Planetenmodell des Atoms

Planetenmodell eines Atoms: Kern (rot) und Elektronen (grün)

Planetenmodell des Atoms, oder Rutherford-Modell, - historisches Modell der Struktur des Atoms, das von Ernest Rutherford als Ergebnis eines Experiments mit Alpha-Teilchenstreuung vorgeschlagen wurde. Nach diesem Modell besteht das Atom aus einem kleinen positiv geladenen Kern, in dem fast die gesamte Masse des Atoms konzentriert ist, um den herum sich Elektronen bewegen, so wie sich die Planeten um die Sonne bewegen. Das Planetenmodell des Atoms entspricht modernen Vorstellungen über den Aufbau des Atoms, wobei berücksichtigt wird, dass die Bewegung von Elektronen quantenhafter Natur ist und nicht durch die Gesetze der klassischen Mechanik beschrieben wird. Historisch gesehen folgte das Planetenmodell von Rutherford dem „Plum Pudding Model“ von Joseph John Thomson, das postuliert, dass negativ geladene Elektronen in einem positiv geladenen Atom platziert werden.

Rutherford schlug 1911 ein neues Modell für die Struktur des Atoms als Schlussfolgerung aus einem Experiment zur Streuung von Alphateilchen an Goldfolie vor, das unter seiner Leitung durchgeführt wurde. Während dieser Streuung wurde eine unerwartet große Anzahl von Alpha-Partikeln in großen Winkeln gestreut, was anzeigte, dass das Streuzentrum klein war und eine signifikante elektrische Ladung darin konzentriert war. Rutherfords Berechnungen zeigten, dass ein Streuzentrum, positiv oder negativ geladen, mindestens 3000-mal kleiner sein muss als die Größe eines Atoms, die damals bereits bekannt war und auf etwa 10 -10 m geschätzt wurde, da Elektronen bereits bekannt waren und ihre Masse und Ladung bestimmt werden, dann muss das Streuzentrum, das später Kern genannt wurde, die entgegengesetzte Ladung zu den Elektronen gehabt haben. Rutherford verknüpfte die Ladungsmenge nicht mit der Ordnungszahl. Diese Schlussfolgerung wurde später gezogen. Und Rutherford selbst schlug vor, dass die Ladung proportional zur Atommasse ist.

Der Nachteil des Planetenmodells war seine Unvereinbarkeit mit den Gesetzen der klassischen Physik. Wenn sich Elektronen wie ein Planet um die Sonne um den Kern bewegen, wird ihre Bewegung beschleunigt, und daher sollten sie nach den Gesetzen der klassischen Elektrodynamik elektromagnetische Wellen ausstrahlen, Energie verlieren und auf den Kern fallen. Der nächste Schritt in der Entwicklung des Planetenmodells war das Bohr-Modell, das andere als die klassischen Gesetze der Elektronenbewegung postulierte. Die Widersprüche der Elektrodynamik konnte die Quantenmechanik vollständig lösen.

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• planetarische Fantasie

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Planetenmodell des Atoms- planetinis atomo modelis statusas T sritis fizika atitikmenys: angl. planetarisches Atommodell {f} Planetenmodell des Atoms, n rus. Planetenmodell des Atoms, f pranc. modele planétaire de l'atome, m … Fizikos terminų žodynas

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Modell- I Modell (Modell) Walter (24. Januar 1891, Gentin, Ostpreußen, 21. April 1945, in der Nähe von Duisburg), nationalsozialistischer deutscher Generalfeldmarschall (1944). In der Armee seit 1909, nahm am 1. Weltkrieg von 1914 18 teil. Ab November 1940 befehligte er den 3. Panzer ... ... Große sowjetische Enzyklopädie

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Rutherford Ernst- (1871 1937), englischer Physiker, einer der Schöpfer der Theorie der Radioaktivität und der Struktur des Atoms, Gründer einer wissenschaftlichen Schule, ausländisches korrespondierendes Mitglied der Russischen Akademie der Wissenschaften (1922) und Ehrenmitglied der Akademie der UdSSR der Wissenschaften (1925). Geboren in Neuseeland, nach seinem Abschluss an ... ... Enzyklopädisches Wörterbuch

Άτομο

Korpuskel- Heliumatom Atom (ein weiteres griechisches ἄτομος unteilbar) ist der kleinste Teil eines chemischen Elements, der Träger seiner Eigenschaften ist. Ein Atom besteht aus einem Atomkern und einer ihn umgebenden Elektronenwolke. Der Kern eines Atoms besteht aus positiv geladenen Protonen und ... ... Wikipedia

körperchen- Heliumatom Atom (ein weiteres griechisches ἄτομος unteilbar) ist der kleinste Teil eines chemischen Elements, der Träger seiner Eigenschaften ist. Ein Atom besteht aus einem Atomkern und einer ihn umgebenden Elektronenwolke. Der Kern eines Atoms besteht aus positiv geladenen Protonen und ... ... Wikipedia

Bücher

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Eines der ersten Modelle der Struktur des Atoms wurde vorgeschlagen J.Thomson 1904 wurde das Atom als „Meer positiver Elektrizität“ mit darin schwingenden Elektronen präsentiert. Die gesamte negative Ladung der Elektronen eines elektrisch neutralen Atoms wurde seiner gesamten positiven Ladung gleichgesetzt.

