История развития теории строения атома в химии. Основы строения атома. Просто о сложном. Дальнейшее исследование структуры атомов
Раздел физики, изучающий внутреннее устройство атомов. Атомы, первоначально считавшиеся неделимыми, представляют собой сложные системы. Они имеют массивное ядро, состоящее из протонов и нейтронов, вокруг которого в пустом пространстве движутся электроны. Атомы очень малы – их размеры порядка 10 –10 –10 –9 м, а размеры ядра еще примерно в 100 000 раз меньше (10 –15 –10 –14 м). Поэтому атомы можно «увидеть» только косвенным путем, на изображении с очень большим увеличением (например, с помощью автоэлектронного проектора). Но и в этом случае атомы не удается рассмотреть в деталях. Наши знания об их внутреннем устройстве основаны на огромном количестве экспериментальных данных, которые косвенно, но убедительно свидетельствуют в пользу сказанного выше.
Представления о строении атома радикально изменились в 20 в. под влиянием новых теоретических идей и экспериментальных данных. В описании внутреннего строения атомного ядра до сих пор остаются нерешенные вопросы, которые служат предметом интенсивных исследований. В следующих разделах излагается история развития представлений о строении атома как целого; строению ядра посвящена отдельная статья (АТОМНОГО ЯДРА СТРОЕНИЕ ), поскольку эти представления развивались в значительной степени независимо. Энергия, необходимая для исследования внешних оболочек атома, относительно невелика, порядка тепловой или химической энергии. По этой причине электроны были экспериментально обнаружены задолго до открытия ядра.
Ядро же при его малых размерах очень сильно связано, так что разрушить и исследовать его можно только с помощью сил, в миллионы раз более интенсивных, нежели силы, действующие между атомами. Быстрый прогресс в понимании внутренней структуры ядра начался лишь с появлением ускорителей частиц. Именно это огромное различие размеров и энергии связи позволяет рассматривать структуру атома в целом отдельно от структуры ядра.
Чтобы составить представление о размерах атома и незаполненности занимаемого им пространства, рассмотрим атомы, составляющие каплю воды диаметром 1 мм. Если мысленно увеличить эту каплю до размеров Земли, то атомы водорода и кислорода, входящие в молекулу воды, будут иметь в поперечнике 1–2 м. Основная же часть массы каждого атома сосредоточена в его ядре, поперечник которого при этом составил всего 0,01 мм.
Историю возникновения самых общих представлений об атоме обычно ведут со времен греческого философа Демокрита (ок. 460 – ок. 370 до н. э.), много размышлявшего о наименьших частицах, на которые можно было бы поделить любое вещество. Группу греческих философов, придерживавшихся того взгляда, что существуют подобные крошечные неделимые частицы, называли атомистами. Греческий философ Эпикур (ок. 342–270 до н.э.) принял атомную теорию, и в первом веке до н.э. один из его последователей, римский поэт и философ Лукреций Кар, изложил учение Эпикура в поэме «О природе вещей», благодаря которой оно и сохранилось для следующих поколений. Аристотель (384–322 до н.э.), один из крупнейших ученых древности, атомистическую теорию не принимал, и его взгляды на философию и науку преобладали впоследствии в средневековом мышлении. Атомистической теории как бы не существовало до самого конца эпохи Возрождения, когда на смену чисто умозрительным философским рассуждениям пришел эксперимент.
В эпоху Возрождения начались систематические исследования в областях, именуемых ныне химией и физикой, принесшие с собой новые догадки о природе «неделимых частиц». Р.Бойль (1627–1691) и И.Ньютон (1643–1727) исходили в своих рассуждениях из представления о существовании неделимых частиц вещества. Однако ни Бойлю, ни Ньютону не потребовалось детальной атомистической теории для объяснения интересовавших их явлений, и результаты проведенных ими экспериментов не сказали ничего нового о свойствах «атомов».
СТРУКТУРА АТОМА
Законы Дальтона. Первым действительно научным обоснованием атомистической теории, убедительно продемонстрировавшим рациональность и простоту гипотезы о том, что всякий химический элемент состоит из мельчайших частиц, явилась работа английского школьного учителя математики Дж.Дальтона (1766–1844), статья которого, посвященная этой проблеме, появилась в 1803.
Дальтон изучал свойства газов, в частности отношения объемов газов, вступавших в реакцию образования химического соединения, например, при образовании воды из водорода и кислорода. Он установил, что отношения прореагировавших количеств водорода и кислорода всегда представляют собой отношения небольших целых чисел. Так, при образовании воды (H 2 O) в реакцию с 16 г кислорода вступают 2,016 г газообразного водорода, а при образовании пероксида водорода (H 2 O 2) с 2,016 г водорода соединяются 32 г газообразного кислорода. Массы кислорода, реагирующие с одной и той же массой водорода при образовании этих двух соединений, соотносятся между собой как небольшие числа:
На основе подобных результатов Дальтон сформулировал свой «закон кратных отношений». Согласно этому закону, если два элемента соединяются в разных пропорциях, образуя разные соединения, то массы одного из элементов, соединяющиеся с одним и тем же количеством второго элемента, соотносятся как небольшие целые числа. По второму закону Дальтона, «закону постоянных отношений», в любом химическом соединении соотношение масс входящих в него элементов всегда одно и то же. Большое количество экспериментальных данных, относящихся не только к газам, но также и к жидкостям и твердым соединениям, собрал Й.Берцелиус (1779–1848), который провел точные измерения реагирующих масс элементов для многих соединений. Его данные подтвердили сформулированные Дальтоном законы и убедительно продемонстрировали наличие у каждого элемента наименьшей единицы массы.
Атомные постулаты Дальтона имели то преимущество перед абстрактными рассуждениями древнегреческих атомистов, что его законы позволяли объяснить и увязать между собой результаты реальных опытов, а также предсказать результаты новых экспериментов. Он постулировал, что 1) все атомы одного и того же элемента тождественны во всех отношениях, в частности, одинаковы их массы; 2) атомы разных элементов имеют неодинаковые свойства, в частности, неодинаковы их массы; 3) в соединение, в отличие от элемента, входит определенное целое число атомов каждого из составляющих его элементов; 4) в химических реакциях может происходить перераспределение атомов, но, ни один атом не разрушается и не создается вновь. (В действительности, как выяснилось в начале 20 в., эти постулаты не вполне строго выполняются, т.к. атомы одного и того же элемента могут иметь разные массы, например водород имеет три такие разновидности, называемые изотопами; кроме того, атомы могут претерпевать радиоактивные превращения и даже полностью разрушиться, но не в химических реакциях, рассматривавшихся Дальтоном.) Основанная на этих четырех постулатах атомная теория Дальтона давала самое простое объяснение законов постоянных и кратных отношений.
Хотя законы Дальтона лежат в основе всей химии, ими не определяются фактические размеры и массы атомов. Они ничего не говорят о числе атомов, содержащихся в определенной массе элемента или соединения. Молекулы простых веществ слишком малы, чтобы их можно было взвесить по отдельности, поэтому для определения масс атомов и молекул приходится прибегать к косвенным методам.
