoljenih ("stacionarnih") orbita, na kojima ne zrači energiju. Orbita najbliža jezgru odgovara "normalnom" (najstabilnijem) stanju atoma. Kada se atomu prenese kvant energije, elektron se pomiče na udaljeniju orbitu. Obrnuti prijelaz iz "pobuđenog" u "normalno" stanje je praćen emisijom kvanta zračenja.

Kako je pokazao proračun zasnovan na spektralnim podacima, radijusi elektronskih orbita su povezani kao 1 2: 2 2: 3 2: ... : n 2 . Drugim riječima, ugaoni moment rotacije elektrona je proporcionalan cijelom broju glavni kvantni broj(broj orbite).

Maksimalni mogući broj elektrona na svakom nivou je dvostruko veći od kvadrata glavnog kvantnog broja; ovaj broj se pokazao jednak broju elemenata u periodima periodnog sistema. Bohrov model je, dakle, otkrio nesumnjivu vezu između periodičnosti svojstava elemenata i strukture elektronskih omotača atoma.

Na osnovu Bohr-Sommerfeld modela atoma, koji predstavlja kompromis između klasičnog i kvantnog koncepta (u klasičnu sliku uvedena su kvantna ograničenja), Niels Bohr je 1921. postavio temelje formalne teorije periodnog sistema. Razlog za periodičnost svojstava elemenata, prema Boru, bilo je periodično ponavljanje strukture vanjskog elektronskog nivoa atoma.

U prvoj polovini 1920-ih. modelu atoma dodata su još dva kvantna broja. Njemački fizičar Alfred Lande uveo je magnetnu silu da opiše kretanje elektrona u atomu. kvantni broj, a mladi fizičari George Eugene Uhlenbeck i Samuel Abraham Goudsmit su 1925. godine u atomsku fiziku uveli koncept spina elektrona.Treba napomenuti da je američki fizičar Arthur Holly Compton, zasnovan na atomskoj rotaciji elektrona visoke rezolucije, i naredne godine , Otto Stern i Walter Gerlach eksperimentalno su podijelili snop atoma srebra u magnetskom polju na dva dijela, što odgovara orijentaciji spinova elektrona.

Prvi modeli strukture atoma pojavljuju se na samom početku 20. stoljeća. Jean Perrin je 1901. predložio nuklearno-planetarnu strukturu atoma. Sličan model je 1904. godine predložio japanski fizičar Hantaro Nagaoka. U Nagaoka modelu, atom je upoređen sa planetom Saturnom; ulogu planete imala je pozitivno nabijena lopta, koja je glavni dio zapremine atoma, a elektroni su se nalazili poput satelita Saturna, formirajući njegove prstenove. Međutim, najviše široku upotrebu dobio tzv. cupcake atom model: 1902. William Thomson (Lord Kelvin) je sugerirao da je atom gomila pozitivno nabijene materije, unutar koje su elektroni ravnomjerno raspoređeni. Najjednostavniji atom - atom vodonika - bio je, prema W. Thomsonu, pozitivno nabijena lopta, u čijem se središtu nalazi elektron. Ovaj model je detaljno razvio J. J. Thomson, koji je vjerovao da se elektroni unutar pozitivno nabijene lopte nalaze u jednoj ravni i formiraju koncentrične prstenove. J. J. Thomson je predložio metodu za određivanje broja elektrona u atomu zasnovanu na rasejanju x-zrake, na osnovu pretpostavke da bi elektroni trebali biti centri rasejanja. Izvedeni eksperimenti su pokazali da je broj elektrona u atomima elemenata otprilike upola manji atomska masa. J. J. Thomson je, pretpostavljajući da se broj elektrona u atomu kontinuirano povećava u prijelazu iz elementa u element, po prvi put pokušao povezati strukturu atoma s periodičnošću svojstava elemenata.

Njemački fizičar Philipp von Lenard pokušao je stvoriti model koji ne podrazumijeva odvojeno postojanje suprotnih naboja u atomu. Atom se, prema Lenardovom modelu, sastoji od neutralnih čestica (tzv dinamida), od kojih je svaki električni dublet. Proračuni koje je izvršio Lenard pokazali su da ove čestice moraju imati izuzetno male dimenzije, te da je zbog toga veći dio zapremine atoma praznina. Koncentracija mase atoma u malom dijelu njegovog volumena dijelom je potvrđena eksperimentima koje je izveo Lenard 1903. godine, u kojima je snop brzih elektrona lako prolazio kroz tanku metalnu foliju.