Rutherfords Erfahrung

Um die Hypothese von Thomson zu testen und die Struktur des Atoms genauer zu bestimmen E. Rutherford organisierte eine Reihe von Experimenten zur Streuung α -Partikel dünne Metallplatten - Folie. 1910 Rutherford-Studenten Hans Geiger und Ernst Marsden Bombenversuche durchgeführt α - Partikel dünner Metallplatten. Das fanden sie am meisten α -Partikel passieren die Folie, ohne ihre Flugbahn zu ändern. Und das war nicht überraschend, wenn wir die Richtigkeit von Thomsons Atommodell akzeptieren.

Quelle α - Strahlung wurde in einen Bleiwürfel mit einem darin gebohrten Kanal eingebracht, so dass es möglich war, einen Fluss zu erhalten α -Teilchen, die in eine bestimmte Richtung fliegen. Alphateilchen sind zweifach ionisierte Heliumatome ( Nicht 2+). Sie haben eine positive Ladung von +2 und eine Masse, die fast das 7350-fache der Masse eines Elektrons beträgt. Auf ein mit Zinksulfid beschichtetes Sieb schlagen, α -Partikel ließen es leuchten, und mit einer Lupe konnte man einzelne Blitze sehen und zählen, die bei jedem auf dem Bildschirm erschienen α -Partikel. Zwischen Strahlungsquelle und Schirm wurde eine Folie gelegt. Anhand der Blitze auf dem Bildschirm war es möglich, die Streuung zu beurteilen α -Partikel, d.h. über ihre Abweichung von der ursprünglichen Richtung beim Durchgang durch die Metallschicht.

Es stellte sich heraus, dass die Mehrheit α -Teilchen passieren die Folie, ohne ihre Richtung zu ändern, obwohl die Dicke der Folie Hunderttausenden von Atomdurchmessern entsprach. Aber einige teilen α -Partikel weichen immer noch um kleine Winkel ab, und gelegentlich α -Partikel änderten abrupt die Richtung ihrer Bewegung und wurden sogar (etwa 1 von 100.000) zurückgeworfen, als ob sie auf ein massives Hindernis gestoßen wären. Fälle einer solchen scharfen Abweichung α -Partikel konnten beobachtet werden, indem der Bildschirm mit einer Lupe in einem Bogen bewegt wurde.

Aus den Ergebnissen dieses Experiments konnten die folgenden Schlussfolgerungen gezogen werden:

1. Es gibt ein "Hindernis" im Atom, das Kern genannt wird.
2. Der Kern ist positiv geladen (ansonsten positiv geladen α Partikel würden nicht zurückreflektiert).
3. Der Kern ist sehr klein im Vergleich zur Größe des Atoms selbst (nur ein kleiner Teil α -Partikel haben die Richtung geändert).
4. Der Kern hat mehr Masse als die Masse α -Partikel.

Rutherford erklärte die Ergebnisse des Experiments, indem er vorschlug "planetares" Modell des Atoms verglich es mit dem Sonnensystem. Nach dem Planetenmodell befindet sich im Zentrum des Atoms ein sehr kleiner Kern, dessen Größe etwa 100.000-mal kleiner ist als die Größe des Atoms selbst. Dieser Kern enthält fast die gesamte Masse des Atoms und trägt eine positive Ladung. Um den Kern herum bewegen sich Elektronen, deren Anzahl durch die Ladung des Kerns bestimmt wird. Die äußere Flugbahn der Elektronen bestimmt die äußeren Abmessungen des Atoms. Der Durchmesser eines Atoms beträgt etwa 10 -8 cm und der Kerndurchmesser etwa 10 -13 ÷ 10 -12 cm.

Je größer die Ladung des Atomkerns ist, desto stärker wird er abgestoßen α -Partikel, desto häufiger kommt es zu starken Abweichungen α -Partikel, die die Metallschicht aus der ursprünglichen Bewegungsrichtung passieren. Daher Streuexperimente α -Teilchen ermöglichen nicht nur den Nachweis der Existenz eines Atomkerns, sondern auch die Bestimmung seiner Ladung. Schon aus Rutherfords Experimenten folgte, dass die Ladung des Kerns (ausgedrückt in Einheiten der Elektronenladung) numerisch gleich der Ordnungszahl des Elements im Periodensystem ist. Es wurde bestätigt G. Moseley, der 1913 eine einfache Beziehung zwischen den Wellenlängen bestimmter Linien des Röntgenspektrums eines Elements und seiner Seriennummer herstellte, und D. Chadwick, der 1920 mit großer Genauigkeit die Ladungen von Atomkernen einer Reihe von Elementen durch Streuung bestimmte α -Partikel.

