Elemento de dispersão e experiência de partículas. Experimento de dispersão de partículas alfa de Rutherford (brevemente)

Introdução

Os átomos, originalmente considerados indivisíveis, são sistemas complexos. Eles têm um núcleo massivo de prótons e nêutrons, em torno do qual os elétrons se movem no espaço vazio. Os átomos são muito pequenos - suas dimensões são cerca de 10 –10 –10 –9 m, e as dimensões do núcleo ainda são cerca de 100.000 vezes menores (10 –15 –10 –14 m). Portanto, os átomos só podem ser “vistos” indiretamente, numa imagem com ampliação muito elevada (por exemplo, utilizando um projetor de emissão de campo). Mas mesmo neste caso, os átomos não podem ser vistos em detalhe. O nosso conhecimento da sua estrutura interna baseia-se numa enorme quantidade de dados experimentais, que apoiam indirectamente, mas de forma convincente, o acima exposto. As ideias sobre a estrutura do átomo mudaram radicalmente no século XX. influenciado por novas ideias teóricas e dados experimentais. Ainda existem questões não resolvidas na descrição da estrutura interna do núcleo atômico, que são objeto de intensa pesquisa. As seções seguintes descrevem a história do desenvolvimento de ideias sobre a estrutura do átomo como um todo; Um artigo separado é dedicado à estrutura do núcleo (ESTRUTURA DO NÚCLEO ATÔMICO), uma vez que essas ideias se desenvolveram em grande parte de forma independente. A energia necessária para estudar as camadas externas de um átomo é relativamente pequena, da ordem da energia térmica ou química. Por esta razão, os elétrons foram descobertos experimentalmente muito antes da descoberta do núcleo. O núcleo, apesar de seu pequeno tamanho, está fortemente ligado, por isso só pode ser destruído e estudado com a ajuda de forças milhões de vezes mais intensas do que as forças que atuam entre os átomos. O rápido progresso na compreensão da estrutura interna do núcleo começou apenas com o advento dos aceleradores de partículas. É esta enorme diferença de tamanho e energia de ligação que nos permite considerar a estrutura do átomo como um todo separadamente da estrutura do núcleo. Para se ter uma ideia do tamanho de um átomo e do espaço vazio que ele ocupa, considere os átomos que constituem uma gota d'água com diâmetro de 1 mm. Se você ampliar mentalmente essa gota para o tamanho da Terra, então os átomos de hidrogênio e oxigênio incluídos na molécula de água terão um diâmetro de 1 a 2 m. A maior parte da massa de cada átomo está concentrada em seu núcleo, o diâmetro dos quais foi de apenas 0,01 mm.

Parte principal

EU. Evolução das ideias sobre a estrutura dos átomos

A descoberta da estrutura complexa do átomo é a etapa mais importante no desenvolvimento da física moderna. No processo de criação de uma teoria quantitativa da estrutura atômica, que possibilitou a explicação dos sistemas atômicos, novas ideias foram formadas sobre as propriedades das micropartículas, que são descritas pela mecânica quântica.

A ideia dos átomos como as menores partículas indivisíveis de substâncias, como observado acima, surgiu nos tempos antigos (Demócrito, Epicuro, Lucrécio). Na Idade Média, a doutrina dos átomos, por ser materialista, não recebeu reconhecimento. No início do século XVIII. a teoria atômica está ganhando popularidade crescente. Nessa época, os trabalhos do químico francês A. Lavoisier (1743-1794), do grande cientista russo M.V. Lomonosov e o químico e físico inglês D. Dalton (1766-1844) provaram a realidade da existência dos átomos. Porém, nessa época a questão da estrutura interna dos átomos nem sequer surgiu, uma vez que os átomos eram considerados indivisíveis.

Um papel importante no desenvolvimento da teoria atômica foi desempenhado pelo notável químico russo D.I. Mendeleev, que em 1869 desenvolveu o sistema periódico dos elementos, no qual pela primeira vez a questão da natureza unificada dos átomos foi levantada com base científica. Na segunda metade do século XIX. Foi comprovado experimentalmente que o elétron é uma das partes principais de qualquer substância. Estas conclusões, bem como numerosos dados experimentais, levaram ao facto de que no início do século XX. A questão da estrutura do átomo surgiu seriamente.

A existência de uma ligação natural entre todos os elementos químicos, claramente expressa no sistema periódico de Mendeleev, sugere que a estrutura de todos os átomos se baseia numa propriedade comum: estão todos intimamente relacionados entre si.

Porém, até o final do século XIX. Na química prevaleceu a convicção metafísica de que o átomo é a menor partícula da matéria simples, o limite final da divisibilidade da matéria. Durante todas as transformações químicas, apenas as moléculas são destruídas e criadas novamente, enquanto os átomos permanecem inalterados e não podem ser divididos em partes menores.

Durante muito tempo, várias suposições sobre a estrutura do átomo não foram confirmadas por quaisquer dados experimentais. Somente no final do século XIX. foram feitas descobertas que mostraram a complexidade da estrutura do átomo e a possibilidade de transformar alguns átomos em outros sob certas condições. Com base nessas descobertas, a doutrina da estrutura do átomo começou a se desenvolver rapidamente.

