Будова атому Історичні моделі будови атому 1) 1901 р. Жан Перрен висунув

висунув припущення про ядерно-планетарну будову атома
2) 1902 р. У.

Томсон (лорд Кельвін) висунув припущення, що атом є згустком позитивно зарядженої матерії, всередині якої рівномірно розподілені електрони (кекс з ізюмом).

3) 1903 р. Дж. Дж. Томсон детально розвиває цю модель. Він вважає, що електрони всередині позитивно зарядженої кулі містяться у одній площині та утворюють концентричні кільця.

4)1903 р. Філіп фон
Лєнард створив
модель, у якій
протилежні
заряди у
атомі не
існують
окремо

5)1904р. Хантаро Нагаока запропонував модель, в якій атом подібний
до
планети
Сатурн;

винайшов свій знаменитий лічильник Гейгера. Саме там у 1911 році

відкрив існування атомного ядра. В роки Першої світової війни займався розробкою сонарів. У 1919 році став професором фізики і директором Кавендишської лабораторії Кембріджського університету і у тому самому році відкрив розпад ядра в результаті бомбардування важкими частинками високих енергій. На цій посаді Резерфорд залишався до кінця життя. Одночасно був президентом Королівського наукового товариства. Похований у Вестмінстерському абатстві поруч з Ньютоном, Дарвіном і Фарадеєм.

Новозеландський фізик. Народився в Нельсоні, у родині фермера-ремісника. Виграв стипендію для одержання освіти у Кембріджському університеті в Англії. Після його закінчення дістав призначення в канадський університет Мак-Гілл, де разом із Фредеріком Содді встановив основні закономірності явища радіоактивності, за що в 1908 році отримав Нобелівську премію з хімії. Незабаром учений перебрався в Манчестерський університет, де

значень та їх розподіл за певним параметром, значення якого може

набувати спостережувана величина. Оскільки першими було отримано оптичні спектри, то найчастіше термін спектр використовується згідно з „історичним” значенням - розподіл потоку випромінювання або частинок за довжинами хвиль або енергії.
Розрізняють наступні оптичні спектри
Суцільні, лінійчасті, смугасті.

спектральний аналіз

СПЕКТР АТОМА ВОДНЮ

спектру
Видиме світло
Ультра
фіолет
Спектр
поглинання
Спектр
випромінювання

високотемпературної плазми (зірки, Сонце – зірка)
СУЦІЛЬНИЙ СПЕКТР
Інфрачервона частина спектру
Видиме

світло

Ультрафіолет

Спектр
поглинання

Спектр
випромінювання

Уїльям Воластон у 1802 р. спостерігав темні лінії у сонячному спектрі, але знехтував спостереженнями. У 1814 р. ці лінії незалежно виявив та докладно описав Фраунгофер, який вперше застосував для отримання спектра дифракційну решітку.

творець першої квантово-механічної моделі будови атома. Фотографія зроблена в 1948

році в Принстонському університеті (США)

Нільс Бор

і не поглинає енергію.
Цим стаціонарним станам відповідають цілком визначені (стаціонарні)

орбіти, по яким рухаються електрони. Правило квантування орбіт Бора стверджує, що в стаціонарному стані атома електрон, рухаючись по коловій орбіті, повинен мати квантовані значення моменту імпульсу, що задовольняють умові
L= mVr = ħn
де (n=1, 2, 3, …) – головне квантове число, що нумерує орбіти електрона в теорії Бора. Стан з n=1 є основним, не збудженим станом атома. В основному стані атом може знаходитися нескінченно довго. Стани з n>1 - це збуджені стани атома. В таких станах атом може існувати обмежений час.

Квантові постулати Бора

Перший постулат Бора
(постулат стаціонарних станів):

або поглинається один фотон (квант енергії).
Випромінювання відбувається при переході атома

зі стану з більшою енергією в стан з меншою енергією. Поглинання фотонів супроводжується переходом атомів у стан з більшою енергією. Зміна енергії атома, пов'язана з випромінюванням або поглинанням фотона, пропорційна частоті випромінювання. Якщо - зміна енергії атома в результаті цих процесів, то
ΔE=hv

Квантові постулати Бора

Другий постулат Бора
(правило частот):

Ця сила надає електрону доцентрове прискорення:
F=mV2/r
З іншого боку, принцип квантування

