Modelo planetário do átomo

Modelo planetário de um átomo: núcleo (vermelho) e elétrons (verde)

Modelo planetário do átomo, ou Modelo Rutherford, - modelo histórico da estrutura do átomo, que foi proposto por Ernest Rutherford como resultado de um experimento com espalhamento de partículas alfa. De acordo com esse modelo, o átomo consiste em um pequeno núcleo carregado positivamente, no qual se concentra quase toda a massa do átomo, em torno do qual os elétrons se movem, assim como os planetas se movem ao redor do sol. O modelo planetário do átomo corresponde às ideias modernas sobre a estrutura do átomo, levando em consideração o fato de que o movimento dos elétrons é de natureza quântica e não é descrito pelas leis da mecânica clássica. Historicamente, o modelo planetário de Rutherford sucedeu o "modelo de pudim de ameixas" de Joseph John Thomson, que postula que elétrons carregados negativamente são colocados dentro de um átomo carregado positivamente.

Rutherford propôs um novo modelo para a estrutura do átomo em 1911 como conclusão de um experimento sobre a dispersão de partículas alfa em folha de ouro, realizado sob sua liderança. Durante esse espalhamento, um número inesperadamente grande de partículas alfa foi espalhado em grandes ângulos, o que indicava que o centro de espalhamento era pequeno em tamanho e uma carga elétrica significativa estava concentrada nele. Os cálculos de Rutherford mostraram que um centro de espalhamento, carregado positiva ou negativamente, deve ser pelo menos 3.000 vezes menor que o tamanho de um átomo, que na época já era conhecido e estimado em cerca de 10-10 m. dessa vez, e sua massa e carga são determinadas, então o centro de espalhamento, que mais tarde foi chamado de núcleo, deve ter a carga oposta aos elétrons. Rutherford não vinculou a quantidade de carga ao número atômico. Essa conclusão foi feita posteriormente. E o próprio Rutherford sugeriu que a carga é proporcional à massa atômica.

A desvantagem do modelo planetário era sua incompatibilidade com as leis da física clássica. Se os elétrons se movem ao redor do núcleo como um planeta ao redor do Sol, seu movimento é acelerado e, portanto, de acordo com as leis da eletrodinâmica clássica, eles devem irradiar ondas eletromagnéticas, perder energia e cair no núcleo. O próximo passo no desenvolvimento do modelo planetário foi o modelo de Bohr, postulando outras leis, diferentes das clássicas, do movimento do elétron. Completamente as contradições da eletrodinâmica foram capazes de resolver a mecânica quântica.

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Rutherford Ernest- (1871 1937), físico inglês, um dos criadores da teoria da radioatividade e da estrutura do átomo, fundador de uma escola científica, membro correspondente estrangeiro da Academia Russa de Ciências (1922) e membro honorário da Academia da URSS de Ciências (1925). Nascido na Nova Zelândia, depois de se formar na ... ... dicionário enciclopédico

Άτομο

corpúsculo- Átomo de hélio Átomo (outro ἄτομος grego indivisível) é a menor parte de um elemento químico, que é o portador de suas propriedades. Um átomo consiste em um núcleo atômico e uma nuvem de elétrons ao seu redor. O núcleo de um átomo consiste em prótons carregados positivamente e ... ... Wikipedia

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Livros

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Um dos primeiros modelos da estrutura do átomo foi proposto J. Thomson em 1904, o Atom foi apresentado como um "mar de eletricidade positiva" com elétrons oscilando nele. A carga negativa total dos elétrons de um átomo eletricamente neutro foi igualada à sua carga positiva total.

A experiência de Rutherford

Para testar a hipótese de Thomson e determinar com mais precisão a estrutura do átomo E. Rutherford organizou uma série de experimentos sobre espalhamento α -partículas finas placas de metal - folha. Em 1910, os alunos de Rutherford Hans Geiger e Ernest Marsden realizou experimentos de bombardeio α - partículas de placas metálicas finas. Eles descobriram que a maioria α -as partículas passam pela folha sem mudar sua trajetória. E isso não foi surpreendente, se aceitarmos a exatidão do modelo do átomo de Thomson.

