A física atômica surgiu na virada dos séculos 19 e 20 com base nos estudos dos espectros ópticos dos gases, na descoberta do elétron e na radioatividade. No primeiro estágio de seu desenvolvimento (o primeiro quartel do século 20), a física atômica se preocupava principalmente em revelar a estrutura do átomo e estudar suas propriedades. As experiências de E. Rutherford sobre a dispersão de partículas a por uma fina folha de metal (1908-1911) levaram à criação de um modelo planetário do átomo; usando este modelo, N. Bohr (1913) e A. Sommerfeld (1915) desenvolveram a primeira teoria quantitativa do átomo (ver Atom). Estudos subsequentes das propriedades do elétron e dos átomos culminaram na criação em meados dos anos 20. mecânica quântica - uma teoria física que descreve as leis do micromundo e permite considerar quantitativamente os fenômenos nos quais as micropartículas participam (ver mecânica quântica).

A mecânica quântica é a base teórica da física atômica. Ao mesmo tempo, a física atômica desempenha o papel de uma espécie de "campo de testes" para a mecânica quântica. As ideias e conclusões da mecânica quântica, muitas vezes inconsistentes com nossa experiência diária, estão sendo testadas experimentalmente na física atômica. Um exemplo marcante são os famosos experimentos de Frank - Hertz (1913) e Stern - Gerlach (1922); abaixo, vamos nos debruçar sobre eles com mais detalhes.

Até o início do século XX. uma riqueza de material foi acumulada nos espectros ópticos dos átomos. Verificou-se que cada elemento químico possui seu próprio espectro de linhas, caracterizado por um arranjo regular e ordenado de linhas espectrais. A mecânica quântica conecta os padrões observados no espectro com o sistema de níveis de energia de um determinado átomo. Em 1913, os físicos alemães J. Frank e G. Hertz realizaram um experimento que deu a confirmação experimental direta de que a energia interna de um átomo é quantizada e, portanto, só pode mudar discretamente, ou seja, em certas porções. Eles mediram a energia dos elétrons livres gastos na excitação dos átomos de mercúrio. O elemento principal da instalação é um cilindro de vidro evacuado com três eletrodos soldados: um cátodo, um ânodo, uma grade (um protótipo de um moderno triodo de vácuo). O cilindro continha vapor de mercúrio a uma pressão de 1 mm Hg. Arte. Os elétrons que saíram do cátodo foram acelerados no campo entre o cátodo e a grade (tensão de aceleração U) e depois desacelerados no campo entre a grade e o ânodo (tensão de frenagem U 1). No caminho do cátodo para o ânodo, os elétrons colidiram com átomos de mercúrio. A tensão U 1 foi escolhida para ser muito menor que U\; portanto, apenas elétrons suficientemente lentos foram repelidos do ânodo - aqueles que perderam energia) como resultado de colisões inelásticas com átomos de mercúrio. Na experiência, a intensidade da corrente do ânodo foi medida dependendo da tensão de aceleração U. A curva experimental tem um número de máximos claros espaçados 4,9 V. A forma desta curva é explicada a seguir. Em U< 4,9 В столкновения электронов с атомами ртути являются упругими (возбуждение атомов не происходит), поэтому сила тока плавно нарастает с увеличением U. По достижении значения U = 4,9 В начинаются неупругие столкновения, связанные с возбуждением атомов ртути; в результате сила тока резко падает. При дальнейшем повышении U ток снова нарастает до тех пор, пока напряжение не достигнет 9,8 В, когда электрон оказывается в состоянии возбудить два атома. При достижении 14,7 В электроны способны испытать три неупругих столкновения с атомами ртути и т. д. При напряжении 4,9 В электрон приобретает энергию 4,9 эВ. Таким образом вид кривой 1(10 показывает, что для возбуждения атома ртути необходима энергия, равная 4,9 эВ. Это и есть, очевидно, та самая порция энергии, которой атом ртути обменивается с электроном.

Com uma configuração mais cuidadosa de experimentos desse tipo, foi possível detectar a excitação dos seguintes níveis de energia dos átomos: para o mercúrio é 6,7; 8,3 eV, etc. (10,4 eV é o potencial de ionização). A observação do brilho do gás mostra a aparência de um espectro completo para átomos de mercúrio.

Um elétron movendo-se em torno de um núcleo atômico pode ser comparado a uma corrente elétrica elementar; gera um campo magnético. Os campos magnéticos de vários elétrons, somados, formam o campo magnético do átomo. Para caracterizá-lo, é introduzida uma grandeza vetorial chamada momento magnético. Se os elétrons preencherem completamente uma ou outra camada (1s, 2s, 2p, etc.), seus campos magnéticos se cancelam; os momentos magnéticos dos átomos correspondentes são iguais a zero.

Em 1922, na Alemanha, O. Stern e W. Gerlach realizaram um experimento que mostrou que o momento magnético de um átomo é quantizado espacialmente. Eles enviaram um feixe de átomos com momento magnético através de um campo magnético não homogêneo e estudaram os desvios dos átomos sob a ação desse campo. O grau e a natureza do desvio dependem da orientação do momento magnético do átomo em relação à direção do campo. Se o feixe contivesse átomos com todas as orientações possíveis de momentos magnéticos, então uma "mancha" angular contínua do feixe inicial seria observada. No experimento, no entanto, foi observada uma clara divisão de um feixe de átomos em vários feixes; isso significava que o momento magnético do átomo é quantizado espacialmente - sua projeção na direção do campo magnético só pode ter certos valores definidos (discretos).

Passemos à distribuição dos desvios dos átomos de sódio em um campo magnético não uniforme (foi obtido em 1930). Esta distribuição tem dois máximos distintos. O átomo de sódio tem três camadas preenchidas (1s, 2s, 2p) e um elétron 3s. A nuvem eletrônica de elétrons s é esfericamente simétrica (veja Atom), então seu movimento no campo do núcleo não leva ao aparecimento de um momento magnético. Para explicar a divisão observada do feixe de átomos de sódio em dois componentes, é necessário supor que o elétron tem seu próprio momento magnético, que não está relacionado ao movimento do elétron ao redor do núcleo. Esse momento magnético está condicionalmente associado à rotação de um elétron em torno de seu próprio eixo e é chamado de momento de spin (ver Spin). O momento magnético do elétron, associado ao seu movimento ao redor do núcleo, é chamado de momento orbital. Assim, no caso do átomo de sódio, os momentos orbital e de spin dos elétrons nas camadas preenchidas são mutuamente compensados; o momento orbital do elétron 3s é zero, e o momento de spin desse elétron faz com que o feixe de átomos de sódio se divida em um campo magnético não uniforme. O fato de se observar a divisão em dois feixes significa que o momento de spin do elétron tem duas projeções na direção do campo magnético.

Nos anos 30. do nosso século, começou uma nova etapa no desenvolvimento da física atômica. Durante esses anos, ficou claro que a natureza das interações responsáveis ​​pelos processos dentro do núcleo atômico e explicando a estabilidade ou radioatividade dos núcleos é completamente diferente em comparação com as interações que determinam os processos que ocorrem nas camadas eletrônicas do átomo (ver Unidade das forças da natureza). Em conexão com isso, uma direção científica separada emergiu da física atômica, ligada à pesquisa sobre a física dos núcleos atômicos; nos anos 40. essa direção tomou forma em uma ciência física independente - a física nuclear. Finalmente, nos anos 50. da física nuclear, um ramo ligado ao estudo da sistemática e interconversões das partículas elementares, - a física das partículas elementares, desmembrada.

Como resultado, foi revelada uma gama bem definida de questões que constituem o conteúdo da física atômica moderna. Ela não está interessada nos processos que ocorrem no núcleo atômico, nem nas interconversões das partículas elementares. A física atômica estuda os processos envolvendo átomos ou íons, e apenas os processos que não levam a nenhuma mudança nos núcleos atômicos. Consequentemente, estamos falando de processos que afetam apenas as camadas eletrônicas dos átomos. Para semelhante

os processos incluem: mudanças nos estados dos elétrons em um átomo sob a influência de campos elétricos ou magnéticos externos (por exemplo, sob a influência de campos externos, os níveis de energia dos átomos são divididos); absorção e emissão de radiação eletromagnética por átomos (ver Espectroscopia, Raios X, Efeito fotoelétrico, Lasers); colisões de átomos com elétrons livres, bem como com outros átomos, íons, moléculas (como resultado de colisões com elétrons ou outros micro-objetos, os átomos podem ser excitados, passar de um estado excitado para um estado menos excitado, se transformar em íons , consulte Descarga elétrica em gases); interações de camadas de elétrons de vários átomos, levando à formação de moléculas e cristais. Todos esses processos são devidos à interação eletromagnética. As probabilidades desses processos são calculadas usando o aparato da mecânica quântica.

A física atômica moderna também investiga um tipo especial de átomos chamados mesoátomos. Um mesoátomo surge de um átomo comum como resultado da substituição de um dos elétrons por um múon (μ-), um antiméson (π-, K-), um antipróton ou um hipéron carregado negativamente (ver Hadrons, Leptons). Existem também átomos de "hidrogênio" anômalos - positrônio, muônio, nos quais o papel de um próton é desempenhado por pósitrons ou antimuons carregados positivamente (μ +). Todos esses átomos são instáveis; seu tempo de vida é limitado pelo tempo de vida das partículas mencionadas acima ou pelos processos de aniquilação e+ e- e pp-. Os mesoátomos são formados no processo de desaceleração das partículas - como resultado da captura de partículas carregadas negativamente pelo campo de Coulomb dos núcleos atômicos ou durante a captura de elétrons atômicos por pósitrons e antimuons. Experimentos com vários átomos anômalos são de grande interesse tanto para estudar as propriedades da matéria quanto para estudar núcleos e partículas elementares.

Física atômica

ramo da física que estuda a estrutura e o estado dos átomos. A. f. surgiu no final do século XIX e início do século XX. Na década de 10. século 20 Descobriu-se que o átomo consiste em um núcleo e elétrons conectados por forças elétricas. Na primeira fase do desenvolvimento A. f. também abordou questões relacionadas à estrutura do núcleo atômico. Nos anos 30. descobriu-se que a natureza das interações que ocorrem no núcleo atômico é diferente do que na camada externa do átomo e nos anos 40. a física nuclear emergiu como um campo independente da ciência. Nos anos 50. a física de partículas elementares, ou física de alta energia, desmembrou-se dela.

Pré-história da física atômica: a doutrina dos átomos nos séculos XVII-XIX. A ideia da existência de átomos como partículas indivisíveis de matéria surgiu na antiguidade; As idéias do atomismo foram expressas pela primeira vez pelos antigos pensadores gregos Demócrito e Epicuro. No século XVII eles foram revividos pelo filósofo francês P. Gassendi e pelo químico inglês R. Boyle.