Число Авогадро. В 1811 А.Авогадро (1776–1856) выдвинул гипотезу, которая значительно упрощала анализ того, как из элементов образуются соединения, и устанавливала различие между атомами и молекулами. Его мысль состояла в том, что равные объемы газов, находящиеся при одинаковых температуре и давлении, содержат одно и то же число молекул. В принципе намек на это можно найти в более ранней работе Ж.Гей-Люссака (1778–1850), который установил, что отношение объемов газообразных элементов, вступающих в химическую реакцию, выражается целыми числами, хотя и отличными от отношений масс, полученных Дальтоном. Например, 2 л газообразного водорода (молекулы H 2), соединяясь с 1 л газообразного кислорода (молекулы O 2), образуют 1 л паров воды (молекулы H 2 O).
Истинное число молекул в данном объеме газа чрезвычайно велико, и до 1865 его не удавалось определить с приемлемой точностью. Однако уже во времена Авогадро проводились грубые оценки на основе кинетической теории газов. Очень удобной единицей измерения количества вещества является моль, т.е. количество вещества, в котором столько же молекул, сколько атомов в 0,012 кг самого распространенного изотопа углерода 12 С. Один моль идеального газа при нормальных условиях (н.у.), т.е. стандартных температуре и давлении, занимает объем 22,4 л. Число Авогадро – это полное число молекул в одном моле вещества или в 22,4 л газа при н.у. Другие методы, такие, как рентгенография, дают для числа Авогадро N 0 более точные значения, нежели полученные на основе кинетической теории. Значение, принятое в настоящее время, таково: 6,0221367Ч10 23 атомов (молекул) в одном моле. Следовательно, в 1 л воздуха содержится примерно 3Ч10 22 молекул кислорода, азота и других газов.
Важная роль числа Авогадро для физики атома связана с тем, что оно позволяет определить массу и приблизительные размеры атома или молекулы. Поскольку масса 22,4 л газообразного H 2 составляет 2,016Ч10 –3 кг, масса одного атома водорода равна 1,67Ч10 –27 кг. Если считать, что в твердом теле атомы расположены вплотную друг к другу, то число Авогадро позволит приближенно оценить радиус r , скажем, атомов алюминия. Для алюминия 1 моль равен 0,027 кг, а плотность – 2,7Ч10 3 кг/м 3 . При этом имеем
Откуда r » 1,6Ч10 –10 м. Так первые оценки числа Авогадро дали представление об атомных размерах.
Открытие электрона. Экспериментальные данные, связанные с образованием химических соединений, подтверждали существование «атомных» частиц и позволили судить о малых размерах и массе отдельных атомов. Однако реальная структура атомов, в том числе и существование еще меньших частиц, составляющих атомы, оставалась неясной до открытия Дж.Дж.Томсоном электрона в 1897. До той поры атом считался неделимым и различие в химических свойствах различных элементов не имело своего объяснения. Еще до открытия Томсона был выполнен ряд интересных экспериментов, в которых другие исследователи изучали электрический ток в стеклянных трубках, наполненных газом при низких давлениях. Такие трубки, названные трубками Гейсслера по имени немецкого стеклодува Г.Гейсслера (1815–1879), который первым начал изготовлять их, испускали яркое свечение, будучи подключены к высоковольтной обмотке индукционной катушки. Этими электрическими разрядами заинтересовался У.Крукс (1832–1919), который установил, что характер разряда в трубке меняется в зависимости от давления, и разряд полностью исчезает при высоком вакууме. Более поздние исследования Ж.Перрена (1870–1942) показали, что вызывающие свечение «катодные лучи» представляют собой отрицательно заряженные частицы, которые движутся прямолинейно, но могут отклоняться магнитным полем. Однако заряд и масса частиц оставались неизвестны и было неясно, одинаковы ли все отрицательные частицы.
Огромной заслугой Томсона явилось доказательство того, что все частицы, образующие катодные лучи, тождественны друг другу и входят в состав вещества. С помощью разрядной трубки особого типа, изображенной на рис. 1, Томсон измерил скорость и отношение заряда к массе частиц катодных лучей, позднее названных электронами. Электроны вылетали из катода под действием высоковольтного разряда в трубке. Через диафрагмы D и E проходили только те из них, что летели вдоль оси трубки.
Рис. 1. ОТНОШЕНИЕ ЗАРЯДА К МАССЕ. Трубка, использованная английским физиком Дж.Томсоном для определения отношения заряда к массе для катодных лучей. Эти опыты привели к открытию электрона.
В нормальном режиме эти электроны попадали в центр люминесцентного экрана. (Трубка Томсона была первой «электронно-лучевой трубкой» с экраном, предшественницей телевизионного кинескопа.) В трубке находилась также пара пластин электрического конденсатора, которые, если на них подавалось напряжение, могли отклонять электроны. Электрическая сила F E , действующая на заряд e со стороны электрического поля E , дается выражением
F E = eE .
Кроме того, в той же области трубки с помощью пары катушек с током могло создаваться магнитное поле, способное отклонять электроны в противоположном направлении. Сила F H , действующая со стороны магнитного поля H , пропорциональна напряженности поля, скорости частицы v и ее заряду e :
F H = Hev .
Томсон отрегулировал электрическое и магнитное поля так, чтобы полное отклонение электронов было равно нулю, т.е. электронный пучок вернулся в первоначальное положение. Поскольку в этом случае обе силы F E и F H равны, скорость электронов дается выражением
v = E/H .
Томсон установил, что эта скорость зависит от напряжения на трубке V и что кинетическая энергия электронов mv 2 /2 прямо пропорциональна этому напряжению, т.е. mv 2 /2 = eV . (Отсюда термин «электрон-вольт» для энергии, приобретаемой частицей с зарядом, равным заряду электрона при ускорении разностью потенциалов 1 В.) Комбинируя это уравнение с выражением для скорости электрона, он нашел отношение заряда к массе:
Эти опыты позволили определить отношение e /m для электрона и дали приближенное значение заряда e . Точно величина e была измерена Р.Милликеном, который в своих опытах добивался, чтобы заряженные капельки масла висели в воздухе между пластинами конденсатора. В настоящее время характеристики электрона известны с большой точностью:
Таким образом, масса электрона значительно меньше массы атома водорода:
Эксперименты Томсона показали, что электроны в электрических разрядах могут возникать из любого вещества. Поскольку все электроны одинаковы, элементы должны различаться лишь числом электронов. Кроме того, малая величина массы электронов указывала на то, что масса атома сосредоточена не в них.
Масс-спектрограф Томсона. Вскоре и оставшуюся часть атома с положительным зарядом удалось наблюдать с помощью той же, хотя и модифицированной, разрядной трубки, позволившей открыть электрон. Уже первые эксперименты с разрядными трубками показали, что если катод с отверстием помещается посередине трубки, то через «канал» в катоде проходят положительно заряженные частицы, вызывая свечение люминесцентного экрана, расположенного в противоположном от анода конце трубки. Эти положительные «каналовые лучи» тоже отклонялись магнитным полем, но в направлении, противоположном электронам.
