Química para el grado 11 (O.S. Gabrielyan, 2007),
tarea №9
al capítulo " § 1. Información básica sobre la estructura del átomo».
El descubrimiento de la estructura compleja del átomo es la etapa más importante en la formación de la física moderna. En el proceso de creación de una teoría cuantitativa de la estructura del átomo, que permitió explicar los sistemas atómicos, se formaron nuevas ideas sobre las propiedades de las micropartículas, que son descritas por la mecánica cuántica.
El concepto de átomos como partículas diminutas indivisibles de sustancias, como se señaló anteriormente, surgió en la antigüedad (Demócrito, Epicuro, Lucrecio). En la Edad Media, la teoría de los átomos, al ser materialista, no recibió reconocimiento. A principios del siglo XVIII. la teoría atomística está ganando popularidad. En este momento, los trabajos del químico francés A. Lavoisier (1743-1794), el gran científico ruso M.V. Lomonosov y el químico y físico inglés D. Dalton (1766-1844) demostraron la realidad de la existencia de los átomos. Sin embargo, en este momento, la cuestión de la estructura interna de los átomos ni siquiera surgió, ya que los átomos se consideraban indivisibles.
El destacado químico ruso D.I. Mendeleev, quien desarrolló en 1869 la tabla periódica de elementos, en la que la cuestión de la naturaleza única de los átomos se planteó por primera vez sobre una base científica. En la segunda mitad del siglo XIX. Se demostró experimentalmente que el electrón es una de las partes principales de cualquier sustancia. Estas conclusiones, así como numerosos datos experimentales han llevado a que a principios del siglo XX. la cuestión de la estructura del átomo se planteó seriamente.
La existencia de una relación regular entre todos los elementos químicos, claramente expresada en el sistema periódico de Mendeleev, sugiere que la estructura de todos los átomos se basa en una propiedad común: todos están estrechamente relacionados entre sí.
Sin embargo, hasta finales del siglo XIX. La química estaba dominada por la convicción metafísica de que el átomo es la partícula más pequeña de materia simple, el último límite de la divisibilidad de la materia. Durante todas las transformaciones químicas, solo las moléculas se destruyen y recrean, mientras que los átomos permanecen sin cambios y no se pueden dividir en partes más pequeñas. Varias suposiciones sobre la estructura del átomo durante mucho tiempo no han sido confirmadas por ningún experimento experimental.
datos. Solo a finales del siglo XIX. Se hicieron descubrimientos que mostraron la complejidad de la estructura del átomo y la posibilidad de transformación bajo ciertas condiciones de unos átomos en otros. Sobre la base de estos descubrimientos, la teoría de la estructura del átomo comenzó a desarrollarse rápidamente.
La primera confirmación indirecta de la compleja estructura de los átomos se obtuvo en el estudio de los rayos catódicos que surgen de una descarga eléctrica en gases altamente enrarecidos. El estudio de las propiedades de estos rayos llevó a la conclusión de que son una corriente de partículas diminutas que llevan una carga eléctrica negativa y vuelan a una velocidad cercana a la de la luz. Utilizando técnicas especiales, fue posible determinar la masa de las partículas del cátodo y la magnitud de su carga, para descubrir que no dependen de la naturaleza del gas que queda en el tubo, ni de la sustancia de la que son los electrodos. hecho, o en otras condiciones experimentales. Además, las partículas de cátodo se conocen solo en un estado cargado y no pueden privarse de sus cargas y convertirse en partículas eléctricamente neutras: la carga eléctrica es la esencia de su naturaleza. Estas partículas, llamadas electrones, fueron descubiertas en 1897 por el físico inglés J. Thomson.
El estudio de la estructura del átomo prácticamente se inició en 1897-1898, luego de que finalmente se estableciera la naturaleza de los rayos catódicos como una corriente de electrones y se determinó la magnitud de la carga y la masa del electrón. Thomson propuso el primer modelo del átomo, presentando al átomo como un bulto de materia con carga eléctrica positiva, en el que se intercalan tantos electrones, lo que lo convierte en una entidad eléctricamente neutra. En este modelo, se asumió que bajo la influencia de influencias externas, los electrones podrían oscilar, es decir, moverse a un ritmo acelerado. Parecería que esto permitió responder preguntas sobre la emisión de luz por átomos de materia y rayos gamma por átomos de sustancias radiactivas.
El modelo de Thomson del átomo no asumió partículas cargadas positivamente dentro del átomo. Pero, entonces, ¿cómo explicar la emisión de partículas alfa cargadas positivamente por sustancias radiactivas? El modelo del átomo de Thomson tampoco respondió a otras preguntas.