As ideias sobre átomos que prevaleceram nos séculos XVII e XVIII eram pouco definidas. Os átomos foram considerados partículas sólidas absolutamente indivisíveis e imutáveis, diferentes tipos das quais diferem umas das outras em tamanho e forma. Combinações de átomos em uma ordem ou outra formam vários corpos, os movimentos dos átomos determinam todos os fenômenos que ocorrem na matéria. I. Newton, M. V. Lomonosov e alguns outros cientistas acreditavam que os átomos podem se interligar em partículas mais complexas - “corpúsculos”. No entanto, os átomos não receberam propriedades químicas e físicas específicas. A atomística ainda tinha um caráter abstrato, natural-filosófico.

No final do século XVIII - início do século XIX. como resultado do rápido desenvolvimento da química, foi criada a base para o desenvolvimento quantitativo da ciência atômica. O cientista inglês J. Dalton pela primeira vez (1803) começou a considerar o átomo como a menor partícula de um elemento químico, que difere dos átomos de outros elementos em sua massa. Segundo Dalton, a principal característica de um átomo é sua massa atômica. Compostos químicos são uma coleção de "átomos compostos" contendo certo número (característico de uma dada substância complexa) de átomos de cada elemento. Todas as reações químicas são apenas rearranjos de átomos em novas partículas complexas. Com base nessas disposições, Dalton formulou sua lei das razões múltiplas (ver. Lei das razões múltiplas). Os estudos dos cientistas italianos A. Avogadro (1811) e, em particular, S. Cannizzaro (1858) traçaram uma linha clara entre o átomo e a molécula. No século 19 juntamente com as propriedades químicas dos átomos, suas propriedades ópticas foram estudadas. Verificou-se que cada elemento possui um espectro óptico característico; a análise espectral foi descoberta (os físicos alemães G. Kirchhoff e R. Bunsen, 1860).

Assim, o átomo apareceu como uma partícula qualitativamente única da matéria, caracterizada por propriedades físicas e químicas estritamente definidas. Mas as propriedades do átomo eram consideradas eternas e inexplicáveis. Acreditava-se que o número de tipos de átomos (elementos químicos) era aleatório e que não havia conexão entre eles. No entanto, gradualmente ficou claro que existem grupos de elementos que têm as mesmas propriedades químicas - a mesma valência máxima e leis semelhantes de mudança (ao passar de um grupo para outro) de propriedades físicas - ponto de fusão, compressibilidade, etc. 1869, D. I. Mendeleev descobriu o sistema periódico de elementos (ver sistema periódico de elementos). Ele mostrou que, à medida que a massa atômica dos elementos aumenta, suas propriedades químicas e físicas se repetem periodicamente. arroz. 1 e 2 ).

O sistema periódico provou a existência de uma conexão entre diferentes tipos de átomos. A conclusão foi que o átomo tem uma estrutura complexa que muda com a massa atômica. O problema de revelar a estrutura do átomo tornou-se o mais importante em química e física (para mais detalhes, veja Atomismo).

O surgimento da física atômica. Os desenvolvimentos mais importantes da ciência, de onde se originou a física atômica, foram as descobertas do elétron e da radioatividade. Ao estudar a passagem da corrente elétrica através de gases altamente rarefeitos, foram descobertos raios emitidos pelo cátodo de um tubo de descarga (raios catódicos) e que possuem a propriedade de desviar em campos elétricos e magnéticos transversais. Descobriu-se que esses feixes consistem em partículas carregadas negativamente voando rapidamente chamadas elétrons. Em 1897, o físico inglês J. J. Thomson mediu a razão de carga e dessas partículas à sua massa m. Os metais também emitem elétrons quando aquecidos fortemente ou iluminados com luz de comprimento de onda curto (veja Emissão termiônica, Emissão de fotoelétrons). A partir disso, concluiu-se que os elétrons fazem parte de qualquer átomo. Seguiu-se ainda disso que os átomos neutros também devem conter partículas carregadas positivamente. Átomos carregados positivamente - íons - foram de fato descobertos no estudo de descargas elétricas em gases rarefeitos. A ideia de um átomo como um sistema de partículas carregadas explicou, segundo a teoria do físico holandês H. Lorenz, um , a própria possibilidade de radiação por um átomo de luz (ondas eletromagnéticas): a radiação eletromagnética ocorre quando as cargas intraatômicas flutuam; isso foi confirmado estudando o efeito de um campo magnético em espectros atômicos (veja o fenômeno Zeeman). Descobriu-se que a razão entre a carga dos elétrons intraatômicos e sua massa e/m, encontrado por Lorentz em sua teoria do fenômeno Zeeman é exatamente igual ao valor e/m para elétrons livres obtidos nos experimentos de Thomson. A teoria dos elétrons e sua confirmação experimental deram provas indiscutíveis da complexidade do átomo.

O conceito de indivisibilidade e intransmutabilidade do átomo foi finalmente refutado pelos trabalhos dos cientistas franceses M. Sklodowska-Curie e P. Curie (ver Curie-Sklodowska). . Como resultado do estudo da radioatividade, foi estabelecido (F. Soddy) , que os átomos sofrem transformações de dois tipos. Tendo emitido uma partícula α (um íon de hélio com carga positiva de 2 e), um átomo de um elemento químico radioativo se transforma em um átomo de outro elemento localizado 2 células à esquerda no sistema periódico, por exemplo, um átomo de polônio em um átomo de chumbo. Tendo emitido uma partícula β (elétron) com carga negativa - e, um átomo de um elemento químico radioativo se transforma em um átomo de um elemento localizado 1 célula à direita, por exemplo, um átomo de bismuto em um átomo de polônio. A massa de um átomo formado como resultado de tais transformações às vezes se mostrava diferente do peso atômico do elemento em cuja célula ele caiu. Disto seguiu-se a existência de variedades de átomos do mesmo elemento químico com massas diferentes; essas variedades foram posteriormente chamadas de isótopos (ou seja, ocupando o mesmo lugar na tabela periódica). Assim, as ideias sobre a identidade absoluta de todos os átomos de um determinado elemento químico se mostraram erradas.

Os resultados do estudo das propriedades do elétron e da radioatividade permitiram construir modelos específicos do átomo. No modelo proposto por Thomson em 1903, o átomo era representado como uma esfera carregada positivamente, na qual se intercalavam elétrons negativos, de tamanho insignificante (comparado ao átomo). arroz. 3 ).

Eles são mantidos no átomo devido ao fato de que as forças atrativas de sua carga positiva distribuída são equilibradas pelas forças de sua repulsão mútua. O modelo de Thomson forneceu uma explicação bem conhecida para a possibilidade de emissão, espalhamento e absorção de luz por um átomo. Quando os elétrons são deslocados da posição de equilíbrio, surge uma força "elástica", esforçando-se para restaurar o equilíbrio; esta força é proporcional ao deslocamento do elétron da posição de equilíbrio e, portanto, ao momento de dipolo (Ver Momento de dipolo) átomo. Sob a ação das forças elétricas da onda eletromagnética incidente, os elétrons do átomo oscilam com a mesma frequência da intensidade elétrica da onda luminosa; os elétrons oscilantes, por sua vez, emitem luz de mesma frequência. É assim que as ondas eletromagnéticas são espalhadas pelos átomos da matéria. Pelo grau de atenuação do feixe de luz na espessura da substância, você pode descobrir o número total de elétrons espalhados e, conhecendo o número de átomos por unidade de volume, pode determinar o número de elétrons em cada átomo.

Criação por Rutherford do modelo planetário do átomo. O modelo do átomo de Thomson revelou-se insatisfatório. Com base nisso, não foi possível explicar o resultado completamente inesperado dos experimentos do físico inglês E. Rutherford e seus colaboradores H. Geiger e E. Marsden sobre o espalhamento de partículas α por átomos. Nestes experimentos, partículas α rápidas foram usadas para sondagem direta de átomos. Passando pela matéria, as partículas α colidem com os átomos. Com cada colisão, a partícula α, voando através do campo elétrico do átomo, muda a direção do movimento - ela experimenta dispersão. Na esmagadora maioria dos eventos de espalhamento, os desvios das partículas α (ângulos de espalhamento) foram muito pequenos. Portanto, durante a passagem de um feixe de partículas α através de uma fina camada de matéria, ocorreu apenas um leve borramento do feixe. No entanto, uma proporção muito pequena de partículas α foi desviada através de ângulos maiores que 90°. Este resultado não pode ser explicado com base no modelo de Thomson, pois o campo elétrico em um átomo "sólido" não é forte o suficiente para desviar uma partícula α rápida e massiva através de um grande ângulo. Para explicar os resultados dos experimentos sobre a dispersão de partículas α, Rutherford propôs um modelo fundamentalmente novo do átomo, reminiscente na estrutura do sistema solar e chamado de planetário. Tem a seguinte forma. No centro do átomo há um núcleo carregado positivamente, cujas dimensões (Física Atômica10 -12 cm) são muito pequenos em comparação com o tamanho de um átomo (Atomic Physics10 -8 cm), e a massa é quase igual à massa do átomo. Os elétrons se movem ao redor do núcleo, como os planetas ao redor do sol; o número de elétrons em um átomo não carregado (neutro) é tal que sua carga negativa total compensa (neutraliza) a carga positiva do núcleo. Os elétrons devem se mover ao redor do núcleo, caso contrário cairiam sobre ele sob a influência de forças atrativas. A diferença entre o átomo e o sistema planetário é que neste último atuam as forças gravitacionais, e no átomo, as forças elétricas (Coulomb). Perto do núcleo, que pode ser considerado como uma carga pontual positiva, existe um campo elétrico muito forte. Portanto, voando perto do núcleo, partículas α carregadas positivamente (núcleos de hélio) experimentam uma forte deflexão (veja a Fig. arroz. quatro ). Mais tarde descobriu-se (G. Moseley) que a carga do núcleo aumenta de um elemento químico para outro por uma unidade elementar de carga igual à carga do elétron (mas com sinal positivo). Numericamente, a carga do núcleo de um átomo, expressa em unidades de carga elementar e, é igual ao número ordinal do elemento correspondente no sistema periódico.

Para testar o modelo planetário, Rutherford e seu colaborador Charles Darwin calcularam a distribuição angular das partículas α espalhadas por um núcleo pontual, o centro das forças de Coulomb. O resultado obtido foi verificado experimentalmente medindo-se o número de partículas α espalhadas em diferentes ângulos. Os resultados do experimento corresponderam exatamente aos cálculos teóricos, confirmando brilhantemente o modelo planetário do átomo de Rutherford.