Fonte α - a radiação foi colocada em um cubo de chumbo com um canal perfurado nele, para que fosse possível obter um fluxo α -partículas voando em uma determinada direção. As partículas alfa são átomos de hélio duplamente ionizados ( Não 2+). Eles têm uma carga positiva de +2 e uma massa quase 7350 vezes a massa de um elétron. Atingindo uma tela revestida com sulfeto de zinco, α -partículas o faziam brilhar, e com uma lupa podia-se ver e contar os flashes individuais que aparecem na tela quando cada α -partículas. Uma folha foi colocada entre a fonte de radiação e a tela. A partir dos flashes na tela foi possível julgar a dispersão α -partículas, i.e. sobre seu desvio da direção original ao passar pela camada de metal.

Acontece que a maioria α -as partículas passam pela folha sem mudar sua direção, embora a espessura da folha corresponda a centenas de milhares de diâmetros atômicos. Mas alguns compartilham α -partículas ainda desviadas por pequenos ângulos, e ocasionalmente α -partículas mudaram abruptamente a direção de seu movimento e até (cerca de 1 em 100.000) foram jogadas para trás, como se tivessem encontrado um grande obstáculo. Casos de um desvio tão acentuado α -as partículas podiam ser observadas movendo a tela com uma lupa em arco.

A partir dos resultados deste experimento, as seguintes conclusões podem ser tiradas:

1. Há algum "obstáculo" no átomo, que tem sido chamado de núcleo.
2. O núcleo tem uma carga positiva (caso contrário, carregado positivamente α partículas não seriam refletidas de volta).
3. O núcleo é muito pequeno em comparação com o tamanho do próprio átomo (apenas uma pequena parte α -partículas mudaram de direção).
4. O núcleo tem mais massa que a massa α -partículas.

Rutherford explicou os resultados do experimento propondo modelo "planetário" do átomo comparou-o ao sistema solar. De acordo com o modelo planetário, no centro do átomo há um núcleo muito pequeno, cujo tamanho é aproximadamente 100.000 vezes menor que o tamanho do próprio átomo. Este núcleo contém quase toda a massa do átomo e carrega uma carga positiva. Os elétrons se movem ao redor do núcleo, cujo número é determinado pela carga do núcleo. A trajetória externa dos elétrons determina as dimensões externas do átomo. O diâmetro de um átomo é de cerca de 10 -8 cm, e o diâmetro do núcleo é de cerca de 10 -13 ÷10 -12 cm.

Quanto maior a carga do núcleo atômico, mais forte será repelido dele α -partícula, mais frequentemente haverá casos de fortes desvios α -partículas que passam pela camada de metal, a partir da direção original do movimento. Portanto, experimentos de espalhamento α -partículas tornam possível não apenas detectar a existência de um núcleo atômico, mas também determinar sua carga. Já se deduzia dos experimentos de Rutherford que a carga do núcleo (expressa em unidades da carga do elétron) é numericamente igual ao número ordinal do elemento no sistema periódico. foi confirmado G. Moseley, que em 1913 estabeleceu uma relação simples entre os comprimentos de onda de certas linhas do espectro de raios X de um elemento e seu número de série, e D. Chadwick, que em 1920 determinou com grande precisão as cargas dos núcleos atômicos de vários elementos por espalhamento α -partículas.

O significado físico do número de série de um elemento no sistema periódico foi estabelecido: o número de série acabou sendo a constante mais importante do elemento, expressando a carga positiva do núcleo de seu átomo. Da neutralidade elétrica do átomo, segue-se que o número de elétrons girando em torno do núcleo é igual ao número ordinal do elemento.