Die physikalische Bedeutung der Seriennummer eines Elements im Periodensystem wurde festgestellt: Die Seriennummer erwies sich als die wichtigste Konstante des Elements, die die positive Ladung des Kerns seines Atoms ausdrückt. Aus der elektrischen Neutralität des Atoms folgt, dass die Anzahl der um den Kern rotierenden Elektronen gleich der Ordnungszahl des Elements ist.

Diese Entdeckung lieferte eine neue Rechtfertigung für die Anordnung der Elemente im Periodensystem. Gleichzeitig beseitigte es den scheinbaren Widerspruch in Mendelejews System - die Position einiger Elemente mit höherer Atommasse vor Elementen mit niedrigerer Atommasse (Tellur und Jod, Argon und Kalium, Kobalt und Nickel). Es stellte sich heraus, dass hier kein Widerspruch besteht, da der Platz eines Elements im System durch die Ladung des Atomkerns bestimmt wird. Es wurde experimentell festgestellt, dass die Kernladung des Telluratoms 52 und die des Jodatoms 53 beträgt; Daher muss Tellur trotz seiner großen Atommasse vor Jod stehen. Ebenso entsprechen die Ladungen der Kerne von Argon und Kalium, Nickel und Kobalt vollständig der Reihenfolge der Anordnung dieser Elemente im System.

Die Ladung des Atomkerns ist also die Hauptgröße, von der die Eigenschaften des Elements und seine Position im Periodensystem abhängen. So Periodengesetz von Mendelejew lässt sich derzeit wie folgt formulieren:

Die Eigenschaften der Elemente und der von ihnen gebildeten einfachen und komplexen Substanzen stehen in periodischer Abhängigkeit von der Ladung des Kerns der Atome der Elemente

Durch die Bestimmung der Ordnungszahlen der Elemente anhand der Ladungen der Kerne ihrer Atome konnte die Gesamtzahl der Stellen im Periodensystem zwischen Wasserstoff mit der Ordnungszahl 1 und dem betrachteten Uran (Ordnungszahl 92) ermittelt werden damals das letzte Mitglied des Periodensystems der Elemente. Als die Theorie des Atombaus aufgestellt wurde, blieben die Plätze 43, 61, 72, 75, 85 und 87 unbesetzt, was auf die Möglichkeit der Existenz noch unentdeckter Elemente hinweist. Und tatsächlich wurde 1922 das Element Hafnium entdeckt, das den Platz von 72 einnahm; dann 1925 - Rhenium, das 75 stattfand. Die Elemente, die die verbleibenden vier freien Plätze in der Tabelle einnehmen sollten, erwiesen sich als radioaktiv und wurden nicht in der Natur gefunden, sondern künstlich gewonnen. Die neuen Elemente wurden Technetium (Nummer 43), Promethium (61), Astatin (85) und Francium (87) genannt. Derzeit sind alle Zellen des Periodensystems zwischen Wasserstoff und Uran gefüllt. Das Periodensystem selbst ist jedoch nicht vollständig.

Atomspektren

Das Planetenmodell war ein wichtiger Schritt in der Theorie der Struktur des Atoms. Allerdings widersprach sie in mancher Hinsicht den bekannten Tatsachen. Betrachten wir zwei solche Widersprüche.

Erstens konnte Rutherfords Theorie die Stabilität des Atoms nicht erklären. Ein Elektron, das sich um einen positiv geladenen Kern dreht, muss wie eine oszillierende elektrische Ladung elektromagnetische Energie in Form von Lichtwellen abgeben. Durch die Emission von Licht verliert das Elektron jedoch einen Teil seiner Energie, was zu einem Ungleichgewicht zwischen der mit der Rotation des Elektrons verbundenen Zentrifugalkraft und der Kraft der elektrostatischen Anziehungskraft des Elektrons auf den Kern führt. Um das Gleichgewicht wiederherzustellen, muss sich das Elektron näher an den Kern heranbewegen. So nähert sich das Elektron, das kontinuierlich elektromagnetische Energie ausstrahlt und sich spiralförmig bewegt, dem Kern. Nachdem es seine ganze Energie aufgebraucht hat, muss es auf den Kern „fallen“, und das Atom hört auf zu existieren. Diese Schlussfolgerung widerspricht den wahren Eigenschaften von Atomen, die stabile Gebilde sind und extrem lange bestehen können, ohne zerstört zu werden.

