Историја на атомската теорија

Атомската теорија е развиена од пред 2000 години, грчкиот филозоф Демокрит предложил дека постои ограничување на тоа колку мали може да се подели материја, оваа најмала материја неделлива честичка била наречена "атом". Сепак, оваа атомска теорија на Демокрит беше критикувана од Аристотел, кој предложи модел базиран на четири основни "елементи" на земјата, воздухот, огнот и водата.Аристотеловото гледиште се одржа во следните 2000 години, бидејќи подобро одговараше на верските верувања на тоа време. Во 1801 година, професор по англиски јазик по име Џон Далтон ја предложи својата атомска теорија којашто ја наведува материјата составена од сите мали неделиви атоми, елементи содржат еден тип атоми; различни елементи содржат различни атоми, соединенијата содржат повеќе од еден тип на атом. Во 1904 година, британскиот физичар J.J. Thomson и други демонстрираа дека катодните зраци (електрони) биле присутни во целата материја.Томсон предложил атомот да биде сфера со позитивен полнеж во кој вградени беа прстени од негативни полнежи (електрони), како "сливи во пудинг". Наместо тоа, во 19 век, откривањето на зрачењето води до нов напредок во физиката. Знаевме дека одредени елементи кои испуштаат зрачење, ова сугерира дека атомите повеќе не се неделиви и не се неуништливи, како што е предложено во атолскиот модел на Далтон.Зрачењето обезбедува важна алатка за проучување на материјата. Во 1911 година, Ратерфорд прво предложи употреба на алфа-честички за испитување на внатрешната структура на атомот. Конечно, јадрото и неговите протони беа откриени.Радерфорд е расејувачки експериментЕрнест Ратерфорд, во 1909 година, експеримент на Ханс Гејгер и Ернест Марсден во 1909 година, во кој новооткриените алфа-честички (јарулии на хелиум) биле пукани во тенок слој од златна фолија, кој имал само неколку атоми. Во тоа време атомот се сметал за аналоген "пудинг слива" од Томсон со негативен полнеж (слива) во текот на позитивната сфера (пудинг).Поголемиот дел од алфа честицата помина низ без или само многу мали дефлексии во вакуум (види слика), како што би се исклучило на моделот Томсон на атомот на тековниот момент. Околу 1 на 8000 беше отфрлено преку агли поголеми од 90 степени. Резултатот беше толку неочекуван што Радерфорд беше многу неочекуван што Радерфорд беше промовиран да напише & hellip; "беше речиси неверојатно како да си отпуштил 15-инчен школка на парче ткиво и се врати и те удри".Затоа Радерфорд заклучува дека поголемиот дел од масата на атомот е концентрирана во јадрото. Малата големина на јадрото го објаснува малиот број на алфа-честички кои на овој начин се одбиваат меѓусебно. Ратерфорд покажал дека големината на јадрото е помала од околу 10-14m.Модел Бор, како се вклопува експерименталното набљудувањеЗабрзаните електрони испуштаат и ја губат енергијата што ја предвидуваше Прогнозата на Максвел и потврдена од Херц, но електронот не се врти во јадрото поради губење енергија.Подоцна, Во 1903.H.G.J Morseley пронашле едноставна, редовна врска меѓу фреквенциите на рентгенската емисиона линија, со што обезбедил докази за поддршка на Боровскиот модел. Научникот почна да работи на наизменичен модел за да го замени.Постулати на БорВо 1913 година, данскиот физичар Нилс Бор (1885 ~ 1992) предложил некои радикални предлози за да ги откријат разликите меѓу моделот на атомот на Ратерфорд и достапните експериментални докази. Постулатите на Бор се1. Електронот може да се отстрани на одредени дозволени орбити - стационарни состојби (енергија) --- без зрачење на енергија.2. кога електронот паѓа од повисоко ниво на енергија до пониско ниво на енергија, тој ја испушта енергијата што се квантифицира со силиконската врска E2-E1 = hf.3. Аугуларен импулс (МВР) се квантифицира и може да ги земе само вредностите на nh / 2 & pi; кога n е главен квантен број.Првиот постулат претставува стабилност на атомот. Меѓутоа, зошто овие возбудени стационарни состојби не беа познати. Тие постоеле е факт.Вториот постулат ги објаснува линеарните емисиони спектри. Емисијата (или апсорпцијата) на енергијата е дисконтинуирана и одговара на транзицијата помеѓу две стационарни состојби. Бидејќи енергијата може да се квантифицира, емисијата, фреквенцијата на емитираното (или апсорбирано) зрачење е предодредено. Транзицијата помеѓу различни држави ќе доведе до разлики во фреквенции или бои.Третиот постулат ефективно поставува граници на радиусот на дозволените орбити.Модел на БорБор сфатил дека ако неговиот модел е точен, секој атом ќе има спектрален отпечаток од прст на разликите помеѓу нивото на електрони во тој атом. Ридберг равенката, исто така позната како равенка на Балмер, му даде докази за квантизирана емисија на енергија од атом на водород, што го натерал да продолжи со својот модел и да го дефинира неговиот постулат.Значи, водородниот спектар беше многу значаен за развојот на моделот на Bohr на атомот, бидејќи без разбирање за тоа, Бор можеби нема да продолжи со својата работа на моделот.Произведени и видливи кога водородниот гас беше возбуден од адитио