Томсон решил измерить массу и заряд этих новых лучей, также используя для отклонения частиц электрическое и магнитное поля. Его прибор для изучения положительных лучей, «масс-спектрограф», схематически изображен на рис. 2. Он отличается от прибора, представленного на рис. 1, тем, что электрическое и магнитное поля отклоняют частицы под прямым углом друг к другу, а потому «нулевое» отклонение получить не удается. Положительно заряженные атомы на пути между анодом и катодом могут потерять один или несколько электронов, и по этой причине могут ускоряться до различных энергий. Атомы одного типа с одинаковыми зарядом и массой, но с некоторым разбросом конечных скоростей, вычертят на люминесцентном экране или фотопластинке кривую линию (отрезок параболы). При наличии атомов с различной массой более тяжелые атомы (с тем же зарядом) будут отклоняться от центральной оси слабее, чем более легкие. На рис. 3 приведена фотография парабол, полученных на масс-спектрографе Томсона. Самая узкая парабола соответствует самому тяжелому однократно ионизованному атому (атому ртути), у которого выбит один электрон. Две самые широкие параболы соответствуют водороду, одна – атомарному H + , а другая – молекулярному H 2 + , причем оба однократно ионизованы. В некоторых случаях теряются два, три и даже четыре заряда, однако атомарный водород никогда не наблюдался ионизованным более чем однократно. Данное обстоятельство было первым указанием на то, что в атоме водорода только один электрон, т.е. это самый простой из атомов.
Рис. 2. МАСС-СПЕКТРОГРАФ, использовавшийся Томсоном для определения относительных значений массы различных атомов по отклонению положительных лучей в магнитном и электрическом полях.
Рис. 3. МАСС-СПЕКТРЫ, фотоснимки с распределением ионизованных атомов пяти веществ, полученные в масс-спектрографе. Чем больше масса атомов, тем меньше отклонение.
Другие доказательства сложной структуры атома. В то самое время, когда Томсон и другие исследователи экспериментировали с катодными лучами, открытие рентгеновского излучения и радиоактивности принесло дополнительные доказательства сложной структуры атома. В 1895 В.Рентген (1845–1923) случайно обнаружил таинственное излучение («Х -лучи»), проникавшее сквозь черную бумагу, которой он оборачивал трубку Крукса при исследовании зеленой люминесцирующей области электрического разряда. Х -лучи вызывали свечение удаленного экрана, покрытого кристаллическим платиноцианидом бария. Рентген выяснил, что различные вещества разной толщины, введенные между экраном и трубкой, ослабляют свечение, но не гасят его полностью. Это свидетельствовало о чрезвычайно высокой проникающей способности Х -лучей. Рентген установил также, что эти лучи распространяются прямолинейно и не отклоняются под действием электрических и магнитных полей. Возникновение такого невидимого проникающего излучения при бомбардировке электронами различных материалов было чем-то совершенно новым. Было известно, что видимый свет от трубок Гейсслера состоит из отдельных «спектральных линий» с определенными длинами волн и, значит, связан с «колебаниями» атомов, имеющими дискретные частоты. Существенная особенность нового излучения, отличавшая его от оптических спектров, помимо высокой проникающей способности, состояла в том, что оптические спектры элементов с последовательно возраставшим числом электронов полностью отличались друг от друга, тогда как спектры X -лучей очень незначительно изменялись от элемента к элементу.
Еще одним открытием, имеющим отношение к строению атома, было то, что атомы некоторых элементов могут спонтанно испускать излучение. Это явление было обнаружено в 1896 А.Беккерелем (1852–1908). Беккерель открыл радиоактивность, используя соли урана в процессе изучения люминесценции солей под действием света и ее связи с люминесценцией стекла в рентгеновской трубке. В одном из опытов наблюдалось почернение фотопластинки, завернутой в черную бумагу и находившейся около урановой соли в полной темноте. Это случайное открытие стимулировало интенсивные поиски других примеров естественной радиоактивности и постановку опытов по определению природы испускаемого излучения. В 1898 П.Кюри (1859–1906) и М.Кюри (1867–1934) обнаружили еще два радиоактивных элемента – полоний и радий. Э.Резерфорд (1871–1937), исследовав проникающую способность излучения урана, показал, что имеются два типа излучений: очень «мягкое» излучение, которое легко поглощается веществом и которое Резерфорд назвал альфа-лучами, и более проникающее излучение, которое он назвал бета-лучами. Бета-лучи оказались тождественными обычным электронам, или «катодным лучам», возникающим в разрядных трубках. Альфа-лучи, как выяснилось, имеют такие же заряд и массу, как и атомы гелия, лишенные двух своих электронов. Третий тип излучения, названный гамма-лучами, оказался сходен с X -лучами, но обладал еще большей проникающей способностью.
Все эти открытия ясно показали, что атом не является «неделимым». Он не только состоит из более мелких частей (электронов и более тяжелых положительных частиц), но эти и другие субчастицы, по-видимому, самопроизвольно испускаются при радиоактивном распаде тяжелых элементов. Кроме того, атомы не только испускают излучение в видимой области с дискретными частотами, но и могут так возбуждаться, что начинают испускать более «жесткое» электромагнитное излучение, а именно X -лучи.
Модель атома Томсона. Дж.Томсон, внесший огромный вклад в экспериментальное изучение строения атома, стремился найти модель, которая позволила бы объяснить все его известные свойства. Поскольку преобладающая доля массы атома сосредоточена в его положительно заряженной части, он принял, что атом представляет собой сферическое распределение положительного заряда радиусом примерно 10 –10 м, а на его поверхности находятся электроны, удерживаемые упругими силами, позволяющими им колебаться (рис. 4). Суммарный отрицательный заряд электронов в точности компенсирует положительный заряд, так что атом электрически нейтрален. Электроны находятся на сфере, но могут совершать простые гармонические колебания относительно положения равновесия. Такие колебания могут происходить лишь с определенными частотами, которым соответствуют узкие спектральные линии, наблюдающиеся в газоразрядных трубках. Электроны можно довольно легко выбить с их позиций, в результате чего возникают положительно заряженные «ионы», из которых состоят «каналовые лучи» в опытах с масс-спектрографом. X -лучи соответствуют очень высоким обертонам основных колебаний электронов. Альфа-частицы, возникающие при радиоактивных превращениях, – это часть положительной сферы, выбитая из нее в результате какого-то энергичного разрывания атома.
Рис. 4. АТОМ , согласно модели Томсона. Электроны удерживаются внутри положительно заряженной сферы упругими силами. Те из них, которые находятся на поверхности, могут довольно легко «выбиваться», оставляя ионизованный атом.
Однако эта модель вызывала ряд возражений. Одно из них было связано с тем, что, как обнаружили спектроскописты, измерявшие линии испускания, частоты этих линий не являются простыми кратными низшей частоты, как должно быть в случае периодических колебаний заряда. Вместо этого они сближаются с увеличением частоты, как если бы стремились к пределу. Уже в 1885 И.Бальмеру (1825–1898) удалось найти простую эмпирическую формулу, связывающую частоты линий видимой части спектра водорода:
где n – частота, c – скорость света (3Ч10 8 м/с), n – целое число и R H – некий постоянный множитель. Согласно этой формуле, в данной серии спектральных линий водорода должны отсутствовать линии с длиной волны l меньше 364,56 нм (или с более высокими частотами), отвечающей n = Ґ. Так оно и оказалось, и это стало серьезным возражением против модели атома Томсона, хотя и делались попытки объяснить расхождение различием упругих возвращающих сил для разных электронов.
Исходя из модели атома Томсона, было также крайне трудно объяснить испускание атомами рентгеновского или гамма-излучения.