Essa descoberta deu uma nova justificativa para o arranjo dos elementos no sistema periódico. Ao mesmo tempo, eliminou a aparente contradição no sistema de Mendeleev - a posição de alguns elementos com maior massa atômica à frente de elementos com menor massa atômica (telúrio e iodo, argônio e potássio, cobalto e níquel). Descobriu-se que não há contradição aqui, pois o lugar de um elemento no sistema é determinado pela carga do núcleo atômico. Foi estabelecido experimentalmente que a carga do núcleo do átomo de telúrio é 52 e a do átomo de iodo é 53; portanto, o telúrio, apesar de sua grande massa atômica, deve estar antes do iodo. Da mesma forma, as cargas dos núcleos de argônio e potássio, níquel e cobalto correspondem totalmente à sequência de arranjo desses elementos no sistema.

Assim, a carga do núcleo atômico é a principal quantidade da qual dependem as propriedades do elemento e sua posição no sistema periódico. É por isso lei periódica de Mendeleev atualmente pode ser formulado da seguinte forma:

As propriedades dos elementos e as substâncias simples e complexas formadas por eles estão em uma dependência periódica da carga do núcleo dos átomos dos elementos.

A determinação dos números de série dos elementos pelas cargas dos núcleos de seus átomos permitiu estabelecer o número total de lugares no sistema periódico entre o hidrogênio, que possui o número de série 1, e o urânio (número atômico 92), considerado naquele momento o último membro do sistema periódico de elementos. Quando a teoria da estrutura do átomo foi criada, os lugares 43, 61, 72, 75, 85 e 87 permaneceram desocupados, o que indicava a possibilidade da existência de elementos ainda não descobertos. E, de fato, em 1922, foi descoberto o elemento háfnio, que substituiu o 72; depois em 1925 - o rênio, que ocorreu 75. Os elementos que deveriam ocupar os quatro lugares livres restantes na tabela acabaram sendo radioativos e não foram encontrados na natureza, mas foram obtidos artificialmente. Os novos elementos foram nomeados tecnécio (número 43), promécio (61), astato (85) e frâncio (87). Atualmente, todas as células do sistema periódico entre hidrogênio e urânio estão cheias. No entanto, o próprio sistema periódico não está completo.

Espectros atômicos

O modelo planetário foi um passo importante na teoria da estrutura do átomo. No entanto, em alguns aspectos, contradizia fatos bem estabelecidos. Vamos considerar duas dessas contradições.

Primeiro, a teoria de Rutherford não poderia explicar a estabilidade do átomo. Um elétron girando em torno de um núcleo carregado positivamente deve, como uma carga elétrica oscilante, emitir energia eletromagnética na forma de ondas de luz. Mas, ao emitir luz, o elétron perde parte de sua energia, o que leva a um desequilíbrio entre a força centrífuga associada à rotação do elétron e a força de atração eletrostática do elétron ao núcleo. Para restaurar o equilíbrio, o elétron deve se aproximar do núcleo. Assim, o elétron, irradiando continuamente energia eletromagnética e movendo-se em espiral, se aproximará do núcleo. Tendo esgotado toda a sua energia, ele deve “cair” sobre o núcleo, e o átomo deixará de existir. Essa conclusão contradiz as propriedades reais dos átomos, que são formações estáveis ​​e podem existir sem serem destruídos por um tempo extremamente longo.

Em segundo lugar, o modelo de Rutherford levou a conclusões incorretas sobre a natureza dos espectros atômicos. Quando a luz emitida por um corpo sólido ou líquido quente passa através de um prisma de vidro ou de quartzo, um chamado espectro contínuo é observado em uma tela colocada atrás do prisma, cuja parte visível é uma faixa colorida contendo todas as cores do prisma. arco Iris. Este fenômeno é explicado pelo fato de que a radiação de um corpo sólido ou líquido quente consiste em ondas eletromagnéticas de várias frequências. Ondas de diferentes frequências não são igualmente refratadas pelo prisma e atingem lugares diferentes na tela. O conjunto de frequências de radiação eletromagnética emitida por uma substância é chamado de espectro de emissão. Por outro lado, as substâncias absorvem a radiação de certas frequências. A totalidade deste último é chamada de espectro de absorção de uma substância.