En 1911, el físico inglés E. Rutherford, mientras estudiaba el movimiento de las partículas alfa en gases y otras sustancias, descubrió la parte cargada positivamente del átomo. Otros estudios más exhaustivos mostraron que cuando un haz de rayos paralelos pasa a través de capas de gas o una placa de metal delgada, ya no son rayos paralelos los que salen, sino algo divergentes: se produce la dispersión de partículas alfa, es decir, su desviación del original. sendero. Los ángulos de deflexión son pequeños, pero siempre hay una pequeña cantidad de partículas (aproximadamente una entre varios miles) que se desvían con mucha fuerza. Algunas partículas son arrojadas hacia atrás, como si se encontrara con un obstáculo impenetrable en el camino. No son electrones, su masa es mucho menor que la masa de las partículas alfa. La deflexión puede ocurrir al chocar con partículas positivas, cuya masa es del mismo orden de magnitud que la masa de las partículas alfa. Basándose en estas consideraciones, Rutherford propuso el siguiente esquema para la estructura del átomo.
En el centro del átomo hay un núcleo cargado positivamente, alrededor del cual giran los electrones en diferentes órbitas. La fuerza centrífuga que surge de su rotación está equilibrada por la atracción entre el núcleo y los electrones, por lo que permanecen a ciertas distancias del núcleo. Dado que la masa de un electrón es despreciable, casi toda la masa de un átomo se concentra en su núcleo. El núcleo y los electrones, cuyo número es relativamente pequeño, representan solo una parte insignificante de todo el espacio ocupado por el sistema atómico. El esquema de la estructura atómica propuesto por Rutherford, o, como se suele decir, el modelo planetario del átomo, explica fácilmente los fenómenos de deflexión de las partículas alfa. De hecho, las dimensiones del núcleo y los electrones son extremadamente pequeñas en comparación con las dimensiones del átomo completo, que están determinadas por las órbitas de los electrones más alejados del núcleo, por lo que la mayoría de las partículas alfa pasan a través de los átomos sin una desviación notable. Solo en los casos en que la partícula alfa se acerca mucho al núcleo, la repulsión eléctrica provoca su fuerte desviación del camino original. Así, el estudio de la dispersión de partículas alfa sentó las bases de la teoría nuclear del átomo.
El descubrimiento de la estructura compleja del átomo es la etapa más importante en la formación de la física moderna. En el proceso de creación de una teoría cuantitativa de la estructura del átomo, que permitió explicar los sistemas atómicos, se formaron nuevas ideas sobre las propiedades de las micropartículas, que son descritas por la mecánica cuántica.
El concepto de átomos como partículas diminutas indivisibles de sustancias, como se señaló anteriormente, surgió en la antigüedad (Demócrito, Epicuro, Lucrecio). En la Edad Media, la teoría de los átomos, al ser materialista, no recibió reconocimiento. A principios del siglo XVIII. la teoría atomística está ganando popularidad. En ese momento, los trabajos del químico francés A. Lavoisier (1743-1794), el gran científico ruso M.V. Lomonosov y el químico y físico inglés D. Dalton (1766-1844) demostraron la realidad de la existencia de los átomos. Sin embargo, en este momento, la cuestión de la estructura interna de los átomos ni siquiera surgió, ya que los átomos se consideraban indivisibles.
El destacado químico ruso D.I. Mendeleev, quien desarrolló en 1869 la tabla periódica de elementos, en la que la cuestión de la naturaleza única de los átomos se planteó por primera vez sobre una base científica. En la segunda mitad del siglo XIX. Se demostró experimentalmente que el electrón es una de las partes principales de cualquier sustancia. Estas conclusiones, así como numerosos datos experimentales han llevado a que a principios del siglo XX. la cuestión de la estructura del átomo se planteó seriamente.
La existencia de una relación regular entre todos los elementos químicos, claramente expresada en el sistema periódico de Mendeleev, sugiere que la estructura de todos los átomos se basa en una propiedad común: todos están estrechamente relacionados entre sí.
Sin embargo, hasta finales del siglo XIX. La química estaba dominada por la convicción metafísica de que el átomo es la partícula más pequeña de materia simple, el último límite de la divisibilidad de la materia. Durante todas las transformaciones químicas, solo las moléculas se destruyen y recrean, mientras que los átomos permanecen sin cambios y no se pueden dividir en partes más pequeñas.
Varias suposiciones sobre la estructura del átomo no han sido confirmadas por ningún dato experimental durante mucho tiempo. Solo a finales del siglo XIX. Se hicieron descubrimientos que mostraron la complejidad de la estructura del átomo y la posibilidad de transformación bajo ciertas condiciones de unos átomos en otros. Sobre la base de estos descubrimientos, la teoría de la estructura del átomo comenzó a desarrollarse rápidamente.