n на енергија. Равенката во оригиналната форма беше модифицирана од Rhydberg додека не функционира и може да се примени за да се објасни спектрот на водород со користење на целобројни вредности на n, само како што е предложено од Bohr во неговите постулати.Квантен број и квантни промениИвозможно е да се одреди енергијата на секоја орбита која го користи Боров модел и од тоа изгради енергетско ниво Слика за водород. Сликата подолу ја покажува енергијата на овие енергетски нивоа. Алтернативно, транзицијата помеѓу стационарни состојби може да се прикаже на сликата. Б. Серијата на линии Балмер се јавува кога електроните паѓаат на нивото n = 2 од n = 2 ниво n = 3,4,5 и 6 нивоа. Ова е илустрирано поинаку на сликата. Б. Како Bohr го опишува водородниот спектар Првиот модел на модел на атомот на Боер, сличен на оној на Радерфорд со две важни разлики, им помагал на позициите на електроните, но второ нивото на енергијата на електронот беше квантизирано. Ова беше радикално ново, идејата дека електроните имале енергетски состојби и можеа да апсорбираат и испуштаат енергија за да ги променат состојбите, и немаат докази. Бор сфатил дека ако неговиот модел е точен, секој атом ќе има спектрален "отпечаток од прст" до разликите помеѓу нивото на електрони во тој атом. Радбергската равенка му обезбеди доказ за квантизирана емисија на енергија од атом на водород. за да го продолжи својот модел и го дефинира својот постулат.Така, водородниот спектар е важен за развојот на моделот на Bohr на атомот.На нивото на енергија што го опишува Bohr е јасно означено.Според Bohr, серијата Балмер (прикажана на дното на како што е прикажано, поголемите промени во енергијата произведуваат повеќе енергетски фотони, како што се гледа во серијата на Балмер, и понатаму, овој дијаграм покажува како серијата Балмер се формира со последователно електрони транзиција кон 2ndshell (транзицијата кон друга лушпа произведува дополнителни линии именувани по нивните откритија.) Ова е големо достигнување дека Боров модел е во состојба да обезбеди фи основа за формулата на серијата Балмер. Од неговиот втор постулат E f-Ei = hf. (i) држави за почетно ниво на енергија (f) за нивото на финална енергијаEi = 1 / ni2E1 и Ef = 1 / nf2E1hence: hf = 1 / nf2E1-1 / ni2E1 = (1 / nf2-1 / ni2) E1И бидејќи c = = & gt; A = c / fthe експресија се намалува на 1 / A = E1 / hcX (1 / nf2-1 / ni2) каде што R се наведува за Rydberg-ов константен, RH (водород) 1.097X 107m-1.Со користење на мешавината на класичната физиката и квантната физика, Бор успеа да ја дефинира равенката за спектралните линии на водородот. Тој не знаеше зошто електроните ги почитуваат неговите правила. Овие беа чисто емпириски резултати. Проблеми со моделот. За сите успеси, Боровскиот модел на атомот имаше сериозни ограничувања: Тоа и ad hoc мешавина на класичната и квантната физика; тоа дозволува некои закони на класичната физика да се држат, а други не. Водородот има само еден електрон, и постулатот на Бор е способен само да го објасни. Не може да работи за повеќе електорни атоми. Не можеше да се објаснат релативните интензитети на спектралната линија; некои линии беа поинтензивни за другите и не беше познато зошто ова треба да се случи. Одредени спектрални линии беа основа на голем број многу фини и блиски линии и причината за овие хиперфински спектрални линии не можеше да се објасни. Поделбата на спектралните линии кога примерокот беше поставен во магнетно поле (наречен земанов ефект и дискутиран подолу), исто така, не можеше да се објасни. Постулатите се соочија со проблем што е погоден за поголем атом. Водородот е наједноставниот атом кој содржи само еден електрон. Сличноста He + и Li + имаат еден електрон. Модел Бор работи со тези атом и јони. Во сите други атоми сепак електроните комуницираат едни со други. Во поголеми атоми надворешните електрони се заштитени од јадрото од страна на внатрешните електрони. Интеракцијата меѓу електроните, исто така, резултира со различни нивоа на енергија. Боровиот модел на дејство до степен до кој спектарот на повеќе електрони не може да се објасни. Кога се испитуваше спектарот на водородот, беше забележано дека линијата на емисија варира во интензитет. Некои беа прилично интензивни, а други беа помалку интензивни; некои беа остри, а некои беа граничи. Следнава слика. ги илустрираат овие разлики. Моделот на Бор не можеше да ги објасни овие карактеристики, но подоцна беше објаснето дека електрони орбитираат во елипса, а не во кругови. Бидејќи развојот на светлосните спектроскопи се подобри, беше откриено дека некои од спектралните "линии" се составени со хиперфин линии. Овој предлог ја плукна теоријата на Боров за нивото на енергија; сепак немаше никакво објаснување за ова. Земан ефектот ефект се случи кога магнетното поле ми поминува низ цевката за празнење. Магнетното поле го зголеми хиперфинското разделување на спектралните линии, што дополнително ги кршеше. Како ограничување, моделот на Бор не бил во можност да ги објасни експерименталните докази. Во 1896 година, холандската физика Питер Земан (1865-1943) открила дека кога ставал извор на натриумска светлина помеѓу столбовите на силна магнетика