Para obter um espectro, em vez de um prisma, você pode usar uma grade de difração. Este último é uma placa de vidro, em cuja superfície são aplicados traços paralelos finos a uma distância muito próxima um do outro (até 1500 traços por 1 mm). Ao passar por essa grade, a luz se decompõe e forma um espectro semelhante ao obtido com um prisma. A difração é inerente a qualquer movimento ondulatório e serve como uma das principais provas da natureza ondulatória da luz.

Quando aquecida, uma substância emite raios (radiação). Se a radiação tem um comprimento de onda, então é chamada de monocromática. Na maioria dos casos, a radiação é caracterizada por vários comprimentos de onda. Quando a radiação é decomposta em componentes monocromáticos, obtém-se um espectro de radiação, onde seus componentes individuais são expressos por linhas espectrais.

Os espectros obtidos por radiação de átomos livres ou fracamente ligados (por exemplo, em gases ou vapores) são chamados de espectros atômicos.

A radiação emitida por sólidos ou líquidos sempre dá um espectro contínuo. A radiação emitida por gases e vapores quentes, em contraste com a radiação de sólidos e líquidos, contém apenas certos comprimentos de onda. Portanto, em vez de uma faixa contínua na tela, é obtida uma série de linhas coloridas separadas por lacunas escuras. O número e a localização dessas linhas dependem da natureza do gás ou vapor quente. Assim, o vapor de potássio dá - um espectro composto por três linhas - duas vermelhas e uma violeta; existem várias linhas vermelhas, amarelas e verdes no espectro de vapores de cálcio, etc.

A radiação emitida por sólidos ou líquidos sempre dá um espectro contínuo. A radiação emitida por gases e vapores quentes, em contraste com a radiação de sólidos e líquidos, contém apenas certos comprimentos de onda. Portanto, em vez de uma faixa contínua na tela, é obtida uma série de linhas coloridas separadas por lacunas escuras. O número e a localização dessas linhas dependem da natureza do gás ou vapor quente. Assim, o vapor de potássio fornece um espectro composto por três linhas - duas vermelhas e uma violeta; existem várias linhas vermelhas, amarelas e verdes no espectro de vapores de cálcio, etc.

Esses espectros são chamados de espectros de linha. Verificou-se que a luz emitida pelos átomos dos gases possui um espectro de linhas, no qual as linhas espectrais podem ser combinadas em série.

Em cada série, a disposição das linhas corresponde a um determinado padrão. As frequências de linhas individuais podem ser descritas Fórmula de Balmer:

O fato de os átomos de cada elemento fornecerem um espectro completamente específico inerente apenas a este elemento, e a intensidade das linhas espectrais correspondentes ser tanto maior quanto maior for o conteúdo do elemento na amostra retirada, é amplamente utilizado para determinar a qualidade qualitativa. e composição quantitativa de substâncias e materiais. Esse método de pesquisa é chamado análise espectral.

O modelo planetário da estrutura do átomo revelou-se incapaz de explicar o espectro de emissão de linhas dos átomos de hidrogênio e, mais ainda, a combinação de linhas espectrais em uma série. Um elétron girando em torno do núcleo deve se aproximar do núcleo, mudando continuamente a velocidade de seu movimento. A frequência da luz emitida por ele é determinada pela frequência de sua rotação e, portanto, deve estar em constante mudança. Isso significa que o espectro de radiação de um átomo deve ser contínuo, contínuo. De acordo com este modelo, a frequência de radiação de um átomo deve ser igual à frequência de vibração mecânica ou ser um múltiplo dela, o que é inconsistente com a fórmula de Balmer. Assim, a teoria de Rutherford não poderia explicar nem a existência de átomos estáveis ​​nem a presença de seus espectros de linha.