No entanto, o modelo planetário do átomo esbarrou em dificuldades fundamentais. De acordo com a eletrodinâmica clássica, uma partícula carregada movendo-se com aceleração irradia continuamente energia eletromagnética. Portanto, os elétrons, movendo-se ao redor do núcleo, ou seja, acelerados, teriam que perder continuamente energia para a radiação. Mas, ao mesmo tempo, em uma pequena fração de segundo, eles perderiam toda a sua energia cinética e cairiam no núcleo. Outra dificuldade, também associada à radiação, foi a seguinte: se aceitarmos (de acordo com a eletrodinâmica clássica) que a frequência da luz emitida por um elétron é igual à frequência de oscilações de um elétron em um átomo (ou seja, o número de revoluções que ele faz em sua órbita em um segundo) ou tem um múltiplo dele, então a luz emitida, à medida que o elétron se aproxima do núcleo, teria que mudar continuamente sua frequência, e o espectro da luz emitida por ele deveria ser contínuo . Mas isso é contrário à experiência. Um átomo emite ondas de luz de frequências bem definidas, típicas de um determinado elemento químico, e é caracterizado por um espectro composto por linhas espectrais separadas - um espectro de linhas. Várias regularidades foram estabelecidas experimentalmente nos espectros de linha dos elementos, a primeira das quais foi descoberta pelo cientista suíço I. Balmer (1885) no espectro do hidrogênio. O padrão mais geral - o princípio da combinação - foi encontrado pelo cientista austríaco W. Ritz (1908). Este princípio pode ser formulado da seguinte forma: para os átomos de cada elemento, pode-se encontrar uma sequência de números T 1 ,T 2 ,T 3 ,... - assim chamado. termos espectrais tais que a frequência v cada linha espectral de um dado elemento é expressa como a diferença de dois termos: v = T k -T eu . Para um átomo de hidrogênio, o termo T n = R/n 2 , Onde n- um inteiro que recebe um valor n= 1, 2, 3,..., um R- assim chamado. Constante de Rydberg (consulte Constante de Rydberg).

Assim, dentro da estrutura do modelo do átomo de Rutherford, a estabilidade do átomo em relação à radiação e os espectros de linha de sua radiação não podem ser explicados. Com base nisso, as leis da radiação térmica e as leis dos fenômenos fotoelétricos que surgem quando a radiação interage com a matéria não podem ser explicadas. Acabou sendo possível explicar essas leis com base em conceitos completamente novos - quânticos, introduzidos pela primeira vez pelo físico alemão M. Planck (1900). Para derivar a lei da distribuição de energia no espectro da radiação térmica - a radiação dos corpos aquecidos - Planck sugeriu que os átomos da matéria emitem energia eletromagnética (luz) na forma de porções separadas - quanta de luz, cuja energia é proporcional a v(frequência de radiação): E = h Onde h- uma característica constante da teoria quântica e chamada de constante de Planck (ver constante de Planck). Em 1905, A. Einstein deu uma explicação quântica dos fenômenos fotoelétricos, segundo a qual a energia quântica hv vai extrair um elétron do metal - função de trabalho R- e comunicar-lhe a energia cinética T parente; hv = R+ Tkin. Ao mesmo tempo, Einstein introduziu o conceito de quanta de luz como um tipo especial de partículas; essas partículas posteriormente receberam o nome Photon ov.

As contradições do modelo de Rutherford acabaram sendo possíveis de resolver apenas abandonando algumas das ideias usuais da física clássica. O passo mais importante na construção da teoria do átomo foi dado pelo físico dinamarquês N. Bohr (1913).

Os postulados de Bohr e o modelo de Bohr do átomo. Bohr colocou 2 postulados na base da teoria quântica do átomo, caracterizando aquelas propriedades do átomo que não se encaixavam na estrutura da física clássica. Esses postulados de Bohr podem ser formulados da seguinte forma:

1. Existência de estados estacionários. O átomo não irradia e é estável apenas em alguns estados estacionários (invariantes no tempo) correspondentes a uma série discreta (descontínua) de valores de energia "permissíveis" E 1 , E 2 , E 3 , E 4 ,... Qualquer mudança na energia está associada a uma transição quântica (semelhante a um salto) de um estado estacionário para outro.

2. Condição das frequências de radiação (transições quânticas com radiação). Na transição de um estado estacionário com energia E eu em outro com energia E k um átomo emite ou absorve luz de uma certa frequência v na forma de um quantum de radiação (fóton) hv, de acordo com a relação hv=E eu - E k. Quando emitido, um átomo passa de um estado de maior energia E i para um estado de menor energia E k , na absorção, pelo contrário, de um estado com uma energia mais baixa E k para um estado de energia mais alto E eu .

Os postulados de Bohr tornam imediatamente possível compreender o significado físico do princípio da combinação de Ritz (ver acima); comparação de proporção hv = E eu - E k e v = T k -T eu mostra que os termos espectrais correspondem a estados estacionários, e a energia deste último deve ser igual (até um termo constante) E eu = -hT eu , E k = -hT k.

Quando a luz é emitida ou absorvida, a energia do átomo muda, essa mudança é igual à energia do fóton emitido ou absorvido, ou seja, ocorre a lei da conservação da energia. O espectro de linhas de um átomo é o resultado da discrição dos valores possíveis de sua energia.

Bohr aplicou a mecânica clássica (newtoniana) para determinar os valores permitidos da energia de um átomo - a quantização de sua energia - e encontrar as características dos estados estacionários correspondentes. “Se quisermos fazer uma representação visual de estados estacionários em geral, não temos outros meios, pelo menos agora, exceto a mecânica comum”, escreveu Bohr em 1913 (“Três artigos sobre espectros e a estrutura dos átomos”, M. -L., 1923, p. 22). Para o átomo mais simples - um átomo de hidrogênio, consistindo em um núcleo com carga + e(próton) e um elétron com carga - e, Bohr considerou o movimento de um elétron ao redor do núcleo em órbitas circulares. Comparando a energia de um átomo E com termos espectrais T n \u003d R / n 2 para o átomo de hidrogênio, encontrado com grande precisão a partir das frequências de suas linhas espectrais, ele obteve os possíveis valores da energia do átomo E n= -hT n \u003d -hR / n 2(onde n= 1, 2, 3,...). Correspondem a órbitas circulares de raio a n \u003d a 0 n 2, Onde uma 0 = 0,53 10 -8 cm - Raio de Bohr - o raio da menor órbita circular (em n= 1). Bohr calculou as frequências de revolução v elétron ao redor do núcleo em órbitas circulares, dependendo da energia do elétron. Descobriu-se que as frequências da luz emitida pelo átomo não coincidem com as frequências de revolução v n , conforme exigido pela eletrodinâmica clássica, mas são proporcionais, de acordo com a relação hv=E eu - E k , a diferença de energia de um elétron em duas órbitas possíveis.

Para encontrar a relação entre a frequência da órbita de um elétron e a frequência de radiação, Bohr assumiu que os resultados das teorias quântica e clássica deveriam coincidir em baixas frequências de radiação (para comprimentos de onda longos; tal coincidência ocorre para radiação térmica, as leis dos quais foram derivados por Planck). Ele equiparou para grandes n frequência de transição v = (E n+1 - E n)/ h frequência de circulação v n em órbita com dado n e calculou o valor da constante de Rydberg R, que coincidiu com grande precisão com o valor R, encontrados a partir da experiência, que confirmou a suposição de Bohr. Bohr também conseguiu não apenas explicar o espectro do hidrogênio, mas também mostrar de forma convincente que algumas das linhas espectrais atribuídas ao hidrogênio pertencem ao hélio. A suposição de Bohr de que os resultados das teorias quântica e clássica deveriam coincidir no caso limite de baixas frequências de radiação representava a forma original do assim chamado. o princípio da conformidade. Mais tarde, Bohr o aplicou com sucesso para encontrar as intensidades das linhas do espectro. Como o desenvolvimento da física moderna mostrou, o princípio da correspondência acabou sendo muito geral (veja Princípio da correspondência) .

Na teoria do átomo de Bohr, a quantização da energia, isto é, encontrar seus valores possíveis, acabou sendo um caso especial do método geral para encontrar órbitas "permitidas". De acordo com a teoria quântica, tais órbitas são apenas aquelas para as quais o momento angular de um elétron em um átomo é igual a um múltiplo inteiro. h/2π. Cada órbita permitida corresponde a um certo valor possível da energia de um átomo (veja Atom).

As principais disposições da teoria quântica do átomo - os 2 postulados de Bohr - foram amplamente confirmadas experimentalmente. Uma confirmação particularmente clara foi dada pelos experimentos dos físicos alemães J. Frank e G. Hertz (1913-16). A essência dessas experiências é a seguinte. Um fluxo de elétrons cuja energia pode ser controlada entra em um recipiente contendo vapor de mercúrio. Os elétrons recebem energia, que aumenta gradualmente. À medida que a energia dos elétrons aumenta, a corrente no galvanômetro incluído no circuito elétrico aumenta; quando a energia do elétron é igual a certos valores (4,9; 6,7; 10,4 ev), a corrente cai drasticamente ( arroz. 5 ). Ao mesmo tempo, pode-se descobrir que o vapor de mercúrio emite raios ultravioleta de uma certa frequência.

Os fatos apresentados permitem apenas uma interpretação. Enquanto a energia do elétron for menor que 4,9 ev, os elétrons não perdem energia ao colidir com átomos de mercúrio - as colisões são de natureza elástica. Quando a energia é igual a um determinado valor, ou seja, 4,9 ev, os elétrons transferem sua energia para os átomos de mercúrio, que então a emitem na forma de quanta de luz ultravioleta. O cálculo mostra que a energia desses fótons é exatamente igual à energia que os elétrons perdem. Esses experimentos provaram que a energia interna de um átomo só pode ter certos valores discretos, que o átomo absorve energia de fora e a emite de uma só vez em quanta inteiros e que, finalmente, a frequência da luz emitida pelo átomo corresponde a a energia perdida pelo átomo.

Desenvolvimento adicional de A. f. mostrou a validade dos postulados de Bohr não apenas para átomos, mas também para outros sistemas microscópicos - para moléculas e para núcleos atômicos. Esses postulados devem ser considerados como leis quânticas experimentais firmemente estabelecidas. Eles constituem aquela parte da teoria de Bohr, que não só foi preservada durante o desenvolvimento posterior da teoria quântica, mas também recebeu sua fundamentação. A situação é diferente com o modelo do átomo de Bohr, que se baseia na consideração do movimento dos elétrons em um átomo de acordo com as leis da mecânica clássica com a imposição de condições de quantização adicionais. Essa abordagem permitiu obter vários resultados importantes, mas foi inconsistente: os postulados quânticos foram artificialmente ligados às leis da mecânica clássica. Uma teoria consistente foi criada nos anos 20. século 20 Mecânica quântica . Sua criação foi preparada pelo desenvolvimento posterior das representações do modelo da teoria de Bohr, durante as quais seus pontos fortes e fracos ficaram claros.

Desenvolvimento da teoria modelo do átomo de Bohr. Um resultado muito importante da teoria de Bohr foi a explicação do espectro do átomo de hidrogênio. Um passo a mais no desenvolvimento da teoria dos espectros atômicos foi dado pelo físico alemão A. Sommerfeld. Tendo desenvolvido as regras de quantização com mais detalhes, com base em uma imagem mais complexa do movimento dos elétrons em um átomo (ao longo de órbitas elípticas) e levando em consideração a triagem de um elétron externo (chamado de valência) no campo do núcleo e elétrons internos, ele foi capaz de explicar uma série de regularidades nos espectros de metais alcalinos.