La primera confirmación indirecta de la compleja estructura de los átomos se obtuvo en el estudio de los rayos catódicos que surgen de una descarga eléctrica en gases altamente enrarecidos. El estudio de las propiedades de estos rayos llevó a la conclusión de que son una corriente de partículas diminutas que llevan una carga eléctrica negativa y vuelan a una velocidad cercana a la de la luz. Utilizando técnicas especiales, fue posible determinar la masa de las partículas del cátodo y la magnitud de su carga, para descubrir que no dependen de la naturaleza del gas que queda en el tubo, ni de la sustancia de la que son los electrodos. hecho, o en otras condiciones experimentales. Además, las partículas de cátodo se conocen solo en un estado cargado y no pueden privarse de sus cargas y convertirse en partículas eléctricamente neutras: la carga eléctrica es la esencia de su naturaleza. Estas partículas, llamadas electrones, fueron descubiertos en 1897 por el físico inglés J. Thomson.
El estudio de la estructura del átomo comenzó prácticamente en 1897-1898, después de que finalmente se estableciera la naturaleza de los rayos catódicos como una corriente de electrones y se determinó la magnitud de la carga y la masa del electrón. Thomson sugirió el primer modelo del átomo, presentando un átomo como un coágulo de materia con carga eléctrica positiva, en el que se intercalan tantos electrones, lo que lo convierte en una formación eléctricamente neutra. En este modelo, se asumió que bajo la influencia de influencias externas, los electrones podrían oscilar, es decir, moverse a un ritmo acelerado. Parecería que esto permitió responder preguntas sobre la emisión de luz por átomos de materia y rayos gamma por átomos de sustancias radiactivas.
El modelo de Thomson del átomo no asumió partículas cargadas positivamente dentro del átomo. Pero, entonces, ¿cómo explicar la emisión de partículas alfa cargadas positivamente por sustancias radiactivas? El modelo del átomo de Thomson tampoco respondió a otras preguntas.
En 1911, el físico inglés E. Rutherford, mientras estudiaba el movimiento de las partículas alfa en gases y otras sustancias, descubrió la parte cargada positivamente del átomo. Otros estudios más exhaustivos mostraron que cuando un haz de rayos paralelos pasa a través de capas de gas o una placa de metal delgada, ya no son rayos paralelos los que salen, sino algo divergentes: se produce la dispersión de partículas alfa, es decir, su desviación del original. sendero. Los ángulos de deflexión son pequeños, pero siempre hay una pequeña cantidad de partículas (aproximadamente una entre varios miles) que se desvían con mucha fuerza. Algunas partículas son arrojadas hacia atrás, como si se encontrara con un obstáculo impenetrable en el camino. No son electrones, su masa es mucho menor que la masa de las partículas alfa. La deflexión puede ocurrir al chocar con partículas positivas, cuya masa es del mismo orden de magnitud que la masa de las partículas alfa. Basándose en estas consideraciones, Rutherford propuso el siguiente esquema para la estructura del átomo.
En el centro del átomo hay un núcleo cargado positivamente, alrededor del cual giran los electrones en diferentes órbitas. La fuerza centrífuga que surge de su rotación está equilibrada por la atracción entre el núcleo y los electrones, por lo que permanecen a ciertas distancias del núcleo. Dado que la masa de un electrón es despreciable, casi toda la masa de un átomo se concentra en su núcleo. El núcleo y los electrones, cuyo número es relativamente pequeño, representan solo una parte insignificante de todo el espacio ocupado por el sistema atómico.
El esquema de la estructura atómica propuesto por Rutherford, o, como suele decirse, planetario modelo de átomo, explica fácilmente los fenómenos de deflexión de partículas alfa. De hecho, las dimensiones del núcleo y los electrones son extremadamente pequeñas en comparación con las dimensiones del átomo completo, que están determinadas por las órbitas de los electrones más alejados del núcleo, por lo que la mayoría de las partículas alfa pasan a través de los átomos sin una desviación notable. Solo en los casos en que la partícula alfa se acerca mucho al núcleo, la repulsión eléctrica provoca su fuerte desviación del camino original. Así, el estudio de la dispersión de partículas alfa sentó las bases de la teoría nuclear del átomo.
Postulados de Bohr
El modelo planetario del átomo permitió explicar los resultados de los experimentos sobre la dispersión de partículas alfa de materia, sin embargo, surgieron dificultades fundamentales para corroborar la estabilidad de los átomos.
