Konzept des Rutherford-Atommodells. Rutherford-Planetenmodell, Atom im Rutherford-Modell

Die ersten Informationen zum Komplex atomare Struktur wurden durch Untersuchung der Prozesse des Durchgangs von elektrischem Strom durch Flüssigkeiten gewonnen. In den dreißiger Jahren des 19. Jahrhunderts. Die Experimente des herausragenden Physikers M. Faraday legten nahe, dass Elektrizität in Form separater Einheitsladungen existiert.

Die Entdeckung des spontanen Zerfalls von Atomen einiger Elemente, der als Radioaktivität bezeichnet wird, war ein direkter Beweis für die Komplexität der Struktur des Atoms. Im Jahr 1902 bewiesen die englischen Wissenschaftler Ernest Rutherford und Frederick Soddy, dass sich ein Uranatom beim radioaktiven Zerfall in zwei Atome verwandelt – ein Thoriumatom und ein Heliumatom. Dies bedeutete, dass Atome keine unveränderlichen, unzerstörbaren Teilchen waren.

Rutherfords Atommodell

Durch die Untersuchung des Durchgangs eines schmalen Alphateilchenstrahls durch dünne Materieschichten entdeckte Rutherford, dass die meisten Alphateilchen eine Metallfolie passieren, die aus vielen tausend Atomschichten besteht, ohne von der ursprünglichen Richtung abzuweichen, ohne Streuung zu erfahren, als ob sie dort wären Es gab keine Gegenstände auf ihrem Weg, keine Hindernisse. Einige Partikel wurden jedoch in großen Winkeln abgelenkt und waren der Wirkung großer Kräfte ausgesetzt.

Basierend auf den Ergebnissen von Experimenten zur Beobachtung der Streuung von Alphateilchen in Materie Rutherford schlug ein Planetenmodell der Struktur des Atoms vor. Nach diesem Modell Der Aufbau des Atoms ähnelt dem Aufbau des Sonnensystems. Im Zentrum jedes Atoms befindet sich positiv geladener Kern Radius ≈ 10 -10 m wie Planeten umkreisen negativ geladene Elektronen. Fast die gesamte Masse ist im Atomkern konzentriert. Alphateilchen können Tausende von Atomschichten durchdringen, ohne zu streuen, da der größte Teil des Raums im Inneren der Atome leer ist und Kollisionen mit leichten Elektronen kaum Auswirkungen auf die Bewegung eines schweren Alphateilchens haben. Alphateilchen werden bei Kollisionen mit Atomkernen gestreut.

Rutherfords Atommodell konnte nicht alle Eigenschaften von Atomen erklären.

Nach den Gesetzen der klassischen Physik sollte ein Atom aus einem positiv geladenen Kern und auf Kreisbahnen kreisenden Elektronen elektromagnetische Wellen aussenden. Die Emission elektromagnetischer Wellen sollte zu einer Verringerung der potentiellen Energiereserve im Kern-Elektron-System, zu einer allmählichen Verringerung des Radius der Elektronenbahn und dem Fall des Elektrons auf den Kern führen. Atome senden jedoch normalerweise keine elektromagnetischen Wellen aus, Elektronen fallen nicht auf Atomkerne, das heißt, Atome sind stabil.

Quantenpostulate von N. Bohr

Die Stabilität von Atomen erklären Niels Bohr schlug vor, bei der Erklärung der Eigenschaften von Atomen die üblichen klassischen Konzepte und Gesetze aufzugeben.

Die grundlegenden Eigenschaften von Atomen erhalten auf der Grundlage der Akzeptanz eine konsistente qualitative Erklärung Quantenpostulate von N. Bohr.

1. Das Elektron umkreist den Kern nur auf genau definierten (stationären) Kreisbahnen.

2. Ein Atomsystem kann sich nur in bestimmten stationären oder Quantenzuständen befinden, die jeweils einer bestimmten Energie E entsprechen. In stationären Zuständen gibt ein Atom keine Energie ab.

Stationärer Zustand des Atoms mit minimaler Energiereserve heißt Grundlegende Vorraussetzung, alle anderen Zustände werden aufgerufen angeregte (Quanten-)Zustände. Ein Atom kann unendlich lange im Grundzustand verbleiben; die Lebensdauer eines Atoms im angeregten Zustand beträgt 10 -9 -10 -7 Sekunden.