A primeira evidência indireta da estrutura complexa dos átomos foi obtida a partir do estudo dos raios catódicos gerados durante uma descarga elétrica em gases altamente rarefeitos. O estudo das propriedades desses raios levou à conclusão de que eles são um fluxo de minúsculas partículas que carregam carga elétrica negativa e voam a uma velocidade próxima à da luz. Utilizando técnicas especiais, foi possível determinar a massa das partículas catódicas e a magnitude de sua carga, e descobrir que elas não dependem nem da natureza do gás remanescente no tubo, nem da substância da qual os eletrodos são feitos, ou em outras condições experimentais. Além disso, as partículas catódicas são conhecidas apenas num estado carregado e não podem ser despojadas das suas cargas e convertidas em partículas eletricamente neutras: a carga elétrica é a essência da sua natureza. Essas partículas, chamadas elétrons, foram descobertas em 1897 pelo físico inglês J. Thomson.

O estudo da estrutura do átomo praticamente começou em 1897-1898, depois que a natureza dos raios catódicos como um fluxo de elétrons foi finalmente estabelecida e a carga e a massa do elétron foram determinadas. Thomson propôs o primeiro modelo do átomo, apresentando o átomo como um aglomerado de matéria com carga elétrica positiva, no qual tantos elétrons estão intercalados que o transforma em uma formação eletricamente neutra. Neste modelo, assumiu-se que, sob a influência de influências externas, os elétrons poderiam oscilar, ou seja, mover-se a uma taxa acelerada. Parece que isso permitiu responder a questões sobre a emissão de luz pelos átomos da matéria e de raios gama pelos átomos de substâncias radioativas.

O modelo do átomo de Thomson não presumia partículas carregadas positivamente dentro de um átomo. Mas como então podemos explicar a emissão de partículas alfa com carga positiva por substâncias radioativas? O modelo atômico de Thomson não respondeu a algumas outras questões.

Em 1911, o físico inglês E. Rutherford, enquanto estudava o movimento das partículas alfa em gases e outras substâncias, descobriu uma parte carregada positivamente do átomo. Estudos mais aprofundados mostraram que quando um feixe de raios paralelos passa através de camadas de gás ou de uma fina placa de metal, não surgem mais raios paralelos, mas sim raios um tanto divergentes: as partículas alfa são espalhadas, ou seja, desviam-se do caminho original. Os ângulos de deflexão são pequenos, mas há sempre um pequeno número de partículas (cerca de uma em vários milhares) que são desviadas com muita força. Algumas partículas são atiradas para trás como se tivessem encontrado uma barreira impenetrável. Estes não são elétrons - sua massa é muito menor que a massa das partículas alfa. A deflexão pode ocorrer ao colidir com partículas positivas cuja massa é da mesma ordem que a massa das partículas alfa. Com base nessas considerações, Rutherford propôs o seguinte diagrama da estrutura do átomo.

No centro do átomo existe um núcleo carregado positivamente, em torno do qual os elétrons giram em diferentes órbitas. A força centrífuga que surge durante sua rotação é equilibrada pela atração entre o núcleo e os elétrons, fazendo com que eles permaneçam a certas distâncias do núcleo. Como a massa de um elétron é desprezível, quase toda a massa de um átomo está concentrada em seu núcleo. A participação do núcleo e dos elétrons, cujo número é relativamente pequeno, representa apenas uma parte insignificante do espaço total ocupado pelo sistema atômico.

O diagrama da estrutura do átomo proposto por Rutherford, ou, como costumam dizer, o modelo planetário do átomo, explica facilmente os fenômenos de deflexão das partículas alfa. Na verdade, o tamanho do núcleo e dos elétrons é extremamente pequeno em comparação com o tamanho de todo o átomo, que é determinado pelas órbitas dos elétrons mais distantes do núcleo, de modo que a maioria das partículas alfa voa através dos átomos sem deflexão perceptível. Somente nos casos em que a partícula alfa chega muito perto do núcleo é que a repulsão elétrica faz com que ela se desvie bruscamente de sua trajetória original. Assim, o estudo do espalhamento das partículas alfa lançou as bases para a teoria nuclear do átomo.

II. Postulados de Bohr

O modelo planetário do átomo permitiu explicar os resultados de experimentos de dispersão de partículas alfa da matéria, mas surgiram dificuldades fundamentais para justificar a estabilidade dos átomos. A primeira tentativa de construir uma teoria qualitativamente nova – quântica – do átomo foi feita em 1913 por Niels Bohr. Ele estabeleceu o objetivo de unir em um único todo as leis empíricas dos espectros lineares, o modelo nuclear de Rutherford do átomo e a natureza quântica da emissão e absorção de luz. Bohr baseou sua teoria no modelo nuclear de Rutherford. Ele sugeriu que os elétrons se movem ao redor do núcleo em órbitas circulares. O movimento circular, mesmo em velocidade constante, tem aceleração. Este movimento acelerado de carga é equivalente à corrente alternada, que cria um campo eletromagnético alternado no espaço. A energia é consumida para criar este campo. A energia do campo pode ser criada devido à energia da interação coulombiana do elétron com o núcleo. Como resultado, o elétron deve se mover em espiral e cair sobre o núcleo. No entanto, a experiência mostra que os átomos são formações muito estáveis. Segue-se daí que os resultados da eletrodinâmica clássica, baseados nas equações de Maxwell, não são aplicáveis aos processos intra-atômicos. É necessário encontrar novos padrões. Bohr baseou sua teoria do átomo nos seguintes postulados.

O primeiro postulado de Bohr(postulado dos estados estacionários): em um átomo existem estados estacionários (que não mudam com o tempo) nos quais ele não emite energia. Os estados estacionários de um átomo correspondem a órbitas estacionárias ao longo das quais os elétrons se movem. O movimento dos elétrons em órbitas estacionárias não é acompanhado pela emissão de ondas eletromagnéticas. Este postulado está em conflito com a teoria clássica. No estado estacionário de um átomo, um elétron, movendo-se em uma órbita circular, deve ter valores quânticos discretos de momento angular.