Zweitens führte Rutherfords Modell zu falschen Schlussfolgerungen über die Natur von Atomspektren. Wenn Licht, das von einem heißen festen oder flüssigen Körper emittiert wird, durch ein Glas- oder Quarzprisma geleitet wird, wird auf einem hinter dem Prisma platzierten Schirm ein sogenanntes kontinuierliches Spektrum beobachtet, dessen sichtbarer Teil ein farbiges Band ist, das alle Farben des Prismas enthält Regenbogen. Dieses Phänomen erklärt sich aus der Tatsache, dass die Strahlung eines heißen festen oder flüssigen Körpers aus elektromagnetischen Wellen verschiedener Frequenzen besteht. Wellen unterschiedlicher Frequenz werden vom Prisma nicht gleichmäßig gebrochen und treffen auf unterschiedliche Stellen auf dem Schirm. Der Satz von Frequenzen elektromagnetischer Strahlung, die von einem Stoff emittiert wird, wird als Emissionsspektrum bezeichnet. Andererseits absorbieren Stoffe Strahlung bestimmter Frequenzen. Die Gesamtheit der letzteren wird als Absorptionsspektrum einer Substanz bezeichnet.

Um ein Spektrum zu erhalten, können Sie anstelle eines Prismas ein Beugungsgitter verwenden. Letzteres ist eine Glasplatte, auf deren Oberfläche dünne parallele Striche in sehr geringem Abstand zueinander aufgebracht werden (bis zu 1500 Striche pro 1 mm). Beim Durchgang durch ein solches Gitter wird Licht zerlegt und bildet ein Spektrum ähnlich dem, das man mit einem Prisma erhält. Beugung ist jeder Wellenbewegung inhärent und dient als einer der Hauptbeweise für die Wellennatur von Licht.

Beim Erhitzen sendet ein Stoff Strahlen (Strahlung) aus. Wenn die Strahlung eine Wellenlänge hat, wird sie als monochromatisch bezeichnet. In den meisten Fällen ist die Strahlung durch mehrere Wellenlängen gekennzeichnet. Wenn die Strahlung in monochromatische Komponenten zerlegt wird, erhält man ein Strahlungsspektrum, dessen einzelne Komponenten durch Spektrallinien ausgedrückt werden.

Die durch Strahlung von freien oder schwach gebundenen Atomen (z. B. in Gasen oder Dämpfen) erhaltenen Spektren werden als Atomspektren bezeichnet.

Strahlung, die von Festkörpern oder Flüssigkeiten emittiert wird, ergibt immer ein kontinuierliches Spektrum. Die von heißen Gasen und Dämpfen emittierte Strahlung enthält im Gegensatz zur Strahlung von Festkörpern und Flüssigkeiten nur bestimmte Wellenlängen. Daher wird anstelle eines kontinuierlichen Streifens auf dem Bildschirm eine Reihe von getrennten farbigen Linien erhalten, die durch dunkle Lücken getrennt sind. Anzahl und Lage dieser Leitungen hängen von der Art des heißen Gases oder Dampfes ab. Kaliumdampf ergibt also - ein Spektrum, das aus drei Linien besteht - zwei rote und eine violette; Es gibt mehrere rote, gelbe und grüne Linien im Spektrum von Kalziumdämpfen usw.

Strahlung, die von Festkörpern oder Flüssigkeiten emittiert wird, ergibt immer ein kontinuierliches Spektrum. Die von heißen Gasen und Dämpfen emittierte Strahlung enthält im Gegensatz zur Strahlung von Festkörpern und Flüssigkeiten nur bestimmte Wellenlängen. Daher wird anstelle eines kontinuierlichen Streifens auf dem Bildschirm eine Reihe von getrennten farbigen Linien erhalten, die durch dunkle Lücken getrennt sind. Anzahl und Lage dieser Leitungen hängen von der Art des heißen Gases oder Dampfes ab. Kaliumdampf ergibt also ein Spektrum, das aus drei Linien besteht - zwei rote und eine violette; Es gibt mehrere rote, gelbe und grüne Linien im Spektrum von Kalziumdämpfen usw.

Solche Spektren werden Linienspektren genannt. Es wurde festgestellt, dass das von den Atomen von Gasen emittierte Licht ein Linienspektrum hat, in dem die Spektrallinien in Reihe kombiniert werden können.

In jeder Serie entspricht die Anordnung der Linien einem bestimmten Muster. Die Frequenzen einzelner Linien können beschrieben werden Balmers Formel:

Die Tatsache, dass die Atome jedes Elements ein ganz spezifisches Spektrum ergeben, das nur diesem Element eigen ist, und die Intensität der entsprechenden Spektrallinien umso höher ist, je größer der Gehalt des Elements in der entnommenen Probe ist, wird häufig zur Bestimmung des qualitativen verwendet und quantitative Zusammensetzung von Stoffen und Materialien. Diese Forschungsmethode heißt Spektralanalyse.

Das Planetenmodell des Atomaufbaus erwies sich als unfähig, das Linienemissionsspektrum von Wasserstoffatomen zu erklären, und erst recht nicht die Kombination von Spektrallinien in einer Reihe. Ein Elektron, das sich um den Kern dreht, muss sich dem Kern nähern und dabei ständig seine Bewegungsgeschwindigkeit ändern. Die Frequenz des von ihm ausgesandten Lichts wird durch die Frequenz seiner Rotation bestimmt und muss sich daher ständig ändern. Das bedeutet, dass das Strahlungsspektrum eines Atoms kontinuierlich, kontinuierlich sein muss. Nach diesem Modell muss die Strahlungsfrequenz eines Atoms gleich der mechanischen Schwingungsfrequenz oder ein Vielfaches davon sein, was mit der Balmer-Formel nicht vereinbar ist. Somit konnte Rutherfords Theorie weder die Existenz stabiler Atome noch das Vorhandensein ihrer Linienspektren erklären.