Svi navedeni modeli - Thomson-Thomson, Perrin-Nagaoka i Lenard bili su čisto hipotetički i izuzetno kvalitetni.

Godine 1906-1909. Hans Geiger, Ernst Marsden i Ernest Rutherford, pokušavajući da nađu eksperimentalnu potvrdu Thomsonovog modela, izveli su svoje čuvene eksperimente o raspršivanju α-čestica na zlatnoj foliji. Koristili su α-čestice umjesto elektrona, jer zbog svoje veće mase (7350 puta veće mase elektrona), α-čestice ne prolaze primetno otklon prilikom sudara sa elektronima, što omogućava da se registruju samo sudari sa pozitivnim delom atoma. Uzeli su radij kao izvor alfa čestica, a čestice koje su bile rasute u tankoj zlatnoj foliji snimljene su scintilacionim bljeskovima na ekranu od cink sulfida postavljenom u zamračenoj prostoriji.

Rezultat eksperimenata se pokazao potpuno suprotnim od očekivanog. Većina α-čestica je prošla kroz zlatnu foliju pravim ili gotovo pravim putanjama, ali su se u isto vrijeme neke α-čestice skretale pod vrlo velikim uglovima, što je ukazivalo na prisustvo izuzetno guste pozitivno nabijene formacije u atomu. Na osnovu ovih eksperimentalnih činjenica, Rutherford je 1911. predložio svoj nuklearni model atoma: u središtu atoma nalazi se pozitivno nabijeno jezgro, čiji je volumen zanemarljiv u odnosu na veličinu atoma; Elektroni se okreću oko jezgra, čiji je broj približno jednak polovini atomske mase elementa. Rutherfordov model atoma, sa svojim nesumnjivim prednostima, sadržavao je važnu kontradikciju: u skladu sa zakonima klasične elektrodinamike, elektron koji se rotira oko jezgra morao je neprekidno emitovati elektromagnetno zračenje, gubljenje energije. Kao rezultat toga, radijus orbite elektrona se morao brzo smanjiti, a životni vijek atoma izračunat iz ovih prikaza pokazao se zanemarljivo malim. Ipak, Rutherfordov model je poslužio kao osnova za stvaranje fundamentalno nove teorije, koju je 1913. razvio danski fizičar Niels Henrik David Bohr.

Drugi preduslov za Bohrov model atoma bio je niz spektralnih linija vodonika, koje su 1885. otkrili švicarski naučnik Johann Jakob Balmer, 1906. američki fizičar Theodor Lyman i 1909. njemački fizičar Friedrich Paschen. Ove serije (u vidljivom, ultraljubičastom i infracrvenom području spektra) su se povinovale vrlo jednostavnom uzorku: frekvencije su bile proporcionalne razlici inverzni kvadrati cijeli brojevi.

Bohr je objasnio stabilnost planetarnog modela atoma i istovremeno ove spektralne podatke sa stanovišta kvantne teorije, formulirajući niz postulata koji nameću kvantna ograničenja modelu atoma. Prema Borovim postulatima, elektron se može kretati oko jezgra samo duž određenih dozvoljenih ("stacionarnih") orbita, na kojima ne zrači energiju. Orbita najbliža jezgru odgovara "normalnom" (najstabilnijem) stanju atoma. Kada se atomu prenese kvant energije, elektron se pomiče na udaljeniju orbitu. Obrnuti prijelaz iz "pobuđenog" u "normalno" stanje je praćen emisijom kvanta zračenja.

Za atom vodonika, proračuni spektra zasnovani na Borovom modelu dali su dobru saglasnost sa eksperimentom, ali je za ostale elemente dobijeno značajno odstupanje od eksperimentalnih podataka. Godine 1916. njemački fizičar Arnold Johann Wilhelm Sommerfeld je usavršio Borov model. Sommerfeld je sugerirao da se osim kružnih orbita, elektron može kretati i po eliptičnim orbitama. U ovom slučaju, skoro isti energetski nivo odgovara broju tipova orbita, jednakom glavnom kvantnom broju. Sommerfeld je dopunio model sa bočnim (orbitalnim) kvantnim brojem (koji određuje oblik elipse) i ovisnošću mase elektrona o brzini. Na osnovu Bohr-Sommerfeld modela atoma, koji predstavlja kompromis između klasičnog i kvantnog koncepta (u klasičnu sliku uvedena su kvantna ograničenja), Niels Bohr je 1921. postavio temelje formalne teorije periodnog sistema. Razlog za periodičnost svojstava elemenata, prema Boru, bilo je periodično ponavljanje strukture vanjskog elektronskog nivoa atoma.

