Физика микромира

 

Содержание

 

Введение                                                                                                                   3

Модели атома Томпсона, Резерфорда                                                                   4

Постулаты Нильса Бора                                                                                          5

Атомное ядро                                                                                                           6

Изотопы                                                                                                                    8

Электронные оболочки                                                                                           9

Квантовые числа                                                                                                    10

Периодический закон Менделеева в свете квантовой теории                          11

Элементарные частицы: классификация  и взаимопревращение                      13

Заключение                                                                                                            16

Список использованной литературы                                                                   17

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Введение

 

        Представление об атомах как неделимых мельчайших частицах вещества возникло еще в античные времена (Левкипп, Демокрит, Эпикур, Лукреций). В средние века учение об атомах, будучи материалистическим, не получило широкого признания. Атомистическая теория приобретает все большую популярность лишь к концу XVIII в. благодаря трудам великого русского ученого М.В. Ломоносова, английского химика и физика Д. Дальтона и др.

        Однако в то время вопрос о строении атомов даже не ставился - они считались неделимыми.

        Большой вклад в развитие атомистической теории внес выдающийся русский химик Д.И. Менделеев. Исходя из единой природы атомов, он разработал в 1869 г. Периодическую систему элементов. Выраженная в ней закономерная связь между всеми химическими элементами наталкивала на мысль о том, что в основе строения всех атомов лежит общее свойство: все они находятся в близком родстве друг с другом. Однако до конца XIX в. в химии господствовало метафизическое убеждение: атом - наименьшая частица простого вещества, последний предел делимости материи. При этом предполагалось, что во всех химических превращениях распадаются и вновь создаются только молекулы, а атомы остаются неделимыми. Различные предположения о сложной структуре атома долгое время не подтверждались опытами. Лишь проведенные в конце XIX в. эксперименты доказали сложное строение атомов и возможность их взаимного превращения. Активное изучение строения атома началось в 1897 г. после открытия электрона английским физиком Джозефом Джоном Томсоном. В 1903 г. он предложил первую модель атома. В 1911 г. английским физиком Эрнестом Резерфордом была предложена ядерная (планетарная) модель атома, сделанная на основании анализа опытов по рассеянию альфа-частиц в веществе. Модель атома Резерфорда не объясняла в полной мере устойчивости

атома что и привело  к созданию качественно новой  теории (квантовой) строения атома.

 

Модели атома Джозефа Джона Томсона, Эрнеста Резерфорда

 

        В 1903 г. Джозеф Джон Томсон  предложил первую модель атома: атом представляет собой непрерывно заряженный положительным электрическим зарядом шар, внутри которого около своих положений равновесия колеблются электроны; суммарный заряд электронов равен положительному заряду шара, поэтому атом в целом нейтрален. Однако предположение о непрерывном распределении положительного заряда внутри атома не подтвердилось экспериментом.

        Экспериментальная проверка модели атома Томсона была осуществлена в 1911г. английским физиком  Эрнестом Резерфордом. Он провел опыты по рассеянию альфа-частиц в веществе. Альфа-частицы испускаются при радиоактивных превращениях. Их электрический заряд положителен и равен по модулю двойному заряду электрона. Это тяжелые частицы: масса их примерно в 7 300 раз больше массы электрона. Исследуя прохождение альфа-частиц через золотую фольгу, Резерфорд обнаружил, что основная их часть испытывает незначительные отклонения, а некоторые из них (примерно, одна из 20 000) резко отклоняются от первоначального направления — вплоть до 180°. Поскольку электроны не могут существенно повлиять на характер движения столь тяжелых и быстрых альфа-частиц, Резерфорд сделал вывод: значительное отклонение альфа-частиц обусловлено их взаимодействием с положительным зарядом большей массы. Такое отклонение испытывали лишь немногие альфа-частицы, т. е. те, которые оказались вблизи положительного заряда сравнительно небольших размеров.

        Анализируя результаты опытов, Резерфорд предложил ядерную (планетарную) модель атома: вокруг положительного ядра, имеющего заряд Ze ( Z— порядковый номер элемента в системе Менделеева, е - элементарный заряд), по замкнутым орбитам движутся электроны, образуя электронную оболочку атома. Движущиеся по замкнутым орбитам электроны обладают центростремительным ускорением. Согласно классической электродинамике, ускоренные электроны излучают электромагнитные волны, вследствие чего непрерывно теряют энергию. Поэтому электрон, вращаясь вокруг ядра, излучает энергию. В результате потери энергии, двигаясь по спирали и приближаясь к ядру, он в конце концов упадет на него. Таким образом, атом в модели Резерфорда оказался неустойчивой системой.