El primer intento de construir una teoría cuántica del átomo cualitativamente nueva fue realizado en 1913 por Niels Bohr. Se fijó el objetivo de conectar las leyes empíricas de los espectros lineales, el modelo nuclear de Rutherford del átomo y la naturaleza cuántica de la emisión y absorción de luz en un solo todo. Bohr basó su teoría en el modelo nuclear de Rutherford. Sugirió que los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares. El movimiento circunferencial, incluso a velocidad constante, tiene aceleración. Tal movimiento acelerado de la carga es equivalente a una corriente alterna, que crea un campo electromagnético alterno en el espacio. Se necesita energía para crear este campo. La energía del campo se puede crear debido a la energía de la interacción de Coulomb del electrón con el núcleo. Como resultado, el electrón debe moverse en espiral y caer sobre el núcleo. Sin embargo, la experiencia muestra que los átomos son formaciones muy estables. De ahí se sigue que los resultados de la electrodinámica clásica basados en las ecuaciones de Maxwell son inaplicables a los procesos intraatómicos. Es necesario encontrar nuevos patrones. Bohr basó su teoría del átomo en los siguientes postulados.
El primer postulado de Bohr
(postulado de estados estacionarios): en un átomo hay estados estacionarios (que no cambian con el tiempo) en los que no irradia energía. Los estados estacionarios de un átomo corresponden a órbitas estacionarias a lo largo de las cuales se mueven los electrones. El movimiento de electrones en órbitas estacionarias no va acompañado de la emisión de ondas electromagnéticas.
Este postulado está en conflicto con la teoría clásica. En un estado estacionario de un átomo, un electrón que se mueve en una órbita circular debe tener valores cuánticos discretos del momento angular.
Segundo postulado de Bohr
(regla de frecuencia): cuando un electrón pasa de una órbita estacionaria a otra, se emite (absorbe) un fotón con energía
igual diferencia en las energías de los estados estacionarios correspondientes (En y Em son, respectivamente, las energías de los estados estacionarios del átomo antes y después de la radiación / absorción).
La transición de un electrón de una órbita estacionaria numerada m a una órbita estacionaria numerada norte corresponde a la transición de un átomo de un estado con energía Em en un estado con energía En (Fig. 4.1). 
Arroz. 4.1. A una explicación de los postulados de Bohr
En En> Em, se emite un fotón (la transición de un átomo de un estado con una energía más alta a un estado con una energía más baja, es decir, la transición de un electrón desde una órbita más alejada del núcleo a una más cercana), en 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
transiciones cuánticas y determina el espectro de líneas del átomo.
La teoría de Bohr explicó brillantemente el espectro lineal del hidrógeno observado experimentalmente.
Los aciertos de la teoría del átomo de hidrógeno se obtuvieron a costa de abandonar las disposiciones fundamentales de la mecánica clásica, que desde hace más de 200 años sin duda tiene vigencia. Por tanto, la prueba experimental directa de la validez de los postulados de Bohr, especialmente el primero, sobre la existencia de estados estacionarios, fue de gran importancia. El segundo postulado puede verse como una consecuencia de la ley de conservación de energía y la hipótesis de la existencia de fotones.
Los físicos alemanes D. Frank y G. Hertz, al estudiar la colisión de electrones con átomos de gas por el método del potencial retardador (1913), confirmaron experimentalmente la existencia de estados estacionarios y la discreción de las energías atómicas.
A pesar del indudable éxito del concepto de Bohr en relación con el átomo de hidrógeno, para el que resultó posible construir una teoría cuantitativa del espectro, no fue posible crear una teoría similar para el siguiente átomo de hidrógeno, helio, sobre la base de Las ideas de Bohr. La teoría de Bohr permitió sacar solo conclusiones cualitativas (aunque muy importantes) sobre el átomo de helio y los átomos más complejos. El concepto de ciertas órbitas a lo largo de las cuales se mueve un electrón en un átomo de Bohr resultó ser bastante arbitrario. De hecho, el movimiento de los electrones en un átomo tiene poco que ver con el movimiento de los planetas en órbitas.
Actualmente, utilizando la mecánica cuántica, puede responder muchas preguntas sobre la estructura y propiedades de los átomos de cualquier elemento.
Información similar.
El famoso científico estadounidense, dos veces ganador del Premio Nobel Linus Pauling, en su libro "Química general" (Moscú: Mir, 1974) escribe que "la mayor ayuda para cualquier estudiante de química, en primer lugar, será proporcionada con un buen conocimiento de la estructura del átomo ". El descubrimiento de las partículas que componen un átomo y el estudio de la estructura de los átomos (y luego de las moléculas) es una de las páginas más interesantes de la historia de la ciencia. El conocimiento de la estructura electrónica y nuclear de los átomos permitió realizar una sistematización de factores químicos de gran utilidad, que facilitó la comprensión y el estudio de la química.
Los primeros indicios de la compleja estructura del átomo se obtuvieron en el estudio de los procesos de paso de la corriente eléctrica a través de líquidos y gases. Los experimentos del destacado científico inglés M. Faraday en los años treinta del siglo XIX. sugirió que la electricidad existe en forma de cargas unitarias separadas.
