Содержание 

Ведение

1.История атома.

   1.1.Исследования Резерфорда Эрнеста.

   1.2.Исследования  Нильса Бора.

2.Строение атома.

   2.1.Природа  электричества.

   2.2.Электрон.

   2.3.Свойства  электрона.

3.Ядра атомов.

   3.1.Протон  и нейтрон.

   3.2.Строение  атомных ядер.

Заключение

Список литературы 
 

 

    

Введение

  Первые  представления о том, что вещество состоит из отдельных неделимых  частиц, появилось в глубокой древности. В древней Индии признавалось не только существование первичных  неделимых частиц вещества, но и  их способность соединяться друг с другом, образуя новые частицы. Древнегреческий ученый Аристотель писал, что причинами всех вещей  являются определенные различия в атомах, а именно: форма, порядок и положение. Позднее древнегреческий философ  – материалист ввел понятие о  массе атомов и их способности  к самопроизвольному отклонению во время движения. Французский ученый Пьер Гассенди ввел понятие о молекуле, под которой он понимал качественно  новое образование, составленное путем  соединения нескольких атомов.

    По мысли английского ученого  Р. Бойля, мир корпускул (молекул), их движение и «сплетение»  очень сложны. Мир в целом и  его мельчайшие части – это  целесообразно устроенные механизмы.  Великий русский ученый М. В.  Ломоносов развил и обосновал  учение о материальных атомах  и корпускулах. Он приписывал  атомам не только неделимость,  но и активное начало – способность  к движению и взаимодействию.

  Английский  ученый Дж. Дальтон рассматривал атом как мельчайшую частицу химического  элемента, отличающуюся от атомов других элементов прежде всего массой.

  Большой вклад в атомно-молекулярное учение внесли французский ученый Ж. Гей-Люссак, итальянский ученый А. Авогадро, русский  ученый Д. И. Менделеев. В 1860 году в г. Карлсруэ состоялся международный конгресс химиков. Благодаря усилиям итальянского ученого С. Канниццаро были приняты следующие определения атома и молекулы: молекула – «количество тела, вступающее в реакции и определяющее химические свойства»; атом – «наименьшее количество элемента, входящее в частицы (молекулы) соединений.

  Установленные С. Канниццаро атомные массы элементов послужили Д. И. Менделееву основной при открытии периодического закона.

1. История атома

  В далёком прошлом философы Древней  Греции предполагали, что вся материя  едина, но приобретает те или иные свойства в зависимости от её «сущности». Некоторые из них утверждали, что  вещество состоит из мельчайших частиц, называемых атомами. Научные основы атомно-молекулярного учения были заложены позднее в работах русского учёного  М.В. Ломоносова, французских химиков  Л. Лавуазье и Ж. Пруста, английского  химика Д. Дальтона, итальянского физика А. Авогадро и других исследователей.

  Периодический закон Д.И. Менделеева показывает существование  закономерной связи между всеми  химическими элементами. Это говорит  о том что в основе всех атомов лежит нечто общее. До конца XIX века в химии царило убеждение, что атом есть наименьшая неделимая частица простого вещества. Считалось, что при всех химических превращениях разрушаются и создаются только молекулы, атомы же остаются неизменными и не могут дробиться на части. И наконец, в конце XIX века были сделаны открытия, показавшие сложность строения атома и возможность превращения одних атомов в другие.

Изучение  строения атома  практически началось в 1897-1898  гг.,  после того как  была окончательно установлена природа  катодных   лучей как потока электронов  и были определены величина заряда и масса электрона. Факт выделения  электронов самыми разнообразными  веществами при

  водил к выводу, что электроны входят в состав всех атомов. Но атом, как  известно, электрически нейтрален, из этого следовало, что в его  состав должна была входить ещё одна составная часть, уравновешивавшая сумму отрицательных зарядов  электронов. Эта  положительно заряженная часть атома была открыта в 1911 г.  Резерфордом при исследовании движения a-частиц в газах и других веществах.

1.1 Исследования Резерфорда  Эрнеста.

a- частицы, выбрасываемые веществами активных элементов представляют собой положительно заряженные ионы гелия, скорость движения которых достигает 20000 км/сек. Благодаря такой огромной скорости a-частицы, пролетая через воздух и сталкиваясь с молекулами газов, выбивают из них электроны. Молекулы, потерявшие электроны, становятся  заряженными положительно, выбитые же электроны тотчас присоединяются  к другим  молекулам, заряжая их отрицательно. Таким  образом, в воздухе на  пути  a-частиц образуются положительно и отрицательно заряженные ионы газа. Способность a-частиц ионизировать воздух  была использована английским физиком  Вильсоном  для того,  чтобы сделать видимыми пути движения отдельных частиц и сфотографировать их.