Wolfgang Pauli je 1925. objavio svoj rad koji sadrži formulaciju principa zabrane koji nosi njegovo ime: u ovom kvantno stanje može postojati samo jedan elektron. Pauli je istakao da su za karakterizaciju stanja elektrona neophodna četiri kvantna broja: glavni kvantni broj n, azimutalni kvantni broj l i dva magnetna broja m1 i m2. Ubrzo nakon objavljivanja Paulijevog rada, mladi fizičari George Eugene Uhlenbeck i Samuel Abraham Goudsmit uveli su koncept spina elektrona u atomsku fiziku. američki fizičar Arthur Holly Compton je, na osnovu atomskih spektra visoke rezolucije, već 1921. predložio kvantiziranu rotaciju elektrona, a sljedeće godine, Otto Stern i Walter Gerlach eksperimentalno su promatrali razdvajanje snopa atoma srebra u magnetskom polju na dva dijela. odgovara orijentaciji spinova elektrona.

Godine 1927. njemački fizičar Friedrich Hund formulirao je empirijska pravila za punjenje elektronskih ljuski. Uz primjenu Paulijevog isključenja i principa zasićenosti nivoa, do 1927. godine je generalno izgrađen elektronska struktura od sva 92 elementa poznata do tada. Stvaranje doktrine o strukturi elektronskih omotača atoma omogućilo je stvaranje formalne fizičke teorije periodnog sistema, koja je objasnila razloge periodičnosti svojstava elemenata i njihovih spojeva, kao i stvaranje prve teorije hemijskog vezivanja.

Šta ćemo sa primljenim materijalom:

Ako vam se ovaj materijal pokazao korisnim, možete ga spremiti na svoju stranicu na društvenim mrežama:

UVOD

Otkriće složene strukture atoma je najvažnija faza u formiranju moderne fizike. Prve informacije o strukturi atoma dobijene su proučavanjem procesa prolaska električne struje kroz tečnosti. Tridesetih godina XIX veka. Eksperimenti izvanrednog fizičara M. Faradaya sugerirali su da električna energija postoji u obliku odvojenih jediničnih naboja. Otkriće spontanog raspada atoma nekih elemenata, nazvanog radioaktivnost, bilo je direktan dokaz složenosti strukture atoma. Godine 1902. engleski naučnici Ernest Rutherford i Frederick Soddy dokazali su da se tokom radioaktivnog raspada atom uranijuma pretvara u dva atoma - atom torija i atom helija. To je značilo da atomi nisu nepromjenjive, neuništive čestice.

Svrha sažetka: odraziti proces evolucije ideja o strukturi atoma koristeći modele Ernesta Rutherforda i Nielsa Bohra kao primjer.

Praktični značaj sažetka je da studente na predavanjima na KSE upozna sa modernim idejama o strukturi atoma i sa doprinosom Rutherforda i Bohra proučavanju ove problematike.

U procesu rada korištene su različite vrste izvora: udžbenici S. Kh. Karpenkova i T.I. Trofimova, namijenjena za visoko obrazovanje. Oni pristupačnim jezikom govore o istoriji nastanka i razvoja znanja o strukturi atoma; Internet resursi. koristio za proučavanje ove teme sa stanovišta moderne nauke. Ovaj pristup je rezultat želje da se problem proučava u svoj njegovoj svestranosti.

Poglavlje 1. Modeli strukture atoma od Thomsona i Rutherforda

Ideja o atomima kao nedjeljivim najmanjim česticama tvari nastala je u antičko doba (Demokrit, Epikur, Lukrecije). U srednjem vijeku, doktrina atoma, budući da je materijalistička, nije bila priznata. Do početka XVIII vijeka. atomistička teorija dobija sve veću popularnost. U to vrijeme, radovi francuskog hemičara A. Lavoisier-a (1743-1794), velikog ruskog naučnika M.V. Lomonosov i engleski hemičar i fizičar D. Dalton (1766-1844) dokazali su realnost postojanja atoma. Međutim, tada se nije ni postavljalo pitanje unutrašnje strukture atoma, jer su se atomi smatrali nedjeljivim.

