Quien propuso el modelo planetario del átomo. Modelos de estructura atómica

Modelo planetario de un átomo: núcleo (rojo) y electrones (verde)

Modelo planetario del átomo., o modelo rutherford, es un modelo histórico de la estructura del átomo, propuesto por Ernest Rutherford como resultado de un experimento con dispersión de partículas alfa. Según este modelo, un átomo está formado por un pequeño núcleo cargado positivamente, en el que se concentra casi toda la masa del átomo, alrededor del cual se mueven los electrones, del mismo modo que los planetas se mueven alrededor del Sol. El modelo planetario del átomo corresponde a las ideas modernas sobre la estructura del átomo, teniendo en cuenta el hecho de que el movimiento de los electrones es de naturaleza cuántica y no está descrito por las leyes de la mecánica clásica. Históricamente, el modelo planetario de Rutherford reemplazó al "modelo del pudín de ciruelas" de Joseph John Thomson, que postulaba que los electrones cargados negativamente se colocan dentro de un átomo cargado positivamente.

Rutherford propuso un nuevo modelo de la estructura del átomo en 1911 como conclusión de un experimento sobre la dispersión de partículas alfa sobre láminas de oro, realizado bajo su dirección. Durante esta dispersión, una cantidad inesperadamente grande de partículas alfa se dispersaron en grandes ángulos, lo que indica que el centro de dispersión era de tamaño pequeño y contenía una carga eléctrica significativa. Los cálculos de Rutherford demostraron que el centro de dispersión, ya sea con carga positiva o negativa, debe ser al menos 3000 veces más pequeño que el tamaño del átomo, que ya se conocía en ese momento y se estimaba en unos 10 -10 m desde que los electrones ya estaban. conocidos en ese momento, y se determinaron su masa y carga, entonces el centro de dispersión, que luego se llamó núcleo, debería haber tenido una carga opuesta a la de los electrones. Rutherford no relacionó la cantidad de carga con el número atómico. Esta conclusión se llegó más tarde. Y el propio Rutherford sugirió que la carga es proporcional a la masa atómica.

La desventaja del modelo planetario era su incompatibilidad con las leyes de la física clásica. Si los electrones se mueven alrededor del núcleo como los planetas alrededor del Sol, entonces su movimiento se acelera y, por lo tanto, de acuerdo con las leyes de la electrodinámica clásica, deberían emitir ondas electromagnéticas, perder energía y caer sobre el núcleo. El siguiente paso en el desarrollo del modelo planetario fue el modelo de Bohr, que postula leyes del movimiento de los electrones diferentes a las clásicas. La mecánica cuántica pudo resolver por completo las contradicciones de la electrodinámica.

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2010.

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Diccionario enciclopédico Átomo de helio Átomo (griego antiguo ἄτομος indivisible) parte más pequeña elemento químico

, que es portador de sus propiedades. Un átomo consta de un núcleo atómico y una nube de electrones circundante. El núcleo de un átomo está formado por protones cargados positivamente y... ... Wikipedia

Átomo de helio El átomo (griego antiguo: ἄτομος indivisible) es la parte más pequeña de un elemento químico, que es portador de sus propiedades. Un átomo consta de un núcleo atómico y una nube de electrones circundante. El núcleo de un átomo está formado por protones cargados positivamente y... ... Wikipedia

Libros Conjunto de mesas. Física. 11º grado (15 mesas), . Álbum educativo de 15 hojas. Transformador. Inducción electromagnética V

Se propuso uno de los primeros modelos de estructura atómica. J. Thomson En 1904, se imaginó el Átomo como un “mar de electricidad positiva” en el que oscilaban los electrones. La carga negativa total de los electrones de un átomo eléctricamente neutro era igual a su carga positiva total.