Quantentheorie des Lichts

In 1900 M. Brett zeigten, dass die Fähigkeit eines erwärmten Körpers, Strahlung auszusenden, nur quantitativ richtig beschrieben werden kann, indem angenommen wird, dass Strahlungsenergie von Körpern nicht kontinuierlich, sondern diskret, d.h. emittiert und absorbiert wird. in getrennten Portionen - Quanten. Gleichzeitig die Energie E Jeder dieser Anteile ist mit der Strahlungsfrequenz durch eine Beziehung verbunden, die als bezeichnet wird Plancksche Gleichungen:

Planck selbst glaubte lange Zeit, dass die Emission und Absorption von Licht durch Quanten eine Eigenschaft von strahlenden Körpern ist und nicht der Strahlung selbst, die jede Energie haben kann und daher kontinuierlich absorbiert werden könnte. Allerdings 1905 Einstein, die das Phänomen des photoelektrischen Effekts analysierten, kamen zu dem Schluss, dass elektromagnetische (Strahlungs-) Energie nur in Form von Quanten existiert und dass Strahlung daher ein Strom unteilbarer materieller "Teilchen" (Photonen) ist, deren Energie ist bestimmt Plancks Gleichung.

photoelektrischer Effekt Die Emission von Elektronen durch ein Metall unter Einwirkung von darauf einfallendem Licht wird als bezeichnet. Dieses Phänomen wurde 1888-1890 eingehend untersucht. A. G. Stoletow. Wenn Sie das Setup in ein Vakuum legen und auf die Platte auftragen M negatives Potential, dann wird im Stromkreis kein Strom beobachtet, da sich im Raum zwischen der Platte und dem Gitter keine geladenen Teilchen befinden, die elektrischen Strom führen können. Wenn die Platte jedoch mit einer Lichtquelle beleuchtet wird, erkennt das Galvanometer das Auftreten eines Stroms (Photostrom genannt), dessen Träger die durch Licht aus dem Metall herausgezogenen Elektronen sind.

Es stellte sich heraus, dass sich bei Änderung der Lichtintensität nur die Anzahl der vom Metall emittierten Elektronen ändert, d.h. Photostromstärke. Die maximale kinetische Energie jedes vom Metall emittierten Elektrons hängt jedoch nicht von der Beleuchtungsstärke ab, sondern ändert sich nur, wenn sich die Frequenz des auf das Metall einfallenden Lichts ändert. Mit zunehmender Wellenlänge (d. h. mit abnehmender Frequenz) nimmt die Energie der vom Metall emittierten Elektronen ab, und dann verschwindet der photoelektrische Effekt bei einer für jedes Metall bestimmten Wellenlänge und tritt nicht einmal mehr auf hohe Lichtintensität. Wenn es also mit rotem oder orangefarbenem Licht beleuchtet wird, zeigt Natrium keinen photoelektrischen Effekt und beginnt erst bei einer Wellenlänge von weniger als 590 nm (gelbes Licht) Elektronen zu emittieren; bei Lithium findet sich der photoelektrische Effekt bei noch kürzeren Wellenlängen ab 516 nm (grünes Licht); und das Herausziehen von Elektronen aus Platin unter Einwirkung von sichtbarem Licht tritt überhaupt nicht auf und beginnt erst, wenn Platin mit ultravioletten Strahlen bestrahlt wird.

Diese Eigenschaften des photoelektrischen Effekts sind vom Standpunkt der klassischen Wellentheorie des Lichts, wonach der Effekt (für ein gegebenes Metall) nur durch die von der Metalloberfläche pro Zeiteinheit absorbierte Energiemenge bestimmt werden sollte, jedoch völlig unerklärlich sollte nicht von der Art der auf das Metall einfallenden Strahlung abhängen. Dieselben Eigenschaften erhalten jedoch eine einfache und überzeugende Erklärung, wenn wir davon ausgehen, dass die Strahlung aus getrennten Teilen, Photonen, mit einer wohldefinierten Energie besteht.