Izvanredni ruski hemičar D.I. Mendeljejev, koji je 1869. razvio periodični sistem elemenata, u kojem je po prvi put na naučnoj osnovi postavljeno pitanje jedinstvene prirode atoma. U drugoj polovini XIX veka. eksperimentalno je dokazano da je elektron jedan od glavnih dijelova svake supstance. Ovi zaključci, kao i brojni eksperimentalni podaci, doveli su do toga da je početkom 20.st. ozbiljno pokrenuo pitanje strukture atoma. Postojanje pravilne veze između svih hemijskih elemenata, jasno izražene u Mendeljejevljevom periodičnom sistemu, sugeriše da je struktura svih atoma zasnovana na zajedničkom svojstvu: svi su usko povezani jedni s drugima.

Prva indirektna potvrda složene strukture atoma dobijena je proučavanjem katodnih zraka koje nastaju električnim pražnjenjem u visoko razrijeđenim plinovima. Proučavanje svojstava ovih zraka dovelo je do zaključka da su to mlaz sićušnih čestica koje nose negativni električni naboj i lete brzinom bliskom brzini svjetlosti. Osim toga, čestice katode poznate su samo u nabijenom stanju i ne mogu se lišiti svog naboja i pretvoriti u električno neutralne čestice: električni naboj je suština njihove prirode. Ove čestice, nazvane elektroni, otkrio je 1897. engleski fizičar J. Thomson. Posjeduje i prvi pokušaj stvaranja modela atoma na osnovu akumuliranih eksperimentalnih podataka 1903. godine. “Prema ovom modelu, atom je sfera neprekidno nabijena pozitivnim nabojem, poluprečnika oko 10-10 m, unutar koje elektroni osciliraju oko svojih ravnotežnih položaja; ukupni negativni naboj elektrona jednak je pozitivnom naboju lopte, tako da je atom kao cjelina neutralan.”

Godine 1911. engleski fizičar Ernest Rutherford, proučavajući kretanje alfa čestica u plinovima i drugim supstancama, otkrio je pozitivno nabijeni dio atoma. Daljnja temeljitija istraživanja pokazala su da kada snop paralelnih zraka prođe kroz slojeve plina ili tanku metalnu ploču, više ne izlaze paralelne zrake, već donekle divergentne: alfa čestice se raspršuju, tj. skreću sa svoje prvobitne putanje. . Uglovi otklona su mali, ali uvijek postoji mali broj čestica (otprilike jedna u nekoliko hiljada) koje su vrlo snažno otklone. Neke čestice se odbacuju, kao da se na putu naiđe na neprobojnu barijeru. To nisu elektroni - njihova masa je mnogo manja od mase alfa čestica. Do skretanja može doći prilikom sudara s pozitivnim česticama čija je masa istog reda kao i masa alfa čestica. Na osnovu ovih razmatranja, Rutherford je predložio nuklearni (planetarni) model strukture atoma. (Dodatak B)

Shema koju je predložio Rutherford za strukturu atoma, ili, kako se obično kaže, nuklearni model atoma, lako objašnjava fenomen skretanja alfa čestica. Zaista, dimenzije jezgra i elektrona su izuzetno male u odnosu na dimenzije cijelog atoma, koje su određene orbitama elektrona koji su najudaljeniji od jezgra, tako da većina alfa čestica leti kroz atome bez primjetnog otklona. Samo u slučajevima kada alfa čestica dođe vrlo blizu jezgri, električna repulzija uzrokuje da ona oštro odstupi od prvobitne putanje. Dakle, proučavanje raspršenja alfa čestica označilo je početak nuklearne teorije atoma. Ali, uprkos doslednom rezonovanju, Rutherfordov model nije mogao objasniti sva svojstva atoma. Dakle, prema zakonima klasične fizike, atom koji se sastoji od pozitivno nabijenog jezgra i elektrona koji kruže po kružnim orbitama mora zračiti elektromagnetne valove. “Emisija elektromagnetnih talasa treba da dovede do smanjenja potencijalne energije u sistemu jezgro-elektron, do postepenog smanjenja radijusa elektronske orbite i pada elektrona na jezgro. Međutim, atomi obično ne emituju elektromagnetne valove, elektroni ne padaju na atomska jezgra, odnosno atomi su stabilni.” Pokušaji da se napravi model atoma u okviru klasične fizike nisu doveli do uspjeha: Thomsonov model je opovrgnut Rutherfordovim eksperimentima, dok se nuklearni model pokazao elektrodinamički nestabilnim i bio je u suprotnosti s eksperimentalnim podacima. Prevazilaženje poteškoća koje su se pojavile zahtijevalo je stvaranje kvalitativno nove teorije atoma.