3. Die Emission oder Absorption von Energie erfolgt nur, wenn ein Atom von einem stationären Zustand in einen anderen übergeht. Energie eines Quanten elektromagnetischer Strahlung beim Übergang von einem stationären Zustand mit Energie E m in einen Zustand der Energie E n gleich der Differenz zwischen den Energien eines Atoms in zwei Quantenzuständen:

∆E = E m – E n = hv,

Wo v– Strahlungsfrequenz, H= 2ph = 6,62 ∙ 10 -34 J ∙s.

Quantenmodell der Atomstruktur

Anschließend wurden einige Bestimmungen der Theorie von N. Bohr ergänzt und überdacht. Die bedeutendste Änderung war die Einführung des Konzepts einer Elektronenwolke, das das Konzept des Elektrons nur als Teilchen ersetzte. Später wurde Bohrs Theorie durch die Quantentheorie ersetzt, die die Welleneigenschaften des Elektrons und anderer Elementarteilchen, aus denen das Atom besteht, berücksichtigt.

Basis moderne Theorie der Atomstruktur ist ein Planetenmodell, ergänzt und verbessert. Nach dieser Theorie besteht der Atomkern aus Protonen (positiv geladenen Teilchen) und Neuronen (Teilchen ohne Ladung). Und um den Kern herum bewegen sich Elektronen (negativ geladene Teilchen) auf unbestimmten Flugbahnen.

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Zu Beginn des 20. Jahrhunderts. Durch Experimente zur Bestrahlung dünner Folien mit Alphateilchen bestimmte E. Rutherford die Struktur des Atoms. Er zeigte, dass das Atom ein Planetenmodell hat (Abb. 3), das heißt, es besteht aus einem dichten, positiv geladenen Kern, um den sich eine lockere Elektronenhülle dreht.

Reis. 3. Planetenmodell der Struktur des Atoms von E. Rutherford

Im Allgemeinen ist ein Atom die elektrisch neutrale Elementstruktur eines chemischen Elements. Die physikalische Bedeutung der Seriennummer des Z-Elements im Periodensystem der Elemente wurde in Rutherfords Planetenmodell des Atoms festgelegt. Z entspricht der Anzahl der positiven Elementarladungen im Kern, die sich beim Übergang vom vorherigen Element zum nächsten natürlicherweise um eins erhöhen. Die chemischen Eigenschaften der Elemente und eine Reihe ihrer physikalischen Eigenschaften werden durch das Verhalten der äußeren, sogenannten Valenzelektronen ihrer Atome erklärt.

Daher muss die Periodizität der Eigenschaften chemischer Elemente mit einer gewissen Periodizität in der Anordnung der Elektronen in den Atomen verschiedener Elemente verbunden sein. Die Theorie des Periodensystems basiert auf folgenden Prinzipien:

a) die Seriennummer eines chemischen Elements ist gleich der Gesamtzahl der Elektronen in einem Atom dieses Elements;

b) Der Zustand der Elektronen in einem Atom wird durch die Menge ihrer Quantenzahlen bestimmt P,l, M Und M S . Die Verteilung der Elektronen in einem Atom auf die Energiezustände muss dem Prinzip der minimalen potentiellen Energie genügen: Bei einer Zunahme der Elektronenzahl muss jedes nachfolgende Elektron einen möglichen Energiezustand mit der niedrigsten Energie einnehmen;

c) Die Auffüllung der Energiezustände eines Atoms mit Elektronen sollte nach dem Pauli-Prinzip erfolgen.