La experiencia de Rutherford

Para probar la hipótesis de Thomson y más definición precisa estructura atómica E. Rutherford organizó una serie de experimentos sobre la dispersión α -partículas con finas placas de metal - láminas. En 1910, los estudiantes de Rutherford Hans Geiger Y Ernesto Marsden α realizó experimentos de bombardeo α -partículas de finas placas metálicas. Descubrieron que la mayoría

-las partículas atraviesan la lámina sin cambiar su trayectoria. Y esto no es sorprendente si aceptamos la exactitud del modelo atómico de Thomson. α Fuente α - La radiación se colocó en un cubo de plomo con un canal perforado, de modo que fue posible obtener un flujo. -partículas que vuelan en una determinada dirección. Las partículas alfa son átomos de helio doblemente ionizados ( No 2+ α ). Tienen una carga positiva +2 y una masa casi 7350 veces la masa de un electrón. Al subir a la pantalla recubierta de sulfuro de zinc, α -Las partículas hacían que brillara, y con una lupa se podían ver y contar los destellos individuales que aparecían en la pantalla cuando cada uno lo golpeaba. α -partículas. Se colocó papel de aluminio entre la fuente de radiación y la pantalla. Por los destellos en la pantalla se podía juzgar la dispersión.

-partículas, es decir sobre su desviación de la dirección original al pasar a través de una capa de metal. α Resultó que la mayoría α -las partículas atraviesan la lámina sin cambiar de dirección, aunque el espesor de la lámina correspondía a cientos de miles de diámetros atómicos. Pero algunos α -Las partículas todavía se desviaban en ángulos pequeños y ocasionalmente α -Las partículas cambiaron bruscamente la dirección de su movimiento e incluso (alrededor de 1 entre 100.000) fueron rechazadas, como si hubieran topado con un obstáculo enorme. Casos de una desviación tan pronunciada.

-Las partículas se podían observar moviendo la pantalla con una lupa a lo largo de un arco.

De los resultados de este experimento se pueden sacar las siguientes conclusiones:
Hay algún "obstáculo" en el átomo, al que se le llamó núcleo. α El núcleo tiene una carga positiva (de lo contrario, cargada positivamente
-Las partículas no se reflejarían). α El núcleo tiene unas dimensiones muy pequeñas en comparación con el tamaño del propio átomo (sólo una pequeña parte
-las partículas cambiaron de dirección de movimiento). α El núcleo tiene una masa grande en comparación con la masa.

-partículas Rutherford explicó los resultados del experimento proponiendo que lo comparó sistema solar. Según el modelo planetario, en el centro del átomo hay un núcleo muy pequeño, cuyo tamaño es aproximadamente 100.000 veces tamaños más pequeños el átomo mismo. Este núcleo contiene casi toda la masa del átomo y lleva una carga positiva. Los electrones se mueven alrededor del núcleo, cuyo número está determinado por la carga del núcleo. La trayectoria externa del movimiento de los electrones determina dimensiones externasátomo. El diámetro de un átomo es del orden de 10 -8 cm y el diámetro del núcleo es del orden de 10 -13 ÷10 -12 cm.

Cuanto mayor es la carga de un núcleo atómico, más fuerte es la repulsión hacia él. α -partícula, más a menudo se producirán casos de desviaciones fuertes α -partículas que atraviesan la capa metálica, desde la dirección inicial del movimiento. Por lo tanto, los experimentos de dispersión α -Las partículas permiten no solo detectar la existencia de un núcleo atómico, sino también determinar su carga. Ya de los experimentos de Rutherford se desprende que la carga del núcleo (expresada en unidades de carga electrónica) es numéricamente igual al número de serie del elemento en la tabla periódica. Esto ha sido confirmado G. Moseley, quien estableció en 1913 una conexión simple entre las longitudes de onda de ciertas líneas en el espectro de rayos X de un elemento y su número atómico, y D. Chadwick, quien en 1920 determinó con gran precisión las cargas de los núcleos atómicos de varios elementos mediante dispersión α El núcleo tiene una masa grande en comparación con la masa.

ha sido instalado significado fisico Número de serie de un elemento en la tabla periódica: el número de serie resultó ser la constante más importante de un elemento, expresando la carga positiva del núcleo de su átomo. De la neutralidad eléctrica del átomo se deduce que el número de electrones que giran alrededor del núcleo es igual al número atómico del elemento.

Este descubrimiento proporcionó una nueva justificación para la disposición de los elementos en la tabla periódica. Al mismo tiempo, también eliminó la aparente contradicción en el sistema de Mendeleev: la posición de algunos elementos con mayor masa atómica por delante de elementos con menor masa atómica (telurio y yodo, argón y potasio, cobalto y níquel). Resultó que aquí no hay contradicción, ya que el lugar de un elemento en el sistema está determinado por la carga del núcleo atómico. Se estableció experimentalmente que la carga nuclear de un átomo de telurio es 52 y la de un átomo de yodo es 53; Por lo tanto, el teluro, a pesar de su gran masa atómica, debe preceder al yodo. Del mismo modo, las cargas de los núcleos de argón y potasio, níquel y cobalto corresponden plenamente a la secuencia de disposición de estos elementos en el sistema.

