12 Строение атома

12.1 История развития учения о строении атома

Понятие «атом» (неделимый) было введено древнегреческими философами в 500–200 гг. до н.э. для описания устройства окружающего мира. До конца XIX века полагали, что атом – простейшая неделимая частица. Первые предположения о сложности строения атома появились при изучении радиоактивности, электрохимических процессв, катодных лучей и др. явлений. Позже было установлено, что радиоактивность представляют собой поток частиц: α – ядра He²⁺, β – электроны и γ – рентгеновское излучение.

12.1.1 Модель атома по Резерфорду

Э. Резерфорд в 1911–1913 гг. исследовал прохождение α-частиц через металлическую (золото) фольгу. Сущность эксперимента приведена на рисунке 12.1.

Рисунок 12.1 – Прохождение α-частиц через фольгу

Оказалось, что большая часть α-частиц (дважды ионизированный атом гелия Не⁺²) проходила через фольгу не отклонялась, а лишь малая часть изменяла направление и даже отбрасывалась в противоположном направлении. Исходя из этого был сделан вывод, что в очень малой части объема атома находится положительно заряженная частица с большой массой, сталкиваясь с которой α-частица изменяла свое направление движения.

На основании полученных экспериментальных данных Э. Резерфорд предложил модель атома, согласно которой атом состоит из положительно заряженного ядра, занимающего малый объем, в котором сосредоточена основная масса атома, и отрицательно заряженных легких частиц – электронов. Такая система может быть устойчива при условии вращения электронов вокруг ядра и при этом центробежная сила вращения электронов должна быть равна электростатическому притяжению электронов к ядру. Такую модель по аналогии с солнечной системой назвали планетарной.

Модель атома по Резерфорду, несмотря на недостатки, впервые дала верное представление об общем устройстве атома, но она не могла объяснить следующее:

1) устойчивости системы ядро – электрон. При движении вокруг ядра электрон должен непрерывно излучать энергию, что будет приводить к уменьшению радиуса орбиты электрона и в конечном итоге электрон должен упасть на ядро. На самом деле в отсутствие внешнего воздействия атом не излучает энергию;

2) линейчатой природы спектра атомов. Согласно предложенной модели радиус орбиты электрона должен непрерывно уменьшаться, что должно приводить к сплошному спектру. Но изучение спектров атомов показало, что они имеют линейчатую природу. Этот факт указывает на то, что электроны излучают и поглощают энергию не непрерывно, а отдельными порциями («квантами»).

Устранить эти противоречия смог датский физик Нильс Бор.

12.1.2 Модель атома по Бору

В 1900 году Макс Планк показал, что энергия электромагнитного излучения видимой части спектра квантуется, т.е. свет излучается и поглощается не непрерывно, а отдельными порциями – кван­тами. Энергия квантов (Е) связана с частотой излучения (υ) следующей форму­лой:

Е = h·υ,

(12.1)

где h – постоянная Планка.

Основываясь на квантовой теории излу­чения, Нильс Бор сделал вывод о том, что электрон в атоме может принимать не любые, а строго определённые значения энергии. Переход электрона из одного энергетического уровня на другой сопровождается испуска­нием или поглощением определенного кванта электромагнитного излучения.

На основе квантовой теории излучения и планетарной модели атома по Резерфорду Бор предложил модель атома, которая базировалась на следующих постулатах:

1) электрон в атоме может вращаться вокруг ядра не по любым, а только по строго определённым орбитам, которые называются стационарными;

2) двигаясь по стационарным орбитам, электрон не излучает энергию;

3) при переходе с более низкой на более высокую орбиту электрон поглощает энергию, равную разности энергий между соответствующими орбитами. Такое состояние электрона называется возбужденным. В этом состоянии он пребывает примерно 10^–8 секунды и после излучения избыточной энергии переходит обратно на стационарную орбиту.

Информацию о состоянии электронов в атоме дают спектры электронных переходов, которые в зависимости от метода исследования делятся на спектры поглощения и испускания (эмиссионный спектр). Образно говоря можно сказать, что спектр – это зеркало электронных состояний. Предложенный Бором математический аппарат позволил рассчитать спектр только атома водорода и водородоподобных атомов.

Основные недостатки модели атома по Бору:

1) модель была неприменима для описания спектров атомов более сложных, чем водород;

2) модель не могла объяснить различной интенсивности спектральных линий в спектре даже атома водорода.