A teoria do átomo de Bohr também esclareceu a estrutura do assim chamado. espectros característicos dos raios X. Os espectros de raios X dos átomos, assim como seus espectros ópticos, possuem uma estrutura de linha discreta característica de um dado elemento (daí o nome). Investigando os espectros de raios X característicos de vários elementos, o físico inglês G. Moseley descobriu o seguinte padrão: as raízes quadradas das frequências das linhas emitidas aumentam uniformemente de elemento para elemento em todo o sistema periódico de Mendeleev número do elemento. É interessante que a lei de Moseley confirmou totalmente a correção de Mendeleev, que em alguns casos violou o princípio de colocar elementos na tabela de acordo com o aumento do peso atômico e colocar alguns elementos mais pesados ​​à frente dos mais leves.

Com base na teoria de Bohr, foi possível dar uma explicação da periodicidade das propriedades dos átomos. Em um átomo complexo, formam-se camadas de elétrons, que são preenchidas sucessivamente, começando pelo mais interno, com certo número de elétrons (a razão física para a formação de camadas ficou clara apenas com base no princípio de Pauli, veja abaixo). A estrutura das camadas externas de elétrons é repetida periodicamente, o que causa a repetição periódica das propriedades químicas e físicas dos elementos localizados no mesmo grupo do sistema periódico. Com base na teoria de Bohr, o químico alemão W. Kossel (1916) explicou a interação química no chamado. moléculas heteropolares.

No entanto, nem todas as questões da teoria do átomo podem ser explicadas com base em representações modelo da teoria de Bohr. Não lidou com muitos problemas da teoria dos espectros, permitiu obter apenas os valores corretos das frequências das linhas espectrais do átomo de hidrogênio e átomos semelhantes ao hidrogênio, enquanto as intensidades dessas linhas permaneceram inexplicáveis; Bohr teve que aplicar o princípio da correspondência para explicar as intensidades.

Na transição para explicar os movimentos dos elétrons em átomos mais complexos que o átomo de hidrogênio, a teoria do modelo de Bohr estava em um impasse. Já um átomo de hélio, no qual 2 elétrons se movimentam ao redor do núcleo, não se prestava a uma interpretação teórica baseada nele. As dificuldades neste caso não se limitaram a discrepâncias quantitativas com a experiência. A teoria se mostrou impotente para resolver um problema como a combinação de átomos em uma molécula. Por que 2 átomos de hidrogênio neutros se combinam para formar uma molécula de hidrogênio? Como explicar a natureza da valência em geral? O que liga os átomos de um sólido? Essas perguntas ficaram sem resposta. Dentro da estrutura do modelo de Bohr, era impossível encontrar uma abordagem para sua solução.

Teoria da mecânica quântica do átomo. As limitações do modelo do átomo de Bohr estavam enraizadas nas limitações das ideias clássicas sobre o movimento das micropartículas. Ficou claro que para um maior desenvolvimento da teoria do átomo, é necessário reconsiderar criticamente as ideias básicas sobre o movimento e a interação das micropartículas. A natureza insatisfatória de um modelo baseado na mecânica clássica com a adição de condições de quantização foi claramente compreendida pelo próprio Bohr, cujas visões exerceram uma grande influência no desenvolvimento posterior das funções algébricas. O início de uma nova etapa no desenvolvimento de A. f. foi a ideia expressa pelo físico francês L. de Broglie (1924) sobre a natureza dual do movimento dos micro-objetos, em particular o elétron (ver ondas de De Broglie). Essa ideia tornou-se o ponto de partida da mecânica quântica (ver Mecânica Quântica), criada em 1925-1926 pelos trabalhos de W. Heisenberg e M. Born (Alemanha), E. Schrödinger (Áustria) e P. Dirac (Inglaterra), e desenvolveu em sua base a teoria da mecânica quântica moderna do átomo.

As ideias da mecânica quântica sobre o movimento de um elétron (micropartículas em geral) diferem radicalmente das clássicas. De acordo com a mecânica quântica, um elétron não se move ao longo de uma trajetória (órbita), como uma bola sólida; O movimento de um elétron também tem certas características da propagação de ondas. Por um lado, um elétron sempre atua (por exemplo, em colisões) como um todo único, como uma partícula com carga e massa indivisíveis; ao mesmo tempo, elétrons com certa energia e momento se propagam como uma onda plana com certa frequência (e certo comprimento de onda). Energia eletrônica E como as partículas estão relacionadas com a frequência v razão de onda de elétrons: E=hv, e seu impulso R- com comprimento de onda λ Razão: p = h/λ.

Os movimentos estáveis ​​de um elétron em um átomo, como mostrado por Schrödinger (1926), são em alguns aspectos análogos às ondas estacionárias (Veja ondas estacionárias) , cujas amplitudes são diferentes em diferentes pontos. Ao mesmo tempo, no átomo, como em um sistema oscilatório, apenas alguns movimentos “selecionados” são possíveis com certos valores de energia, momento angular e projeção do momento do elétron no átomo. Cada estado estacionário de um átomo é descrito usando alguma função de onda (consulte Função de onda) , que é uma solução de uma equação de onda de um tipo especial - a equação de Schrödinger; função de onda corresponde à "nuvem de elétrons", que caracteriza (em média) a distribuição da densidade de carga de elétrons no átomo (ver Atom , lá em arroz. 3 projeções das "nuvens de elétrons" do átomo de hidrogênio são mostradas). Nos anos 20-30. Métodos aproximados foram desenvolvidos para calcular a distribuição da densidade de carga eletrônica em átomos complexos, em particular o método de Thomas-Fermi (1926, 1928). Este valor e o valor associado do chamado. fator atômico (ver fator atômico) importante no estudo de colisões de elétrons com átomos, bem como seu espalhamento de raios-x.

Com base na mecânica quântica, foi possível calcular corretamente as energias dos elétrons em átomos complexos resolvendo a equação de Schrödinger. Métodos aproximados para tais cálculos foram desenvolvidos em 1928 por D. Hartree (Inglaterra) e em 1930 por V. A. Fok (URSS). Estudos de espectros atômicos confirmaram plenamente a teoria da mecânica quântica do átomo. Descobriu-se que o estado de um elétron em um átomo depende essencialmente de seu Spin a - próprio momento mecânico de momento. Uma explicação foi dada para a ação de campos elétricos e magnéticos externos sobre o átomo (ver fenômeno Stark (ver efeito Stark), fenômeno Zeeman). Um importante princípio geral relacionado ao spin do elétron foi descoberto pelo físico suíço W. Pauli (1925) (ver princípio de Pauli), de acordo com este princípio, apenas um elétron pode estar em cada estado eletrônico em um átomo; se este estado já estiver ocupado por algum elétron, então o próximo elétron, entrando na composição do átomo, é forçado a ocupar outro estado. Com base no princípio de Pauli, foram finalmente estabelecidos os números de preenchimento das camadas eletrônicas em átomos complexos, que determinam a periodicidade das propriedades dos elementos. Com base na mecânica quântica, os físicos alemães W. Geytler e F. London (1927) deram a teoria do chamado. ligação química homeopolar de dois átomos idênticos (por exemplo, átomos de hidrogênio na molécula de H 2 ), o que não pode ser explicado dentro da estrutura do modelo de Bohr do átomo.

Aplicações importantes da mecânica quântica nos anos 30. e mais tarde houve estudos de átomos ligados que compõem uma molécula ou cristal. Os estados de um átomo que faz parte de uma molécula são essencialmente diferentes dos estados de um átomo livre. O átomo também sofre mudanças significativas em um cristal sob a ação de um campo intracristalino, cuja teoria foi desenvolvida pela primeira vez por H. Bethe (1929). Investigando essas mudanças, pode-se estabelecer a natureza da interação do átomo com seu ambiente. A maior realização experimental nesta área é A. f. foi a descoberta por E. K. Zavoisky em 1944 da ressonância paramagnética eletrônica (Veja ressonância paramagnética eletrônica) , que possibilitou estudar as várias ligações dos átomos com o meio ambiente.

Física atômica moderna. As principais seções da moderna A. f. são a teoria do átomo, espectroscopia atômica (óptica), espectroscopia de raios-X, espectroscopia de rádio (ela também investiga os níveis rotacionais das moléculas) e a física das colisões atômicas e de íons. Diferentes seções de espectroscopia cobrem diferentes faixas de frequências de radiação e, consequentemente, diferentes faixas de energias de fótons. Enquanto a espectroscopia de raios X estuda a radiação de átomos com energias de fótons de até centenas de milhares de elétrons. ev, A espectroscopia de rádio lida com quanta muito pequenos - até quanta menores que 10 -6 ev.

A tarefa mais importante de A. f. - definição detalhada de todas as características dos estados de um átomo. Estamos falando sobre determinar os possíveis valores da energia de um átomo - seus níveis de energia, os valores dos momentos de momento e outras quantidades que caracterizam o estado do átomo. Estruturas finas e hiperfinas de níveis de energia são estudadas (ver Atomic Spectra) , mudanças nos níveis de energia sob a influência de campos elétricos e magnéticos - tanto externos, macroscópicos, quanto internos, microscópicos. De grande importância é uma característica dos estados do átomo como o tempo de vida de um elétron no nível de energia. Finalmente, muita atenção é dada ao mecanismo de excitação dos espectros atômicos.

As áreas de fenômenos estudados por diferentes seções do AF se sobrepõem. A espectroscopia de raios X através da medição da emissão e absorção de raios X permite determinar principalmente as energias de ligação dos elétrons internos com o núcleo de um átomo (energia de ionização), a distribuição do campo elétrico dentro do átomo. A espectroscopia óptica estuda os conjuntos de linhas espectrais emitidas pelos átomos, determina as características dos níveis de energia do átomo, as intensidades das linhas espectrais e os tempos de vida do átomo em estados excitados associados a eles, a estrutura fina dos níveis de energia, seu deslocamento e divisão em campos elétricos e magnéticos. A espectroscopia de rádio investiga em detalhes a largura e a forma das linhas espectrais, sua estrutura hiperfina, deslocamento e divisão em um campo magnético e, em geral, processos intra-atômicos causados ​​por interações e influências muito fracas do meio.

A análise dos resultados de colisões de elétrons e íons rápidos com átomos permite obter informações sobre a distribuição da densidade de carga eletrônica ("nuvem de elétrons") dentro do átomo, sobre as energias de excitação do átomo e energias de ionização.

Os resultados de um estudo detalhado da estrutura dos átomos encontram a aplicação mais ampla não apenas em muitos ramos da física, mas também na química, astrofísica e outros campos da ciência. Com base no estudo do alargamento e deslocamento das linhas espectrais, pode-se julgar os campos locais (locais) no meio (líquido, cristal) que causam essas mudanças, e o estado desse meio (temperatura, densidade, etc.). Conhecer a distribuição da densidade de carga eletrônica em um átomo e suas mudanças durante as interações externas permite prever o tipo de ligações químicas que um átomo pode formar, o comportamento de um íon em uma rede cristalina. Informações sobre a estrutura e características dos níveis de energia de átomos e íons são extremamente importantes para dispositivos de eletrônica quântica.