Las magnitudes de estas cargas unitarias de electricidad se determinaron en experimentos posteriores sobre el paso de una corriente eléctrica a través de gases (experimentos con los llamados rayos catódicos). Se descubrió que los rayos catódicos son una corriente de partículas cargadas negativamente, que se denominan electrones.
La prueba directa de la complejidad de la estructura del átomo fue el descubrimiento de la desintegración espontánea de los átomos de algunos elementos, denominada radiactividad. En 1896, el físico francés A. Becquerel descubrió que los materiales que contienen uranio iluminan una placa fotográfica en la oscuridad, ionizan gases y hacen brillar sustancias fluorescentes. Más tarde quedó claro que no solo el uranio posee esta capacidad.
Los esfuerzos titánicos asociados con el procesamiento de enormes masas de mineral de resina de uranio permitieron a P. Curie y M. Sklodowska-Curie descubrir dos nuevos elementos radiactivos: polonio y radio. El establecimiento posterior de la naturaleza de los rayos i formados durante la desintegración radiactiva (E. Rutherford, 1899-1903), el descubrimiento de núcleos atómicos con un diámetro de nm, que ocupan una fracción insignificante del volumen de un átomo (E. Rutherford, 1909-1911), determinación del electrón de carga (R. Millikan, 1909-1914) y la prueba de la discreción de su energía en el átomo (J. Frank, G. Hertz, 1912), el descubrimiento del hecho de que el La carga del núcleo es igual al número del elemento (G. Moseley, 1913.) y, finalmente, el descubrimiento del protón (E. Rutherford, 1920) y el neutrón (J. Chadwick, 1932) hizo posible proponer el siguiente modelo de la estructura del átomo:
1. En el centro del átomo hay un núcleo cargado positivamente, que ocupa una parte insignificante del espacio dentro del átomo.
2. Toda la carga positiva y casi toda la masa de un átomo se concentran en su núcleo (la masa de un electrón es igual a 1/1823 amu).
3. Los núcleos de átomos consisten en protones y neutrones (nombre común - nucleones). El número de protones en el núcleo es igual al número ordinal del elemento, y la suma de los números de protones y neutrones corresponde a su número de masa.
4. Los electrones giran alrededor del núcleo. Su número es igual a la carga positiva del núcleo (ver Tabla 2.1).
Cuadro 2.1. Propiedades de las partículas elementales que forman un átomo
Varios tipos de átomos tienen un nombre común: nucleidos. Es suficiente caracterizar los nucleidos con dos números cualesquiera de tres parámetros fundamentales: A es el número de masa, Z es la carga nuclear igual al número de protones y N es el número de neutrones en el núcleo.
Estos parámetros están interconectados por las proporciones:
Los nucleidos con el mismo Z pero diferentes A y N se denominan isótopos.
Este modelo de la estructura del átomo se llama modelo planetario de Rutherford. Resultó ser muy descriptivo y útil para explicar muchos datos experimentales. Pero este modelo reveló inmediatamente sus defectos. En particular, un electrón que se mueve alrededor del núcleo con aceleración (una fuerza centrípeta actúa sobre él) debería, según la teoría electromagnética, emitir energía de forma continua. Esto conduciría a un desequilibrio entre el electrón y el núcleo. El electrón, perdiendo gradualmente su energía, tendría que moverse alrededor del núcleo en espiral y al final caer inevitablemente sobre él. No hubo evidencia de que los átomos estén desapareciendo continuamente (todos los fenómenos observados indican todo lo contrario), por lo que se deduce que el modelo de Rutherford era algo erróneo.
En 1913, el físico danés N. Bohr propuso su teoría de la estructura del átomo. Al mismo tiempo, Bohr no descartó por completo las viejas ideas sobre la estructura del átomo: al igual que Rutherford, creía que los electrones se mueven alrededor del núcleo como planetas que se mueven alrededor del Sol, sin embargo, la nueva teoría se basaba en dos suposiciones inusuales ( postulados):
1. Un electrón puede girar alrededor de un núcleo no en órbitas circulares arbitrarias, sino solo en órbitas circulares estrictamente definidas (estacionarias). El radio orbital r y la velocidad del electrón v están relacionados por la relación cuántica de Bohr:
donde m es la masa del electrón, n es el número de órbita, es la constante de Planck (J s).
2. Al moverse a lo largo de estas órbitas, el electrón no emite ni absorbe energía.
Por tanto, Bohr sugirió que el electrón en el átomo no obedece a las leyes de la física clásica. Según Bohr, la radiación o absorción de energía está determinada por la transición de un estado, por ejemplo, con energía a otro, con energía, que corresponde a la transición de un electrón de una órbita estacionaria a otra. Con tal transición, se emite o absorbe energía, cuyo valor está determinado por la relación
donde v es la frecuencia de radiación.