орбіт дає:
mVr = nħ
Тоді: mV2/r = ke2 /r2 або mV2r = ke2

рівні
V = ke2 / nħ
і радіус орбіти електрона
R =

n2ħ2/mke2
Згадаємо, що:
k = 1/4πε0 I ħ = h/2π

потенціальної енергії його взаємодії з ядром
W = Wk +Wp
Wk

= mV2/2; Wp = - ke2/r

Знак “-” відповідає притяганню між електроном і ядром. Тоді
W = mV2/2 - ke2/r.
Підставимо в це рівняння отримані раніше значення швидкості і радіуса.
Тоді для значення повної енергії електрона в атомі водню отримаємо
W= - mk2e4/2π2ħ2n2.
Енергія Wі = mk2e4/2π2ħ2
Називається енергією іонізації, тоді енергія атома на n–му енергетичному рівні
W = - Wі /n2.

1/m2).
Таким чином, ми отримали серіальну формулу, яка визначає можливі спектральні

лінії в спектрі атома водню

v= R (1/m2 - 1/n2),

де R= Wі /ħ - стала Рідберга.

з будь-якої орбіти на певну, називають серією.
Ці серії в спектрі

атома водню отримали свої назви. Для:
m = 1 - серія Лаймана, (n =2,3,4...)вона належить до ультрафіолетової частини спектра;
m = 2 - серія Бальмера, (n =3,4,5...) видима серія. Ця серія вивчається в даній роботі;
m = 3 - серія Пашена, (n =4,5,6...) - в близькій інфрачервоній області,
m = 4 - серія Брэкета, (n =5,6,7...) - в близькій ІЧ області.
m = 5 - серія Пфунда, (n =6,7,8...) - в далекій ІЧ області.
Наведені серіальні закономірності є яскравим проявом квантових властивостей атомних систем.
Як приклад наведемо формулу Бальмера для серії Бальмера
v= R (1/22 - 1/n2),

серія Пашена;
ІV – серія Брэкета;
V – серія Пфунда.
Енергетичний спектр атома

водню

ІІ

IV

-13,6

-3,4

-1,5

- 0,85

0

E, еВ

n=1

n=2

n=3

n=4

n=5

I

n=∞

ІІІ

дорівнює:

Найважливішою заслугою Шредінгера є створення їм хвильової механіки (кінець 1925

— початок 1926): виходячи з гіпотези Л. де Бройля про хвилі матерії, він показав, що стаціонарні стани атомних систем можуть розглядатися як власні коливання хвильового поля, яке відповідає даній системі;

Шредінгер знайшов основне рівняння нерелятивістської квантової механіки (рівняння Шредінгера) та застосував його для вирішення окремих задач. Встановив зв'язок хвильової механіки з «матричною механікою» В. Гейзенберга. Розвинений Шредінгером математичний формалізм й уведена ним хвильова функція y з'явилися найбільш адекватним математичним апаратом квантової механіки і її застосувань. Нобелівська премія (1933). Іноземний член АН СРСР (1934).

(1887 —1961)

атому можна визначити за допомогою набору квантових чисел:
1, n=1,2,3…

- головне квантове число, нумерує енергетичні стани атому за збільшенням енергії, причому стан з n=1 називається основним станом. В основному стані атом може знаходиться необмежений час, це стан з мінімальною потенціальною енергією. Стани з n>1 - збуджені стани, в таких станах атом може знаходитись обмежений час (за звичай), потім атом має перейти на нижчий рівень.
Рівняння Шредінгера має вирішення а) за будь-яких додатних значень енергії (електрон пролітає поблизу ядра і віддаляється у нескінченість); б) за дискретних від’ємних значень енергії (електрон пов’язаний з атомом):

по вимірюванню магнітних моментів атомів різних хімічних елементів. Для цього

взяли елементи першої групи таблиці Менделєєва, у яких всі, крім одного, орбітальні механічні (і магнітні) моменти взаємно компенсуються. Вони виявили, що проекція магнітного моменту атома на напрямок поля є кратним магнетону Бора:

Для пояснення цього результату необхідно припустити, що електрон, крім орбітального моменту імпульсу і відповідного йому магнітного моменту має власний механічний момент імпульсу , який називається спіном електрона і відповідний йому власний магнітний момент.
Спін електрона та інших елементарних частинок є особливою властивістю цих частинок: подібно тому, що частинки мають масу, заряд, вони ще мають і спін.