Tatsächlich ist ein Elektron in einem Metall an die Atome des Metalls gebunden, sodass eine gewisse Energie aufgewendet werden muss, um es herauszuziehen. Wenn das Photon die erforderliche Energiemenge hat (und die Energie des Photons durch die Strahlungsfrequenz bestimmt wird), wird das Elektron ausgestoßen und der photoelektrische Effekt wird beobachtet. Bei der Wechselwirkung mit dem Metall gibt das Photon seine Energie vollständig an das Elektron ab, da das Photon nicht in Teile zerlegt werden kann. Die Energie des Photons wird zum Teil dafür aufgewendet, die Bindung zwischen dem Elektron und dem Metall aufzubrechen, und zum Teil, um dem Elektron die kinetische Bewegungsenergie zu verleihen. Daher kann die maximale kinetische Energie eines aus einem Metall herausgeschlagenen Elektrons nicht größer sein als die Differenz zwischen der Photonenenergie und der Bindungsenergie eines Elektrons mit Metallatomen. Folglich wird mit einer Erhöhung der Anzahl von Photonen, die pro Zeiteinheit auf die Metalloberfläche einfallen (d. h. mit einer Erhöhung der Beleuchtungsintensität), nur die Anzahl der aus dem Metall ausgestoßenen Elektronen zunehmen, was zu einer Erhöhung der Photostrom, aber die Energie jedes Elektrons wird nicht zunehmen. Wenn die Photonenenergie kleiner ist als die minimale Energie, die zum Ausstoßen eines Elektrons erforderlich ist, wird der photoelektrische Effekt nicht für eine beliebige Anzahl von Photonen beobachtet, die auf das Metall einfallen, d.h. bei jeder Lichtstärke.

Quantentheorie des Lichts, entwickelten Einstein, konnte nicht nur die Eigenschaften des photoelektrischen Effekts erklären, sondern auch die Gesetzmäßigkeiten der chemischen Wirkung von Licht, die Temperaturabhängigkeit der Wärmekapazität von Festkörpern und eine Reihe anderer Phänomene. Es erwies sich als äußerst nützlich bei der Entwicklung von Ideen über die Struktur von Atomen und Molekülen.

Aus der Quantentheorie des Lichts folgt, dass ein Photon nicht zerfallen kann: Es interagiert als Ganzes mit einem Metallelektron und schlägt es aus der Platte; als Ganzes interagiert es auch mit der lichtempfindlichen Substanz des fotografischen Films, wodurch dieser an einem bestimmten Punkt dunkler wird usw. In diesem Sinne verhält sich das Photon wie ein Teilchen, d.h. weist korpuskulare Eigenschaften auf. Das Photon hat aber auch Welleneigenschaften: Dies äußert sich in der Wellennatur der Lichtausbreitung, in der Interferenz- und Beugungsfähigkeit des Photons. Ein Photon unterscheidet sich von einem Teilchen im klassischen Sinne dadurch, dass seine genaue Position im Raum, wie die genaue Position jeder Welle, nicht angegeben werden kann. Aber es unterscheidet sich auch von der "klassischen" Welle - die Unfähigkeit, sich in Teile zu teilen. Durch die Kombination von Korpuskular- und Welleneigenschaften ist das Photon streng genommen weder ein Teilchen noch eine Welle – es hat eine Korpuskular-Wellen-Dualität.

Das erste Modell der Atomstruktur wurde 1904 von J. Thomson vorgeschlagen, wonach das Atom eine positiv geladene Kugel mit darin eingebetteten Elektronen ist. Trotz seiner Unvollkommenheit ermöglichte das Thomson-Modell die Erklärung der Phänomene der Emission, Absorption und Streuung von Licht durch Atome sowie die Bestimmung der Anzahl von Elektronen in Atomen leichter Elemente.

Reis. 1. Atom nach dem Thomson-Modell. Elektronen werden durch elastische Kräfte in einer positiv geladenen Kugel gehalten. Diejenigen von ihnen, die sich auf der Oberfläche befinden, können leicht "ausknocken" und hinterlassen ein ionisiertes Atom.

1. 2.2 Rutherford-Modell

Thomsons Modell wurde von E. Rutherford (1911) widerlegt, der bewies, dass die positive Ladung und fast die gesamte Masse eines Atoms in einem kleinen Teil seines Volumens konzentriert sind - dem Kern, um den sich Elektronen bewegen (Abb. 2).

Reis. 2. Dieses Modell der Struktur des Atoms ist als planetarisch bekannt, weil die Elektronen wie die Planeten des Sonnensystems um den Kern kreisen.

Nach den Gesetzen der klassischen Elektrodynamik ist die Kreisbewegung eines Elektrons um den Kern stabil, wenn die Coulomb-Anziehungskraft gleich der Zentrifugalkraft ist. Nach der Theorie des elektromagnetischen Feldes sollten sich die Elektronen in diesem Fall jedoch in einer Spirale bewegen, kontinuierlich Energie ausstrahlen und auf den Kern fallen. Das Atom ist jedoch stabil.

Außerdem sollte ein Atom bei kontinuierlicher Energiestrahlung ein kontinuierliches, kontinuierliches Spektrum haben. Tatsächlich besteht das Spektrum eines Atoms aus einzelnen Linien und Reihen.

Somit widerspricht dieses Modell den Gesetzen der Elektrodynamik und erklärt nicht die Liniennatur des Atomspektrums.

2.3. Bohr-Modell

1913 schlug N. Bohr seine Theorie der Struktur des Atoms vor, ohne die früheren Ideen vollständig zu leugnen. Bohr stützte seine Theorie auf zwei Postulate.