Entonces, la carga del núcleo atómico es la cantidad básica de la que dependen las propiedades del elemento y su posición en la tabla periódica. Es por eso ley periódica de mendeleev actualmente se puede formular de la siguiente manera:

Las propiedades de los elementos y de las sustancias simples y complejas que forman dependen periódicamente de la carga del núcleo de los átomos de los elementos.

La determinación de los números de serie de los elementos en función de las cargas de los núcleos de sus átomos permitió establecer número total se sitúa en la tabla periódica entre el hidrógeno, que tiene el número de serie 1, y el uranio (número atómico 92), que era considerado en aquel momento el último miembro de la tabla periódica de elementos. Cuando se creó la teoría de la estructura atómica, los lugares 43, 61, 72, 75, 85 y 87 permanecían desocupados, lo que indicaba la posibilidad de la existencia de elementos aún no descubiertos. De hecho, en 1922 se descubrió el elemento hafnio, lo que ocurrió 72; luego, en 1925, el renio, del que había 75. Elementos que deberían ocupar los cuatro restantes asientos libres Las tablas resultaron ser radiactivas y no se encontraron en la naturaleza, pero se obtuvieron. artificialmente. Los nuevos elementos recibieron los nombres de tecnecio (número de serie 43), prometio (61), astato (85) y francio (87). Actualmente, todas las celdas de la tabla periódica entre el hidrógeno y el uranio están llenas. Sin embargo, ella misma tabla periódica no está completo.

Espectros atómicos

El modelo planetario fue un paso importante en la teoría de la estructura atómica. Sin embargo, en algunos aspectos contradecía hechos bien establecidos. Consideremos dos de esas contradicciones.

En primer lugar, la teoría de Rutherford no podía explicar la estabilidad del átomo. Un electrón que gira alrededor de un núcleo cargado positivamente debe, como un electrón oscilante carga electrica, emiten energía electromagnética en forma de ondas de luz. Pero al emitir luz, el electrón pierde parte de su energía, lo que provoca un desequilibrio entre la fuerza centrífuga asociada a la rotación del electrón y la fuerza de atracción electrostática del electrón hacia el núcleo. Para restablecer el equilibrio, el electrón debe acercarse al núcleo. Así, el electrón, emitiendo continuamente energía electromagnética y moviéndose en espiral, se acercará al núcleo. Habiendo agotado toda su energía, debe "caer" sobre el núcleo y el átomo dejará de existir. Esta conclusión contradice las propiedades reales de los átomos, que son formaciones estables y pueden existir sin destrucción durante un tiempo extremadamente largo.

En segundo lugar, el modelo de Rutherford llevó a conclusiones incorrectas sobre la naturaleza de los espectros atómicos. Cuando la luz emitida por un cuerpo sólido o líquido caliente pasa a través de un prisma de vidrio o cuarzo, se observa el llamado espectro continuo en una pantalla colocada detrás del prisma, cuya parte visible es una franja de color que contiene todos los colores del arcoíris. Este fenómeno se explica por el hecho de que la radiación de un cuerpo sólido o líquido caliente consiste en ondas electromagnéticas de diversas frecuencias. El prisma refracta de manera diferente ondas de diferentes frecuencias y caen en diferentes lugares de la pantalla.

El conjunto de frecuencias de la radiación electromagnética emitida por una sustancia se denomina espectro de emisión. Por otro lado, las sustancias absorben radiación de determinadas frecuencias. La combinación de estos últimos se denomina espectro de absorción de la sustancia.

Para obtener un espectro, puedes utilizar una rejilla de difracción en lugar de un prisma. Este último es una placa de vidrio, sobre cuya superficie se aplican finos trazos paralelos a una distancia muy cercana entre sí (hasta 1500 trazos por 1 mm). Al atravesar dicha rejilla, la luz se descompone y forma un espectro similar al obtenido con un prisma. La difracción es inherente a cualquier movimiento ondulatorio y constituye una de las principales pruebas de la naturaleza ondulatoria de la luz.