  Впоследствии  аппарат для фотографирования частиц получил название камеры Вильсона. Исследуя пути движения частиц с помощью  камеры, Резерфорд заметил, что в  камере они параллельны (пути), а  при пропускании пучка параллельных лучей через слой газа или тонкую металлическую пластинку, они выходят  не параллельно, а несколько расходятся, т.е. происходит отклонение частиц от их первоначального пути. Некоторые  частицы отклонялись очень сильно, некоторые вообще не проходили через  тонкую пластинку.

  

Рис. 1. Модель атома Бор-Резерфорд

  Исходя  из этих наблюдений, Резерфорд предложил  свою схему строения атома: в центре атома находится положительное  ядро, вокруг которого по разным орбиталям вращаются отрицательные электроны. (рис.1.)

Центростремительные силы, возникающие при их вращении удерживают их на своих орбиталях и не дают им улететь. Эта модель атома легко объясняет явление отклонения a- частиц. Размеры ядра  и электронов очень малы по сравнению с размерами всего атома,  которые определяются орбитами наиболее удаленных от ядра электронов; поэтому большинство a-частиц  пролетает через атомы без заметного  отклонения. Только в тех случаях, когда a-частицы очень близко подходит к ядру, электрическое отталкивание вызывает резкое   отклонение ее от первоначального пути. Таким  образом, изучение рассеяние a-частиц  положило  начало ядерной теории атома.  Одной  из задач, стоявших перед теорией строения атома в начале ее развития, было определение величины заряда ядра различных атомов. Так как атом в целом  электрически  нейтрален,  то,  определив заряд ядра, можно было бы установить и число окружающих ядро электронов. В решении этой задачи этой большую помощь оказало изучение спектров рентгеновских   лучей. Рентгеновские лучи возникают при ударе быстро летящих электронов о какое-либо твердое тело и отличаются  от лучей видимого света только значительно меньшей длиной волны. В то время как короткие световые волны  имеют длину около 4000 ангстремов (фиолетовые лучи),  длины волн рентгеновских лучей лежат в пределах от 20 до 0,1 ангстрема. Чтобы  получить спектр рентгеновских  лучей, нельзя пользоваться обыкновенной призмой  или дифракционной  решеткой.

  Для рентгеновских лучей требовалась  решётка с очень большим количеством  делений на один миллиметр (примерно 1млн./1мм.). Такую решётку искусственно приготовить было невозможно. В 1912  г. у швейцарского физика Лауэ возникла мысль использовать кристаллы в качестве дифракционной решетки   для   рентгеновских   лучей.

  

Рис. 2. Модель кристалла

    Упорядоченное расположение атомов  в кристалле и малое расстояние  между ними давало повод предполагать, что как раз кристаллы и  подойдут на роль требуемой  дифракционной решётки. (рис. 2.)

   Опыт  блестяще  подтвердил предположение  Лауэ, вскоре удалось построить приборы, которые давали возможность получать спектр рентгеновских лучей  почти  всех элементов. Для получения рентгеновских спектров антикатод в рентгеновских трубках делают из того металла, спектр которого  хотят получить, или же наносят соединение исследуемого элемента. Экраном для спектра служит фотобумага; после проявления на ней видны все линии спектра. В 1913 г. английский ученый Мозли, изучая рентгеновские спектры, нашел соотношение между длинами волн  рентгеновских лучей и порядкового номерами соответствующих элементов - это носит название закона Мозли и может быть сформулировано следующим образом: Корни квадратные из обратных значений длин волн находятся в линейной зависимости от порядковых номеров элементов.

       Еще до работ Мозли  некоторые учёные предполагали, что порядковый номер элемента указывает число зарядов ядра его атома. В тоже время Резерфорд,  изучая рассеивание a-частиц  при прохождении через тонкие металлические пластинки, выяснил, что если заряд электрона   принять за единицу, то выражаемый в таких единицах заряд ядра  приблизительно  равен половине атомного веса элемента. Порядковый номер, по крайне  мере  более легких элементов,  тоже равняется примерно половине атомного веса.  Все  вместе взятое привело к выводу, что Заряд ядра численно равен порядковому номеру  элемента. Таким  образом,  закон Мозли  позволил  определить заряды атомных ядер. Тем самым, ввиду нейтральности атомов, было установлено и число электронов,  вращающихся  вокруг  ядра в атоме каждого элемента.

  

1. 2. Исследования Нильса  Бора.

1. 2. Исследования Нильса  Бора.