2 1. Introdução 1.1. O tema da física atômica, sua breve história de desenvolvimento, metas e objetivos 1.2. Definições básicas. Elétron, próton, nêutron, átomo, íon, molécula, nuclídeo, núcleo atômico, elemento químico, isótopos 1.3. Propriedades nucleares e de casca do átomo 1.4. Unidades de medida de grandezas físicas em física atômica. Elétron-volt. Mole, constante de Avogadro, unidade de massa atômica, massa atômica relativa. Escalas de energias, comprimentos, frequências, massas em física atómica e nuclear 1.5. Física clássica, relativista e quântica. Momento e energia 1.6. Fóton. Escala de energia de fótons (escala de radiação eletromagnética)

3 Física do átomo A física atômica (física do átomo e fenômenos atômicos) é um ramo da física que estuda a estrutura e as propriedades dos átomos, bem como os processos elementares dos quais os átomos participam. átomos e moléculas, íons atômicos e moleculares, átomos exóticos e outras micropartículas Nos fenômenos estudados no âmbito da física atômica, as interações eletromagnéticas desempenham o papel principal. semicondutores e nanomateriais) A base teórica da própria física atômica é a teoria quântica e a eletrodinâmica quântica. não existe uma fronteira clara entre a física atômica e outros ramos da física, e de acordo com a classificação internacional, a física atômica está incluída no campo da física atômica, molecular e óptica

4 Breve história do desenvolvimento da física atômica O conceito de "átomo" foi usado pelos antigos cientistas gregos (séculos V - II aC) para se referir às menores partículas indivisíveis que compõem tudo o que existe no mundo. idéias atomísticas foram obtidas no século 19 em pesquisas químicas e físicas A idéia de que um átomo consiste em partes carregadas positiva e negativamente foi substanciada na segunda metade do século 19. Em 1897, J.J. Thomson descobriu o elétron, e logo ficou provado que ele é parte integrante de todos os átomos, destacando-se a física, a física nuclear e, um pouco mais tarde, a física de partículas elementares

5 Uma breve história do desenvolvimento da física atômica As bases da física atômica moderna foram lançadas no início do século 20, quando N. Bohr deu explicações sobre algumas das propriedades mais importantes do átomo (1913) e apresentou duas " postulados quânticos De acordo com o primeiro deles, existem estados especiais (estacionários) do átomo em que este não irradia energia, embora as partículas carregadas (elétrons) incluídas em sua composição façam movimento acelerado. A radiação de um átomo ocorre durante a transição de um estado estacionário para outro, e a frequência ν dessa radiação é determinada a partir da condição h = E - E (regra da frequência de Bohr), onde h é a constante de Planck, E e E são os valores ​​da energia do átomo nos estados inicial e final. O primeiro postulado reflete o fato da estabilidade do átomo, o segundo discrição de frequências em espectros atômicos

6 Uma breve história do desenvolvimento da física atômica A teoria de Bohr, que se mostrou incapaz de explicar exaustivamente as propriedades de átomos e moléculas, foi substituída por uma teoria quântica consistente criada nas décadas de 1920 e 1930 (W. Heisenberg, E. Schrödinger, P. Dirac) No entanto, os postulados de Bohr ainda mantêm seu significado e são parte integrante dos fundamentos da física dos fenômenos microscópicos. No âmbito da teoria quântica moderna, é dada a explicação mais completa das propriedades do átomo: os princípios de formação de espectros ópticos e de raios-X, o comportamento dos átomos em campos magnéticos (efeito Zeeman) e elétricos (efeito Stark), o sistema periódico de elementos e a natureza da ligação química foram teoricamente fundamentados, foram desenvolvidos métodos para calcular a estrutura eletrônica de átomos, moléculas e sólidos (o método de campo autoconsistente Hartree-Fock), novos dispositivos foram criados para estudar a estrutura e propriedades da matéria (microscópio eletrônico) Desenvolvimento das idéias da teoria quântica (gi a hipótese do spin, o princípio de Pauli, etc.), por sua vez, baseou-se em estudos experimentais no campo da física atômica (espectro de linhas dos átomos, efeito fotoelétrico, estrutura fina e hiperfina das linhas espectrais, experimentos de Frank e Hertz, Davisson e Germer, Stern e Gerlach, o efeito Compton, a descoberta do deutério e outros isótopos, o efeito Auger, etc.)

7 Breve história do desenvolvimento da física atômica No segundo terço do século XX, no âmbito da física atômica e com base nas ideias da teoria quântica, novos métodos experimentais de pesquisa física foram desenvolvidos: ressonância paramagnética eletrônica (EPR), espectroscopia de fotoelétrons (PES), espectroscopia de impacto de elétrons (ESI), dispositivos para sua implementação (maser, laser, etc.) foram criados. confirmação experimental direta, novos métodos para calcular a estrutura eletrônica da matéria (teoria do funcional da densidade) e novos fenômenos físicos previstos (superradiância) Métodos foram desenvolvidos para estudos experimentais de processos que ocorrem com átomos, íons e elétrons isolados por campos elétricos e magnéticos de uma configuração especial (armadilhas atômicas e de íons)

8 Breve história do desenvolvimento da física atômica Novos resultados no campo da física atômica no último terço do século 20 e início do século 21 estão associados principalmente ao uso de medições a laser com átomos e moléculas individuais, determinam a características de estados altamente excitados de átomos, estudam a dinâmica de processos intraatômicos e intramoleculares com duração de até vários femtossegundos (10-15 s) ), bem como o resfriamento de átomos individuais a temperaturas ultrabaixas. A física atômica está associada ao rápido progresso da tecnologia computacional e visa o desenvolvimento de métodos e meios eficientes. estrutura e propriedades de sistemas atômicos multieletrônicos, levando em consideração a energia de correlação eletrônica, a mecânica quântica relativística e as correções eletrodinâmicas quânticas

9 Física atômica A pesquisa no campo da física atômica encontrou muitas aplicações científicas e práticas Para fins industriais, para determinar a composição elementar de uma substância, são usados ​​métodos de análise espectral atômica, incluindo EPR, FES e SEA. problemas médicos, métodos de análise atômica espectral a laser remota e local, separação de isótopos a laser é realizada para fins industriais e técnicos Métodos experimentais e teóricos de física atômica são usados ​​​​em astrofísica (determinação da composição e características físicas da matéria das estrelas e do meio interestelar, o estudo dos átomos de Rydberg), metrologia (relógios atômicos) e outras áreas da ciência e tecnologia

10 Metas e objetivos do curso de física atômica O principal objetivo da disciplina "Física do átomo e fenômenos atômicos", como parte do curso de física geral, é formar conhecimentos básicos da física dos fenômenos microscópicos no nível molecular e a capacidade de aplicá-los para resolver problemas aplicados Para atingir este objetivo são resolvidas as seguintes tarefas: – análise do desenvolvimento de atomística e formação de conceitos quânticos; – estudo dos fatos experimentais mais importantes da física atômica e sua inter-relação; - revelar as especificidades dos microfenômenos e o fracasso da teoria clássica em explicá-los; – estudo dos fundamentos da mecânica quântica e métodos de resolução de problemas de mecânica quântica; – estudo sistemático e explicação com base na teoria quântica da estrutura e propriedades de átomos e moléculas, seu comportamento em campos externos e em interação uns com os outros

12 Elétron O elétron é uma partícula elementar estável com carga elétrica negativa O valor absoluto da carga do elétron é igual à carga elementar q e = –e –1,610 –19 C A massa do elétron m e = m –31 kg O spin do elétron elétron é ½ O momento magnético do elétron é aproximadamente igual ao magneton de Bohr μ e – μ B - -4 eV / T O símbolo e ou e é usado para designar um elétron - Os elétrons formam as camadas eletrônicas de todos os átomos e íons. elétron tem um pósitron antipartícula (e +)

15 Próton Próton é uma partícula elementar estável com carga elétrica positiva A carga do próton é igual à carga elementar q p = e –19 C A massa do próton m p 1836m e –27 kg O spin do próton é ½ O magnético momento do próton μ p –8 eV / T O próton é indicado pelo símbolo p ou p + O próton tem uma antipartícula antipróton (p-)

16 Aniquilação de um antipróton Um antipróton (faixa azul) colide com um próton em uma câmara de bolhas resultando em quatro píons positivos (faixas vermelhas) e quatro píons negativos (faixas verdes) A ​​faixa amarela pertence a um múon, que nasce como resultado de decadência de píon

17 Nêutron Partícula elementar de nêutron com carga elétrica zero O tempo de vida de um nêutron em estado livre é de aproximadamente 886 s A massa de um nêutron m n 1839m e –27 kg O spin de um nêutron é ½ Apesar da ausência de carga elétrica, o nêutron tem um momento magnético μ n – –8 eV/T Nêutron denotado pelo símbolo n ou n 0 Nêutron tem uma antipartícula antinêutron Prótons e nêutrons são unidos pelo nome comum nucleons Núcleos atômicos consistem em prótons e nêutrons

18 Nêutrons Como os nêutrons não têm carga elétrica, eles não deixam rastros nas câmaras do detector de partículas Os nêutrons podem, no entanto, ser detectados por suas interações com outras partículas carregadas A imagem colorida mostra rastros de partículas em uma câmara de nuvens preenchida com uma mistura de gás hidrogênio, álcool etílico e água O feixe de nêutrons penetra na câmara por baixo e causa transmutações de átomos de oxigênio e carbono, que fazem parte das moléculas de álcool etílico

19 Átomo Um átomo é uma micropartícula que consiste em um núcleo atômico e seus elétrons circundantes (camada eletrônica) Um núcleo carregado positivamente mantém elétrons carregados negativamente pelas forças de atração elétrica Uma vez que o núcleo de um átomo consiste em prótons e nêutrons, e a carga elétrica do nêutron é zero, a carga do elétron é igual a e, então quando o número de elétrons na camada é igual ao número de prótons no núcleo, a carga elétrica total do átomo é zero. ), porém, devido ao fato de que a massa de um próton (como um nêutron) é quase 2 mil vezes maior que a massa de um elétron, quase toda a massa de um átomo () está concentrada no núcleo

20 Átomo de ouro Au Imagem de um único átomo de ouro obtida usando um microscópio eletrônico de transmissão Tempos de ampliação para um tamanho de 35 mm

22 Átomos de silício Si Imagem colorida de átomos de silício obtida por meio de um microscópio eletrônico de transmissão.A célula unitária do cristal é mostrada. As ligações entre os átomos também são visíveis. Tempos de ampliação para um tamanho de 35 mm

24 Átomos de urânio U A imagem colorida dos átomos de urânio foi obtida usando um microscópio eletrônico de transmissão. Pequenos pontos regulares são átomos individuais, formações maiores são aglomerados de 2 a 20 átomos O campo de visão é de aproximadamente 100 Å. Ampliação até um tamanho de 35 mm

25 Microcristais de uranila UO 2 2+ Imagem colorida de microcristais de uranila obtida usando um microscópio eletrônico de transmissão Cada partícula representa um único átomo de urânio Tempos de ampliação para um tamanho de 35 mm

27 Elemento químico, nuclídeo, isótopos Átomos com um certo número de prótons Z no núcleo pertencem ao mesmo elemento químico. O número Z é chamado de número atômico de um elemento químico. Um conjunto de átomos com um certo número de prótons Z e nêutrons N no núcleo é chamado de nuclídeo. Os nuclídeos são denotados adicionando ao nome do elemento o valor do número de massa A, igual à soma de Z + N (por exemplo, oxigênio-16, urânio-235), ou colocando o número A próximo ao símbolo de o elemento (16 O, 235 U). Nuclídeos do mesmo elemento são chamados de isótopos. A massa do átomo mais leve do átomo de hidrogênio, consistindo de um próton e um elétron, é igual a m H 1,67 10 –27 kg. As massas dos átomos restantes são aproximadamente A vezes maiores que m H. Existem 90 elementos químicos e mais de 300 nuclídeos diferentes na natureza; 270 deles são estáveis, o resto é radioativo. Sobre nuclídeos radioativos obtidos artificialmente.