        Попытки создать модель атома в рамках классической физики не привели к успеху: модель Томсона была опровергнута опытами Резерфорда, планетарная же модель не смогла объяснить устойчивость атомов. Преодоление возникших трудностей потребовало создания - квантовой -теории атома. Однако, несмотря на свою несостоятельность, планетарная модель и сейчас принята в качестве приближенной и упрощенной картины атома. [1,ст.144-145]

 

Постулаты Нильса Бора

 

        Абсолютная неустойчивость планетарной модели Резерфорда и вместе с тем удивительная закономерность атомных спектров, и в частности их дискретность, привели Н.Бора к необходимости сформулировать (1913г.) два важнейших постулата квантовой физики:

        1. Первый постулат Бора (постулат стационарных состояний): в атоме существуют стационарные (не изменяющиеся со временем) состояния, в которых он не излучает энергии. Стационарным состояниям атома соответствуют стационарные орбиты, по которым движутся электроны. Движение электронов по таким орбитам не сопровождается излучением электромагнитных волн.

        2. Второй постулат Бора (правило частот): при переходе электрона с одной стационарной орбиты на другую излучается (поглощается) один фотон с энергией hv= E_n – E_m равной разности энергий Е_n и Е_m соответствующих стационарным состояниям атома до и после излучения (поглощения).

        Переходу электрона со стационарной орбиты с номером т на стационарную орбиту с номером п соответствует переход атома из состояния с энергией Е_m в состояние с энергией Е_n. При Е_n > Е_m возможен переход атома из состояния с большей энергией в состояние с меньшей энергией, т.е. переход электрона с более удаленной от ядра орбиты на более близкую, при котором излучается фотон. Поглощение фотона происходит при переходе атома в состояние с большей энергией, т.е. переход электрона на более удаленную от ядра орбиту.

Набор возможных дискретных частот квантовых переходов определяет линейчатый спектр излучения атома. v =

       Теория Бора не отвергла полностью законы классической физики при описании поведения атомных систем. В ней сохранились представления об орбитальном движении электронов в кулоновском поле ядра. Классическая ядерная модель атома Резерфорда была дополнена в теории Бора идеей о квантовании электронных орбит. Поэтому теорию Бора иногда называют полуклассической.

[1,ст.146]

 

Атомное ядро

 

        1. Атомное ядро атома любого химического элемента состоит из положительно заряженных протонов и не имеющих электрического заряда нейтронов. Заряд протона равен модулю заряда электрона. Протон и нейтрон являются двумя зарядовыми состояниями ядерной частицы, которая называется нуклонам. Количество протонов в ядре Z (заряд ядра Ze) совпадает с атомным номером соответствующего химического элемента в периодической системе Менделеева. Количество нейтронов в ядре обозначается N. Для легких ядер, находящихся в первой половине периодической системы Менделеева, N/Z 1; ядра атомов химических элементов, находящихся в конце периодической системы, перегружены нейтронами - для них N/Z 1.6.

        2. Массовым числом ядра А называется общее число нуклонов в ядре: А = Z + N. Символ для обозначения ядра: ,где X - обозначение атома данного химического элемента в периодической системе Менделеева. Ядра с одним и тем же зарядом Ze, но с разными А, называются изотопами. Изотопы ядер данного химического элемента имеют разное число нейтронов в ядре.

        3. Масса атомного ядра практически совпадает с массой всего атома, ибо масса электронов в атоме мала. Масса электрона m_е составляет 1/1836 от массы протона m_р.

Массы нейтрона m_n и протона m_р в углеродной шкале атомных масс (а.е.м.)

m_n = 1.008665012 а.е.м., m_р = 1.007276470 а.е.м.

Массовые числа нейтрона и протона одинаковы и равны  единице. Массы атомов измеряются в специальных атомных единицах массы.

        У каждого химического элемента существует, в большинстве случаев, постоянное процентное содержание различных изотопов. Химически чистые элементы представляют собой смесь изотопов, отличающихся друг от друга относительными атомными массами. Поэтому каждый химический элемент имеет относительную массу, представляющую собой среднее значение относительных атомных масс всех его изотопов. Относительные атомные массы химических элементов в ряде случаев заметно отличаются от целых чисел.

         4. Ядро имеет спин - собственный (внутренний) момент количества движения (момент импульса). Он складывается из спинов отдельных нуклонов. Спин каждого нуклона равен /2. Спин ядра, состоящего из четного числа нуклонов, является целым числом (в единицах h̅) или нулем. Спин ядра, состоящего из нечетного числа нуклонов, является полуцелым (в единицах h̅).