O segundo postulado de Bohr(regra da frequência): quando um elétron se move de uma órbita estacionária para outra, um fóton com energia é emitido (absorvido)

igual à diferença entre as energias dos estados estacionários correspondentes (En e Em são, respectivamente, as energias dos estados estacionários do átomo antes e depois da radiação/absorção). A transição de um elétron de uma órbita estacionária número m para uma órbita estacionária número n corresponde à transição de um átomo de um estado com energia Em em um estado com energia En (Fig. 1).

Figura 1. Para uma explicação dos postulados de Bohr

рEn>Em ocorre a emissão de fótons (a transição de um átomo de um estado de maior energia para um estado de menor energia, ou seja, a transição de um elétron de uma órbita mais distante do núcleo para uma mais próxima), em En<Еm – его поглощение (переход атома в состояние с большей энергией, т. е, переход электрона на более удаленную от ядра орбиту). Набор возможных дискретных частот transições quânticas e determina o espectro de linha de um átomo. A teoria de Bohr explicou brilhantemente o espectro linear do hidrogênio observado experimentalmente. Os sucessos da teoria do átomo de hidrogénio foram alcançados à custa do abandono dos princípios fundamentais da mecânica clássica, que permaneceu incondicionalmente válida por mais de 200 anos. Portanto, a prova experimental direta da validade dos postulados de Bohr, especialmente o primeiro – sobre a existência de estados estacionários – foi de grande importância. O segundo postulado pode ser considerado como consequência da lei da conservação da energia e da hipótese da existência de fótons. Os físicos alemães D. Frank e G. Hertz, estudando a colisão de elétrons com átomos de gás usando o método do potencial de retardo (1913), confirmaram experimentalmente a existência de estados estacionários e a discrição dos valores de energia atômica. Apesar do sucesso indiscutível do conceito de Bohr em relação ao átomo de hidrogênio, para o qual foi possível construir uma teoria quantitativa do espectro, não foi possível criar uma teoria semelhante para o átomo de hélio próximo ao hidrogênio com base no de Bohr. Ideias. Em relação ao átomo de hélio e a átomos mais complexos, a teoria de Bohr permitiu-nos tirar apenas conclusões qualitativas (embora muito importantes). A ideia de certas órbitas ao longo das quais um elétron se move em um átomo de Bohr revelou-se muito condicional. Na verdade, o movimento dos elétrons em um átomo tem pouco em comum com o movimento dos planetas em órbita. Atualmente, com o auxílio da mecânica quântica, é possível responder muitas questões relativas à estrutura e propriedades dos átomos de qualquer elemento.

III. Estrutura do núcleo atômico

Estrutura do núcleo atômico

Nível de núcleo

Cerca de 20 anos depois que Rutherford “descobriu” seu núcleo nas profundezas de um átomo, foi descoberto um nêutron - uma partícula em todas as suas propriedades iguais ao núcleo de um átomo de hidrogênio - um próton, mas apenas sem carga elétrica. O nêutron revelou-se extremamente conveniente para sondar o interior dos núcleos. Por ser eletricamente neutro, o campo elétrico do núcleo não o repele - portanto, mesmo os nêutrons lentos podem facilmente aproximar-se do núcleo a distâncias nas quais as forças nucleares começam a se manifestar. Após a descoberta do nêutron, a física do micromundo avançou aos trancos e barrancos.

Logo após a descoberta do nêutron, dois físicos teóricos – o alemão Werner Heisenberg e o soviético Dmitry Ivanenko – levantaram a hipótese de que o núcleo atômico consiste em nêutrons e prótons. A compreensão moderna da estrutura do núcleo baseia-se nela.

Prótons e nêutrons são combinados pela palavra núcleon. Os prótons são partículas elementares que são os núcleos dos átomos do elemento químico mais leve - o hidrogênio. O número de prótons no núcleo é igual ao número atômico do elemento na tabela periódica e é designado Z (o número de nêutrons - N). Um próton tem carga elétrica positiva, igual em valor absoluto à carga elétrica elementar. É aproximadamente 1836 vezes mais pesado que um elétron. Um próton consiste em dois quarks up com carga Q = + 2/3 e um quark d com Q = – 1/3, conectados por um campo de glúons. Tem dimensões finais da ordem de 10-15 m, embora não possa ser imaginado como uma bola sólida, assemelha-se antes a uma nuvem com limites borrados, composta por partículas virtuais criadas e aniquiladas.

A carga elétrica de um nêutron é 0, sua massa é de aproximadamente 940 MeV. Um nêutron consiste em um quark u e dois quarks d. Esta partícula é estável apenas na composição de núcleos atômicos estáveis; um nêutron livre decai em um elétron, um próton e um antineutrino de elétron. A meia-vida de um nêutron (o tempo que leva para metade do número original de nêutrons decair) é de aproximadamente 12 minutos. Na matéria, os nêutrons existem na forma livre por ainda menos tempo devido à sua forte absorção pelos núcleos. Assim como o próton, o nêutron participa de todos os tipos de interações, inclusive eletromagnéticas: com neutralidade geral, devido à sua complexa estrutura interna, nele existem correntes elétricas.

No núcleo, os núcleons estão ligados por um tipo especial de força - nuclear. Uma de suas características é a ação curta: em distâncias da ordem de 10-15 m ou menos, elas excedem quaisquer outras forças, como resultado das quais os núcleons não se separam sob a influência da repulsão eletrostática de prótons com carga semelhante. . A grandes distâncias, as forças nucleares diminuem muito rapidamente para zero.

O mecanismo de ação das forças nucleares é baseado no mesmo princípio das forças eletromagnéticas - na troca de objetos em interação com partículas virtuais.