Затруднения в модели атома Томсона вызвало и отношение e/m заряда к массе для атомов, потерявших свои электроны («каналовых лучей»). Самый простой атом – атом водорода с одним электроном и сравнительно массивной сферой, несущей один положительный заряд. Значительно раньше, в 1815, У.Праут высказал предположение, что все более тяжелые атомы состоят из атомов водорода, и было бы понятно, если бы масса атома возрастала пропорционально числу электронов. Однако измерения показали, что отношение заряда к массе для разных элементов неодинаково. Например, масса атома неона примерно в 20 раз больше массы атома водорода, тогда как заряд составляет лишь 10 единиц положительного заряда (у атома неона 10 электронов). Дело обстояло так, как если бы положительный заряд имел переменную массу или же электронов было действительно 20, но 10 из них находились внутри сферы.
http://www.krugosvet.ru/enc/nauka_i_tehnika/fizika/ATOMA_STROENIE.html
К началу XIX века окончательно утвердилось понятие, что атом представляет наименьшую частицу вещества, являющуюся носителем его свойств. Именно на анализе изменения свойств атомов был основан целый ряд таблиц элементов, а в 1869 г. Дмитрием Ивановичем Менделеевым сформулирован Периодический закон.
Начиная с середины XIX века, росло число экспериментальных фактов, свидетельствовавших прямо или косвенно о сложном характере строения атома.
Уильям Крукс (Crookes ) и позднее Джозеф Томсон (Thomson ) обнаружили катодные лучи – поток электронов, возникающий между двумя электродами в вакууме при приложении к ним разности потенциалов.
Анри Беккерель (Becquerel ) открыл явление естественной радиоактивности солей урана (a-, b- и g-излучение). Впоследствии было показано, что a-частицы это положительно заряженные ядра атомов гелия, b-частицы – поток электронов, аналогичный катодным лучам Крукса, g-излучение − поток квантов электромагнитного излучения, аналогичный X-лучам Рентгена.
Спектры излучения не взаимодействующих друг с другом свободных атомов представляют собой серии линий (узких полос) с определенными длинами волн (или соответственно частот), характерными для каждого атома. Для атомов водорода спектр излучения наиболее прост и состоит из ряда серий (исторически получивших имена Лаймана, Бальмера и др.) в видимой, УФ- и ИК-областях спектра. Была обнаружена эмпирическая формула зависимости, связывающей частоты излучения линий между собой:
где =1/l волновое число (характеристика, обычно используемая в спектроскопии); n i = 1,2,3 ,... (целые числа); R = 109677,58 см -1 – постоянная величина (постоянная Ридберга). Линейчатый характер спектров указывает на дискретный характер изменения энергии электронов в атоме.
Эрнест Резерфорд (Rutherford ) экспериментально установил, что атом состоит из малого по размеру положительно заряженного ядра, содержащего практически всю массу атома и расположенных вокруг него электронов, и предложил так называемую планетарную модель атома .
Работы Генри Мозли (Moseley ) по изучению характеристических рентгеновских спектров различных элементов позволили доказать, что порядковый номер элемента в Периодической системе совпадает с зарядом ядра атома.
Таким образом, атом представляет собой сложную систему, состоящую из полжительно заряженного ядра движущихся вокруг него электронов. Заряд ядра атома (выраженный в единицах элементарного электрического заряда) соответствует порядковому номеру элемента в Периодической таблице и равен числу электронов.
Теория строения атома Бора
Первой моделью атома, в которой были использованы идеи квантования энергии, стала теория Нильса Бора (Bohr ), разработанная на базе модели Резерфорда.
Основным недостатком планетарной модели строения атома Резерфорда было ее противоречие теории классической электродинамики, которая утверждает, что, двигаясь по круговой орбите, электрон как заряженная частица должен непрерывно излучать энергию и "достаточно быстро упасть на ядро". Нильс Бор пришел к выводу, что микрочастицы отличаются по свойствам от макрообъектов, поэтому классической электродинамики недостаточно для их описания. В своей теории Бор использовал представления классической механики о движении заряженной частицы в электрическом поле, дополнив их идеями квантования энергии. При этом он выдвинул три постулата (постулат – утверждение в теории, принимаемое за истинное, хотя и недоказуемое в рамках этой теории).
Первый постулат . Электроны в атоме могут двигаться только по некоторым определенным устойчивым стационарным круговым орбитам. При движении по этим орбитам электроны не излучают энергию, то есть существует ряд стационарных состояний атома, соответствующих определенным значениям его энергии.
Второй постулат. При переходе электрон с одной стационарной орбиты на другую атом испускает или поглощает квант электромагнитного излучения, энергия которого (h n) равна разности энергий стационарных состояний:
h n=E 1 –E 2 ,
где h – постоянна планка, n – частота излучения.
Третий постулат. В атоме существуют только такие электронные орбиты, находясь на которых электрон обладает моментом количества движения, кратным (часто вводят обозначение ):
M = m×v×r = ,
где M – момент количества движения электрона; m = 9,11×10 -31 кг – масса электрона; v – скорость электрона; r – радиус орбиты электрона; h = 6,63 ×10 -34 Дж×с – постоянная Планка; n = 1,2,3 ... – целое число, получившее название «квантовое число ».
Используя эти постулаты, Бор рассчитал размеры стационарных орбит электронов в атоме, энергию электронов на стационарных орбитах и выразил постоянную Ридберга через основные константы.
Так, в этой модели атом водорода представляет собой положительно заряженное ядро, вокруг которого по круговой орбите движется электрон. Используя представления классической механики о движении частицы по круговой орбите и постулаты Бора можно определить энергию электрона и радиус его орбиты.
Радиусы электронных орбит:
– сила кулоновского притяжения; k
= 1/4pe 0 , e 0 = 8.85×10 -12 Кл/Н×м 2 – электрическая постоянная; е
= 1.6×10 -19 Кл – единичный электрический заряд (заряд ядра и электрона) 
– центробежная сила; ; 
– постулат Бора; 
– радиусы орбит электрона; n
= 1,2,3... – квантовое число.
Радиус первой (n =1) стационарной орбиты электрона для атома водорода составляет величину:
r 1 = h 2 /4p 2 e 2 mk = 5,29×10 -11 м ≈ 0,53 Å
и называется «радиус первой боровской орбиты» (1Å = 10 -10 м).
Энергия электрона
: 
– полная энергия электрона; – потенциальная энергия электрона; – кинетическая энергия электрона; – полная энергия электрона; 
– радиус орбит электронов; 
.
Электрон, находящийся на первой стационарной орбите (n =1) атома водорода, будет обладать энергией
= –2,17×10 -18 Дж = – 13,6 эВ; (1эВ=1,602×10 -19 Дж).
Отрицательное значение энергии свидетельствует о том, что электрон связан с ядром. Для перевода электрона на бесконечное расстояние от ядра (удаление из атома) необходимо затратить энергию, называемую энергией ионизации (E и). Численное значение энергии электрона в основном состоянии атома водорода (E 1) совпадает с экспериментально определенной величиной E и.
Набор стационарных орбит электрона может быть представлен в виде набора энергетических состояний (уровней) – рис. 2.1. При переходе электрона с более удаленной стационарной орбиты на менее удаленную энергия выделяется в виде квантов электромагнитного излучения. При поглощении энергии электрон переходит на более удаленные орбиты.