31 Íons O processo de remover ou ligar elétrons a um átomo é chamado de ionização Se o número de elétrons na camada for menor que Z, um íon atômico positivo é obtido, se mais que Z é negativo Assim, um íon é um átomo eletricamente carregado (ou molécula) que é formada por desprendimento ou ligação de um ou mais elétrons a um átomo neutro (ou molécula)

32 Íons Íons carregados positivamente são chamados de cátions, ânions carregados negativamente. Os íons são indicados por um símbolo químico com um índice que indica a multiplicidade (a quantidade de carga em unidades de carga elementar) e o sinal do íon: H -, Na +, UO 2 2+ Os íons podem ser formações estáveis ​​(geralmente em soluções ou cristais), assim e instáveis ​​(em gases sob condições normais) podem ser obtidos cátions atômicos até uma carga de +(Z - 1). Assim, por exemplo, U 90+ e U 91+ foram obtidos em aceleradores de íons, ânions atômicos com carga igual ou superior a 2 não existem no estado livre.

34 Molécula Uma molécula é a menor partícula estável de uma substância, consistindo em mais de um átomo. Uma molécula é caracterizada por uma certa composição de núcleos atômicos, o número de elétrons e uma estrutura espacial. As fórmulas químicas são usadas para indicar o quantitativo e composição qualitativa das moléculas: O 2 (molécula de oxigênio), H 2 O (molécula de água), CH 4 (molécula de metano), C 6 H 6 (molécula de benzeno), C 60 (molécula de fulereno)

39 Molécula de DNA Uma imagem colorida de uma molécula de DNA foi obtida usando um microscópio eletrônico de transmissão Em uma câmara de alto vácuo, uma amostra de DNA é revestida com uma fina camada de platina Revestimento metálico fornece uma imagem de contraste em um microscópio eletrônico

40 Propriedades nucleares e da casca do átomoPropriedades nuclearesPropriedades da casca Determinada pela composição do núcleo: radioatividade, capacidade de participar de reações nucleares, etc. Determinada pela estrutura da camada eletrônica: química, física (elétrica, magnética, óptica, etc.) .) 42 Energia A unidade de energia no SI é o joule (J), no entanto, para os valores de energia de objetos e fenômenos da física atômica, tal unidade raramente é usada. unidade de sistema de energia chamada elétron-volt (eV, eV) passando por uma diferença de potencial acelerada de 1 volt: 1 eV = J –6 eV) unidades de elétron-volt, bem como algumas outras: rydberg (Rydberg, Ry), hartree (hartree, Ha, ou unidade atômica, a. e.) Rydberg é numericamente igual à energia de ionização de um átomo de hidrogênio do estado fundamental na aproximação de uma massa infinita do núcleo: 1 Ry eV Hartree é igual ao valor absoluto da energia potencial de um elétron no estado fundamental do átomo de hidrogênio na aproximação de um átomo de hidrogênio infinito massa do núcleo: 1 Ha = 2 Ry eV As energias dos estados dos sistemas atômicos, bem como as transições entre os estados podem ser medidas em outras unidades

43 Massa A unidade de massa no SI é o quilograma (kg), porém, para medir as massas dos objetos da física atômica, é utilizada uma unidade de medida fora do sistema, chamada unidade de massa atômica (amu). é igual a 1/12 da massa de um átomo de carbono-12 não ligado e não excitado (12 C): 1 a. e.m kg 1 a. e.m. é aproximadamente igual à massa de um próton ou nêutron A massa atômica relativa é a massa de um átomo, expressa em a. e.m. A constante de Avogadro N A é uma constante física numericamente igual ao número de átomos em 12 g de isótopo de carbono-12 puro: N A mol –1 Mole (uma unidade da quantidade de uma substância no SI) por definição contém N A elementos estruturais (átomos , moléculas, íons).

44 Comprimento A unidade SI de comprimento é o metro (m). 1 metro é igual à distância que a luz percorre no vácuo em um intervalo de tempo igual a 1/segundo. Com exceção das medições de comprimentos de onda de radiação eletromagnética na faixa de rádio, essa unidade de comprimento raramente é usada em física atômica e, em vez disso, para medir dimensões lineares, bem como comprimentos de onda, são usadas unidades submúltiplas de um metro: centímetro ( cm, 1 cm \u003d 10 -2 m), milímetro ( mm, 1 mm = 10–3 m), micrômetro (μm, μm, 1 μm = 10–6 m), nanômetro (nm, 1 nm = 10–9 m), picômetro (pm, 1 pm = 10–12 m ) e outros, bem como unidades fora do sistema: angstrom (Å, 1 Å = 0,1 nm = 10–10 m), boro (ou raio de Bohr) (1 boro Å)

45 Tempo A unidade de tempo do SI é o segundo (s). padrão de tempo atômico: um segundo (ou segundo atômico) é igual aos períodos de radiação eletromagnética correspondentes à transição de energia entre dois níveis da estrutura hiperfina do estado fundamental do isótopo 133 Cs (césio-133) A duração dos processos rápidos em física atômica é geralmente medido em unidades fracionárias de um segundo: nano-, pico- ou femtossegundos (ns, ps, fs, 1 fs = 10 -15 s)

46 Escalas de grandezas físicas na física atômica e nuclear Os fenômenos da física atômica são caracterizados por dimensões de 10 a 12 m (subcamadas internas de átomos pesados) a décimos de nanômetro (tamanhos de átomos e moléculas pequenas), energias de 10 a 6 eV (estrutura hiperfina de níveis) a 10 5 eV (energias de ligação de elétrons de subcamadas internas), tempos de dezenas de femtossegundos (duração de pulsos de laser ultracurtos) a milhares de segundos (tempos de vida de estados metaestáveis ​​de átomos) Tamanhos típicos de moléculas são 0,1 -1nm. A distância internuclear da menor molécula (H 2) é nm. As macromoléculas de DNA e muitos polímeros podem ter dimensões macroscópicas. Assim, o comprimento de uma hélice de DNA desdobrada pode atingir vários centímetros com uma largura de cerca de 2 nm.

47 Fóton Um fóton, ou um quantum de radiação eletromagnética (campo), é uma partícula elementar sem massa que não possui carga elétrica No vácuo, um fóton se move a uma velocidade c Um fóton tem um spin igual a 1 As projeções do fóton spin em direções perpendiculares à direção de propagação do fóton determinar o estado de sua polarização γ

11.1. Modelo de Rutherford do átomo

Até 1911, não havia ideias corretas sobre a estrutura do átomo. Em 1911, Rutherford e seus colaboradores estudaram o espalhamento de partículas  ao passar por camadas finas de metal (partículas  emitem elementos radioativos. São núcleos de átomos de hélio com carga de 2 e e uma massa aproximadamente 4 vezes maior que a massa de um átomo de hidrogênio. Sua velocidade atinge  10 7 EM). Verificou-se que após a irradiação de uma folha de ouro com espessura 6 µm apenas uma das 8.000 partículas  experimentou um desvio significativo da direção inicial do movimento. O resultado foi tão inesperado para a época, como se, ao atirar tijolos em uma parede de tijolos de vários milhares de tijolos, quase todos os tijolos passassem pela parede e apenas alguns batessem na parede.

Com base em sua pesquisa, Rutherford propôs um modelo nuclear do átomo. De acordo com este modelo, um átomo consiste em um núcleo positivo com uma carga Ze (Z- o número de série do elemento na tabela periódica, e- carga elementar), tamanho 10 -5 -10 -4 A (1A \u003d 10 -10 m) e uma massa quase igual à massa de um átomo. Os elétrons se movem ao redor do núcleo em órbitas fechadas, formando a camada eletrônica do átomo. Como os átomos são neutros, então ao redor do núcleo deve girar Z elétrons cuja carga total é Z e. As dimensões de um átomo são determinadas pelas dimensões

órbitas externas dos elétrons e são da ordem das unidades de A.

A massa dos elétrons é uma fração muito pequena da massa do núcleo (0,054% para o hidrogênio, menos de 0,03% para outros elementos). O conceito de “tamanho do elétron” não pode ser formulado de forma consistente, embora r o 10 -3 A é chamado de raio clássico do elétron.

Assim, o núcleo de um átomo ocupa uma parte insignificante do volume do átomo e praticamente toda a massa ( 99,95%) do átomo está concentrada nele. Se os núcleos dos átomos estivessem localizados próximos um do outro, o globo teria um raio de  200 m e não  6400 km (densidade da substância dos núcleos atômicos  1,810 17 kg / m 3). Portanto, do ponto de vista das ideias atomísticas, qualquer meio deve ser considerado como um vácuo no qual núcleos atômicos e elétrons são intercalados (ou, em outras palavras, como um vácuo levemente estragado por núcleos atômicos e elétrons nele intercalados).

Os resultados de experimentos sobre a dispersão de partículas  testemunham a favor do modelo nuclear do átomo. No entanto, o modelo nuclear acabou entrando em conflito com as leis da mecânica clássica e da eletrodinâmica. Vamos mostrar.

Suponhamos que um elétron se mova ao redor do núcleo em uma órbita circular de raio r. Neste caso, a força de Coulomb de interação entre o elétron e o núcleo confere ao elétron uma aceleração normal (centrípeta), determinada pela segunda lei de Newton.

Para r = 1A, de (1) encontramos que uma n  10 22 EM 2 . De acordo com a eletrodinâmica clássica, os elétrons em movimento rápido devem irradiar ondas eletromagnéticas (ver parágrafo 2.4.) e, como resultado, perder energia. Como resultado, os elétrons se aproximarão do núcleo e eventualmente cairão sobre ele, o que é contrário à realidade.

A saída do impasse que o criou foi encontrada em 1913 por Niels Bohr, que formulou 2 postulados que contradizem as ideias clássicas.