Das erste Postulat besagt, dass sich das Elektron nur auf bestimmten stationären Bahnen um den Kern drehen kann. Auf ihnen strahlt oder absorbiert es keine Energie (Abb. 3).

Reis. 3. Modell der Struktur des Bohr-Atoms. Die Zustandsänderung eines Atoms, wenn sich ein Elektron von einer Umlaufbahn in eine andere bewegt.

Bei der Bewegung entlang einer beliebigen stationären Umlaufbahn bleibt die Energiezufuhr eines Elektrons (E 1, E 2 ...) konstant. Je näher die Bahn am Kern liegt, desto geringer ist die Energiereserve des Elektrons … 1 ˂ … 2 …˂ … n . Die Energie eines Elektrons in Umlaufbahnen wird durch die Gleichung bestimmt:

wobei m die Elektronenmasse ist, h die Plancksche Konstante ist, n 1, 2, 3… ist (n=1 für die 1. Umlaufbahn, n=2 für die 2. usw.).

Das zweite Postulat besagt, dass ein Elektron, wenn es sich von einer Umlaufbahn in eine andere bewegt, ein Quant (Teil) Energie absorbiert oder freisetzt.

Werden Atome einer Beeinflussung (Erhitzung, Strahlung etc.) ausgesetzt, kann ein Elektron ein Energiequant aufnehmen und sich auf eine kernfernere Bahn bewegen (Abb. 3). Man spricht in diesem Fall von einem angeregten Zustand des Atoms. Beim umgekehrten Übergang eines Elektrons (in eine kernnahe Umlaufbahn) wird Energie in Form eines Quantums an Strahlungsenergie - eines Photons - freigesetzt. Im Spektrum wird dies durch eine bestimmte Linie festgelegt. Basierend auf der Formel

,

wo λ die Wellenlänge ist, n = Quantenzahlen, die die nahen und fernen Bahnen charakterisieren, berechnete Bohr die Wellenlängen für alle Reihen im Spektrum des Wasserstoffatoms. Die erhaltenen Ergebnisse stimmten mit den experimentellen Daten überein. Der Ursprung diskontinuierlicher Linienspektren wurde klar. Sie sind das Ergebnis der Energieabgabe von Atomen beim Übergang von Elektronen aus einem angeregten in einen stationären Zustand. Übergänge von Elektronen zur 1. Umlaufbahn bilden eine Gruppe von Frequenzen der Lyman-Reihe, zur 2. - der Balmer-Reihe, zur 3. Paschen-Reihe (Abb. 4, Tabelle 1).

Reis. 4. Korrespondenz zwischen elektronischen Übergängen und Spektrallinien des Wasserstoffatoms.

Tabelle 1

Überprüfung der Bohr-Formel für Reihen des Wasserstoffspektrums

Bohrs Theorie konnte jedoch die Aufspaltung von Linien in den Spektren von Mehrelektronenatomen nicht erklären. Bohr ging davon aus, dass das Elektron ein Teilchen ist, und verwendete die für Teilchen charakteristischen Gesetze, um das Elektron zu beschreiben. Gleichzeitig häuften sich Fakten, die zeigten, dass auch das Elektron Welleneigenschaften aufweisen kann. Die klassische Mechanik erwies sich als unfähig, die Bewegung von Mikroobjekten zu erklären, die gleichzeitig die Eigenschaften von materiellen Teilchen und die Eigenschaften einer Welle haben. Dieses Problem wurde durch die Quantenmechanik gelöst – eine physikalische Theorie, die die allgemeinen Gesetze der Bewegung und Wechselwirkung von Mikropartikeln mit sehr geringer Masse untersucht (Tabelle 2).

Tabelle 2

Eigenschaften von Elementarteilchen, die ein Atom bilden

Vorlesung: Planetenmodell des Atoms

Die Struktur des Atoms

Die genaueste Methode zur Bestimmung der Struktur einer Substanz ist die Spektralanalyse. Die Strahlung jedes Atoms eines Elements ist ausschließlich individuell. Bevor wir jedoch verstehen, wie die Spektralanalyse abläuft, wollen wir herausfinden, welche Struktur ein Atom eines beliebigen Elements hat.

Die erste Annahme über die Struktur des Atoms wurde von J. Thomson präsentiert. Dieser Wissenschaftler untersucht seit langem Atome. Außerdem gehört ihm die Entdeckung des Elektrons – für die er den Nobelpreis erhielt. Das von Thomson vorgeschlagene Modell hatte nichts mit der Realität zu tun, diente Rutherford jedoch als stark genuger Anreiz, die Struktur des Atoms zu untersuchen. Das von Thomson vorgeschlagene Modell wurde "Rosinenpudding" genannt.

Thomson glaubte, dass das Atom eine feste Kugel mit einer negativen elektrischen Ladung ist. Um dies zu kompensieren, werden Elektronen wie Rosinen in die Kugel eingestreut. Zusammenfassend stimmt die Ladung der Elektronen mit der Ladung des gesamten Kerns überein, was das Atom neutral macht.