Bohr, utilizando la ecuación (2.3), calculó las frecuencias de las líneas del espectro del átomo de hidrógeno, que concuerdan muy bien con los valores experimentales. Se obtuvo la misma concordancia entre teoría y experimento para muchos otros átomos de elementos, pero también se encontró que para átomos complejos, la teoría de Bohr no dio resultados satisfactorios. Después de Bohr, muchos científicos intentaron mejorar su teoría, pero todas las mejoras se propusieron basándose en las mismas leyes de la física clásica.
En los años siguientes, algunas de las disposiciones de la teoría de Bohr fueron repensadas, modificadas y complementadas. La innovación más significativa fue el concepto de nube de electrones, que reemplazó el concepto de electrón solo como partícula. La teoría de Bohr fue reemplazada por la teoría cuántica de la estructura del átomo, que tiene en cuenta las propiedades de onda del electrón.
La teoría moderna de la estructura atómica se basa en las siguientes disposiciones básicas:
1. El electrón tiene una naturaleza dual (onda-partícula). Puede comportarse como partícula y como onda: como una partícula, un electrón tiene cierta masa y carga; Al mismo tiempo, una corriente de electrones en movimiento exhibe propiedades de onda, por ejemplo, se caracteriza por la capacidad de difracción.
La longitud de onda del electrón X y su velocidad v están relacionadas por la relación de De Broglie:
donde está la masa del electrón.
2. Es imposible que un electrón mida simultáneamente con precisión la coordenada y la velocidad. Cuanto más exactamente midamos la velocidad, mayor será la incertidumbre en la coordenada y viceversa. La expresión matemática del principio de incertidumbre es la relación
donde es la incertidumbre de la posición de la coordenada, o es el error al medir la velocidad.
3. Un electrón en un átomo no se mueve a lo largo de trayectorias definidas, pero puede estar en cualquier parte del espacio casi nuclear, pero la probabilidad de que esté en diferentes partes de este espacio no es la misma. El espacio alrededor del núcleo, en el que la probabilidad de encontrar un electrón es lo suficientemente alta, se llama orbital.
Estas disposiciones constituyen la esencia de una nueva teoría que describe el movimiento de las micropartículas: la mecánica cuántica. Las mayores contribuciones al desarrollo de esta teoría las hicieron el francés L. de Broglie, el alemán W. Heisenberg, el austriaco E. Schrödinger y el inglés P. Dirac.
La mecánica cuántica tiene un aparato matemático muy complejo, por lo que ahora solo nos importan aquellas consecuencias de la teoría de la mecánica cuántica, que nos ayudarán a comprender los problemas de la estructura del átomo y la molécula, la valencia de los elementos, etc. Desde este punto de vista, la consecuencia más importante de la mecánica cuántica es que todo el conjunto de movimientos complejos de un electrón en un átomo se describe mediante cinco números cuánticos: n principal, lado I, espín magnético sy proyección de espín. ¿números?
El número cuántico principal n determina la energía total de un electrón en un orbital dado. Puede tomar cualquier valor entero, empezando por uno). Bajo el número cuántico principal, igual significa que al electrón se le ha impartido energía suficiente para su completa separación del núcleo (ionización del átomo).
Además, resulta que dentro de ciertos niveles de energía, los electrones pueden diferir en sus subniveles de energía. La existencia de diferencias en el estado energético de los electrones que pertenecen a diferentes subniveles de un nivel de energía dado se refleja en un número cuántico lateral (a veces llamado orbital). Este número cuántico puede tomar valores enteros de 0 a. Por lo general, los valores numéricos de l generalmente se indican con los siguientes caracteres alfabéticos:
En este caso, se habla de los estados de los electrones o de los orbitales.
Orbital es un conjunto de posiciones de un electrón en un átomo, es decir. la región del espacio en la que es más probable que se encuentre el electrón.
El número cuántico lateral (orbital) l caracteriza el diferente estado de energía de los electrones en un nivel dado, determina la forma de la nube de electrones, así como el momento angular orbital p - el momento angular del electrón cuando gira alrededor del núcleo ( de ahí el segundo nombre de este número cuántico - orbital)
Por lo tanto, un electrón, que posee las propiedades de una partícula y una onda, lo más probable es que se mueva alrededor del núcleo, formando una nube de electrones, cuya forma es diferente en los estados S, p, d, g.
Recalcamos una vez más que la forma de la nube de electrones depende del valor del número cuántico de lado l.
Entonces, si (-orbital), entonces la nube de electrones tiene una forma esférica (simetría esférica) y no tiene direccionalidad en el espacio (Fig. 2.1).