Partículas virtuais na teoria quântica são partículas que têm os mesmos números quânticos (spin, cargas elétricas e bariônicas, etc.) que as partículas reais correspondentes, mas para as quais a relação usual entre energia, momento e massa não se aplica.

4. Experimentos de Rutherford

Num campo magnético, um fluxo de radiação radioativa se divide em 3 componentes: raios alfa, raios beta e raios gama.

O fenômeno da radioatividade indicou a estrutura complexa do átomo

Conclusão

Concluindo, chegamos à conclusão de que o conceito de Rutherford-Bohr já é mais do que partículas de verdade absoluta, embora o desenvolvimento posterior da física tenha revelado muitos erros neste conceito. Uma parte ainda maior do conhecimento absolutamente correto está contida na teoria da mecânica quântica do átomo.

A descoberta da estrutura complexa do átomo foi um grande acontecimento na física, uma vez que as ideias da física clássica sobre os átomos como unidades estruturais sólidas e indivisíveis da matéria foram refutadas.

Lasers

Com base na teoria quântica da radiação, foram construídos geradores quânticos de ondas de rádio e geradores quânticos de luz visível - lasers. Os lasers produzem radiação coerente de altíssima potência. A radiação laser é amplamente utilizada em diversos campos da ciência e tecnologia, por exemplo, para comunicações no espaço, para registro e armazenamento de informações (discos laser) e soldagem, na medicina.

Espectros

A teoria de Bohr permitiu explicar a existência de espectros lineares.
A fórmula (1) dá uma ideia qualitativa de por que os espectros de emissão e absorção atômica estão alinhados. Na verdade, um átomo pode emitir ondas apenas nas frequências que correspondem a diferenças nos valores de energia. E 1 , E 2 , . . . , E n ,. . É por isso que o espectro de emissão dos átomos consiste em linhas brilhantes nítidas localizadas separadamente. Ao mesmo tempo, um átomo não pode absorver nenhum fóton, mas apenas um com energia hν que é exatamente igual à diferença E n − E k alguns dois valores de energia permitidos E n E E k. Movendo-se para um estado de energia superior E n, os átomos absorvem exatamente os mesmos fótons que são capazes de emitir durante a transição reversa para o estado original E k. Simplificando, os átomos retiram do espectro contínuo aquelas linhas que eles próprios emitem; É por isso que as linhas escuras do espectro de absorção de um gás atômico frio estão localizadas exatamente nos locais onde estão localizadas as linhas claras do espectro de emissão do mesmo gás em estado aquecido.

Espectro contínuo espectro de emissão de hidrogênio espectro de absorção de hidrogênio

A palavra "átomo" traduzida do grego significa "indivisível". Durante muito tempo, até o início do século 20, átomo significava as menores partículas indivisíveis de matéria. No início do século XX. A ciência acumulou muitos fatos que indicam a complexa estrutura dos átomos.

Grande progresso no estudo da estrutura dos átomos foi alcançado nos experimentos do cientista inglês Ernest Rutherford sobre a dispersão de partículas alfa ao passar por finas camadas de matéria. Nestes experimentos, um feixe estreito de partículas α emitidas por uma substância radioativa foi direcionado a uma fina folha de ouro. Uma tela foi colocada atrás da folha, capaz de brilhar sob os impactos de partículas rápidas. Verificou-se que a maioria das partículas α se desvia da propagação em linha reta após passar pela folha, ou seja, são espalhadas e algumas partículas α são geralmente jogadas de volta. Rutherford explicou o espalhamento das partículas α pelo fato de que a carga positiva não está uniformemente distribuída em uma bola com raio de 10 -10 m, como se supunha anteriormente, mas está concentrada na parte central do átomo - o núcleo atômico. Ao passar perto do núcleo, uma partícula a com carga positiva é repelida dele e, ao atingir o núcleo, é lançada de volta na direção oposta. É assim que se comportam as partículas que possuem a mesma carga, portanto, existe uma parte central do átomo com carga positiva, na qual está concentrada uma massa significativa do átomo. Os cálculos mostraram que para explicar os experimentos é necessário considerar o raio do núcleo atômico de aproximadamente 10 -15 m.

Rutherford sugeriu que o átomo estava estruturado como um sistema planetário. A essência do modelo de Rutherford da estrutura do átomo é a seguinte: no centro do átomo há um núcleo carregado positivamente, no qual toda a massa está concentrada; os elétrons giram em torno do núcleo em órbitas circulares a grandes distâncias (como planetas ao redor do Sol). A carga do núcleo coincide com o número do elemento químico na tabela periódica.

h é a constante de Planck.

1. A palavra “átomo” traduzida do grego significa “indivisível”. Durante muito tempo, até o início do século 20, átomo significava as menores partículas indivisíveis de matéria. No início do século XX. A ciência acumulou muitos fatos que indicam a complexa estrutura dos átomos.

Grandes avanços no estudo da estrutura dos átomos foram alcançados nos experimentos do cientista inglês Ernest Rutherford sobre o espalhamento de partículas alfa ao passar por finas camadas de matéria. Nestes experimentos, um feixe estreito de partículas alfa emitidas por uma substância radioativa foi direcionado a uma fina folha de ouro. Uma tela foi colocada atrás da folha, capaz de brilhar sob os impactos de partículas rápidas. Verificou-se que a maioria das partículas α se desvia da propagação em linha reta após passar pela folha, ou seja, elas são espalhadas e algumas partículas α são geralmente jogadas de volta. Rutherford explicou o espalhamento das partículas alfa pelo fato de que a carga positiva não está uniformemente distribuída em uma bola com raio de 10^~10 m, como assumido anteriormente, mas está concentrada na parte central do átomo - o núcleo atômico. Ao passar perto do núcleo, uma partícula a com carga positiva é repelida dele e, ao atingir o núcleo, é lançada de volta na direção oposta. É assim que se comportam as partículas que possuem a mesma carga, portanto, existe uma parte central do átomo com carga positiva, na qual está concentrada uma massa significativa do átomo. Os cálculos mostraram que para explicar os experimentos é necessário considerar o raio do núcleo atômico como sendo de aproximadamente 10 ^ ~ 15 m.