Elektronen in einem Atom besetzen eine Reihe von Zuständen mit demselben Wert der Hauptquantenzahl P, bilden eine elektronische Hülle oder elektronische Schicht. Abhängig von den Werten N Folgende Schalen werden unterschieden: ZU bei n = 1,L bei n = 2,M bei N= 3,N bei n = 4,UM bei P= 5 usw. Die maximale Anzahl von Elektronen, die sich nach dem Pauli-Prinzip in Schalen befinden können: in ZU-Schale – 2 Elektronen, in Schalen L,M,N Und UM 8, 18, 32 bzw. 50 Elektronen. In jeder Schale sind die Elektronen in Untergruppen oder Unterschalen verteilt, die jeweils einem bestimmten Wert der Orbitalquantenzahl entsprechen. In der Atomphysik ist es üblich, den elektronischen Zustand eines Atoms mit dem Symbol zu bezeichnen Pl, was den Wert zweier Quantenzahlen angibt. Elektronen, die sich in Zuständen befinden, die durch die gleichen Quantenzahlen gekennzeichnet sind N Und l, heißen äquivalent. Nummer Z-äquivalente Elektronen werden durch den Exponenten im Symbol angegeben nl z. Wenn sich Elektronen in bestimmten Zuständen mit bestimmten Quantenzahlwerten befinden P Und l, dann gilt die sogenannte elektronische Konfiguration als gegeben. Beispielsweise kann der Grundzustand des Sauerstoffatoms durch die folgende symbolische Formel ausgedrückt werden: 1s 2, 2s 2, 2p 4. Es zeigt, dass sich zwei Elektronen in Zuständen mit befinden N= 1 und l= 0, zwei Elektronen haben Quantenzahlen N= 2 und l= 0 und vier Elektronen besetzen Zustände c N = 2 und l= 1.

Die Reihenfolge der Füllung elektronischer Zustände in Atomschalen und innerhalb einer Schale – in Untergruppen (Unterschalen) muss der Reihenfolge der Anordnung der Energieniveaus mit Daten entsprechen P Und l. Zuerst werden Zustände mit der geringstmöglichen Energie gefüllt, gefolgt von Zuständen mit zunehmend höherer Energie. Bei leichten Atomen entspricht diese Reihenfolge der Tatsache, dass die Schale mit der kleineren Größe zuerst gefüllt wird. P und erst dann sollte die nächste Schale mit Elektronen gefüllt werden. Innerhalb einer einzigen Shell gibt es Zustände mit l= 0, und dann Zustände mit groß l, bis zu l=P– 1. Die Wechselwirkung zwischen Elektronen führt dazu, dass für ausreichend große Hauptquantenzahlen N Staaten mit großartigen N und Klein l können eine niedrigere Energie haben, also energetisch günstiger sein als Zustände mit niedrigerer Energie P, aber mit mehr l. Aus dem Vorstehenden folgt, dass die Periodizität der chemischen Eigenschaften von Elementen durch die Wiederholbarkeit elektronischer Konfigurationen in den äußeren elektronischen Untergruppen von Atomen verwandter Elemente erklärt wird.

Was ist das? Dies ist Rutherfords Atommodell. Es ist nach dem in Neuseeland geborenen britischen Physiker Ernest Rutherford benannt, der 1911 die Entdeckung des Kerns bekannt gab. Bei seinen Experimenten zur Streuung von Alphateilchen an dünner Metallfolie stellte er fest, dass die meisten Alphateilchen direkt durch die Folie gingen, einige jedoch auch wieder abprallten. Rutherford vermutete, dass sich in der kleinen Region, von der sie abprallten, ein positiv geladener Kern befand. Diese Beobachtung veranlasste ihn, die Struktur des Atoms zu beschreiben, die mit Ergänzungen zur Quantentheorie auch heute noch akzeptiert wird. So wie sich die Erde um die Sonne dreht, konzentriert sich die elektrische Ladung eines Atoms im Kern, um den Elektronen entgegengesetzter Ladung kreisen, und das elektromagnetische Feld hält die Elektronen auf einer Umlaufbahn um den Kern. Deshalb heißt das Modell planetarisch.

Vor Rutherford gab es ein anderes Atommodell – das Thompson-Modell der Materie. Es hatte keinen Kern, es war ein positiv geladener „Cupcake“, gefüllt mit „Rosinen“ – Elektronen, die sich darin frei drehten. Übrigens war es Thompson, der die Elektronen entdeckte. Wenn man in einer modernen Schule mit dem Kennenlernen beginnt, beginnt man immer mit diesem Modell.

Rutherford- (links) und Thompson-Modelle (rechts) des Atoms

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Das Quantenmodell, das heute die Struktur des Atoms beschreibt, unterscheidet sich natürlich von dem, das Rutherford entwickelt hat. Es gibt keine Quantenmechanik in der Bewegung von Planeten um die Sonne, wohl aber Quantenmechanik in der Bewegung eines Elektrons um einen Kern. Das Konzept der Umlaufbahn bleibt jedoch weiterhin in der Theorie der Atomstruktur erhalten. Aber nachdem bekannt wurde, dass die Umlaufbahnen quantisiert sind, das heißt, es gibt keinen kontinuierlichen Übergang zwischen ihnen, wie Rutherford dachte, wurde es falsch, ein solches Modell planetarisch zu nennen. Rutherford machte den ersten Schritt in die richtige Richtung und die Entwicklung der Theorie der Atomstruktur folgte dem von ihm skizzierten Weg.