teoria quântica da luz

Em 1900 M. Prancha mostrou que a capacidade de um corpo aquecido de emitir radiação pode ser descrita quantitativamente corretamente apenas assumindo que a energia radiante é emitida e absorvida pelos corpos não continuamente, mas discretamente, ou seja, em porções separadas - quanta. Ao mesmo tempo, a energia E cada porção está relacionada com a frequência de radiação por uma relação chamada Equações de Planck:

O próprio Planck acreditou por muito tempo que a emissão e absorção de luz pelos quanta é uma propriedade dos corpos radiantes, e não da própria radiação, que é capaz de ter qualquer energia e, portanto, poderia ser absorvida continuamente. No entanto, em 1905 Einstein, analisando o fenômeno do efeito fotoelétrico, chegou à conclusão de que a energia eletromagnética (radiante) existe apenas na forma de quanta e que, portanto, a radiação é um fluxo de "partículas" de material indivisível (fótons), cuja energia é determinado equação de Planck.

efeito fotoelétrico A emissão de elétrons por um metal sob a ação da luz incidente sobre ele é chamada. Este fenômeno foi estudado em detalhes em 1888-1890. A. G. Stoletov. Se você colocar a configuração em um vácuo e aplicar na placa M potencial negativo, então nenhuma corrente será observada no circuito, pois não há partículas carregadas no espaço entre a placa e a grade que possam transportar corrente elétrica. Mas quando a placa é iluminada com uma fonte de luz, o galvanômetro detecta a ocorrência de uma corrente (chamada fotocorrente), cujos portadores são os elétrons puxados pela luz do metal.

Descobriu-se que quando a intensidade da luz muda, apenas o número de elétrons emitidos pelo metal muda, ou seja, força da fotocorrente. Mas a energia cinética máxima de cada elétron emitido do metal não depende da intensidade da iluminação, mas muda apenas quando a frequência da luz incidente no metal muda. É com o aumento do comprimento de onda (ou seja, com a diminuição da frequência) que a energia dos elétrons emitidos pelo metal diminui, e então, em um comprimento de onda determinado para cada metal, o efeito fotoelétrico desaparece e não aparece mesmo a muito alta intensidade de luz. Assim, quando iluminado com luz vermelha ou laranja, o sódio não apresenta efeito fotoelétrico e passa a emitir elétrons apenas em comprimento de onda inferior a 590 nm (luz amarela); no lítio, o efeito fotoelétrico é encontrado em comprimentos de onda ainda mais curtos, a partir de 516 nm (luz verde); e retirar elétrons da platina sob a ação da luz visível não ocorre e começa apenas quando a platina é irradiada com raios ultravioleta.

Essas propriedades do efeito fotoelétrico são completamente inexplicáveis ​​do ponto de vista da teoria ondulatória clássica da luz, segundo a qual o efeito deve ser determinado (para um determinado metal) apenas pela quantidade de energia absorvida pela superfície do metal por unidade de tempo, mas não deve depender do tipo de radiação incidente no metal. No entanto, essas mesmas propriedades recebem uma explicação simples e convincente, se assumirmos que a radiação consiste em porções separadas, fótons, com uma energia bem definida.

De fato, um elétron em um metal está ligado aos átomos do metal, de modo que uma certa quantidade de energia deve ser gasta para retirá-lo. Se o fóton tiver a quantidade de energia necessária (e a energia do fóton for determinada pela frequência da radiação), o elétron será ejetado e o efeito fotoelétrico será observado. No processo de interação com o metal, o fóton cede completamente sua energia ao elétron, porque o fóton não pode ser dividido em partes. A energia do fóton será em parte gasta na quebra da ligação entre o elétron e o metal e em parte na transmissão da energia cinética do movimento ao elétron. Portanto, a energia cinética máxima de um elétron expulso de um metal não pode ser maior que a diferença entre a energia do fóton e a energia de ligação de um elétron com átomos de metal. Consequentemente, com um aumento no número de fótons incidentes na superfície do metal por unidade de tempo (ou seja, com um aumento na intensidade de iluminação), apenas o número de elétrons ejetados do metal aumentará, o que levará a um aumento na fotocorrente, mas a energia de cada elétron não aumentará. Se a energia do fóton for menor que a energia mínima necessária para ejetar um elétron, o efeito fotoelétrico não será observado para qualquer número de fótons incidentes no metal, ou seja, em qualquer intensidade de luz.