        5. Атомное ядро не имеет резко выраженных границ. Это связано с тем, что нуклоны обладают волновыми свойствами. Поэтому размер ядра имеет условный смысл. Объем ядра пропорционален числу нуклонов А в ядре. Если считать ядро сферой радиуса то R вычисляется по эмпирической формуле

R = R₀A^1/3 где R₀= (1,3 1,7). 10^-15м.

        6. Средняя плотность р ядерного вещества определяется формулой

P₀ =

Здесь М_я — масса ядра. Если т_п — масса нуклона, то М_я = т_нА. Средняя плотность ядерного вещества постоянна и не зависит от числа А нуклонов в ядре; р = 1.3 • 10¹⁷кг/м³. Колоссальная средняя плотность р не идет ни в какое сравнение с обычными плотностями веществ, состоящих из атомов химических элементов и их соединений. [2,ст.477 - 479]

 

Изотопы

 

        Атомы одного элемента, которые имеют разные массовые числа, называются изотопами. Атомы изотопов одного элемента имеют одинаковое число протонов (Z) и отличаются друг от друга числом нейтронов (N).

        Изотопы различных элементов не имеют собственных названий, а повторяют название элемента; при этом атомная масса данного изотопа – его единственное отличие от других изотопов этого же элемента – отражается с помощью верхнего индекса в химической формуле элемента: например, для изотопов урана – ²³⁵U, ²³⁸U. Единственным исключением из правил номенклатуры изотопов является элемент № 1 – водород. Все три известных на настоящий момент изотопа водорода имеют не только собственные специальные химические символы, но и собственное название: ¹Н – протий, ²D – дейтерий, ³Т – тритий; при этом ядро протия – это просто один протон, ядро дейтерия содержит один протон и один нейтрон, ядро трития – один протон и два нейтрона. С названиями изотопов водорода так исторически сложилось потому, что относительное различие масс изотопов водорода, вызванное добавлением одного нейтрона, является максимальным среди всех химических элементов.

        Все изотопы можно подразделить на стабильные (устойчивые), то есть не подверженные самопроизвольному распаду ядер атомов на части (распад в таком случае называется радиоактивным), и нестабильные (неустойчивые) – радиоактивные, то есть подверженные радиоактивному распаду. Большинство широко распространенных в природе элементов состоит из смеси двух или большего числа стабильных изотопов: например, ¹⁶О, ¹²С. Из всех элементов наибольшее число стабильных изотопов имеет олово (10 изотопов), а, например, алюминий существует в природе в виде только одного стабильного изотопа – остальные его известные изотопы неустойчивы. Ядра нестабильных изотопов самопроизвольно распадаются, выделяя при этом α-частицы и β-частицы (электроны) до тех пор, пока не образуется стабильный изотоп другого элемента: например, распад ²³⁸U (радиоактивного урана) завершается образованием ²⁰⁶Pb (стабильного изотопа свинца). При изучении изотопов установлено, что они не различаются по химическим свойствам, которые, как нам известно, определяются зарядом их ядер и не зависят от массы ядер. [3,ст.98-99]

 

Электронные оболочки

 

        Электронная оболочка атома - область пространства вероятного местонахождения электронов, характеризующихся одинаковым значением главного квантового числа n и, как следствие, располагающихся на близких энергетических уровнях. Каждая электронная оболочка может иметь определенное максимальное число электронов.

        Начиная со значения главного квантового числа n = 1, энергетические уровни (слои) обозначаются К, L, М и N. Они подразделяются на подуровни (подслои), отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа, но не превышает четырех: 1-й уровень имеет один подуровень, 2-й - два, 3-й - три, 4-й - четыре подуровня. Подуровни, в свою очередь, состоят из орбиталей. Принято подуровни обозначать латинскими буквами, s - первый, ближайший к ядру подуровень каждого энергетического уровня; он состоит из одной s-орбитали, р - второй подуровень, состоит из трех р-орбиталей; d - третий подуровень, он состоит из пяти d-орбиталей; f - четвертый подуровень, содержит семь f-орбиталей. Таким образом, для каждого значения n имеется n² орбиталей. В каждой орбитали может находиться не более двух электронов - принцип Паули. Если в орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два - то это спаренные электроны. Принцип Паули поясняет формулу N=2n². Если на первом уровне K(n=1) содержится 1² = 1 орбиталь, а в каждой орбитали по 2 электрона, то максимальное число электронов составит 2*1²=2; L (n = 2) =8; M (n = 3) =18; N (n = 4) =32.  [4,ст.54-55]