Warum ist das für die Wissenschaft interessant? Rutherfords Experiment entdeckte Kerne. Aber alles, was wir über sie wissen, haben wir erst später erfahren. Seine Theorie hat sich über viele Jahrzehnte entwickelt und liefert Antworten auf grundlegende Fragen zur Struktur der Materie.

In Rutherfords Modell wurden schnell Paradoxien entdeckt, nämlich: Wenn ein geladenes Elektron um einen Kern rotiert, dann sollte es Energie abstrahlen. Wir wissen, dass ein Körper, der sich im Kreis bewegt, mit konstante Geschwindigkeit beschleunigt immer noch, da sich der Geschwindigkeitsvektor ständig dreht. Und wenn sich ein geladenes Teilchen mit Beschleunigung bewegt, sollte es Energie abstrahlen. Das bedeutet, dass sie fast augenblicklich alles verlieren und auf den Kern fallen sollte. Daher stimmt das klassische Atommodell nicht vollständig mit sich selbst überein.

Dann tauchten physikalische Theorien auf, die versuchten, diesen Widerspruch zu überwinden. Eine wichtige Ergänzung zum Modell der Atomstruktur erfolgte durch Niels Bohr. Er entdeckte, dass es um ein Atom mehrere Quantenbahnen gibt, entlang derer sich das Elektron bewegt. Er schlug vor, dass das Elektron nicht ständig Energie ausstrahlt, sondern nur, wenn es sich von einer Umlaufbahn zur anderen bewegt.

Bohr-Atommodell

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Und nach dem Bohr-Modell des Atoms erschien die Heisenbergsche Unschärferelation, die schließlich erklärte, warum der Fall eines Elektrons auf einen Kern unmöglich ist. Heisenberg entdeckte, dass sich das Elektron in einem angeregten Atom auf entfernten Bahnen befindet und in dem Moment, in dem es ein Photon aussendet, in die Hauptbahn fällt und dabei seine Energie verliert. Das Atom geht in einen stabilen Zustand über, in dem sich das Elektron um den Kern dreht, bis es von außen nichts mehr anregt. Dies ist ein stabiler Zustand, über den das Elektron nicht hinausfällt.

Aufgrund der Tatsache, dass der Grundzustand des Atoms ein stabiler Zustand ist, existiert Materie und wir alle existieren. Ohne die Quantenmechanik hätten wir überhaupt keine stabile Materie. In diesem Sinne könnte die Hauptfrage, die sich ein Laie an die Quantenmechanik stellen könnte, lauten: Warum fällt überhaupt nicht alles? Warum laufen nicht alle Dinge in einem Punkt zusammen? Und die Quantenmechanik kann diese Frage beantworten.

Warum das wissen? In gewisser Weise wurde Rutherfords Experiment mit der Entdeckung der Quarks noch einmal wiederholt. Rutherford entdeckte, dass positive Ladungen – Protonen – in Kernen konzentriert sind. Was steckt in Protonen? Wir wissen jetzt, dass es in Protonen Quarks gibt. Wir haben dies gelernt, als wir 1967 am SLAC (National Accelerator Laboratory, USA) ein ähnliches Experiment zur tiefinelastischen Elektron-Proton-Streuung durchführten.

Dieses Experiment wurde nach dem gleichen Prinzip wie Rutherfords Experiment durchgeführt. Dann fielen Alphateilchen, und hier fielen Elektronen auf Protonen. Durch die Kollision können Protonen Protonen bleiben oder durch hohe Energie angeregt werden, und dann können bei der Streuung der Protonen andere Teilchen, beispielsweise Pi-Mesonen, entstehen. Es stellte sich heraus, dass sich dieser Querschnitt so verhält, als ob es Punktkomponenten im Inneren der Protonen gäbe. Wir wissen jetzt, dass diese Punktkomponenten Quarks sind. In gewisser Weise war es Rutherfords Erfahrung, aber auf der nächsten Ebene. Seit 1967 haben wir bereits ein Quarkmodell. Aber wir wissen nicht, was als nächstes passieren wird. Jetzt müssen Sie etwas auf die Quarks streuen und sehen, in was sie zerfallen. Aber das ist der nächste Schritt, bisher ist dies nicht möglich.