teoria quântica da luz, desenvolvido Einstein, foi capaz de explicar não apenas as propriedades do efeito fotoelétrico, mas também as leis da ação química da luz, a dependência da temperatura da capacidade calorífica dos sólidos e vários outros fenômenos. Acabou sendo extremamente útil no desenvolvimento de ideias sobre a estrutura de átomos e moléculas.

Decorre da teoria quântica da luz que um fóton é incapaz de se fragmentar: ele interage como um todo com um elétron de metal, derrubando-o da placa; como um todo, ele também interage com a substância sensível à luz do filme fotográfico, fazendo com que ele escureça em um determinado ponto, e assim sucessivamente, nesse sentido, o fóton se comporta como uma partícula, ou seja, apresenta propriedades corpusculares. No entanto, o fóton também possui propriedades ondulatórias: isso se manifesta na natureza ondulatória da propagação da luz, na capacidade do fóton de interferir e difração. Um fóton difere de uma partícula no sentido clássico do termo, pois sua posição exata no espaço, como a posição exata de qualquer onda, não pode ser especificada. Mas também difere da onda "clássica" - a incapacidade de dividir em partes. Combinando propriedades corpusculares e ondulatórias, o fóton não é, estritamente falando, nem partícula nem onda - tem uma dualidade corpuscular-onda.

O primeiro modelo da estrutura do átomo foi proposto por J. Thomson em 1904, segundo o qual o átomo é uma esfera carregada positivamente com elétrons embutidos nela. Apesar de sua imperfeição, o modelo de Thomson possibilitou explicar os fenômenos de emissão, absorção e espalhamento da luz pelos átomos, bem como determinar o número de elétrons em átomos de elementos leves.

Arroz. 1. Átomo, segundo o modelo de Thomson. Os elétrons são mantidos dentro de uma esfera carregada positivamente por forças elásticas. Aqueles que estão na superfície podem facilmente "nocautear", deixando um átomo ionizado.

1. 2.2 modelo Rutherford

O modelo de Thomson foi refutado por E. Rutherford (1911), que provou que a carga positiva e quase toda a massa de um átomo estão concentradas em uma pequena parte de seu volume - o núcleo em torno do qual os elétrons se movem (Fig. 2).

Arroz. 2. Este modelo da estrutura do átomo é conhecido como planetário, porque os elétrons giram em torno do núcleo como os planetas do sistema solar.

De acordo com as leis da eletrodinâmica clássica, o movimento de um elétron em um círculo ao redor do núcleo será estável se a força de atração de Coulomb for igual à força centrífuga. No entanto, de acordo com a teoria do campo eletromagnético, os elétrons, neste caso, devem se mover em espiral, irradiando energia continuamente e cair sobre o núcleo. No entanto, o átomo é estável.

Além disso, com radiação contínua de energia, um átomo deve ter um espectro contínuo e contínuo. De fato, o espectro de um átomo consiste em linhas e séries individuais.

Assim, este modelo contradiz as leis da eletrodinâmica e não explica a natureza linear do espectro atômico.

2.3. Modelo Bohr

Em 1913, N. Bohr propôs sua teoria da estrutura do átomo, sem negar completamente as ideias anteriores. Bohr baseou sua teoria em dois postulados.