Para explicar completamente todas las propiedades del átomo, en 1925, se planteó la hipótesis de que el electrón tiene un llamado espín (al principio, en la aproximación más simple, para mayor claridad, se creía que este fenómeno es análogo a la rotación de la Tierra alrededor de su eje mientras se mueve en su órbita alrededor del Sol). El giro es una propiedad puramente cuántica de un electrón que no tiene análogos clásicos. Estrictamente hablando, el espín es el momento angular adecuado de un electrón, que no está asociado con el movimiento en el espacio. Para todos los electrones, el valor absoluto del espín es siempre igual La proyección del espín sobre el eje r (número de espín magnético) solo puede tener dos valores: o.
Dado que el espín del electrón s es un valor constante, generalmente no se incluye en el conjunto de números cuánticos que caracterizan el movimiento de un electrón en un átomo, y hablan de cuatro números cuánticos.
Hasta finales del siglo XIX, la mayoría de los científicos concibieron el átomo como una partícula indivisible e indecomponible de un elemento: el "nodo final" de la materia. También se creía que los átomos son inmutables: un átomo de un elemento dado bajo ninguna circunstancia puede transformarse en un átomo de cualquier otro elemento.
Los finales del siglo XIX y principios del XX se caracterizan por nuevos descubrimientos en física y química, que cambiaron la visión del átomo como una partícula invariable, dando testimonio de la compleja composición de los átomos y la posibilidad de su interconversión.
Esto incluye, en primer lugar, el descubrimiento del electrón por el físico inglés Thomson en 1897, el descubrimiento y estudio de la radiactividad a finales de los 90 del siglo XIX. A. Becquerel, Maria y Pierre Curie, E. Rutherford.
Hacia principios del siglo XX. Los estudios de una serie de fenómenos (radiación de cuerpos incandescentes, efecto fotoeléctrico, espectros atómicos) han llevado a la conclusión de que la energía se distribuye y transmite, absorbe y emite no de forma continua, sino discreta, en porciones separadas: cuantos. La energía de un sistema de micropartículas también puede tomar solo ciertos valores, que son múltiplos de cuantos.
El supuesto de energía cuántica fue expresado por primera vez por M. Planck (1900). La energía de un cuanto E es proporcional a la frecuencia de radiación ν:
donde h es la constante de Planck (6.626 10 -34 J × s), ν =, s es la velocidad de la luz, l es la longitud de onda.
En 1905 A. Einstein predijo que cualquier radiación es un flujo de cuantos de energía, llamados fotones. De la teoría de Einstein se deduce que la luz tiene una naturaleza dual.
En 1911, Rutherford propuso un modelo planetario nuclear del átomo, que consiste en un núcleo pesado, alrededor del cual los electrones se mueven en un orbital, como los planetas del sistema solar. Sin embargo, como muestra la teoría del campo electromagnético, los electrones en este caso deben moverse en espiral, emitiendo energía continuamente y caer sobre el núcleo.
El científico danés N. Bohr, utilizando el modelo de Rutherford y la teoría de Planck, propuso el primer modelo cuántico (1913) de la estructura del átomo de hidrógeno, según el cual los electrones se mueven alrededor del núcleo no en ninguna, sino solo en órbitas permitidas, en el que el electrón tiene ciertas energías. Cuando un electrón se mueve de una órbita a otra, el átomo absorbe o emite energía en forma de cuantos. La teoría de Bohr permitió calcular la energía de los electrones, los valores de cuantos de energía emitidos durante la transición de un electrón de un nivel a otro. No solo explicó la naturaleza física de los espectros atómicos como resultado de la transición de electrones de una órbita estacionaria a otras, sino que también hizo posible por primera vez calcular los espectros. El cálculo de Bohr del espectro del átomo más simple, el átomo de hidrógeno, dio resultados brillantes: la posición calculada de las líneas espectrales en la parte visible del espectro coincidía con su ubicación real en el espectro. Pero la teoría de Bohr no podía explicar el comportamiento de un electrón en un campo magnético y todas las líneas espectrales atómicas resultaron inadecuadas para átomos de muchos electrones. Surgió la necesidad de un nuevo modelo atómico basado en descubrimientos en el micromundo.
2.3. Modelo mecánico cuántico del átomo de hidrógeno. Conceptos iniciales de mecánica cuántica
En 1924. Louis de Broglie (Francia) propuso la suposición de que el electrón, al igual que otras micropartículas, se caracteriza por la dualidad onda-partícula. De Broglie propuso una ecuación que relaciona la longitud de onda λ de un electrón o cualquier otra partícula con masa my velocidad v:
Ondas de partículas de materia de Broglie llamadas ondas materiales. Son comunes a todas las partículas o cuerpos, pero, como se desprende de la ecuación, para los macrocuerpos la longitud de onda es tan pequeña que no se puede detectar en la actualidad. Entonces, para un cuerpo con una masa de 1000 kg, que se mueve a una velocidad de 108 km / h (30 m / s), λ = 2.21 10 -38 m.