Darüber hinaus ist mit dem Namen Rutherford die wichtigste Geschichte aus der Geschichte der russischen Wissenschaft verbunden. Pjotr ​​​​Leonidowitsch Kapitsa arbeitete in seinem Labor. Anfang der 1930er Jahre erhielt er ein Ausreiseverbot und musste in der Sowjetunion bleiben. Als Rutherford davon erfuhr, schickte er Kapitsa alle Instrumente, die er in England hatte, und half so beim Aufbau des Instituts für physikalische Probleme in Moskau. Das heißt, dank Rutherford fand ein bedeutender Teil der sowjetischen Physik statt.

Schon im antiken Griechenland spekulierten Philosophen über die innere Struktur der Materie. Und die ersten Modelle der Atomstruktur erschienen zu Beginn des 20. Jahrhunderts. Die Hypothese von J. Thomson wurde von der damaligen wissenschaftlichen Gemeinschaft nicht kritisch gesehen – schließlich waren bereits zuvor verschiedene Theorien darüber aufgestellt worden, was sich im Inneren der kleinsten Materieteilchen befand.

„Rosinenpudding“ oder Thomsons Modell

Bis ins 19. Jahrhundert gingen Wissenschaftler davon aus, dass das Atom unteilbar sei. Doch nachdem Joseph Thomson 1897 das Elektron entdeckte, änderte sich alles – es wurde klar, dass die Wissenschaftler falsch lagen. Sowohl das Thomson- als auch das Rutherford-Modell des Atoms wurden zu Beginn des letzten Jahrhunderts aufgestellt. Als erstes erschien das Modell von W. Thomson, der vorschlug, dass das Atom ein Materieklumpen mit einer positiven elektrischen Ladung sei. In diesem Bündel sind die Elektronen gleichmäßig verteilt – deshalb wurde dieses Modell „Cupcake“ genannt. Schließlich, so heißt es, seien die Elektronen in der Materie wie Rosinen in einem Cupcake angeordnet. Ein weiterer inoffizieller Name für das Modell ist „Raisin Pudding“.

Verdienste von J. Thomson

Dieses Modell wurde von J. J. Thomson noch detaillierter entwickelt. Im Gegensatz zu W. Thomson ging er davon aus, dass sich die Elektronen in einem Atom streng auf einer Ebene befinden und konzentrische Ringe darstellen. Trotz der gleichen Bedeutung der Atommodelle von Thomson und Rutherford für die damalige Wissenschaft ist es erwähnenswert, dass J. Thomson unter anderem als erster eine Methode zur Bestimmung der Anzahl der Elektronen innerhalb eines Atoms vorschlug. Seine Methode basierte auf Röntgenstreuung. J. Thomson schlug vor, dass Elektronen die Teilchen seien, die im Zentrum der Strahlenstreuung stehen sollten. Darüber hinaus war es Thomson, der der Wissenschaftler war moderne Schulen Mit dem Studium seiner Entdeckungen beginnt der Kurs der Quantenmechanik.

Nachteile von Thomsons Theorie

Im Vergleich zu Thomson hatte es jedoch einen wesentlichen Nachteil. Sie konnte die diskrete Natur der Strahlung eines Atoms nicht erklären. Über die Gründe für die Stabilität des Atoms ließ sich mit seiner Hilfe nichts sagen. Es wurde schließlich widerlegt, als Rutherfords berühmte Experimente durchgeführt wurden. Thomsons Atommodell war für die damalige Wissenschaft nicht weniger wertvoll als andere Hypothesen. Es muss berücksichtigt werden, dass alle diese damals verfügbaren Modelle rein hypothetisch waren.