Рис. 2‑1 Диаграмма энергетических состояний электрона в атоме водорода: n – главное квантовое число; Е i – энергия электрона на i орбите; h n ij = E i - E j – квант электромагнитного излучения
Квантовое число n определяет энергию электрона и радиус орбит, по которым двигается электрон, обладающий соответствующей энергией.
Теория Бора сыграла положительную роль, открыв дорогу квантовой механике. Основное ее достоинство заключалось в количественном описании линейчатых спектров простейших атомов. С усовершенствованием приборов и техники спектроскопии обнаружили, что линии, принимавшиеся за единичные, в действительности состоят из нескольких близко расположенных друг к другу линий. Следовательно, для каждого квантового числа существует несколько близких друг к другу энергетических уровней. До некоторой степени это объяснил Арнольд Зоммерфельд (Sommerfeld ), который допустил существование в атоме эллиптических орбит. Было введено еще два дополнительных квантовых числа: побочное и магнитное, существование которых непосредственно не вытекало из теории Бора. Однако в целом необходимо констатировать, что в рамках классической физики не удалось создать "хорошую" модель описания поведения микрочастиц. Основным недостатком теории Бора для химии явилась невозможность дать даже качественное и тем более количественное описание химической связи.
Как устроен окружающий мир?
Этот вопрос интересовал древних мудрецов, философов средневековья, учёных других эпох. Пытаясь дать объяснение наблюдаемым явлениям и фактам, они строили мысленные образы строения вещества. Однако, открытие новых явлений, нередко вызывало необходимость создания других, более совершенных, моделей.
Рассмотрим этот процесс на примере развития теории строения атома.
Эволюция представлений о строении атома
Понятие атома и основные принципы атомистической теории впервые были сформулированы в V-VIII до нашей эры выдающимися представителями Демокритом, Левкиппом, Эпикуром. Спустя несколько столетий они нашли поэтическое отражение в поэме римского философа и поэта Лукреция Кара «О природе вещей».
Открытие электрона
В средние века атомистические воззрения философов древности почти не имели сторонников. И лишь в XVII веке, когда химия выделилась в отдельную науку, многие учёные обратили свои взоры на атомизм.
Главными строительными деталями ядра являются положительные протоны и, не имеющие электрического заряда, нейтроны. Исключение составляет только водород. Его ядро состоит из одного единственного протона. Для обозначения атомных ядер используют запись вида:
- А - атомная масса — сумма протонов и нейтронов (нуклонов ядра);
- Z - номер элемента в таблице Менделеева, равный числу протонов в ядре.
Ядра атомов очень прочны, что объясняется действием особых внутриядерных сил. Именно эти силы удерживают вместе нуклоны ядра. Их главная особенность - короткодействующий характер. Т.е. они действуют лишь в пределах ядра.
Всего сейчас науке известны 118 видов атомов. Объединяясь в молекулы, они образуют всё многообразие веществ в природе.
Спустя столетие
Современная физика базируется на планетарной модели атома, дополненной впоследствии постулатами Бора и сведениями об атомном ядре. Атом невидим для невооруженного глаза, но «подсмотреть» за ним всё же можно в специальные виды микроскопов - электронный, атомный и др.
Далёкие спутники атомных ядер - электроны уже давно не считают просто отрицательно заряженными частицами. Всё гораздо мудрее и интереснее. Совокупность электронов в атоме называют «электронным облаком». Скорость его вращения и удаленность от ядра подчиняется определенным законам. Но особенно интересна особенность электронов - иметь массу и заряд как частица и в то же время проявлять волновые свойства. Эта двойственность носит название корпускулярно-волнового дуализма.
Чем совершеннее методы познания, тем глубже проникает человеческий разум в строение вещества. К настоящему времени установлено, что протоны и нейтроны имеют сложную структуру, состоящую из элементарных частиц - кварков.
Если это сообщение тебе пригодилось, буда рада видеть тебя
Введение
Открытие сложного строения атома - важнейший этап становления современной физики. Первые сведения о строении атома были получены при изучении процессов прохождения электрического тока через жидкости. В тридцатых годах XIX в. опыты выдающегося физика М. Фарадея навели на мысль о том, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов. Открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью, стало прямым доказательством сложности строения атома.
В 1902 году английские учёные Эрнест Резерфорд и Фредерик Содди доказали, что при радиоактивном распаде атом урана превращается в два атома - атом тория и атом гелия. Это означало, что атомы не являются неизменными, неразрушимыми частицами.
Развитие исследований радиоактивного излучения, с одной стороны, и квантовой теории - с другой, привели к созданию квантовой модели атома Резерфорда - Бора. Но созданию этой модели предшествовали попытки построить модель атома на основе представлений классической электродинамики и механики. В 1904 году появились публикации о строении атома, одни из которых принадлежали японскому физику Хантаро Нагаока, другие - английскому физику Д.Д. Томсону.
Нагаока представил строение атома аналогичным строению солнечной системы: роль Солнца играет положительно заряженная центральная часть атома, вокруг которой по установленным кольцеобразным орбитам движутся "планеты" - электроны. При незначительных смещениях электроны возбуждают электромагнитные волны.
В атоме Томсона положительное электричество "распределено" по сфере, в которую вкраплены электроны. В простейшем атоме водорода электрон находится в центре положительно заряженной сферы. В многоэлектронных атомах электроны располагаются по устойчивым конфигурациям, рассчитанным Томсоном. Томсон считал каждую такую конфигурацию определяющей химические свойства атомов. Он сделал попытку теоретически объяснить периодическую систему элементов Д.И. Менделеева. Позже Бор указал, что со времени этой попытки идея о разделении электронов в атоме на группы сделалась исходным пунктом.
Но вскоре оказалось, что новые опытные факты опровергают модель Томсона и, наоборот, свидетельствуют в пользу планетарной модели. Эти факты были открыты Резерфордом. В первую очередь следует отметить открытие ядерного строения атому.
Основой современной теории электронного строения атомов стала планетарная модель атома Нильса Бора.
Цель реферата: отразить процесс эволюции представлений о строении атомов на примере моделей Эрнеста Резерфорда и Нильса Бора.
Задачи реферата: изучить, проанализировать, обобщить представления о строении атомов, высказанные Э. Резерфордом и Н. Бором, сделать выводы о наиболее верном, с точки зрения современной физики, предположении. В процессе работы были использованы различные виды источников: учебники С. Х. Карпенкова и Т.И. Трофимовой, предназначенные для высшей школы. В них доступным языком рассказывается об истории возникновения и развития знаний о строения атома. Данный подход обусловлен стремлением изучить проблему во всей многогранности.
Строение атома
Атом (от греч. atomos - неделимый) - это частица вещества микроскопических размеров и очень малой массы (микрочастица), наименьшая часть химического элемента, являющаяся носителем его свойств. Каждому элементу соответствует определённый род атомов., обозначаемых символом элемента (например, атом водорода Н, атом железа Fe; атом ртути Hg; атом урана U).
По современным представлениям атом - это сложная система, состоящая из положительно заряженного ядра и электронов, окружающих ядро.
Ядром называется центральная часть атома, в которой сосредоточена практически вся масса атома и его положительный электрический заряд. Все атомные ядра состоят из элементарных частиц: протонов и нейтронов, которые считаются двумя зарядовыми состояниями одной частицы - нуклона. Протон имеет положительный электрический заряд, равный по абсолютной величине заряду электрона. Нейтрон не имеет электрического заряда.