O modelo planetário de Rutherford da estrutura do átomo não poderia explicar uma série de fatos bem conhecidos: um elétron com carga deve cair sobre o núcleo devido às forças de atração de Coulomb, e um átomo é um sistema estável; Ao se mover em uma órbita circular, aproximando-se do núcleo, um elétron de um átomo deve emitir ondas eletromagnéticas de todas as frequências possíveis, ou seja, a luz emitida deve ter um espectro contínuo, mas na prática o resultado é diferente: os elétrons dos átomos emitem luz que tem um espectro de linha. O físico dinamarquês Nielier Bohr foi o primeiro a tentar resolver as contradições do modelo nuclear planetário da estrutura atômica.

Bohr baseou sua teoria em dois postulados. O primeiro postulado: um sistema atômico só pode estar em estados estacionários ou quânticos especiais, cada um dos quais com sua própria energia; em um estado estacionário, um átomo não emite. Isso significa que um elétron (por exemplo, em um átomo de hidrogênio) pode estar localizado em várias órbitas bem definidas. Cada órbita de elétron corresponde a uma energia muito específica.

O segundo postulado: durante a transição de um estado estacionário para outro, um quantum de radiação eletromagnética é emitido ou absorvido. A energia de um fóton é igual à diferença entre as energias de um átomo em dois estados: , onde

h é a constante de Planck.

Quando um elétron se move de uma órbita próxima para uma mais distante, um sistema atômico absorve um quantum de energia. Quando um elétron se move de uma órbita mais distante para uma órbita mais próxima em relação ao núcleo, o sistema atômico emite um quantum de energia.

Na ciência, durante muito tempo acreditou-se que o átomo era a menor partícula INDIVISÍVEL da matéria.