Cuando una sustancia se calienta, emite rayos (radiación). Si la radiación tiene una longitud de onda, se llama monocromática. En la mayoría de los casos, la radiación se caracteriza por varias longitudes de onda.

Cuando la radiación se descompone en componentes monocromáticos, se obtiene un espectro de radiación, donde sus componentes individuales se expresan como líneas espectrales. Los espectros obtenidos por emisión de átomos libres o débilmente unidos (por ejemplo, en gases o vapores) se denominan espectros atómicos. La radiación emitida por sólidos o líquidos siempre da un espectro continuo. Radiación emitida por gases y vapores calientes, a diferencia de la radiación.

La radiación emitida por sólidos o líquidos siempre da un espectro continuo. La radiación emitida por gases y vapores calientes, a diferencia de la radiación de sólidos y líquidos, contiene sólo determinadas longitudes de onda. Por lo tanto, en lugar de una franja continua en la pantalla, obtienes una serie de líneas de colores individuales separadas por espacios oscuros. El número y ubicación de estas líneas dependen de la naturaleza del gas o vapor caliente. Así, el vapor de potasio da un espectro que consta de tres líneas: dos rojas y una violeta; en el espectro del vapor de calcio hay varias líneas rojas, amarillas y verdes, etc.

Estos espectros se denominan espectros lineales. Se descubrió que la luz emitida por los átomos de gas tiene un espectro lineal, en el que las líneas espectrales se pueden combinar en series.

En cada serie, la disposición de las líneas corresponde a un patrón determinado. Las frecuencias de líneas individuales se pueden describir. La fórmula de Balmer.:

El hecho de que los átomos de cada elemento dan un espectro completamente definido, inherente solo a este elemento, y la intensidad de las líneas espectrales correspondientes es mayor cuanto mayor es el contenido del elemento en la muestra tomada, se usa ampliamente para determinar la calidad. y composición cuantitativa de sustancias y materiales. Este método de investigación se llama análisis espectral.

El modelo planetario de la estructura del átomo resultó incapaz de explicar el espectro lineal de emisión de átomos de hidrógeno, y mucho menos la combinación de líneas espectrales en una serie. Un electrón que gira alrededor de un núcleo debe acercarse a éste, cambiando continuamente su velocidad. La frecuencia de la luz que emite está determinada por la frecuencia de su rotación y por tanto debe cambiar continuamente. Esto significa que el espectro de emisión de un átomo debe ser continuo, continuo. Según este modelo, la frecuencia de radiación de un átomo debe ser igual a la frecuencia mecánica de las vibraciones o ser un múltiplo de ella, lo que no concuerda con la fórmula de Balmer.

Por tanto, la teoría de Rutherford no podía explicar ni la existencia de átomos estables ni la presencia de sus espectros lineales.

Teoría cuántica de la luz. En 1900 M. Planck demostró que la capacidad de un cuerpo calentado para emitir radiación puede describirse correctamente cuantitativamente sólo suponiendo que los cuerpos emiten y absorben energía radiante no de forma continua, sino discreta, es decir, en porciones separadas - cuantos. Al mismo tiempo, la energía mi cada una de estas porciones está relacionada con la frecuencia de radiación mediante una relación llamada:

El propio Planck creyó durante mucho tiempo que la emisión y absorción de luz por cuantos es una propiedad de los cuerpos emisores, y no de la radiación en sí, que puede tener cualquier energía y, por tanto, podría absorberse continuamente. Sin embargo, en 1905 Einstein, analizando el fenómeno del efecto fotoeléctrico, llegó a la conclusión de que la energía electromagnética (radiante) existe sólo en forma de cuantos y que, por tanto, la radiación es una corriente de “partículas” materiales (fotones) indivisibles, cuya energía es determinado por ecuación de planck.

Efecto fotoeléctrico Es la emisión de electrones por un metal bajo la influencia de la luz que incide sobre él. Este fenómeno fue estudiado en detalle en 1888-1890. A. G. Stoletov. Si colocas la instalación al vacío y la aplicas a un disco METRO potencial negativo, entonces no se observará corriente en el circuito, ya que en el espacio entre la placa y la rejilla no hay partículas cargadas capaces de transportar corriente eléctrica. Pero cuando la placa es iluminada por una fuente de luz, el galvanómetro detecta la aparición de una corriente (llamada fotocorriente), cuyos portadores son los electrones emitidos por el metal por la luz.