11.2. postulados de Bohr

1. O primeiro postulado é o seguinte:

Existem apenas alguns estados estacionários do átomo, nos quais ele não irradia energia. Esses estados estacionários correspondem a órbitas bem definidas (estacionárias) ao longo das quais os elétrons se movem. Ao se mover ao longo de órbitas estacionárias, os elétrons, apesar de sua aceleração, não irradiam ondas eletromagnéticas.

No estado estacionário do átomo, o elétron deve ter valores discretos (quantizados) do momento angular

eu n = senhor v = n, n = 1, 2, ... (2)

Aqui m, v são a massa e a velocidade do elétron, ré o raio de sua órbita. Levando em conta (1) e (2), encontramos os raios das órbitas estacionárias dos elétrons

. (3)

Para um átomo de hidrogênio ( Z=1 ) o raio da órbita do primeiro elétron em n = 1 , chamado o primeiro raio de Bohr (uma),é igual a

r 1 \u003d a \u003d 0,528 A. (4)

a energia interna de um átomo é a soma da energia cinética do elétron ( T = MV 2 /2 ) e energia potencial de interação de um elétron com um núcleo ( você =- Z e 2 /(4  0 r)),

(5)

ao derivar a fórmula (5), a fórmula (1) foi levada em consideração. Substituindo em (5) os raios quânticos das órbitas dos elétrons (3), obtemos que a energia do átomo (que é igual à energia do elétron, já que o núcleo do átomo é imóvel) pode levar apenas o seguinte valores discretos (quânticos) permitidos

onde o sinal de menos significa que o elétron está em um estado ligado. (Na física atômica, a energia é medida em elétron-volts, 1 eV = 1,6 10 -19 J).

2. O segundo postulado estabelece:

Durante a transição de um átomo (elétron) de um estado estacionário para outro, um fóton com energia é emitido ou absorvido

Onde E n , E m- energia de um átomo (elétron) em estados estacionários n e m, que são determinados de acordo com (6).

Com base em seus postulados, Bohr criou uma teoria semiclássica do átomo de hidrogênio mais simples e explicou o espectro de linhas do átomo de hidrogênio. Átomos semelhantes a hidrogênio incluem um átomo de hidrogênio (z = 1), um íon de hélio He + (z = 2), um íon de lítio Li ++ ( Z=3 ) e outros. É típico para eles que ao redor do núcleo com carga = Z e apenas um elétron gira.

11.3. Espectro de linha de um átomo de hidrogênio

O espectro de emissão do hidrogênio atômico consiste em linhas espectrais individuais, que são organizadas em uma determinada ordem. Em 1885, Balmer estabeleceu que os comprimentos de onda (ou frequências) dessas linhas podem ser representados por uma fórmula. De fato, de (7), levando em conta (6), para o hidrogênio ( Z = 1), segue que

Onde R = 2,07  10 16 Com -1 - Constante de Rydberg

Considerando que 1/ = v/s = /2s e usando (8), encontramos

, (9)

Onde R =1,0974  10 7 m -1 também é chamada de constante de Rydberg.

Na fig. 1 mostra um diagrama dos níveis de energia do átomo de hidrogênio, calculado de acordo com (6) em z=1.

0 n = 

Quando um elétron passa de níveis de energia mais altos para o nível n = 1, ocorre radiação ultravioleta ou radiação da série de Lyman (SL). Quando os elétrons vão para o nível n = 2 ocorre radiação visível ou radiação da série de Balmer (SB). Quando os elétrons se movem de níveis mais altos para o nível n = 3 surge a radiação infravermelha, ou radiação da série Paschen (SP), etc.

As frequências ou comprimentos de onda da radiação resultante são determinados pelas fórmulas (8) ou (9) com m=1 - para a série Lyman, em m=2 - para a série Balmer e com m = 3 - para a série Pashen. A energia do fóton é determinada pela fórmula (7), que, levando em consideração (6), pode ser reduzida para átomos semelhantes ao hidrogênio para a forma:

eV (10)

A teoria de Bohr desempenhou um grande papel na criação da física atômica. Durante seu desenvolvimento (1913 - 1925) importantes descobertas foram feitas, por exemplo, no campo da espectroscopia atômica. No entanto, a teoria de Bohr revelou deficiências significativas, por exemplo, com sua ajuda, é impossível criar uma teoria de átomos mais complexa que o átomo de hidrogênio. Portanto, tornou-se óbvio que a teoria de Bohr representava um estágio de transição no caminho para a criação de uma teoria consistente dos fenômenos atômicos e nucleares. Uma teoria tão consistente foi a mecânica quântica (ondulatória).

11.4 Átomo de hidrogênio segundo a mecânica quântica. Números quânticos de um elétron em um átomo

Os resultados obtidos de acordo com a teoria de Bohr na resolução do problema dos níveis de energia de um elétron em átomos semelhantes ao hidrogênio são obtidos em mecânica quântica sem envolver os postulados de Bohr. Vamos mostrar.

O estado de um elétron em um átomo semelhante ao hidrogênio é descrito por alguma função de onda  que satisfaz a equação estacionária de Schrödinger [ver (9.22)]. Considerando que a energia potencial de um elétron

Onde r - a distância entre o elétron e o núcleo, obtemos a equação de Schrödinger na forma

(12)

É aconselhável usar o sistema de coordenadas esféricas r,  ,  e procure uma solução para esta equação na forma das seguintes autofunções

(13)

Onde n, eu, m são parâmetros inteiros de autofunções. Em que n é chamado de número quântico principal eu - orbital (azimute) e m- número quântico magnético.

Está provado que a equação (12) tem solução apenas para valores discretos negativos de energia

Onde n = 1, 2, 3,... números quânticos principais.

A comparação com a expressão (6) mostra que a mecânica quântica leva aos mesmos valores de energia que os obtidos na teoria de Bohr. No entanto, na mecânica quântica, esses valores são obtidos como consequência das disposições básicas dessa ciência.

Substituindo em (14) Z=1 e aceitando n = 1 , obtemos o valor de energia do estado fundamental (ou seja, o estado com a energia mais baixa) do átomo de hidrogênio

eV. (15)

Também segue da solução (13) da equação de Schrödinger (12) que o momento angular de um elétron em um átomo é quantizado de acordo com a fórmula

(16)

Onde eu= 0, 1, 2, ... (n-1), número quântico orbital (azimute).

Projeção do momento angular eu elétron por direção Z campo magnético pode assumir apenas valores inteiros, múltiplos (quantização espacial), ou seja,

mé chamado de número quântico magnético. Para isso, o número quântico magnético pode assumir vários valores.

A teoria da relatividade especial (SRT) é baseada em dois postulados:

1. O princípio da relatividade: em qualquer referencial inercial, todos os fenômenos físicos sob as mesmas condições iniciais procedem da mesma maneira, ou seja, nenhum experimento realizado em um sistema fechado de corpos pode revelar se o corpo está em repouso ou se move de forma uniforme e retilínea.
2. O princípio da constância da velocidade da luz: em todos os referenciais inerciais a velocidade da luz no vácuo é a mesma e não depende da velocidade da fonte de luz em movimento.

Igual aos postulados da SRT, a posição da SRT sobre a natureza limitante da velocidade da luz no vácuo importa: a velocidade de qualquer sinal na natureza não pode exceder a velocidade da luz no vácuo: c= 3∙10 8 m/s. Quando os objetos se movem a uma velocidade comparável à velocidade da luz, vários efeitos são observados, descritos abaixo.

1. Contração relativística do comprimento.

O comprimento de um corpo no referencial onde ele está em repouso é chamado de seu próprio comprimento. eu 0. Então o comprimento do corpo se movendo com velocidade V no referencial inercial diminui na direção do movimento até um comprimento:

Onde: cé a velocidade da luz no vácuo, eu 0 é o comprimento do corpo em um referencial fixo (o comprimento de um corpo em repouso), eué o comprimento do corpo no referencial movendo-se com a velocidade V(comprimento de um corpo movendo-se com velocidade V). Assim, o comprimento do corpo é relativo. A redução dos corpos é perceptível apenas em velocidades comparáveis ​​à velocidade da luz.

2. Alongamento relativístico do tempo do evento.

A duração de um fenômeno que ocorre em um determinado ponto do espaço será a mais curta nesse referencial inercial, em relação ao qual esse ponto é estacionário. Isso significa que os relógios que se movem em relação a um quadro de referência inercial são mais lentos do que os relógios estacionários e mostram um intervalo de tempo mais longo entre os eventos. A dilatação relativística do tempo torna-se perceptível apenas em velocidades comparáveis ​​à velocidade da luz e é expressa pela fórmula:

Tempo τ 0 , medido por um relógio em repouso em relação ao corpo, é chamado de tempo próprio do evento.

3. Lei relativística da adição de velocidades.

A lei de adição de velocidades na mecânica newtoniana contradiz os postulados da SRT e é substituída por uma nova lei relativística de adição de velocidades. Se dois corpos se movem um em direção ao outro, sua velocidade de aproximação é expressa pela fórmula:

Onde: V 1 e V 2 - velocidades de movimento dos corpos em relação a um referencial fixo. Se os corpos se movem na mesma direção, então sua velocidade relativa:

4. Aumento relativístico da massa.

Massa do corpo em movimento m maior que a massa de repouso do corpo m 0:

5. Relação entre energia e massa corporal.

Do ponto de vista da teoria da relatividade, a massa de um corpo e a energia de um corpo são praticamente a mesma coisa. Assim, apenas o fato da existência de um corpo significa que o corpo tem energia. Menos energia E 0 o corpo tem no referencial inercial em relação ao qual está em repouso e é chamado a própria energia do corpo (energia de repouso do corpo):

Qualquer mudança na energia corporal significa uma mudança na massa corporal e vice-versa:

onde: ∆ Eé a mudança na energia do corpo, ∆ mé a variação correspondente na massa. Energia total do corpo:

Onde: m- massa corporal. Energia total do corpo E proporcional massa relativista e depende da velocidade do corpo em movimento, neste sentido as seguintes relações são importantes:

A propósito, a energia cinética de um corpo movendo-se a uma velocidade relativística só pode ser calculada usando a fórmula:

Do ponto de vista da teoria da relatividade, a lei de conservação das massas de repouso é injusta. Por exemplo, a massa de repouso de um núcleo atômico é menor que a soma das massas de repouso das partículas no núcleo. No entanto, a massa de repouso de uma partícula capaz de decaimento espontâneo é maior que a soma de suas próprias massas de seus constituintes.

Isso não significa uma violação da lei da conservação da massa. Na teoria da relatividade, a lei de conservação da massa relativística é válida, pois em um sistema isolado de corpos a energia total é preservada e, portanto, a massa relativística, que decorre da fórmula de Einstein, então podemos falar de uma única lei de conservação de massa e energia. Isso não significa que a massa pode ser convertida em energia e vice-versa.