1. O primeiro a violar essas ideias foi Thomson: ele acreditava que um átomo é uma espécie de substância positiva na qual os elétrons estão intercalados “como passas em um cupcake”. A importância desta teoria é que o átomo não era mais reconhecido como indivisível
2. Rutherford conduziu um experimento sobre a dispersão de partículas alfa. Elementos pesados (folha de ouro) foram bombardeados com material radioativo. Rutherford esperava ver círculos brilhantes, mas viu anéis brilhantes.
Explicação de Rutherford: O centro do átomo contém toda a carga positiva e os elétrons não têm efeito no fluxo de partículas alfa.
3. Modelo planetário do átomo de hidrogênio segundo BORU	Ao emitir uma porção de energia (visível), um átomo fornece apenas seu próprio conjunto de comprimentos de onda – um espectro. Tipos de espectros: 1. Espectro de radiação (emissão): (fornecido por corpos em estado aquecido) a) Sólido - fornece todos os átomos em gases sólidos, líquidos ou densos b) Forrado - fornece átomos em estado gasoso 1. Espectro de absorção: se a luz passar por uma substância, essa substância absorverá exatamente as ondas que emite em estado aquecido (listras escuras aparecem no espectro contínuo) Análise espectralé um método para determinar a composição química de uma substância a partir do seu espectro de emissão ou absorção. O método se baseia no fato de que cada elemento químico possui seu próprio conjunto de comprimentos de onda. Aplicação da análise espectral: em criminologia, medicina, astrofísica. Um espectrógrafo é um dispositivo para realizar análises espectrais. Um espectroscópio difere de um espectrógrafo porque pode ser usado não apenas para observar espectros, mas também para tirar uma fotografia do espectro. Bilhete nº 21 1. Abordagem termodinâmica ao estudo dos fenómenos físicos. Energia interna e maneiras de mudá-la. Primeira lei da termodinâmica. Aplicação da primeira lei da termodinâmica a processos isotérmicos, isocóricos e adiabáticos. 2. Modelos da estrutura do núcleo atómico; forças nucleares; modelo nucleon do núcleo; energia de ligação nuclear; reações nucleares. 1. Cada corpo possui uma estrutura muito específica, é composto por partículas que se movem de forma caótica e interagem entre si, portanto qualquer corpo possui energia interna. A energia interna é uma quantidade que caracteriza o próprio estado do corpo, ou seja, a energia do movimento caótico (térmico) das micropartículas do sistema (moléculas, átomos, elétrons, núcleos, etc.) e a energia de interação dessas partículas. A energia interna de um gás ideal monoatômico é determinada pela fórmula U = 3/2 t/M RT. A energia interna de um corpo só pode mudar como resultado de sua interação com outros corpos. Existem duas maneiras de alterar a energia interna: transferência de calor e trabalho mecânico (por exemplo, aquecimento durante o atrito ou compressão, resfriamento durante a expansão). A transferência de calor é uma mudança na energia interna sem realizar trabalho: a energia é transferida de corpos mais aquecidos para corpos menos aquecidos. A transferência de calor é de três tipos: condutividade térmica (troca direta de energia entre partículas em movimento caótico de corpos em interação ou partes do mesmo corpo); convecção (transferência de energia por fluxos de líquido ou gás) e radiação (transferência de energia por ondas eletromagnéticas). A medida da energia transferida durante a transferência de calor é a quantidade de calor (Q). Esses métodos são quantitativamente combinados na lei da conservação da energia, que para processos térmicos é a seguinte: a mudança na energia interna de um sistema fechado é igual à soma da quantidade de calor transferida para o sistema e o trabalho do externo forças exercidas sobre o sistema. , onde é a variação da energia interna, Q é a quantidade de calor transferida para o sistema, A é o trabalho das forças externas. Se o próprio sistema fizer o trabalho, então ele será convencionalmente designado A. Então a lei da conservação da energia para processos térmicos, que é chamada de primeira lei da termodinâmica, pode ser escrita da seguinte forma: , ou seja, a quantidade de calor transferida para o sistema vai para a realização de trabalho pelo sistema e para a alteração de sua energia interna. Durante o aquecimento isobárico, o gás realiza trabalho sobre forças externas, onde V1 e V2 são os volumes inicial e final do gás. Se o processo não for isobárico, a quantidade de trabalho pode ser determinada pela área da figura ABCD delimitada entre a linha que expressa a dependência p(V) e os volumes inicial e final do gás V Consideremos a aplicação da primeira lei da termodinâmica aos isoprocessos que ocorrem com um gás ideal. Num processo isotérmico, a temperatura é constante, portanto a energia interna não muda. Então a equação da primeira lei da termodinâmica terá a forma: , ou seja, a quantidade de calor transferida para o sistema vai realizar trabalho durante a expansão isotérmica, razão pela qual a temperatura não muda. Num processo isobárico, o gás se expande e a quantidade de calor transferida para o gás vai para aumentar sua energia interna e realizar trabalho: . Durante um processo isocórico, o gás não altera seu volume, portanto, nenhum trabalho é realizado por ele, ou seja, A = 0, e a equação da primeira lei tem a forma , ou seja, a quantidade de calor transferida vai para aumentar o interno energia do gás. Adiabático é um processo que ocorre sem troca de calor com o meio ambiente. Q = 0, portanto, quando um gás se expande, ele realiza trabalho reduzindo sua energia interna, portanto, o gás esfria.A curva que representa o processo adiabático é chamada de adiabática. 2. Composição do núcleo de um átomo. Forças nucleares. Defeito de massa e energia de ligação do núcleo atômico. Reações nucleares. Energia nuclear. O núcleo de um átomo de qualquer substância consiste em prótons e nêutrons. (O nome comum para prótons e nêutrons é núcleons.) O número de prótons é igual à carga do núcleo e coincide com o número do elemento na tabela periódica. A soma do número de prótons e nêutrons é igual ao número de massa. Por exemplo, o núcleo de um átomo de oxigênio consiste em 8 prótons e 16 - 8 = 8 nêutrons. O núcleo de um átomo consiste em 92 prótons e 235 - 92 = 143 nêutrons. As forças que mantêm prótons e nêutrons no núcleo são chamadas forças nucleares*. Este é o tipo de interação mais poderoso. Em 1932, o físico inglês James Chadwick descobriu partículas com carga elétrica zero e massa unitária. Essas partículas foram chamadas de nêutrons. O nêutron é designado N. Após a descoberta do nêutron, os físicos D. D. Ivanenko e W. Heisenberg, em 1932, apresentaram o modelo próton-nêutron do núcleo atômico. De acordo com este modelo, o núcleo de um átomo de qualquer substância consiste em prótons e nêutrons. (O nome comum para prótons e nêutrons é núcleons.) O número de prótons é igual à carga do núcleo e coincide com o número do elemento na tabela periódica. A soma do número de prótons e nêutrons é igual ao número de massa. Por exemplo, o núcleo de um átomo de oxigênio consiste em 8 prótons e 16 - 8 = 8 nêutrons. O núcleo de um átomo consiste em 92 prótons e 235 - 92 = 143 nêutrons. As substâncias químicas que ocupam o mesmo lugar na tabela periódica, mas possuem massas atômicas diferentes, são chamadas de isótopos. Os núcleos isotópicos diferem no número de nêutrons. Por exemplo, o hidrogênio tem três isótopos: prótio - o núcleo consiste em um próton, deutério - o núcleo consiste em um próton e um nêutron, trítio - o núcleo consiste em um próton e dois nêutrons. Se compararmos as massas dos núcleos com as massas dos núcleons, verifica-se que a massa do núcleo dos elementos pesados é maior que a soma das massas dos prótons e nêutrons no núcleo, e para os elementos leves a massa do núcleo é menor que a soma das massas dos prótons e nêutrons no núcleo. Portanto, existe uma diferença de massa entre a massa do núcleo e a soma das massas dos prótons e nêutrons, chamada de defeito de massa. M = Mn - (Mp + Mn). Como existe uma conexão entre massa e energia, então durante a fissão de núcleos pesados e durante a síntese de núcleos leves, deve ser liberada a energia que existe devido a um defeito de massa, e essa energia é chamada de energia de ligação do núcleo atômico. A liberação dessa energia pode ocorrer durante reações nucleares. Uma reação nuclear é um processo de alteração da carga de um núcleo e de sua massa, que ocorre durante a interação de um núcleo com outros núcleos ou partículas elementares. Quando ocorrem reações nucleares, as leis de conservação das cargas elétricas e dos números de massa são satisfeitas: a soma das cargas (números de massa) dos núcleos e das partículas que entram em uma reação nuclear é igual à soma das cargas (números de massa) do produtos finais (núcleos e partículas) da reação. Uma reação em cadeia de fissão é uma reação nuclear na qual as partículas que causam a reação são formadas como produtos da reação. Uma condição necessária para o desenvolvimento da cadeia