O primeiro postulado diz que o elétron pode girar em torno do núcleo apenas em certas órbitas estacionárias. Estando sobre eles, não irradia nem absorve energia (Fig. 3).

Arroz. 3. Modelo da estrutura do átomo de Bohr. A mudança no estado de um átomo quando um elétron se move de uma órbita para outra.

Ao se mover ao longo de qualquer órbita estacionária, o fornecimento de energia de um elétron (E 1, E 2 ...) permanece constante. Quanto mais próxima a órbita estiver do núcleo, menor será a reserva de energia do elétron Е 1 ˂ Е 2 …˂ Е n . A energia de um elétron em órbitas é determinada pela equação:

onde m é a massa do elétron, h é a constante de Planck, n é 1, 2, 3… (n=1 para a 1ª órbita, n=2 para a 2ª, etc.).

O segundo postulado diz que ao passar de uma órbita para outra, um elétron absorve ou libera um quantum (porção) de energia.

Se os átomos são expostos à influência (aquecimento, radiação, etc.), então um elétron pode absorver um quantum de energia e mover-se para uma órbita mais distante do núcleo (Fig. 3). Neste caso, fala-se de um estado excitado do átomo. Durante a transição reversa de um elétron (para uma órbita mais próxima do núcleo), a energia é liberada na forma de um quantum de energia radiante - um fóton. No espectro, isso é fixado por uma determinada linha. Com base na fórmula

,

onde λ é o comprimento de onda, n = números quânticos que caracterizam as órbitas próximas e distantes, Bohr calculou os comprimentos de onda para todas as séries no espectro do átomo de hidrogênio. Os resultados obtidos foram consistentes com os dados experimentais. A origem dos espectros de linha descontínua tornou-se clara. Eles são o resultado da emissão de energia pelos átomos durante a transição dos elétrons de um estado excitado para um estacionário. As transições de elétrons para a 1ª órbita formam um grupo de frequências da série de Lyman, para a 2ª - série de Balmer, para a 3ª série de Paschen (Fig. 4, Tabela 1).

Arroz. 4. Correspondência entre transições eletrônicas e linhas espectrais do átomo de hidrogênio.

tabela 1

Verificação da fórmula de Bohr para séries do espectro de hidrogênio

No entanto, a teoria de Bohr falhou em explicar a divisão de linhas nos espectros de átomos multieletrônicos. Bohr partiu do fato de que o elétron é uma partícula e usou as leis características das partículas para descrever o elétron. Ao mesmo tempo, acumulavam-se fatos que mostravam que o elétron também é capaz de exibir propriedades ondulatórias. A mecânica clássica revelou-se incapaz de explicar o movimento dos micro-objetos, que têm simultaneamente as propriedades das partículas materiais e as propriedades de uma onda. Este problema foi resolvido pela mecânica quântica - uma teoria física que estuda os padrões gerais de movimento e interação de micropartículas com uma massa muito pequena (Tabela 2).

mesa 2

Propriedades das partículas elementares que formam um átomo

Palestra: Modelo planetário do átomo

A estrutura do átomo

A maneira mais precisa de determinar a estrutura de qualquer substância é a análise espectral. A radiação de cada átomo de um elemento é exclusivamente individual. No entanto, antes de entender como ocorre a análise espectral, vamos descobrir qual estrutura tem um átomo de qualquer elemento.

A primeira suposição sobre a estrutura do átomo foi apresentada por J. Thomson. Este cientista estuda átomos há muito tempo. Além disso, é ele o dono da descoberta do elétron - pelo qual recebeu o Prêmio Nobel. O modelo que Thomson propôs não tinha nada a ver com a realidade, mas serviu como um forte incentivo para Rutherford estudar a estrutura do átomo. O modelo proposto por Thomson foi chamado de "pudim de passas".

Thomson acreditava que o átomo é uma bola sólida com uma carga elétrica negativa. Para compensar isso, os elétrons são intercalados na bola, como passas. Em suma, a carga dos elétrons coincide com a carga de todo o núcleo, o que torna o átomo neutro.