Resultó que cuando cambia la intensidad de la iluminación, solo cambia la cantidad de electrones emitidos por el metal, es decir, fuerza de la fotocorriente. Pero la energía cinética máxima de cada electrón emitido por el metal no depende de la intensidad de la iluminación, sino que cambia solo cuando cambia la frecuencia de la luz que incide sobre el metal. Es con un aumento de la longitud de onda (es decir, con una disminución de la frecuencia) que la energía de los electrones emitidos por el metal disminuye, y luego, a una longitud de onda específica de cada metal, el efecto fotoeléctrico desaparece y no aparece incluso a temperaturas muy bajas. alta intensidad lumínica. Así, cuando se ilumina con luz roja o naranja, el sodio no presenta efecto fotoeléctrico y comienza a emitir electrones sólo a una longitud de onda inferior a 590 nm (luz amarilla); en el litio, el efecto fotoeléctrico se detecta en longitudes de onda aún más cortas, a partir de 516 nm (luz verde); y la expulsión de electrones del platino bajo la influencia luz visible no ocurre en absoluto y comienza solo cuando el platino se irradia con rayos ultravioleta.

Estas propiedades del efecto fotoeléctrico son completamente inexplicables desde el punto de vista de la teoría ondulatoria clásica de la luz, según la cual el efecto debe determinarse (para un metal determinado) sólo por la cantidad de energía absorbida por la superficie del metal por unidad de tiempo, pero no debe depender del tipo de radiación que incide sobre el metal. Sin embargo, estas mismas propiedades reciben una explicación sencilla y convincente si asumimos que la radiación se compone de porciones individuales, fotones, con una energía muy específica.

De hecho, un electrón en un metal está unido a los átomos del metal, de modo que se debe gastar cierta energía para arrancarlo. Si el fotón tiene la cantidad de energía requerida (y la energía del fotón está determinada por la frecuencia de la radiación), entonces el electrón será expulsado y se observará el efecto fotoeléctrico. En el proceso de interacción con un metal, el fotón cede completamente su energía al electrón, porque el fotón no se puede dividir en partes. La energía del fotón se gastará en parte en romper el enlace entre el electrón y el metal y en parte en impartir energía cinética de movimiento al electrón. Por lo tanto, la energía cinética máxima de un electrón arrancado de un metal no puede ser mayor que la diferencia entre la energía del fotón y la energía de enlace del electrón con los átomos del metal. En consecuencia, con un aumento en la cantidad de fotones que inciden sobre la superficie del metal por unidad de tiempo (es decir, con un aumento en la intensidad de la iluminación), solo aumentará la cantidad de electrones expulsados del metal, lo que conducirá a un aumento en la fotocorriente. , pero la energía de cada electrón no aumentará. Si la energía del fotón es menor que la energía mínima requerida para expulsar un electrón, el efecto fotoeléctrico no se observará para cualquier número de fotones que incidan sobre el metal, es decir, a cualquier intensidad de iluminación.

Teoría cuántica de la luz., desarrollado Einstein, pudo explicar no solo las propiedades del efecto fotoeléctrico, sino también los patrones de la acción química de la luz, la dependencia de la temperatura de la capacidad calorífica de los sólidos y una serie de otros fenómenos. Resultó de gran utilidad en el desarrollo de ideas sobre la estructura de átomos y moléculas.

De la teoría cuántica de la luz se deduce que el fotón es incapaz de fragmentarse: interactúa en su conjunto con el electrón del metal, tirándolo de la placa; en su conjunto, interactúa con la sustancia fotosensible de la película fotográfica, provocando que ésta se oscurezca en un determinado punto, etc. En este sentido, el fotón se comporta como una partícula, es decir. presenta propiedades corpusculares. Sin embargo, el fotón también tiene propiedades ondulatorias: esto se manifiesta en la naturaleza ondulatoria de la propagación de la luz, en la capacidad del fotón de interferir y difractar. Un fotón se diferencia de una partícula en el sentido clásico del término en que su posición exacta en el espacio, como la posición exacta de cualquier onda, no se puede especificar. Pero también se diferencia de la ola “clásica” por su incapacidad de dividirse en partes. Al combinar propiedades corpusculares y ondulatorias, el fotón no es, estrictamente hablando, ni una partícula ni una onda: se caracteriza por la dualidad corpuscular-onda.