39. Experiência em dispersão de partículas alfa.

A primeira tentativa de criar um modelo do átomo baseado em dados experimentais acumulados (1903) pertence a J. Thomson. Ele acreditava que o átomo é um sistema esférico eletricamente neutro com um raio de aproximadamente 10-10 m. A carga positiva do átomo é distribuída uniformemente por todo o volume da bola, e os elétrons carregados negativamente estão localizados dentro dela (Fig. 6.1 .1). Para explicar os espectros de emissão linear dos átomos, Thomson tentou determinar a localização dos elétrons em um átomo e calcular as frequências de suas vibrações em torno das posições de equilíbrio. No entanto, essas tentativas não tiveram sucesso. Alguns anos depois, nos experimentos do grande físico inglês E. Rutherford, ficou comprovado que o modelo de Thomson estava incorreto.

Figura 6.1.1.

Modelo do átomo de J. Thomson

Os primeiros experimentos diretos para estudar a estrutura interna dos átomos foram realizados por E. Rutherford e seus colaboradores E. Marsden e H. Geiger em 1909–1911. Rutherford propôs o uso de sondagem atômica usando partículas α, que surgem durante o decaimento radioativo do rádio e de alguns outros elementos. A massa das partículas alfa é aproximadamente 7.300 vezes a massa de um elétron, e a carga positiva é igual ao dobro da carga elementar. Em seus experimentos, Rutherford usou partículas α com energia cinética de cerca de 5 MeV (a velocidade dessas partículas é muito alta - cerca de 107 m/s, mas ainda significativamente menor que a velocidade da luz). Partículas α são átomos de hélio totalmente ionizados. Eles foram descobertos por Rutherford em 1899 enquanto estudava o fenômeno da radioatividade. Rutherford bombardeou átomos de elementos pesados (ouro, prata, cobre, etc.) com essas partículas. Os elétrons que compõem os átomos, devido à sua baixa massa, não conseguem alterar visivelmente a trajetória da partícula α. A dispersão, isto é, uma mudança na direção do movimento das partículas α, só pode ser causada pela parte pesada e carregada positivamente do átomo. O diagrama do experimento de Rutherford é mostrado na Fig. 6.1.2.

Figura 6.1.2.

Esquema do experimento de Rutherford sobre espalhamento de partículas α. K – recipiente de chumbo com substância radioativa, E – tela revestida com sulfeto de zinco, F – folha de ouro, M – microscópio)

A partir de uma fonte radioativa encerrada em um recipiente de chumbo, as partículas alfa foram direcionadas para uma fina folha de metal. Partículas espalhadas caíram sobre uma tela coberta por uma camada de cristais de sulfeto de zinco, capazes de brilhar quando atingidos por partículas carregadas rapidamente. Cintilações (flashes) na tela foram observadas a olho nu usando um microscópio. As observações de partículas α espalhadas no experimento de Rutherford poderiam ser realizadas em diferentes ângulos φ em relação à direção original do feixe. Verificou-se que a maioria das partículas α passa através de uma fina camada de metal com pouca ou nenhuma deflexão. No entanto, uma pequena parte das partículas é desviada em ângulos significativos superiores a 30°. Partículas alfa muito raras (cerca de uma em cada dez mil) foram desviadas em ângulos próximos de 180°.

Este resultado foi completamente inesperado até mesmo para Rutherford. Suas idéias estavam em forte contradição com o modelo do átomo de Thomson, segundo o qual a carga positiva é distribuída por todo o volume do átomo. Com tal distribuição, a carga positiva não pode criar um campo elétrico forte que possa lançar partículas α de volta. O campo elétrico de uma bola carregada uniformemente é máximo em sua superfície e diminui até zero à medida que se aproxima do centro da bola. Se o raio da bola na qual toda a carga positiva do átomo está concentrada diminuísse n vezes, então a força repulsiva máxima que atua sobre a partícula α aumentaria n2 vezes de acordo com a lei de Coulomb. Consequentemente, para um valor suficientemente grande de n, as partículas alfa poderiam sofrer espalhamento em grandes ângulos de até 180°. Essas considerações levaram Rutherford à conclusão de que o átomo está quase vazio e toda a sua carga positiva está concentrada em um pequeno volume. Rutherford chamou essa parte do átomo de núcleo atômico. Foi assim que surgiu o modelo nuclear do átomo. Arroz. 6.1.3 ilustra o espalhamento de uma partícula α em um átomo de Thomson e em um átomo de Rutherford.

Ernest Rutherford (1871-1937).

Físico inglês, fundador da física nuclear, membro da Royal Society de Londres (1903, presidente em 1925-1930) e da maioria das academias ao redor do mundo. Nasceu em Brightwater (Nova Zelândia). Em 1899 descobriu os raios alfa e beta em 1900 - um produto da decomposição do rádio (emanação) e introduziu o conceito de meia-vida. Juntamente com F. Soddy em 1902-1903. desenvolveu a teoria do decaimento radioativo e estabeleceu a lei das transformações radioativas. Em 1903 provou que os raios alfa consistem em partículas carregadas positivamente (Prêmio Nobel de Química, 1908).

Em 1908 junto com G. Geiger, ele projetou um dispositivo para registrar partículas carregadas individuais (contador Geiger). Instalado em 1911 a lei do espalhamento das partículas alfa por átomos de vários elementos (fórmula de Rutherford), que permitiu criar em 1911 um novo modelo de átomo - planetário (modelo de Rutherford).