Merkmale von Rutherfords Experiment

In den Jahren 1906–1909 führten G. Geiger, E. Mardsen und E. Rutherford Experimente durch, bei denen Alphateilchen auf einer Oberfläche gestreut wurden. Kurz gesagt werden die Atommodelle von Thomson und Rutherford wie folgt beschrieben. In Thomsons Modell sind Elektronen ungleichmäßig im Atom verteilt, in Rutherfords Theorie rotieren sie jedoch in konzentrischen Ebenen. Das Besondere an Rutherfords Experiment war die Verwendung von Alphateilchen anstelle von Elektronen. Alphateilchen hatten im Gegensatz zu Elektronen eine viel größere Masse und erfuhren bei der Kollision mit Elektronen keine nennenswerten Ablenkungen. Daher konnten Wissenschaftler nur die Kollisionen aufzeichnen, die mit dem positiv geladenen Teil des Atoms auftraten.

Die Rolle von Rutherfords Entdeckung

Diese Erfahrung war entscheidend für die Wissenschaft. Mit seiner Hilfe konnten Wissenschaftler Antworten auf Fragen erhalten, die den Autoren verschiedener Atommodelle ein Rätsel blieben. Obwohl Thomson, Rutherford und Bohr den gleichen Hintergrund hatten, leisteten sie dennoch etwas unterschiedliche Beiträge zur Wissenschaft – und die Ergebnisse von Rutherfords Experimenten waren in diesem Fall erstaunlich. Ihre Ergebnisse waren genau das Gegenteil von dem, was Wissenschaftler erwartet hatten.

Die meisten Alphateilchen passierten die Folie auf geraden (oder fast geraden) Flugbahnen. Allerdings weichen die Flugbahnen einiger Alphateilchen in erheblichen Winkeln ab. Und dies war ein Beweis dafür, dass das Atom eine Formation mit sehr hoher Dichte enthielt und eine positive Ladung hatte. Basierend auf experimentellen Daten wurde 1911 das Rutherford-Modell der Atomstruktur aufgestellt. Thomson, dessen Theorie zuvor als vorherrschend galt, arbeitete zu dieser Zeit weiterhin im Labor der Cavendish University. Bis zu seinem Lebensende glaubte der Wissenschaftler trotz aller Erfolge der damaligen wissenschaftlichen Forschung weiterhin an die Existenz eines mechanischen Äthers.

Rutherfords Planetenmodell

Nachdem er die Ergebnisse der Experimente zusammengefasst hatte, stellte er die wichtigsten Bestimmungen seiner Theorie vor: Demnach besteht das Atom aus einem schweren und dichten Kern von sehr kleiner Größe; Um diesen Kern herum befinden sich Elektronen, die sich ständig bewegen. Auch die Bahnradien dieser Elektronen sind klein: Sie betragen 10-9 m. Dieses Modell wurde wegen seiner Ähnlichkeit mit „Planeten“ bezeichnet. Darin bewegen sich die Planeten auf elliptischen Bahnen um ein riesiges und massereiches Zentrum mit Anziehung – die Sonne .

Elektronen rotieren in einem Atom mit solch gigantischer Geschwindigkeit, dass sie so etwas wie eine Wolke um die Oberfläche des Atoms bilden. Nach Rutherfords Theorie befinden sich Atome in einem bestimmten Abstand voneinander, der es ihnen ermöglicht, nicht zusammenzukleben. Schließlich befindet sich um jeden von ihnen eine negativ geladene Elektronenhülle.

Atommodelle von Thomson und Rutherford: Hauptunterschiede

Was sind die Hauptunterschiede zwischen den beiden wichtigsten Theorien der Atomstruktur? Rutherford ging davon aus, dass sich im Zentrum des Atoms ein Kern mit einer positiven elektrischen Ladung befindet, dessen Volumen im Vergleich zur Größe des Atoms vernachlässigbar ist. Thomson ging davon aus, dass das gesamte Atom ein Gebilde mit hoher Dichte sei. Der zweite große Unterschied war das Verständnis der Position der Elektronen in einem Atom. Sie kreisen nach Rutherford um den Kern und ihre Anzahl entspricht etwa der Hälfte der Atommasse des chemischen Elements. In Thomsons Theorie sind die Elektronen im Inneren eines Atoms ungleichmäßig verteilt.

Nachteile von Rutherfords Theorie

Doch trotz aller Vorteile enthielt Rutherfords Theorie damals einen wichtigen Widerspruch. Nach den Gesetzen der klassischen Elektrodynamik musste ein um einen Kern rotierendes Elektron ständig Anteile elektrischer Energie abgeben. Aus diesem Grund sollte der Radius der Umlaufbahn, entlang der sich das Elektron bewegt, kontinuierlich elektromagnetische Strahlung aussenden. Nach diesen Vorstellungen sollte die Lebensdauer eines Atoms vernachlässigbar sein.