Бор (Bohr) Нильс Хенрик Давид (1885-1962)

Ядерная модель атома Резерфорда получила свое дальнейшее развитие благодаря  работам  Нильс  Бора, в которых учение о строении атома неразрывно  связывается с учением о происхождении спектров.

Планк (Planck) Макс (1858-1947)

         Развивая ядерную теорию Резерфорда,  ученые пришли  к мысли,  что   сложная  структура  линейчатых  спектров обусловлена происходящими  внутри атомов колебаниями электронов.  По теории  Резерфорда, каждый  электрон вращается вокруг ядра, причем сила  притяжения  ядра  уравновешивается центробежной  силой,  возникающей при вращении  электрона. Вращение электрона   совершенно аналогично его быстрым   колебаниям и должно вызвать  испускание  электромагнитных волн.  Поэтому можно предположить,  что вращающийся электрон излучает  свет определенной  длины  волны,  зависящий  от   частоты обращения   электрона по орбите. Но, излучая  свет, электрон теряет часть своей  энергии, вследствие чего нарушается   равновесие   между   ним   и  ядром;  для восстановления  равновесия электрон должен  постепенно  передвигаться ближе к ядру,  причем так же постепенно будет   изменяться  частота  обращения  электрона и характер  испускаемого  им  света.  В  конце концов, исчерпав всю энергию,  электрон  должен  "упасть"  на ядро, и излучение света прекратится.  Если бы на самом деле происходило  такое непрерывное изменение   движения электрона, то и спектр  получался бы всегда непрерывный,  а не с лучами определенной  длины волны. Кроме  того,  "падение" электрона на ядро  означало бы разрушение атома   и  прекращения  его существования. Таким образом, теория  Резерфорда  была  бессильна объяснить не только  закономерности  в  распределении

линий  спектра, ни  и  само существование  линейчатых спектров. В 1913 г. Бор предложил  свою теорию строения атома, в которой ему удалось с большим искусством согласовать спектральные явления  с  ядерной  моделью атома,  применив к последней так называемую квантовую теорию излучения, введенную в науку немецким ученым-физиком Планком.  Сущность теории квантов сводится к тому, что лучистая энергия испускается и поглощается не непрерывно,  как принималось раньше, а отдельными малыми, но вполне определенными порциями - квантами энергии. Запас энергии излучающего тела изменяется скачками,  квант за квантом; дробное число квантов тело не может ни испускать,  ни поглощать. Величина кванта энергии зависит от частоты излучения: чем больше частота излучения,  тем больше величина кванта. Кванты лучистой энергии называются также фотонами.  Применив квантовые представления к вращению электронов  вокруг ядра,  Бор положил в основу своей теории очень смелые предположения,  или постулаты.  Хотя эти постулаты и противоречат законам классической электродинамики, но они находят свое  оправдание  в тех поразительных результатах,  к которым приводят,  и в том полнейшем согласии, которое обнаруживается между теоретическими  результатами   и огромным  числом  экспериментальных фактов. Постулаты Бора заключаются в   следующем: Электрон может двигаться вокруг не по любым орбитам, а только по таким,  которые удовлетворяют определенными условиям, вытекающим из теории квантов. Эти орбиты получили название устойчивых или квантовых орбит. Когда электрон движется по одной из возможных для него устойчивых орбит, то он не излучает. Переход электрона с удаленной орбиты  на  более близкую сопровождается потерей энергии. Потерянная атомом при каждом переходе энергия превращается в один квант лучистой энергии. Частота излучаемого при этом света определяется радиусами тех двух орбит, между которыми совершается переход   электрона. Чем больше  расстояние от орбиты, на которой находится электрон, до той, на которую он переходит, тем больше частота излучения. Простейшим из атомов является атом водорода; вокруг ядра которого вращается только один электрон. Исходя из приведенных постулатов, Бор рассчитал радиусы возможных орбит для этого электрона и нашел, что они относятся, как квадраты натуральных чисел: 1 : 2 : 3 : ... n Величина n получила название главного квантового числа. Радиус ближайшей к ядру орбиты в атоме водорода равняется 0,53 ангстрема. Вычисленные отсюда частоты излучений, сопровождающих  переходы  электрона с одной орбиты на другую, оказались в точности совпадающими с частотами, найденными на опыте для линий водородного спектра .Тем самым была доказана правильность расчета устойчивых  орбит, а  вместе  с  тем и приложимость постулатов Бора для таких расчетов. В дальнейшем теория Бора была распространена и на атомную структуру других элементов, хотя это было связанно с некоторым трудностями из-за ее новизны.