Электроны, окружающие ядро атома - это отрицательно заряженные микрочастицы, имеющие массу ~ 5∙10 -4 атомная единица массы и заряд -1,6 ∙ 10 -19 К (-1). Так как масса электрона ничтожно мала по сравнению с массой протона или нейтрона, масса атома практически равна массе его ядра, т.е. сумме масс протонов и нейтронов. Число электронов в атоме равно числу положительно заряженных протонов, входящих в состав ядра.
Размеры атома в целом определяются размерами его электронной оболочки и велики по сравнению с размерами ядра атома. Электронные оболочки атома не имеют строго определённой границы; значения размеров атома в большей или меньшей степени зависят от способов их определения и весьма разнообразны
В 1911 году, английский учёный Эрнест Резерфорд придумал "планетарную" модель атома, согласно которой в центре атома Резерфорд расположил крохотное, но очень плотное ядро, в котором сосредоточена почти вся масса атома, а электроны вращались вокруг него по определённым орбитам, как планеты вокруг Солнца.
Потом оказалось, что каждый электрон движется вокруг ядра так быстро, что его не только нельзя рассмотреть с помощью самого мощного микроскопа, но невозможно даже представить в виде точки, движущейся по определённой траектории. Электрон как бы "размазан" в пространстве и образует электронное облако, причём форма электронного облака может быть различной.
На данный момент известны четыре формы электронных облаков: s-электроны (сферическая форма электронного облака); p-электроны (форма электронного облака - гантель или объёмная восьмёрка); d-электроны; f-электроны.
Модели Резерфорда и Бора
В 1911 г. английским физиком Эрнестом Резерфордом при исследовании движения альфа-частиц в газах и других веществах была обнаружена положительно заряженная часть атома. Дальнейшие более тщательные исследования показали, что при прохождении пучка параллельных лучей сквозь слои газа или тонкую металлическую пластинку выходят уже не параллельные лучи, а несколько расходящиеся: происходит рассеяние альфа-частиц, т. е. отклонение их от первоначального пути. Углы отклонения невелики, но всегда имеется небольшое число частиц (примерно одна из нескольких тысяч), которые отклоняются очень сильно. Некоторые частицы отбрасываются назад, как если бы на пути встретилась непроницаемая преграда. Это не электроны - их масса гораздо меньше массы альфа-частиц. Отклонение может происходить при столкновении с положительными частицами, масса которых того же порядка, что и масса альфа-частиц. Исходя из этих соображений, Резерфорд предложил ядерную (планетарную) модель строения атома.
«В центре атома находится положительно заряженное ядро, вокруг которого по разным орбитам вращаются электроны. Возникающая при их вращении центробежная сила уравновешивается притяжением между ядром и электронами, вследствие чего они остаются на определенных расстояниях от ядра. Поскольку масса электрона ничтожна мала, то почти вся масса атома сосредоточена в его ядре. На долю ядра и электронов, число которых сравнительно невелико, приходится лишь ничтожная часть всего пространства, занятого атомной системой».
Предложенная Резерфордом схема строения атома или, как обыкновенно говорят, ядерная модель атома, легко объясняет явления отклонения альфа-частиц. Действительно, размеры ядра и электронов чрезвычайно малы по сравнению с размерами всего атома, которые определяются орбитами наиболее удаленных от ядра электронов, поэтому большинство альфа-частиц пролетает через атомы без заметного отклонения. Только в тех случаях, когда альфа-частица очень близко подходит к ядру, электрическое отталкивание вызывает резкое отклонение ее от первоначального пути. Таким образом, изучение рассеяния альфа-частиц положило начало ядерной теории атома. Но, несмотря на последовательные рассуждения, модель Резерфорда не смогла объяснить все свойства атомов. Так, согласно законам классической физики атом из положительно заряженного ядра и электронов, обращающимся по круговым орбитам, должен излучать электромагнитные волны. «Излучение электромагнитных волн должно приводить к уменьшению запаса потенциальной энергии в системе ядро - электрон, к постепенному уменьшению радиуса орбиты электрона и падению электрона на ядро. Однако атомы обычно не излучают электромагнитные волны, электроны не падают на атомные ядра, то есть атомы устойчивы». Попытки построить модель атома в рамках классической физики не привели к успеху: модель Томсона была опровергнута опытами Резерфорда, ядерная же модель оказалась неустойчивой электродинамический и противоречила опытным данным. Преодоление возникших трудностей потребовало создания качественно новой теории атома.
Первая попытка построить качественно новую - квантовую теорию атома была предпринята в 1913г. датским физиком Нильсом Бором. Он поставил перед собой цель связать в единое целое эмпирические закономерности линейчатых спектров, ядерную модель атома Резерфорда и квантовый характер излучения и поглощения света. В основу своей теории Бор положил ядерную модель Резерфорда. Он предположил, что электроны движутся вокруг ядра по круговым орбитам. Движение по окружности даже с постоянной скоростью обладает ускорением. Такое ускоренное движение заряда эквивалентно переменному току, который создает в пространстве переменное электромагнитное поле. На создание этого поля расходуется энергия. Энергия поля может создаваться за счет энергии кулоновского взаимодействия электрона с ядром. В результате электрон должен двигаться по спирали и упасть на ядро. Однако опыт показывает, что атомы - очень устойчивые образования. Отсюда следует вывод, что результаты классической электродинамики, основанной на уравнениях Максвелла, неприменимы к внутриатомным процессам. Необходимо найти новые закономерности. В основу своей теории Бор положил два постулата.
Первый постулат Бора (постулат стационарных состояний): «в атоме существуют стационарные (не изменяющиеся со временем) состояния, в которых он не излучает энергии. Стационарным состояниям атома соответствуют стационарные орбиты, по которым движутся электроны. Движение электронов по стационарным орбитам не сопровождается излучением электромагнитных волн. В стационарном состоянии атома электрон, двигаясь по круговой орбите должен иметь дискретные квантовые значения момента импульса, удовлетворяющие условию.
Второй постулат Бора (правило частот): «при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую излучается (поглощается) один фотон с энергией = En – Em равной разности энергий соответствующих стационарных состояний (En и Em - соответственно энергии стационарных состояний атома до и после излучения и поглощения). При En > Em происходит излучение фотона (переход атома из состояния с большей энергией в состояние с меньшей энергией, т.е. переход электрона с более удаленной от ядра орбиты на более близлежащую), при En < Em - его поглощение (переход атома в состояние с большей энергией, т.е. переход атома на более отдалённую от ядра орбиту)».
Теория Бора блестяще объяснила экспериментально наблюдаемый линейчатый спектр водорода. Но успехи теории атома водорода были получены ценой отказа от фундаментальных положений классической механики, которая на протяжении более 200 лет остается безусловно справедливой. Поэтому большое значение имело прямое экспериментальное доказательство справедливости постулатов Бора, особенно первого - о существовании стационарных состояний. Второй постулат можно рассматривать как следствие закона сохранения энергии и гипотезы о существовании фотонов.
Немецкие физики Д. Франк и Г. Герц, изучая методом задерживающего потенциала столкновение электронов с атомами газов (1913г.), экспериментально подтвердили существование стационарных состояний и дискретность значений энергии атомов.