En 1903, el científico inglés Thomson propuso un modelo del átomo, al que en broma llamó "bollo de pasas". Según su versión, un átomo es una esfera con carga positiva uniforme, en la que se intercalan electrones cargados negativamente como pasas.

Sin embargo, estudios posteriores del átomo demostraron que esta teoría es insostenible. Y unos años más tarde, otro físico inglés, Rutherford, realizó una serie de experimentos. A partir de los resultados, construyó una hipótesis sobre la estructura del átomo, que todavía es aceptada internacionalmente.

El experimento de Rutherford: propuesta de su propio modelo del átomo

En sus experimentos, Rutherford pasó un haz de partículas alfa a través de una fina lámina de oro. Se eligió el oro por su ductilidad, que permitía crear una lámina muy fina, de casi una capa de moléculas de espesor. Detrás de la lámina había una pantalla especial que se iluminaba cuando era bombardeada por partículas alfa que caían sobre ella. Según la teoría de Thomson, las partículas alfa deberían atravesar la lámina sin obstáculos y desviarse ligeramente hacia los lados. Sin embargo, resultó que algunas partículas se comportaban de esta manera y una parte muy pequeña rebotaba. como si golpeara algo.

Es decir, se encontró que dentro del átomo hay algo sólido y pequeño, de donde rebotan las partículas alfa. Fue entonces cuando Rutherford propuso un modelo planetario de la estructura del átomo. El modelo planetario del átomo de Rutherford explicó los resultados tanto de sus experimentos como de los de sus colegas. Hasta el día de hoy no se ha propuesto mejor modelo, aunque algunos aspectos de esta teoría todavía no concuerdan con la práctica en algunos casos muy áreas estrechas ciencia. Pero básicamente, el modelo planetario del átomo es el más útil de todos. ¿En qué consiste este modelo?

Modelo planetario de la estructura del átomo.

Como sugiere el nombre, un átomo se compara con un planeta. En este caso, el planeta es el núcleo de un átomo. Y los electrones giran alrededor del núcleo a una distancia bastante grande, al igual que los satélites giran alrededor del planeta. Sólo la velocidad de rotación de los electrones es cientos de miles de veces mayor que la velocidad de rotación del satélite más rápido. Por tanto, durante su rotación, el electrón crea una especie de nube sobre la superficie del núcleo. Y las cargas de electrones existentes repelen las mismas cargas formadas por otros electrones alrededor de otros núcleos. Por lo tanto, los átomos no “se pegan”, sino que se ubican a cierta distancia entre sí.

Y cuando hablamos de colisión de partículas, nos referimos a que se acercan entre sí a una distancia bastante grande y son repelidas por los campos de sus cargas. No hay contacto directo. Las partículas de la materia generalmente se encuentran muy alejadas unas de otras. Si de alguna manera las partículas de un cuerpo pudieran colapsarse juntas, éste se encogería miles de millones de veces. La Tierra se volvería más pequeña que una manzana. Entonces, el volumen principal de cualquier sustancia, por extraño que parezca, está ocupado por un vacío en el que se encuentran partículas cargadas, mantenidas a distancia por fuerzas de interacción electrónica.

La masa de los electrones es varios miles de veces menor que la masa de los átomos. Dado que el átomo en su conjunto es neutro, la mayor parte de la masa del átomo está en su parte cargada positivamente.

Para estudiar experimentalmente la distribución de la carga positiva y, por tanto, de la masa, dentro de un átomo, Rutherford propuso en 1906 utilizar el sondeo del átomo utilizando α -partículas Estas partículas surgen de la desintegración del radio y algunos otros elementos. Su masa es aproximadamente 8000 veces la masa de un electrón y su carga positiva es igual en magnitud al doble de la carga del electrón. Estos no son más que átomos de helio completamente ionizados. Velocidad α -las partículas son muy grandes: es 1/15 de la velocidad de la luz.

