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.