03

Ядерная модель атома. Одна из первых моделей строения атома была предложены английским физиком Э. Резерфордом. В опытах по рассеянию а-частиц было показано, что почти вся масса атома сосредоточена в очень малом объеме — положительно заряженном ядре. Согласно мо­дели Резерфорда, вокруг ядра на относительно большом рас­стоянии непрерывно движутся электроны, причем их число тако­во, что в целом атом электрически нейтрален. Позднее наличие в атоме тяжелого ядра, окруженного электронами, было подтвер­ждено другими учеными.

Ядро имеет диаметр порядка 10^15—10^14 м и положи­тельный электрический заряд, плотность массы «ядерного веще­ства» примерно в 10¹⁵ раз больше плотности всего вещества. Плотность ядерного электрического заряда также намного пре­вышает плотность заряда вещества в целом, причем здесь также обнаруживается соотношение порядка 10^15/1. Положительный ядерный заряд вещества уравновешивается отрицательным заря­дом электронов. Величина заряда электрона равна 1,602e-19 Кл. Обычно этот заряд принимают за условную величину, полагая заряд электрона равным —1. Масса электрона очень мала и составляет 9,1e-31 кг. Однако планетарная модель Резерфор­да противоречила факту устойчивого существования атомов. В результате ускоренного движения электрона расходуется энергия его электростатического взаимодействия с ядром и согласно расчетам через 10^-8 с электрон должен упасть на ядро.

Атомные спектры. Согласно модели Резерфорда, энергия ато­ма должна уменьшаться непрерывно за счет излучения, обра­зующего сплошной спектр. Однако экспериментально установле­но, что все атомные спектры имеют дискретный (линейчатый) характер. Спектр служит одной из важнейших характеристик атома и отражает его внутреннее строение. Волновые числа линий этой серии выражаются формулой: ню=R(-1/2^2-1/n^2), где ню — волновое число, равное 1/лямбда, т. е. оно равно числу волн, укладывающихся на 1 см; R — постоянная Ридберга, равная 109 737 1/см; n — целое число, которое может принимать значения 3, 4, 5,...

При исследовании спектра водорода в дальней ультрафиоле­товой и инфракрасной областях было обнаружено еще не­сколько серий линий, волновые числа которых выражает общая формула

ню = (R/n1^2)-(R/n2^2), (1.2)

где п1 и п2 — целые числа.

Серии линий были найдены и в спектрах атомов всех других элементов. Однако эти спектры являются более сложными. Так, например, в спектре атома железа насчитывается более 5000 ли­ний, которые, объединяясь в отдельные серии, накладываются

друг на друга и усложняют общий вид спектра.

E=h*ню, (1.3)

где Е — энергия кванта; h — постоянная Планка, равная 6,626e-34 Дж*с; ню — частота колебаний, равная отношению скорости света с к длине волны.

Уравнение (1.3) называется уравнением Планка. Оно выражает один из основных законов природы. Согласно этому уравнению, энергия тела может меняться на величины, кратные h*ню, подобно тому как электрический заряд может меняться лишь на величину, кратную заряду электрона. Излу­чая квант света, атом переходит из одного энергетического состояния в другое.

Теория строения атома водорода по Бору. На основе модели Резерфорда, учения Эйнштейна о световых квантах (1905), кван­товой теории излучения Планка (1900) датским физиком Н. Бо­ром в 1913 г. была предложена теория строения атома водорода. Эта теория позволила объяснить свойства атома и в первую очередь происхождение линий спектра. Бор предположил, что дви­жение электрона в атоме ограничено индивидуальной устой­чивой орбитой. До тех пор, пока электрон находится на этой орбите, он не излучает энергии. Если длина круговой орбиты радиусом r равна 2пr, то условие устойчивости орбиты следующее:

n*лямбда= 2пrn, п = 1, 2, 3,..., (1.4)

где rn — радиус орбиты, на длине которой укладывается п длин волн. Целое число п было названо квантовым числом орбиты. Подставив значение к (длины волны электрона), можно определить значение rn. Радиус самой внутренней орбиты атома водорода обычно называется боровским радиусом и

обозначается a0. При этом a0 = r1 = 0,053 нм. Радиусы других орбит определяют с помощью соотношения rn = п^2a0. Следова­тельно, расстояния между соседними орбитами постоянно возрас­тают. Разным разрешенным орбитам (т. е. орбитам, отвечаю­щим условиям постулата Бора) соответствуют разные уровни энергии электронов.

Квантовое состояние с наименьшей энергией Е1 называют основным, остальные квантовые состояния с большими уров­нями энергии Е2, Е3, Е4,... называют возбужденными.

При переходе электрона с верхнего уровня на нижний выде­ляется энергия. Если квантовое число начального состояния (с более высокой энергией E_H„) равно nH, а квантовое число конеч­ного состояния (с более низкой энергией Е_K) равно n_K, то

E_H-E_K=hv, (1.5)

где v — частота электромагнитного излучения; h — постоянная Планка.

Однако теории Бора свойственны и существенные недостатки. Она непригодна для объяснения строения сложных атомов, начиная с гелия. Даже для атома водорода теория Бора не смог­ла объяснить тонкую структуру линейчатого спектра. Оказа­лось, что линии спектра атома представляют собой совокуп­ность близко расположенных друг к другу отдельных линий. Тео­рия Бора не могла предсказать поведения атома водорода в магнитном поле. Возникла необходимость изменить представ­ление об электроне как о микроскопической заряженной час_: тице, подчиняющейся тем же законам, каким подчиняются макроскопические тела. Необходимо было разработать новую теорию, применимую к микрочастицам.