Rutherford bombardeó los átomos de elementos pesados con estas partículas. Los electrones, debido a su baja masa, no pueden cambiar notablemente su trayectoria. α -partículas, al igual que un guijarro que pesa varias decenas de gramos, al chocar con un automóvil, no puede cambiar notablemente su velocidad. Dispersión (cambio de dirección del movimiento) α -Las partículas sólo pueden ser causadas por la parte del átomo cargada positivamente. Así, al dispersar α -las partículas permiten determinar la naturaleza de la distribución de carga positiva y masa en el interior del átomo.

Se colocó un fármaco radiactivo, por ejemplo radio, dentro de un cilindro de plomo 1, a lo largo del cual se perforó un canal estrecho. Bollo α -las partículas del canal cayeron sobre una fina lámina 2 del material en estudio (oro, cobre, etc.). Después de dispersarse α -las partículas cayeron sobre una pantalla translúcida 3 recubierta con sulfuro de zinc. La colisión de cada partícula con la pantalla iba acompañada de un destello de luz (centelleo), que se podía observar a través del microscopio 4. Todo el dispositivo se colocó en un recipiente del que se evacuó el aire.

Con un buen vacío dentro del dispositivo y en ausencia de lámina, apareció en la pantalla un círculo luminoso, formado por centelleos provocados por un haz fino. α -partículas Pero cuando se colocó papel de aluminio en el camino del rayo, α -las partículas debidas a la dispersión se distribuyeron en la pantalla en un círculo área más grande. Modificando la configuración experimental, Rutherford intentó detectar la desviación α -partículas en grandes ángulos. De manera bastante inesperada, resultó que un pequeño número α -Las partículas (alrededor de una entre dos mil) se desviaron en ángulos superiores a 90°. Rutherford admitió más tarde que, habiendo propuesto a sus alumnos un experimento para observar la dispersión α -partículas en ángulos grandes, él mismo no creía en un resultado positivo. "Es casi tan increíble", dijo Rutherford, "como si dispararas un proyectil de 15 pulgadas contra un trozo de papel de seda y el proyectil regresara y te golpeara". De hecho, era imposible predecir este resultado basándose en el modelo de Thomson. Cuando se distribuye por todo un átomo, una carga positiva no puede crear un campo eléctrico lo suficientemente intenso como para hacer retroceder la partícula alfa. La fuerza repulsiva máxima está determinada por la ley de Coulomb:

donde q α es la carga α -partículas; q es la carga positiva del átomo; r es su radio; k - coeficiente de proporcionalidad. La intensidad del campo eléctrico de una bola cargada uniformemente es máxima en la superficie de la bola y disminuye a cero a medida que se acerca al centro. Por tanto, cuanto menor sea el radio r, mayor será la fuerza repulsiva α -partículas.

Determinación del tamaño del núcleo atómico. Rutherford se dio cuenta de que α -la partícula podría ser lanzada hacia atrás sólo si la carga positiva del átomo y su masa estuvieran concentradas en una región muy pequeña del espacio. Así llegó Rutherford a la idea del núcleo atómico: un cuerpo pequeño en el que se concentran casi toda la masa y toda la carga positiva del átomo.

Modelo planetario del átomo., o modelo rutherford, es un modelo histórico de la estructura del átomo, propuesto por Ernest Rutherford como resultado de un experimento con dispersión de partículas alfa. Según este modelo, el átomo está formado por un pequeño núcleo cargado positivamente, en el que se concentra casi toda la masa del átomo, alrededor del cual se mueven los electrones, al igual que los planetas se mueven alrededor del Sol. El modelo planetario del átomo corresponde a las ideas modernas sobre la estructura del átomo, teniendo en cuenta el hecho de que el movimiento de los electrones es de naturaleza cuántica y no está descrito por las leyes de la mecánica clásica. Históricamente, el modelo planetario de Rutherford reemplazó al "modelo del pudín de ciruelas" de Joseph John Thomson, que postulaba que los electrones cargados negativamente se colocan dentro de un átomo cargado positivamente.

La primera información sobre el complejo. estructura atómica se obtuvieron estudiando los procesos de paso corriente eléctrica a través de líquidos. En los años treinta del siglo XIX. Los experimentos del destacado físico M. Faraday sugirieron que la electricidad existe en forma de cargas unitarias separadas.