Wenn es um die Entdeckung der inneren Struktur des Atoms geht, werden am häufigsten die Namen Thomson und Rutherford erwähnt. Die Experimente von Rutherford, dessen Atommodell mittlerweile jedem Studenten der Physik- und Mathematikfakultäten der Universitäten bekannt ist, sind heute Teil der Wissenschaftsgeschichte. Als Rutherford seine Entdeckung machte, rief er aus: „Jetzt weiß ich, wie ein Atom aussieht!“ In Wirklichkeit lag er jedoch falsch, denn das wahre Bild wurde den Wissenschaftlern erst viel später bekannt. Obwohl Rutherfords Modell im Laufe der Zeit erheblichen Anpassungen unterzogen wurde, ist seine Bedeutung unverändert geblieben.

Bohr-Modell

Zusätzlich zu den Atommodellen von Thomson und Rutherford gab es jedoch eine andere Theorie, die die innere Struktur dieser kleinsten Materieteilchen erklärte. Es gehört Niels Bohr, einem dänischen Physiker, der seine Erklärung 1913 vorschlug. Nach seinem Modell gehorcht das Elektron in einem Atom nicht den üblichen physikalischen Gesetzen. Bohr war der Wissenschaftler, der das Konzept der Beziehung zwischen dem Radius der Elektronenbahn und seiner Geschwindigkeit in die Wissenschaft einführte.

Bei der Erstellung seiner Theorie nahm Bohr das Modell von Rutherford als Grundlage, unterzog es jedoch erheblichen Modifikationen. Die Atommodelle von Bohr, Rutherford und Thomson mögen heute etwas einfach erscheinen, aber sie bildeten die Grundlage moderner Vorstellungen über die innere Struktur des Atoms. Heute ist das Quantenmodell des Atoms allgemein anerkannt. Obwohl die Quantenmechanik die Bewegung der Planeten des Sonnensystems nicht beschreiben kann, bleibt das Konzept der Umlaufbahn in Theorien bestehen, die die innere Struktur des Atoms beschreiben.

Der erste Versuch, ein Atommodell zu erstellen, wurde von J. Thompson unternommen. Er glaubte, dass ein Atom ein elektrisch neutrales System in Form einer Kugel mit einem Radius von 10 - 10 m sei (Abbildung 6). 1 . 1 . zeigt, wie die positive Ladung eines Atoms gleichmäßig verteilt ist und sich darin negative Elektronen befinden. Um eine Erklärung für die Linienspektren von Atomen zu erhalten, versuchte Thompson vergeblich, die Anordnung der Elektronen in einem Atom zu bestimmen, um daraus die Frequenz ihrer Schwingungen in der Gleichgewichtslage zu berechnen. Nach einer Weile bewies E. Rutherford, dass das von Thomson angegebene Modell falsch war.

Abbildung 6. 1 . 1 . J. Thompson-Modell.

Die innere Struktur von Atomen wurde bereits 1909–1911 von E. Rusarford, E. Marsden und H. Geiger untersucht. Dabei wurde das Atom mit α-Teilchen untersucht, die beim radioaktiven Zerfall von Radium und anderen Elementen entstehen. Ihre Masse beträgt das 7300-fache der Masse eines Elektrons und ihre positive Ladung entspricht dem Doppelten der Elementarladung.

In Rutherfords Experimenten wurden Alphateilchen mit einer kinetischen Energie von 5 MeV verwendet.

Definition 1

Alphateilchen sind ionisierte Heliumatome.

Als das Phänomen der Radioaktivität untersucht wurde, „bombardierte“ Rutherford bereits die Atome von Schwermetallen mit diesen Partikeln. Die in sie eintretenden Elektronen können die Flugbahnen von α-Teilchen nicht ersetzen, da sie ein geringes Gewicht haben. Streuung kann durch den schweren, positiv geladenen Teil des Atoms verursacht werden. In Abbildung 6. 1 . 2 beschreibt Rutherfords Erfahrung im Detail.

Abbildung 6. 1 . 2. Schema von Rutherfords Experiment zur Streuung von α-Teilchen. K – Bleibehälter mit einer radioaktiven Substanz, E – mit Zinksulfid beschichteter Schirm, F – Goldfolie, M – Mikroskop.