Poglavlje 2. Model strukture Borovog atoma.

1 Borovi postulati

Prvi pokušaj da se izgradi kvalitativno nova - kvantna teorija atoma učinjen je 1913. godine. danski fizičar Niels Bohr. On je sebi postavio cilj da u jedinstvenu cjelinu poveže empirijske pravilnosti linijskih spektra, Rutherfordov nuklearni model atoma i kvantnu prirodu emisije i apsorpcije svjetlosti. Bohr je svoju teoriju zasnovao na Rutherfordovom nuklearnom modelu. Predložio je da se elektroni kreću oko jezgra po kružnim orbitama. Kružno kretanje, čak i pri konstantnoj brzini, ima ubrzanje. Takvo ubrzano kretanje naboja je ekvivalentno naizmjeničnom strujom, koja stvara naizmjenično elektromagnetno polje u prostoru. Energija se troši za stvaranje ovog polja. Energija polja može se stvoriti zahvaljujući energiji Kulonove interakcije elektrona sa jezgrom. Kao rezultat, elektron se mora kretati spiralno i pasti na jezgro. Međutim, iskustvo pokazuje da su atomi vrlo stabilne formacije. To implicira zaključak da rezultati klasične elektrodinamike zasnovani na Maxwellovim jednadžbama nisu primjenjivi na unutaratomske procese. Potrebno je pronaći nove obrasce. Bohr je svoju teoriju zasnovao na dva postulata.

mevrn = nħ (n = 1, 2, 3,…)

gdje je me masa elektrona, v je njegova brzina duž n-te orbite poluprečnika rn, ħ = h/(2 π )».

Borova teorija je briljantno objasnila eksperimentalno posmatrani linijski spektar vodonika. Ali uspjeh teorije o atomu vodika postignut je po cijenu napuštanja temeljnih odredbi klasične mehanike, koja je više od 200 godina ostala bezuvjetno istinita. Stoga je direktni eksperimentalni dokaz valjanosti Borovih postulata, posebno prvog postulata o postojanju stacionarnih stanja, bio od velike važnosti. Drugi postulat se može smatrati posljedicom zakona održanja energije i hipoteze o postojanju fotona.

Trenutno je uz pomoć kvantne mehanike moguće odgovoriti na mnoga pitanja koja se tiču strukture i svojstava atoma bilo kojeg elementa.

2.2. Stacionarne orbite i nivoi energije

Na osnovu Borovih postulata, stacionarna stanja atoma se mogu vizualizirati na sljedeći način.

centripetalno ubrzanje ā kada se elektron kreće duž kružnice, stvara ga Kulonova sila Fe. shodno tome,

V2/r = Fe/m

U atomu vodika, naboj jezgra je jednak naboju e elektrona, pa za atom vodika dobijamo:

/r = e2/4 πε 0mr2

v2 = e2/4 πε 0mr

Krećući se duž svake od razrijeđenih stacionarnih kružnih orbita, elektron ima određenu količinu kinetičke energije, kao i potencijalnu energiju u električnom polju atomskog jezgra. Označimo sa En zbir kinetičke energije elektrona u stacionarnoj orbiti sa brojem n i potencijalne energije interakcije elektrona sa atomskim jezgrom. Tada se svakoj dozvoljenoj stacionarnoj orbiti elektrona u atomu može pripisati vrijednost energije atoma u stacionarnom stanju. Za vizualni prikaz mogućih energetskih stanja atoma koriste se energetski dijagrami. (Dodatak B)

Prijelaz elektrona iz stacionarne orbite na broju m u stacionarnu orbitu na broju n odgovara prijelazu atoma iz stanja s energijom Em u stanje s energijom En. Ovaj prelaz na dijagramu energetskog nivoa je označen vertikalnom strelicom sa nivoa Em na nivo En. (Dodatak D)

2.3 Objašnjenje porijekla linijskih spektra

Borovi postulati omogućavaju da se objasni porijeklo linijskih emisijskih i apsorpcionih spektra povezujući njihovo postojanje s prisustvom diskretnog niza energetskih stanja atoma.