El descubrimiento de la desintegración espontánea de los átomos de algunos elementos, llamada radiactividad, se convirtió en una prueba directa de la complejidad de la estructura del átomo. En 1902, los científicos ingleses Ernest Rutherford y Frederick Soddy demostraron que durante la desintegración radiactiva, un átomo de uranio se convierte en dos átomos: un átomo de torio y un átomo de helio. Esto significaba que los átomos no eran partículas inmutables e indestructibles.

El modelo atómico de Rutherford.

Al estudiar el paso de un haz estrecho de partículas alfa a través de finas capas de materia, Rutherford descubrió que la mayoría de las partículas alfa pasan a través de una lámina metálica que consta de muchos miles de capas de átomos sin desviarse de la dirección original, sin experimentar dispersión, como si hubiera No había objetos en su camino ni obstáculos. Sin embargo, algunas partículas se desviaron en grandes ángulos, experimentando la acción de grandes fuerzas.

Basado en los resultados de experimentos sobre la observación de la dispersión de partículas alfa en la materia. Rutherford propuso un modelo planetario de la estructura del átomo. Según este modelo La estructura del átomo es similar a la estructura del sistema solar. En el centro de cada átomo hay núcleo cargado positivamente radio ≈ 10 -10 m como la órbita de los planetas electrones cargados negativamente. Casi toda la masa se concentra en el núcleo atómico. Las partículas alfa pueden atravesar miles de capas de átomos sin dispersarse porque la mayor parte del espacio dentro de los átomos está vacío y las colisiones con electrones ligeros tienen poco efecto sobre el movimiento de una partícula alfa pesada. Las partículas alfa se dispersan durante las colisiones con los núcleos atómicos.

El modelo atómico de Rutherford no podía explicar todas las propiedades de los átomos.

Según las leyes de la física clásica, un átomo de un núcleo cargado positivamente y electrones que giran en órbitas circulares deberían emitir ondas electromagnéticas. La emisión de ondas electromagnéticas debería conducir a una disminución de la reserva de energía potencial en el sistema núcleo-electrón, a una disminución gradual del radio de la órbita del electrón y de la caída del electrón sobre el núcleo. Sin embargo, los átomos no suelen emitir ondas electromagnéticas; los electrones no caen sobre ellos; núcleos atómicos, es decir, los átomos son estables.

Postulados cuánticos de N. Bohr.

Para explicar la estabilidad de los átomos. Niels Bohr propuso abandonar los conceptos y leyes clásicos habituales al explicar las propiedades de los átomos.

Las propiedades básicas de los átomos reciben una explicación cualitativa consistente basada en la aceptación Postulados cuánticos de N. Bohr.

1. El electrón gira alrededor del núcleo sólo en órbitas circulares estrictamente definidas (estacionarias).

2. Un sistema atómico sólo puede estar en ciertos estados estacionarios o cuánticos, cada uno de los cuales corresponde a una determinada energía E. Un átomo no emite energía en estados estacionarios.

Estado estacionario de un átomo. con mínima reserva de energía se llama condición subyacente, todos los demás estados se llaman estados excitados (cuánticos). Un átomo puede permanecer en el estado fundamental durante un tiempo infinitamente largo; la vida útil de un átomo en estado excitado dura 10 -9 -10 -7 segundos.

3. La emisión o absorción de energía ocurre sólo cuando un átomo pasa de un estado estacionario a otro. La energía de un cuanto de radiación electromagnética durante la transición de un estado estacionario con energía. mi en un estado de energía es igual a la diferencia entre las energías de un átomo en dos estados cuánticos:

∆E = mi metro – mi norte = hv,

Dónde v– frecuencia de radiación, h= 2ph = 6,62 ∙ 10 -34 J ∙ s.

Modelo cuántico de estructura atómica.

Posteriormente, se complementaron y repensaron algunas disposiciones de la teoría de N. Bohr. El cambio más significativo fue la introducción del concepto de nube de electrones, que reemplazó el concepto del electrón únicamente como partícula. Posteriormente, la teoría de Bohr fue reemplazada por la teoría cuántica, que tiene en cuenta las propiedades ondulatorias del electrón y otras partículas elementales que forman el átomo.

Base teoría moderna estructura atómica es un modelo planetario, complementado y mejorado. Según esta teoría, el núcleo de un átomo está formado por protones (partículas cargadas positivamente) y neuronas (partículas sin carga). Y alrededor del núcleo los electrones (partículas cargadas negativamente) se mueven a lo largo de trayectorias inciertas.

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