Existe uma relação entre a energia total do corpo, energia de repouso e momento:

Fóton e suas propriedades

Leveé um fluxo de quanta de radiação eletromagnética chamado fótons. Fótoné uma partícula que transporta a energia da luz. Ele não pode estar em repouso, mas sempre se move a uma velocidade igual à velocidade da luz. Um fóton tem as seguintes características:

1. A energia dos fótons é igual a:

Onde: h= 6,63∙10 –34 J∙s = 4,14∙10 –15 eV∙s – constante de Planck, ν é a frequência da luz, λ é o comprimento de onda da luz, cé a velocidade da luz no vácuo. A energia de um fóton em Joules é muito pequena, portanto, por conveniência matemática, geralmente é medida em uma unidade fora do sistema - elétron-volts:

1 eV = 1,6∙10 -19 J.

2. Um fóton viaja no vácuo na velocidade da luz. c.

3. Um fóton tem momento:

4. Um fóton não tem massa no sentido usual para nós (a massa que pode ser medida em escalas, calculada de acordo com a segunda lei de Newton, e assim por diante), mas de acordo com a teoria da relatividade de Einstein, ele tem massa como medida de energia ( E = mc 2). De fato, qualquer corpo que tenha alguma energia também tem massa. Se considerarmos que um fóton tem energia, então ele também tem uma massa, que pode ser encontrada como:

5. Um fóton não tem carga elétrica.

A luz tem uma natureza dupla. Quando a luz se propaga, aparecem suas propriedades ondulatórias (interferência, difração, polarização), e ao interagir com a matéria, propriedades corpusculares (efeito fotoelétrico). Essa dupla natureza da luz é chamada dualidade onda-partícula.

efeito fotoelétrico externo

efeito fotoelétrico- um fenômeno que consiste no aparecimento de uma fotocorrente em uma garrafa de vácuo quando o cátodo é iluminado com luz monocromática de um determinado comprimento de onda λ .

Quando a tensão no ânodo é negativa, o campo elétrico entre o cátodo e o ânodo diminui a velocidade dos elétrons. Medindo o dado tensão de retardo em que a fotocorrente desaparece, é possível determinar a energia cinética máxima dos fotoelétrons que escapam do cátodo:

Numerosos experimentadores estabeleceram o seguinte leis básicas do efeito fotoelétrico:

1. O efeito fotoelétrico é inercial. Isso significa que os elétrons começam a sair do metal imediatamente após o início da irradiação com a luz.
2. A energia cinética máxima dos fotoelétrons aumenta linearmente com o aumento da frequência da luz ν e não depende de sua intensidade.
3. Para cada substância existe uma chamada efeito de foto de borda vermelha, ou seja, a frequência mais baixa ν min (ou o comprimento de onda mais longo λ max) em que o efeito fotoelétrico externo ainda é possível.
4. O número de fotoelétrons puxados pela luz do cátodo em 1 s é diretamente proporcional à intensidade da luz.

Ao interagir com a matéria, um fóton transfere toda a sua energia E = hν um elétron. Parte dessa energia pode ser dissipada por um elétron em colisões com átomos de matéria. Além disso, parte da energia do elétron é gasta para superar a barreira de potencial na interface metal-vácuo. Para isso, o elétron deve função no trabalho UMA para fora, dependendo das propriedades do material do cátodo. A maior energia cinética que um fotoelétron emitido do cátodo pode ter, neste caso, é determinada pela lei de conservação de energia:

Essa fórmula é chamada Equação de Einstein para o efeito fotoelétrico externo. Usando a equação de Einstein, pode-se explicar todas as regularidades do efeito fotoelétrico externo. Por efeito de foto de borda vermelha, de acordo com a fórmula de Einstein, podemos obter a expressão:

postulados de Bohr

O primeiro postulado de Bohr (postulado do estado estacionário): um sistema atômico só pode estar em estados estacionários ou quânticos especiais, cada um dos quais corresponde a um certo número n e energia E n. Em estados estacionários, um átomo não emite ou absorve energia.

O estado com a energia mais baixa recebe o número "1". É chamado a Principal. Todos os outros estados recebem números sequenciais "2", "3" e assim por diante. Eles são chamados animado. Um átomo pode permanecer em seu estado fundamental indefinidamente. No estado excitado, o átomo vive por algum tempo (cerca de 10 ns) e passa para o estado fundamental.

De acordo com o primeiro postulado de Bohr, um átomo é caracterizado por um sistema de níveis de energia, cada um dos quais corresponde a um certo estado estacionário. A energia mecânica de um elétron movendo-se ao longo de um caminho fechado em torno de um núcleo carregado positivamente é negativa. Portanto, todos os estados estacionários correspondem aos valores de energia E n < 0. При E n≥ 0 o elétron se afasta do núcleo (ocorre a ionização). Valor | E 1 | chamado energia de ionização. Estado com energia E 1 é chamado de estado fundamental do átomo.

Segundo postulado de Bohr (regra de frequência): durante a transição de um átomo de um estado estacionário com energia E n para outro estado estacionário com energia E m um quantum é emitido ou absorvido, cuja energia é igual à diferença entre as energias dos estados estacionários:

átomo de hidrogênio

O mais simples dos átomos é o átomo de hidrogênio. Contém um único elétron. O núcleo de um átomo é um próton - uma partícula carregada positivamente, cuja carga é igual em valor absoluto à carga de um elétron. Normalmente, um elétron está no primeiro nível de energia (principal, não excitado) (um elétron, como qualquer outro sistema, tende a um estado com um mínimo de energia). Nesse estado, sua energia é E 1 = -13,6 eV. No átomo de hidrogênio, são satisfeitas as seguintes relações que relacionam o raio da trajetória de um elétron girando em torno do núcleo, sua velocidade e energia na primeira órbita com características semelhantes em outras órbitas:

Em qualquer órbita em um átomo de hidrogênio, a cinética ( Para) e potencial ( P) as energias dos elétrons estão relacionadas com a energia total ( E) pelas seguintes fórmulas:

núcleo atômico

Está agora firmemente estabelecido que os núcleos atômicos de vários elementos consistem em duas partículas - prótons e nêutrons, que geralmente são chamados de nucleons. Uma série de notações são introduzidas para caracterizar núcleos atômicos. O número de prótons que compõem o núcleo atômico é denotado pelo símbolo Z e é chamado de número de carga ou número atômico (este é o número de série na tabela periódica de Mendeleev). O número de nêutrons é indicado pelo símbolo N. O número total de nucleons (isto é, prótons e nêutrons) é chamado de número de massa A, para o qual a seguinte fórmula pode ser escrita:

Energia de comunicação. defeito de massa

O papel mais importante na física nuclear é desempenhado pelo conceito energia de ligação nuclear. A energia de ligação do núcleo é igual à energia mínima que deve ser gasta para a divisão completa do núcleo em partículas individuais. Segue-se da lei de conservação de energia que a energia de ligação é igual à energia que é liberada durante a formação de um núcleo a partir de partículas individuais.

A energia de ligação de qualquer núcleo pode ser determinada medindo com precisão sua massa. Tais medições mostram que a massa de qualquer núcleo M i é sempre menor que a soma das massas de seus prótons e nêutrons constituintes: M EU< Zm p + N m n. A diferença entre essas massas é chamada defeito de massa, e é calculado pela fórmula:

O defeito de massa pode ser determinado usando a fórmula de Einstein E = mc 2 a energia liberada durante a formação de um determinado núcleo, ou seja, a energia de ligação do núcleo E Rua:

Mas é mais conveniente calcular a energia de ligação usando uma fórmula diferente (aqui, as massas são tomadas em unidades atômicas e a energia de ligação é obtida em MeV):

Radioatividade. Lei do decaimento radioativo

Quase 90% dos núcleos atômicos conhecidos são instáveis. Um núcleo instável se transforma espontaneamente em outros núcleos com a emissão de partículas. Essa propriedade dos núcleos é chamada radioatividade.

Decadência alfa. O decaimento alfa é a transformação espontânea de um núcleo atômico com o número de prótons Z e nêutrons N em outro núcleo (filho) contendo o número de prótons Z - 2 e nêutrons N - 2. Neste caso, α -partícula - o núcleo de um átomo de hélio 4 2 He. O esquema geral de decaimento alfa:

Decaimento beta. Durante o decaimento beta, um elétron (0 –1 e) voa para fora do núcleo. Esquema de decaimento beta:

Decaimento gama. Diferente α - e β -radioatividade γ A radioatividade dos núcleos não está associada a uma mudança na estrutura interna do núcleo e não é acompanhada por uma mudança na carga ou nos números de massa. Como com α - assim como β -decaimento, o núcleo-filho pode estar em algum estado excitado e ter excesso de energia. A transição do núcleo do estado excitado para o estado fundamental é acompanhada pela emissão de um ou mais γ -quanta, cuja energia pode atingir vários MeV.

Lei do decaimento radioativo. Qualquer amostra de material radioativo contém um grande número de átomos radioativos. Como o decaimento radioativo é aleatório e não depende de condições externas, a lei da quantidade decrescente N(t) intacto a este ponto no tempo t núcleos podem servir como uma importante característica estatística do processo de decaimento radioativo. A lei do decaimento radioativo tem a forma:

Valor T chamado meia-vida, N 0 é o número inicial de núcleos radioativos em t= 0. A meia-vida é a principal quantidade que caracteriza a taxa de decaimento radioativo. Quanto mais curta a meia-vida, mais intenso o decaimento.

No α - e β No decaimento radioativo, o núcleo filho também pode ser instável. Portanto, é possível uma série de decaimentos radioativos sucessivos, que terminam na formação de núcleos estáveis.

Reações nucleares

reação nuclear- este é o processo de interação de um núcleo atômico com outro núcleo ou partícula elementar, acompanhado por uma mudança na composição e estrutura do núcleo e a liberação de partículas secundárias ou γ -quanta. Como resultado de reações nucleares, novos isótopos radioativos podem ser formados que não são encontrados na Terra em condições naturais.

Nas reações nucleares, várias leis de conservação são cumpridas: momento, energia, momento angular, carga. Além dessas leis de conservação clássicas, as reações nucleares a lei da conservação da chamada carga bariônica(ou seja, o número de nucleons - prótons e nêutrons). Por exemplo, em uma reação geral:

As seguintes condições são atendidas (o número total de nucleons antes e depois da reação permanece inalterado):

Rendimento de energia de uma reação nuclear

As reações nucleares são acompanhadas por transformações de energia. O rendimento energético de uma reação nuclear é o valor:

Onde: M A e M B são as massas dos produtos iniciais, M C e M D são as massas dos produtos finais da reação. Valor Δ M chamado defeito de massa. As reações nucleares podem prosseguir com a liberação ( Q> 0) ou com absorção de energia ( Q < 0). Во втором случае первоначальная кинетическая энергия исходных продуктов должна превышать величину |Q|, que é chamado limiar de reação.

Para que uma reação nuclear tenha um rendimento energético positivo, a energia de ligação específica dos nucleons nos núcleos dos produtos iniciais deve ser menor que a energia de ligação específica dos nucleons nos núcleos dos produtos finais. Isso significa que o valor Δ M

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