електрона квантується:
де s - спінове квантове число (спін). Спінове квантове

число не є цілим, для електрона воно дорівнює:

Припущення про існування спіну було висунуто у 1925р. Гаудсмітом та Уленбеком. Вони надали спіну електрона наочне тлумачення, яке полягає у тому, що спін розглядається як момент імпульсу електрону, пов’язаний з обертанням електрону – зарядженої кульки - навколо своєї вісі. Правда, коли строго підрахувати кутову швидкість такого обертання, виявиться, що швидкість точок на поверхні сфери, радіусом буде у 200 разів більша за швидкість світла у вакуумі!

1920 доцент, потім професор університету у Франкфурті-на-Майні, з 1922 професор

університету в Ростоці. В 1923—33 професор и директор Фізико-хімічної лабораторії університету в Гамбурзі. В 1933 емігрував у США, професор Технологічного інституту Карнегі в Пітсбурзі (1933—45). Основні праці з ядерної фізики, квантової фізики, термодинаміки. В 1920 вперше безпосередньо виміряв швидкості молекул (дослід Штерна). Вказав на можливість (1921) експериментальної перевірки просторового квантування магнітного моменту атома і здійснив її спільно з німецьким фізиком В. Герлахом (Дослід Штерна – Герлаха). Спільно з німецьким фізиком Р. Фрішем вперше (1933) визначив магнитний момент протона в молекулі H2. Штерн і його співробітники розвинули метод молекулярних і атомних пучків. Нобелівська премія (1943).

полюсами, один з яких плоский, а інший – дуже гострий.

Внаслідок напруженість магнітного поля зростає біля гострого полюса та зменшується біля плоского. Частинки проходять між магнітними полюсами перпендикулярно до площини рисунка, в місці, відзначеному “хрестиком”.

Z

N

Прилад Штерна - Герлаха

Для самостійного вивчення

значення орбітального квантового числа, в атомній фізиці позначають наступним способом

s - стан;
p - стан;
d - стан;
f - стан, та т.д.

в атомі водню при n=1. Такий стан називається основним. Хвильова

функція електрону в цьому стані є функцією тільки :r . Це означає, що вірогідність виявити електрон в певній точці атому залежить тільки від r . Вирішення рівняння Шредінгера для воднево подібного атому приводить до енергії атому в основному стані:

як і в теорії Бора. Виявляється, що борівські орбіти електрону є геометричним місцем точок, в яких з найбільшою вірогідністю можна виявити електрон.

виявити електрон в стані з n=1 на різних відстанях від

атому. Вона відмінна від нуля в точках

наукові роботи відносяться до численних розділів сучасної теоретичної фізики. Брав

участь у розвитку квантової механіки, квантової електродинаміки, теорії відносності і т.п. В 1924–25 роках сформулював один з найважливіших принципів сучасної теоретичної фізики – принцип Паулі, за що отримав Нобелевську премію з фізики (1945 р.). У 1931 р. висунув гіпотезу про існування нейтрино.

1900 – 1958

– принцип Паулі (принцип виключення):
В будь-якому атомі не може бути

двох електронів, які б знаходилися в однакових стаціонарних станах, що визначаються набором чотирьох квантових чисел: головного n, орбітального l , магнітного m, спінового s .
Максимальне число електронів, які знаходяться в станах, що визначаються набором трьох квантових чисел n,l,m , тобто відрізняються тільки орієнтацією спінів електронів дорівнює 2, оскільки спін електрону має тільки дві можливі орієнтації
Z(n,l,m)=2

у станах, які відповідають двом квантовим числам n і l

. Вектор моменту імпульсу може мати (2l+1) різних орієнтацій, то

Знайдемо максимальне число електронів, які знаходяться в станах з певним значенням головного квантового числа . Оскільки l при заданому n змінюється від 0 до n-1, то максимальне число електронів можна визначити за формулою:

номер хімічного елементу дорівнює загальному числу електронів в атомі даного

елементу;
2 стан електронів в атомі визначається набором їх квантових чисел . Розподіл електронів за енергетичними станами має задовольняти принципу мінімуму потенціальної енергії: із збільшенням числа електронів, кожний наступний електрон має зайняти можливий стан з мінімальною енергією;
3 заповнення електронами енергетичних станів в атомі має відбуватися відповідно до принципу Паулі.