Ele apresentou a ideia de transformação artificial de núcleos atômicos (1914). Em 1919 realizou a primeira reação nuclear artificial, convertendo nitrogênio em oxigênio, estabelecendo assim as bases da física nuclear conjunta, descobriu o próton. Em 1920 previu a existência do nêutron e do deutério. Juntamente com M. Oliphant, ele provou isso experimentalmente em 1933. validade da lei da relação entre massa e energia nas reações nucleares. Em 1934 realizou a reação de fusão dos deutérios com a formação de trítio.

Os primeiros experimentos para estudar a estrutura do átomo foram realizados por Ernest Rutherford em 1911. Eles se tornaram possíveis graças à descoberta do fenômeno da radioatividade, no qual, como resultado do decaimento radioativo natural de elementos pesados, são liberados elementos pesados. -partículas. Descobriu-se que essas partículas têm uma carga positiva igual à carga de dois elétrons; sua massa é aproximadamente 4 vezes maior que a massa de um átomo de hidrogênio, ou seja, são íons do átomo de hélio (). A energia das partículas varia de eV para o urânio a eV para o tório. A velocidade das partículas é m/s, então elas podem ser usadas para “atravessar” uma fina folha de metal. Informações sobre o espalhamento de partículas são mostradas na Fig. 1.

A pesquisa mostrou que um pequeno número de partículas desviou-se significativamente da direção original do movimento. Em alguns casos o ângulo de dispersão foi próximo de 180 graus. Com base nos dados obtidos, E. Rutherford tirou conclusões que formaram a base modelo planetário do átomo:

Existe um núcleo no qual estão concentradas quase toda a massa do átomo e toda a sua carga positiva, e as dimensões do núcleo são muito menores que as dimensões do próprio átomo;

Os elétrons que constituem um átomo se movem ao redor do núcleo em órbitas circulares.

Com base nessas duas premissas e assumindo que a interação entre uma partícula incidente e um núcleo carregado positivamente é determinada pelas forças de Coulomb, Rutherford estabeleceu que os núcleos atômicos têm dimensões ()m, ou seja, eles são () vezes menores que o tamanho dos átomos.

O modelo do átomo proposto por Rutherford se assemelha ao sistema solar, ou seja, no centro do átomo há um núcleo (“Sol”), e os elétrons – “planetas” – movem-se em órbitas ao seu redor. É por isso que o modelo de Rutherford foi chamado modelo atômico planetário.

Este modelo foi um passo em frente na compreensão moderna da estrutura do átomo. O conceito subjacente núcleo atômico, no qual toda a carga positiva do átomo e quase toda a sua massa estão concentradas, manteve seu significado até hoje.

No entanto, a suposição de que os elétrons se movem em órbitas circulares incompatível nem com as leis da eletrodinâmica clássica, nem com a natureza linear dos espectros de emissão dos gases atômicos.

Ilustremos o que foi dito sobre o modelo planetário de Rutherford usando o exemplo do átomo de hidrogênio, que consiste em um núcleo massivo (próton) e um elétron movendo-se em torno dele em uma órbita circular. Como o raio orbital m (primeira órbita de Bohr) e velocidade do elétron m/s, sua aceleração normal . Um elétron movendo-se com aceleração em uma órbita circular é um oscilador bidimensional. Portanto, de acordo com a eletrodinâmica clássica, deveria irradiar energia na forma de uma onda eletromagnética. Como resultado, o elétron inevitavelmente se aproximará do núcleo no tempo s. No entanto, na realidade, o átomo de hidrogénio é um sistema eletromecânico estável e de “vida longa”.

Experimentos de Rutherford sobre a dispersão de partículas alfa.Modelo nuclear do átomo.

Sabe-se que a palavra “átomo” traduzida do grego significa “indivisível”. O físico inglês J. Thomson desenvolveu (no final do século XIX) o primeiro “modelo do átomo”, segundo o qual o átomo é uma esfera carregada positivamente dentro da qual os elétrons flutuavam. O modelo proposto por Thomson precisava de verificação experimental, uma vez que os fenômenos da radioatividade e do efeito fotoelétrico não poderiam ser explicados pelo modelo atômico de Thomson. Portanto, em 1911, Ernest Rutherford conduziu uma série de experimentos para estudar a composição e estrutura dos átomos. Nestes experimentos, um feixe estreito a -partículas emitidas por uma substância radioativa foram direcionadas para uma fina folha de ouro. Atrás dele havia uma tela capaz de brilhar sob os impactos de partículas rápidas. Foi constatado que a maioria é a -as partículas se desviam da propagação linear após passarem pela folha, ou seja, espalham-se, e algumas a -partículas são lançadas de volta 180 0 .

Trajetórias A-partículas voando a diferentes distâncias do núcleo

Lasers

Emissão e absorção de luz pelos átomos

De acordo com os postulados de Bohr, um elétron pode estar em várias órbitas específicas. Cada órbita de elétron corresponde a uma determinada energia. Quando um elétron se move de uma órbita próxima para uma distante, um sistema atômico absorve um quantum de energia. Quando um elétron se move de uma órbita mais distante para uma órbita mais próxima em relação ao núcleo, o sistema atômico emite um quantum de energia.

Espectros

Espectro contínuo

Conclusões do experimento de dispersão de partículas alfa de Rutherford: 1. Existe um núcleo atômico, ou seja, um pequeno corpo no qual estão concentradas quase toda a massa de um átomo e toda a carga positiva. 2. Quase toda a massa do átomo está concentrada no núcleo. 3. Partículas negativas - elétrons - giram em torno do núcleo em órbitas fechadas. 4. A carga negativa de todos os elétrons está distribuída por todo o volume do átomo. Modelo nuclear de um átomo:

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Física 9º ano

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