Несмотря на несомненный успех концепции Бора применительно к атому водорода, для которого оказалось возможным построить количественную теорию спектра, создать подобную теорию для следующего за водородом атома гелия на основе представлений Бора не удалось. Относительно атома гелия и более сложных атомов теория Бора позволила делать лишь качественные (хотя и очень важные) заключения. Представление об определенных орбитах, по которым движется электрон в атоме Бора, оказалось весьма условным. На самом деле движение электронов в атоме имеет мало общего с движением планет по орбитам.
В настоящее время с помощью квантовой механики можно ответить на многие вопросы, касающиеся строения и свойств атомов любых элементов.
Современные представления о строении атома
Подтверждённая экспериментально в 1927 г. двойственная природа электрона, обладающего свойствами не только частицы, но и волны, побудила учёных к созданию новой теории строения атома, учитывающей оба этих свойства. Современная теория строения атома опирается на квантовую механику.
Двойственность свойств электрона проявляется в том, что он, с одной стороны, обладает свойствами частицы (имеет определённую массу покоя), а с другой - его движение напоминает волну и может быть описано определённой амплитудой, длиной волны, частотой колебаний и др. Поэтому нельзя говорить о какой-либо определённой траектории движения электрона - можно лишь судить о той или иной степени вероятности его нахождения в данной точке пространства.
Следовательно, под электронной орбитой следует понимать не определённую линию перемещения электрона, а некоторую часть пространства вокруг ядра, в пределах которого вероятность пребывания электрона наибольшая. Иными словами, электронная орбита не характеризует последовательность перемещения электрона от точки к точке, а определяется вероятностью нахождения электрона на определённом расстоянии от ядра. В связи с этим электрон представляют не в виде материальной точки, а как бы "размазанным" по всему объёму атома в виде так называемого электронного облака, имеющего области сгущения и разрежения электрического заряда. Представление об электроне как о некотором облаке электрического заряда удобно; оно довольно точно передаёт особенности поведения электрона. Однако следует иметь в виду, что электронное облако не имеет резко очерченных границ, и даже на большом расстоянии от ядра существует вероятность пребывания электрона. Для характеристики формы электронного облака понятие орбиталь вместо понятия орбита было введено именно для того, чтобы не смешивать движение электрона с движением тела в классической физике. Однако при упрощённом рассмотрении строения атома иногда сохраняют термин орбита, помня тем не менее об особом характере движения электрона в атоме.
Современные представления о строении атома подчиняются квантовой модели строения атома, которая учитывает волновые свойства элементарных частиц. Приведем ее основные положения.
Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу, т.е. ведет себя и как частица, и как волна. Как частица, электрон обладает массой и зарядом; как волна, он обладает способностью к дифракции.
Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость.
Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Область пространства, где вероятнее всего находится электрон, называется орбиталью.
Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов, имеющих общее название – нуклоны.
Заключение
Основой современной теории строения атома является планетарная модель, дополненная и усовершенствованная. Согласно данной теории, ядро атома состоит из протонов (положительно заряженных частиц) и нейронов (не имеющих заряда частиц). А вокруг ядра по неопределённым траекториям движутся электроны (отрицательно заряженные частицы).
В ходе данного исследования был отражен процесс эволюции представлений о строении атомов на примере моделей Эрнеста Резерфорда и Нильса Бора. Полностью изучены, проанализированы и обобщены представления о строении атомов, высказанные Резерфордом и Бором. С точки зрения современной физики, наиболее верное предположение о строении атома было сделано датским ученым - Нильсом Бором.
Таким образом, открытия Резерфорда и Бора являются фундаментальными и имеют огромное значение для современной физики и для всего человечества. История науки учит, что всякий раз, когда человечество овладевает очередной ступенькой лестницы, ведущей в глубь вещества, это приводит к открытию нового, еще более мощного вида энергии.
Горение и взрыв связаны с перестройкой молекул. Внутриатомные процессы сопровождаются выделением в миллионы раз большей энергии. Еще большее выделение энергии происходит на уровне элементарных частиц. А что будет на следующих ступенях? Открытия Резерфорда и Бора доказали, что атом не есть неделимая частица, и дают возможность современной физике ответить на этот вопрос.
Список литературы
1. Алексеев И. С. Развитие представлений о структуре атома. – М.: Наука, 2000.
2. Бочкарев А. И. Бочкарева Т.С, Саксонов С.В. Концепции современного естествознания. - М.: Наука, 2008.
3. Горбачев В. В. Концепции современного естествознания, - М.: Альфа-М, 2003.
4. Коренев Ю. М. Общая и неорганическая химия, в 3-х частях. М.: «Издательство Московского университета», 2002.
5. Кудрявцев Л. С. Курс истории физики. – М.: Наука, 2006.
6. Карпенков С. Х. Концепции современного естествознания. Учебник для вузов. – М.: Академический Проект, 2000.
7. Трофимова Т. И. Курс физики: учебное пособие. - М.: Высшая школа, 2007.
Известный американский ученый, дважды лауреат Нобелевской премии Лайнус Полинг в своей книге «Общая химия» (М.: Мир, 1974) пишет, что «величайшую помощь всякому изучающему химию прежде всего окажет хорошее знание строения атома». Открытие частиц, составляющих атом, и исследование структуры атомов (а затем и молекул) - одна из наиболее интересных страниц истории науки. Знание электронного и ядерного строения атомов позволило провести исключительно полезную систематизацию химических факторов, что облегчило понимание и изучение химии.
Развитие представлений о сложном строении атома
Первые указания о сложном строении атома были получены при изучении процессов прохождения электрического тока через жидкости и газы. Опыты выдающегося английского ученого М. Фарадея в тридцатых годах XIX в. навели на мысль о том, что электричество существует в виде отдельных единичных зарядов.
Величины этих единичных зарядов электричества были определены в более поздних экспериментах по пропусканию электрического тока через газы (опыты с так называемыми катодными лучами). Было установлено, что катодные лучи - это поток отрицательно заряженных частиц, которые получили название электронов.
Прямым доказательством сложности строения атома было открытие самопроизвольного распада атомов некоторых элементов, названное радиоактивностью. В 1896 г. французский физик А. Беккерель обнаружил, что материалы, содержащие уран, засвечивают в темноте фотопластинку, ионизируют газы, вызывают свечение флюоресцирующих веществ. В дальнейшем выяснилось, что этой способностью обладает не только уран.
Титанические усилия, связанные с переработкой огромных масс урановой смоляной руды, позволили П. Кюри и М. Склодовской-Кюри открыть два новых радиоактивных элемента: полоний и радий. Последовавшее за этим установление природы и -лучей, образующихся при радиоактивном распаде (Э. Резерфорд, 1899-1903 гг.), открытие ядер атомов диаметром нм, занимающих незначительную долю объема атома (Э. Резерфорд, 1909- 1911 гг.), определение заряда электрона (Р. Милликен, 1909-1914 гг.) и доказательство дискретности его энергии в атоме (Дж. Франк, Г. Герц, 1912 г.), открытие того факта, что заряд ядра равен номеру элемента (Г. Мозли, 1913 г.), и, наконец, открытие протона (Э. Резерфорд, 1920 г.) и нейтрона (Дж. Чедвик, 1932 г.) позволили предложить следующую модель строения атома:
1. В центре атома находится положительно заряженное ядро, занимающее ничтожную часть пространства внутри атома.