Bei der Untersuchung der Struktur des Atoms wurde festgestellt, dass alle Atome in Festkörpern oszillierende Bewegungen ausführen. Und wie Sie wissen, strahlt jedes sich bewegende Teilchen Wellen aus. Deshalb hat jedes Atom sein eigenes Spektrum. Diese Aussagen passten jedoch in keiner Weise in das Thomson-Modell.

Rutherfords Erfahrung

Um Thomsons Modell zu bestätigen oder zu widerlegen, schlug Rutherford ein Experiment vor, das zum Beschuss eines Atoms eines Elements durch Alphateilchen führte. Als Ergebnis dieses Experiments war es wichtig zu sehen, wie sich das Teilchen verhalten würde.

Alphateilchen wurden beim radioaktiven Zerfall von Radium entdeckt. Ihre Ströme waren Alphastrahlen, von denen jedes Teilchen eine positive Ladung hatte. Als Ergebnis zahlreicher Studien wurde festgestellt, dass das Alpha-Teilchen wie ein Heliumatom ist, in dem es keine Elektronen gibt. Mit dem heutigen Wissen wissen wir, dass das Alpha-Teilchen der Kern von Helium ist, während Rutherford glaubte, dass dies Heliumionen waren.

Jedes Alpha-Teilchen hatte eine enorme Energie, wodurch es mit hoher Geschwindigkeit auf die betreffenden Atome zufliegen konnte. Daher war das Hauptergebnis des Experiments die Bestimmung des Teilchenablenkwinkels.

Für das Experiment verwendete Rutherford dünne Goldfolie. Er richtete Hochgeschwindigkeits-Alphateilchen darauf. Er nahm an, dass als Ergebnis dieses Experiments alle Teilchen durch die Folie fliegen würden, und zwar mit kleinen Abweichungen. Um dies jedoch sicher herauszufinden, wies er seine Schüler an, zu prüfen, ob es bei diesen Partikeln große Abweichungen gab.

Das Ergebnis des Experiments überraschte absolut alle, denn viele Teilchen wichen nicht nur um einen ausreichend großen Winkel ab – einige Ablenkwinkel erreichten mehr als 90 Grad.

Diese Ergebnisse überraschten absolut alle, Rutherford sagte, dass es sich anfühlte, als ob ein Stück Papier in den Weg der Projektile gelegt wurde, wodurch das Alpha-Teilchen nicht in das Innere eindringen konnte, wodurch es zurückkehrte.

Wenn das Atom wirklich fest wäre, hätte es ein elektrisches Feld haben müssen, das das Teilchen verlangsamt. Die Stärke des Feldes reichte jedoch nicht aus, um sie vollständig aufzuhalten, geschweige denn zurückzudrängen. Damit war Thomsons Modell widerlegt. Also begann Rutherford mit der Arbeit an einem neuen Modell.

Rutherford-Modell

Um dieses Ergebnis des Experiments zu erhalten, ist es notwendig, die positive Ladung auf eine kleinere Menge zu konzentrieren, was zu einem größeren elektrischen Feld führt. Mithilfe der Feldpotentialformel können Sie die erforderliche Größe eines positiven Teilchens bestimmen, das ein Alphateilchen in die entgegengesetzte Richtung abstoßen könnte. Sein Radius sollte in der Größenordnung des Maximums liegen 10 -15 m. Aus diesem Grund schlug Rutherford das Planetenmodell des Atoms vor.

Dieses Modell trägt seinen Namen nicht umsonst. Tatsache ist, dass sich im Inneren des Atoms ein positiv geladener Kern befindet, ähnlich der Sonne im Sonnensystem. Elektronen kreisen wie Planeten um den Atomkern. Das Sonnensystem ist so angeordnet, dass die Planeten mit Hilfe der Gravitationskräfte von der Sonne angezogen werden, aber aufgrund der verfügbaren Geschwindigkeit, die sie auf ihrer Umlaufbahn hält, nicht auf die Sonnenoberfläche fallen. Das gleiche passiert mit Elektronen - Coulomb-Kräfte ziehen Elektronen zum Kern, aber aufgrund der Rotation fallen sie nicht auf die Oberfläche des Kerns.

Eine Annahme von Thomson erwies sich als absolut richtig - die Gesamtladung der Elektronen entspricht der Ladung des Kerns. Durch eine starke Wechselwirkung können Elektronen jedoch aus ihrer Umlaufbahn geschleudert werden, wodurch die Ladung nicht kompensiert wird und das Atom zu einem positiv geladenen Ion wird.

Eine sehr wichtige Information bezüglich der Struktur des Atoms ist, dass fast die gesamte Masse des Atoms im Kern konzentriert ist. Beispielsweise hat ein Wasserstoffatom nur ein Elektron, dessen Masse mehr als anderthalbtausendmal geringer ist als die Masse des Kerns.