Die in einem Bleibehälter eingeschlossene radioaktive Quelle wird so positioniert, dass
α -Partikel werden von dort auf eine dünne Metallfolie geleitet. Verstreute Partikel fallen auf ein Sieb mit einer Schicht aus Zinksulfidkristallen, die durch ihren Aufprall leuchten. Szintillationen (Flares) können mit einem Mikroskop beobachtet werden. Der Winkel φ zur Anfangsrichtung des Strahls unterliegt für dieses Experiment keinen Einschränkungen.

Nach dem Testen wurde festgestellt, dass α -Teilchen, die eine dünne Metallschicht durchquerten, erfuhren keine Ablenkung. Ihre Abweichungen wurden auch bei Winkeln über 30 Grad und nahe 180 Grad beobachtet.

Rutherfords Ergebnis widersprach Thompsons Modell, da die positive Ladung nicht über das gesamte Atomvolumen verteilt war. Nach Thompsons Modell ist die Ladung nicht in der Lage, ein starkes elektrisches Feld zu erzeugen, das sich anschließend abstößt α -Teilchen. Ein solches Feld einer gleichmäßig geladenen Kugel ist an seiner Oberfläche maximal und nimmt zum Zentrum hin auf Null ab.

Definition 2

Wenn der Radius einer Kugel mit positiver Atomladung abnimmt, wirkt die maximale Abstoßungskraft α -Teilchen würden nach dem Coulombschen Gesetz n um das Zweifache erhöhen.

Wenn die Abmessungen α - Sind die Partikel groß genug, kann die Dispersion einen Winkel von 180 Grad erreichen.

Definition 3

Rutherford kam zu dem Schluss, dass die Leere des Atoms mit dem Vorhandensein einer positiven Ladung in einem kleinen Volumen verbunden ist. Dieser Teil wurde benannt Atomkern.

Abbildung 6. 1 . 3. Streuung eines α-Teilchens an einem Thomson-Atom (a) und an einem Rutherford-Atom (b).

Rutherford fand heraus, dass das Zentrum des Atoms einen positiv geladenen Kern mit einem Durchmesser von 10 – 14 – 10 – 15 m hat. Er nimmt 10 – 12 des Gesamtvolumens des Atoms ein, enthält aber die gesamte positive Ladung und etwa 99,95 % davon seine Masse. Die im Atom enthaltene Substanz nahm eine Dichte von p ≈ 10 15 g/s m 3 an und die Ladung des Kerns war gleich der Gesamtladung der Elektronen. Es wurde festgestellt, dass, wenn man die Ladung eines Elektrons mit 1 annimmt, die Ladung des Kerns gleich der Zahl aus dem Periodensystem ist.

Rutherfords Experimente führten zu radikalen Schlussfolgerungen und Zweifeln unter Wissenschaftlern. Unter Verwendung der klassischen Idee der Bewegung von Mikropartikeln schlägt er ein Planetenmodell des Atoms vor. Seine Bedeutung war, dass das Zentrum des Atoms aus einem positiv geladenen Kern besteht, der den Hauptteil der Masse des Elementarteilchens ausmacht. Das Atom gilt als neutral. In Gegenwart von Coulomb-Kräften rotieren Elektronen in Orbitalen um den Kern, wie in Abbildung 6 dargestellt. 1 . 4 . Elektronen sind immer in Bewegung.

Abbildung 6. 1 . 4 . Rutherfords Planetenmodell des Atoms. Dargestellt sind die Kreisbahnen von vier Elektronen.

Das von Rutherford vorgeschlagene Planetenmodell war ein Anstoß für die Entwicklung von Erkenntnissen über die Struktur des Atoms. Dank ihr wurden Dispersionsexperimente durchgeführt α -Teilchen konnten erklären. Die Frage seiner Stabilität bleibt jedoch offen. Basierend auf dem Gesetz der klassischen Elektrodynamik sendet eine beschleunigte Ladung elektromagnetische Wellen aus, die Energie absorbieren und verteilen. In einer Zeit von 10 - 8 s verbrauchen alle Elektronen ihre gesamte Energie, wodurch sie auf den Kern fallen. Da dies nicht geschieht, gibt es eine Erklärung: Interne Prozesse laufen nicht nach klassischen Gesetzen ab.

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