Durante o estudo da estrutura do átomo, descobriu-se que todos os átomos em sólidos fazem movimentos oscilatórios. E, como você sabe, qualquer partícula em movimento irradia ondas. É por isso que cada átomo tem seu próprio espectro. No entanto, essas afirmações não se encaixavam de forma alguma no modelo de Thomson.

A experiência de Rutherford

Para confirmar ou refutar o modelo de Thomson, Rutherford propôs um experimento que resultou no bombardeio de um átomo de algum elemento por partículas alfa. Como resultado desse experimento, era importante ver como a partícula se comportaria.

As partículas alfa foram descobertas como resultado do decaimento radioativo do rádio. Seus fluxos eram raios alfa, cada partícula com uma carga positiva. Como resultado de vários estudos, foi determinado que a partícula alfa é como um átomo de hélio, no qual não há elétrons. Usando o conhecimento atual, sabemos que a partícula alfa é o núcleo de hélio, enquanto Rutherford acreditava que eram íons de hélio.

Cada partícula alfa tinha uma energia tremenda, como resultado da qual poderia voar em alta velocidade nos átomos em questão. Portanto, o principal resultado do experimento foi determinar o ângulo de deflexão das partículas.

Para o experimento, Rutherford usou uma fina folha de ouro. Ele dirigiu partículas alfa de alta velocidade para ele. Ele assumiu que, como resultado desse experimento, todas as partículas voariam através da folha, e com pequenos desvios. No entanto, para ter certeza, ele instruiu seus alunos a verificar se havia grandes desvios nessas partículas.

O resultado do experimento surpreendeu a todos, porque muitas partículas não apenas se desviaram por um ângulo suficientemente grande - alguns ângulos de deflexão chegaram a mais de 90 graus.

Esses resultados surpreenderam absolutamente todos, Rutherford disse que parecia que um pedaço de papel foi colocado no caminho dos projéteis, o que não permitiu que a partícula alfa penetrasse no interior, como resultado, ela voltou.

Se o átomo fosse realmente sólido, deveria ter algum campo elétrico, o que desacelerava a partícula. No entanto, a força do campo não foi suficiente para detê-la completamente, muito menos empurrá-la para trás. Isso significa que o modelo de Thomson foi refutado. Então Rutherford começou a trabalhar em um novo modelo.

Modelo Rutherford

Para obter esse resultado do experimento, é necessário concentrar a carga positiva em uma quantidade menor, resultando em um campo elétrico maior. Usando a fórmula do potencial de campo, você pode determinar o tamanho necessário de uma partícula positiva que pode repelir uma partícula alfa na direção oposta. Seu raio deve ser da ordem de máximo 10-15m. É por isso que Rutherford propôs o modelo planetário do átomo.

Este modelo é chamado assim por um motivo. O fato é que dentro do átomo existe um núcleo carregado positivamente, semelhante ao Sol no sistema solar. Os elétrons giram em torno do núcleo como planetas. O sistema solar está organizado de tal forma que os planetas são atraídos pelo Sol com a ajuda de forças gravitacionais, porém, eles não caem na superfície do Sol devido à velocidade disponível que os mantém em sua órbita. A mesma coisa acontece com os elétrons - as forças de Coulomb atraem elétrons para o núcleo, mas devido à rotação, eles não caem na superfície do núcleo.

Uma suposição de Thomson acabou sendo absolutamente correta - a carga total dos elétrons corresponde à carga do núcleo. No entanto, como resultado de uma interação forte, os elétrons podem ser expulsos de sua órbita, como resultado, a carga não é compensada e o átomo se transforma em um íon carregado positivamente.

Uma informação muito importante sobre a estrutura do átomo é que quase toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. Por exemplo, um átomo de hidrogênio tem apenas um elétron, cuja massa é mais de mil e quinhentas vezes menor que a massa do núcleo.