Svi atomi istog hemijskog elementa imaju isti nuklearni naboj. Uz isti nuklearni naboj, atomi imaju istu strukturu elektronskih ljuski i stoga imaju isti skup mogućih energetskih stanja i prijelaza između njih. Emisija i apsorpcija fotona nastaje tokom prijelaza atoma iz jednog dozvoljenog stacionarnog stanja u drugo. Energija fotona koju atom apsorbuje tokom prelaska iz normalnog stanja sa energijom E1 u pobuđeno stanje sa energijom En tačno je jednaka energiji fotona koji emituje atom tokom obrnutog prelaza, jer je u oba slučaja jednaka razlici između energija atoma u ova dva stanja:

2.4 Prednosti i nedostaci Borove teorije

Prednosti Borove teorije.

Nedostaci Borove teorije

Borova teorija je logički nedosljedna: nije ni klasična ni kvantna. U sistemu dviju jednačina koji se nalaze u njegovoj osnovi, jedna - jednačina kretanja elektrona - je klasična, druga je jednačina kvantizacije orbita - kvantna. Takođe, nije mogla objasniti intenzitet spektralnih linija. Ova teorija vrijedi samo za atome slične vodiku i ne funkcionira za atome koji je slijede u periodnom sistemu bez eksperimentalnih podataka (jonizacijska energija ili drugi). Borova teorija bila je nedovoljno konzistentna i opća. Stoga je kasnije zamijenjena modernom kvantnom mehanikom zasnovanom na opštijim i konzistentnijim polazištima. Sada je poznato da su Borovi postulati posljedica opštijih kvantnih zakona. Ali pravila kvantizacije se danas široko koriste kao približni omjeri: njihova je preciznost često vrlo visoka.

Dakle, Borova teorija je veliki korak u razvoju atomske fizike. To je važan korak u stvaranju kvantne mehanike. Međutim, ova teorija ima mnogo kontradiktornosti (s jedne strane primjenjuje zakone klasične fizike, a s druge strane temelji se na kvantnim postulatima). Ispitivala je spektre atoma vodika i sistema sličnih vodoniku i izračunavala frekvencije spektralnih linija, ali nije mogla objasniti njihov intenzitet i odgovoriti na pitanje: zašto dolazi do određenih prijelaza? Ozbiljna mana Borove teorije bila je nemogućnost da se ona koristi za opisivanje spektra - atoma helija - jednog od najjednostavnijih atoma odmah iza atoma vodika.

orbitsko zračenje energija bora

Zaključak

U dvadesetom veku neke odredbe teorije N. Bora su dopunjene i preispitane. Najznačajnija promjena bilo je uvođenje koncepta elektronskog oblaka, koji je zamijenio koncept elektrona samo kao čestice. Kasnije je Borova teorija zamijenjena kvantnom teorijom Alberta Einsteina, koja uzima u obzir valna svojstva elektrona i drugih elementarnih čestica koje formiraju atom.

U toku ovog istraživanja proces evolucije ideja o strukturi atoma reflektovan je na primjeru modela Ernesta Rutherforda i Nielsa Bohra. Potpuno proučavane, analizirane i generalizovane ideje o strukturi atoma, koje su izrazili Rutherford i Bohr. Sa stanovišta moderne fizike, najispravniju pretpostavku o strukturi atoma dao je danski naučnik Niels Bohr.

Na jednom od predavanja na KSE studenti će se upoznati sa savremenim idejama o strukturi atoma i doprinosu Rutherforda i Bohra proučavanju ove problematike.

Značaj otkrića prvog elektronskog modela atoma. Modeli strukture atoma

Nalog za posao

2.2 Rutherfordov model

2.3. Bohr model

Šta ćemo sa primljenim materijalom:

povezani članci