2. Весь положительный заряд и почти вся масса атома сосредоточены в его ядре (масса электрона равна 1/1823 а.е.м.).
3. Ядра атомов состоят из протонов и нейтронов (общее название - нуклоны). Число протонов в ядре равно порядковому номеру элемента, а сумма чисел протонов и нейтронов соответствует его массовому числу.
4. Вокруг ядра вращаются электроны. Их число равно положительному заряду ядра (см. табл. 2.1).
Таблица 2.1. Свойства элементарных частиц, образующих атом
Различные виды, атомов имеют общее название - нуклиды. Нуклиды достаточно характеризовать любыми двумя числами из трех фундаментальных параметров: А - массовое число, Z - заряд ядра, равный числу протонов, и N - число нейтронов в ядре.
Эти параметры связаны между собой соотношениями:
Нуклиды с одинаковым Z, но различными А и N, называют изотопами.
Данная модель строения атома получила название планетарной модели Резерфорда. Она оказалась очень наглядной и полезной для объяснения многих экспериментальных данных. Но эта модель сразу же обнаружила и свои недостатки. В частности, электрон, двигаясь вокруг ядра с ускорением (на него действует центростремительная сила), должен был бы, согласно электромагнитной теории, непрерывно излучать энергию. Это привело бы к нарушению равновесия между электроном и ядром. Электрон, постепенно теряя свою энергию, должен был бы двигаться вокруг ядра по спирали и в конце концов неизбежно упасть на него. Никаких доказательств того, что атомы непрерывно исчезают, не было (все наблюдаемые явления говорят как раз об обратном), отсюда следовало, что модель Резерфорда в чем-то ошибочна.
Теория Бора.
В 1913 г. датский физик Н. Бор предложил свою теорию строения атома. При этом Бор не отбрасывал полностью старые представления о строении атома: как и Резерфорд, он считал, что электроны двигаются вокруг ядра подобно планетам, движущимся вокруг Солнца, однако в основу новой теории были положены два необычных предположения (постулата):
1. Электрон может вращаться вокруг ядра не по произвольным, а только по строго определенным (стационарным) круговым орбитам. Радиус орбиты r и скорость электрона v связаны квантовым соотношением Бора:
где m - масса электрона, n - номер орбиты, - постоянная Планка Дж с).
2. При движении по этим орбитам электрон не излучает и не поглощает энергии.
Таким образом, Бор предположил, что электрон в атоме не подчиняется законам классической физики. Согласно Бору, излучение или поглощение энергии определяется переходом из одного состояния, например с энергией в другое - с энергией что соответствует переходу электрона с одной стационарной орбиты на другую. При таком переходе излучается или поглощается энергия величина которой определяется соотношением
где v - частота излучения, .
Бор, используя уравнение (2.3), рассчитал частоты линий спектра атома водорода, которые очень хорошо согласовывались с экспериментальными значениями. Такое же согласие теории и эксперимента было получено и для многих других атомов элементов, но было обнаружено также и то, что для сложных атомов теория Бора не давала удовлетворительных результатов. После Бора многие ученые пытались усовершенствовать его теорию, но все усовершенствования предлагались, исходя из тех же законов классической физики.
Квантовая теория строения атома.
В последующие годы некоторые положения теории Бора были переосмыслены, видоизменены, дополнены. Наиболее существенным нововведением явилось понятие об электронном облаке, которое пришло на смену понятию об электроне только как частице. На смену теории Бора пришла квантовая теория строения атома, которая учитывает волновые свойства электрона.
В основе современной теории строения атома лежат следующие основные положения:
1. Электрон имеет двойственную (корпускулярно-волновую) природу. Он может вести себя и как частица, и как волна: подобно частице, электрон обладает определенной массой и зарядом; в то же время, движущийся поток электронов проявляет волновые свойства, например характеризуется способностью к дифракции.
Длина волны электрона X и его скорость v связаны соотношением де Бройля:
где - масса электрона.
2. Для электрона невозможно одновременно точно измерить координату и скорость. Чем точнее мы измеряем скорость, тем больше неопределенность в координате, и наоборот. Математическим выражением принципа неопределенности служит соотношение
где - неопределенность положения координаты, ли - погрешность измерения скорости.
3. Электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова. Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью.
Эти положения составляют суть новой теории, описывающей движение микрочастиц, - квантовой механики. Наибольший вклад в развитие этой теории внесли француз Л. де Бройль, немец В. Гейзенберг, австриец Э. Шредингер и англичанин П. Дирак.
Квантовая механика имеет очень сложный математический аппарат, поэтому сейчас нам важны лишь те следствия квантово-механической теории, которые помогут нам разобраться в вопросах строения атома и молекулы, валентности элементов и т.п. С этой точки зрения, наиболее важным следствием из квантовой механики является то, что вся совокупность сложных движений электрона в атоме описывается пятью квантовыми числами: главным n, побочным I, магнитным спиновым s и проекцией спина Что же представляют собой квантовые числа?
Квантовые числа электронов.
Главное квантовое число n определяет общую энергию электрона на данной орбитали. Оно может принимать любые целые значения, начиная с единицы ). Под главным квантовым числом, равным подразумевают, что электрону сообщена энергия, достаточная для его полного отделения от ядра (ионизация атома).
Кроме того, оказывается, что в пределах определенных уровней энергии электроны могут отличаться своими энергетическими подуровнями. Существование различий в энергетическом состоянии электронов, принадлежащих к различным подуровням данного энергетического уровня, отражается побочным (иногда его называют орбитальным) квантовым числом l. Это квантовое число может принимать целочисленные значения от 0 до . Обычно численные значения l принято обозначать следующими буквенными символами:
В этом случае говорят о -состояниях электронов, или о -орбиталях.
Орбиталь - совокупность положений электрона в атоме, т.е. область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.
Побочное (орбитальное) квантовое число l характеризует различное энергетическое состояние электронов на данном уровне, определяет форму электронного облака, а также орбитальный момент p - момент импульса электрона при его вращении вокруг ядра (отсюда и второе название этого квантового числа - орбитальное)
Таким образом, электрон, обладая свойствами частицы и волны, с наибольшей вероятностью движется вокруг ядра, образуя электронное облако, форма которого в S-, р-, d-, g-состояниях различна.
Еще раз подчеркнем, что форма электронного облака зависит от значения побочного квантового числа l.
Так, если (-орбиталь), то электронное облако имеет сферическую форму (шаровидную симметрию) и не обладает направленностью в пространстве (рис. 2.1).
Для полного объяснения всех свойств атома в 1925 г. была выдвинута гипотеза о наличии у электрона так называемого спина (сначала в самом простом приближении - для наглядности - считалось, что это явление аналогично вращению Земли вокруг своей оси при движении ее по орбите вокруг Солнца). Спин - это чисто квантовое свойство электрона, не имеющее классических аналогов. Строго говоря, спин - это собственный момент импульса электрона, не связанный с движением в пространстве. Для всех электронов абсолютное значение спина всегда равно Проекция спина на ось r (магнитное спиновое число ) может иметь лишь два значения: или .
Поскольку спин электрона s является величиной постоянной, его обычно не включают в набор квантовых чисел, характеризующих движение электрона в атоме, и говорят о четырех квантовых числах.