La hipótesis de De Broglie fue confirmada experimentalmente por el descubrimiento de los efectos de difracción e interferencia del flujo de electrones. Actualmente, la difracción de flujos de electrones, neutrones, protones se usa ampliamente para estudiar la estructura de sustancias.
En 1927. W. Heisenberg (Alemania) postuló el principio de incertidumbre, según el cual la posición y el momento de movimiento de una partícula subatómica (micropartícula) es fundamentalmente imposible de determinar en cualquier momento con absoluta precisión. Solo se puede determinar una de estas propiedades a la vez. E. Schrödinger (Austria) en 1926. derivó una descripción matemática del comportamiento de un electrón en un átomo. Su esencia radica en el hecho de que el movimiento de los electrones en un átomo se describe mediante una ecuación de onda y la ubicación de un electrón se determina de acuerdo con principios probabilísticos. La ecuación de Schrödinger, que es la base de la teoría mecánica cuántica moderna de la estructura atómica, tiene la forma (en el caso más simple):
Los trabajos de Planck, Einstein, Bohr, de Broglie, Heisenberg, Schrödinger sentaron las bases de la mecánica cuántica, que estudia el movimiento y la interacción de las micropartículas. Se basa en el concepto de energía cuántica, la naturaleza ondulatoria del movimiento de las micropartículas y el método probabilístico (estadístico) para describir microobjetos.
Todo en el mundo está hecho de átomos. Pero, ¿de dónde vienen y de qué están hechos? Hoy damos respuesta a estas sencillas y fundamentales preguntas. De hecho, muchas personas que viven en el planeta dicen que no comprenden la estructura de los átomos, de los que ellos mismos están compuestos.
Naturalmente, el querido lector entiende que en este artículo estamos tratando de presentar todo al nivel más simple e interesante, por lo tanto no "cargamos" con términos científicos. Para aquellos que quieran estudiar el tema a un nivel más profesional, les aconsejamos leer literatura especializada. Sin embargo, la información de este artículo puede hacer un buen trabajo en sus estudios y simplemente hacerlo más erudito.
Un átomo es una partícula de una sustancia de tamaño y masa microscópicos, la parte más pequeña de un elemento químico, que es el portador de sus propiedades. En otras palabras, es la partícula más pequeña de una sustancia que puede entrar en reacciones químicas.
El concepto de átomo ya se conocía en la antigua Grecia. El atomismo es una teoría física que establece que todos los objetos materiales están formados por partículas indivisibles. Junto con la Antigua Grecia, las ideas del atomismo se desarrollaron en paralelo en la Antigua India.
No se sabe si los extraterrestres les dijeron a los entonces filósofos acerca de los átomos, o ellos mismos pensaron en ello, pero los químicos pudieron confirmar experimentalmente esta teoría mucho más tarde, solo en el siglo XVII, cuando Europa emergió del abismo de la Inquisición y el Medio Oriente. Siglos.
Durante mucho tiempo, el concepto predominante de la estructura del átomo fue el concepto de partícula indivisible. El hecho de que el átomo todavía se puede dividir, se hizo evidente solo a principios del siglo XX. Rutherford, a través de su famoso experimento con la desviación de partículas alfa, aprendió que un átomo consiste en un núcleo alrededor del cual giran los electrones. Se adoptó el modelo planetario del átomo, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo, como los planetas de nuestro sistema solar alrededor de una estrella.
Las ideas modernas sobre la estructura del átomo han avanzado mucho. El núcleo de un átomo, a su vez, está compuesto de partículas subatómicas o nucleones: protones y neutrones. Son los nucleones los que forman la mayor parte del átomo. En este caso, los protones y los neutrones tampoco son partículas indivisibles y consisten en partículas fundamentales: los quarks.
El núcleo de un átomo tiene una carga eléctrica positiva, mientras que los electrones que orbitan son negativos. Por tanto, el átomo es eléctricamente neutro.
A continuación se muestra un diagrama elemental de la estructura del átomo de carbono.
La masa de los átomos generalmente se mide en unidades de masa atómica: uma. La unidad de masa atómica es la masa de 1/12 de un átomo de carbono en reposo libre en el estado fundamental.
En química, para medir la masa de los átomos, se utiliza el concepto "Topo"... 1 mol es la cantidad de una sustancia que contiene el número de átomos igual al número de Avogadro.
Los átomos son de tamaño extremadamente pequeño. Entonces, el átomo más pequeño es el átomo de helio, su radio es de 32 picómetros. El átomo más grande es el átomo de cesio, que tiene un radio de 225 picómetros. ¡El prefijo pico significa diez elevado a la duodécima potencia menos! Es decir, si reducimos 32 metros mil billones de veces, obtenemos el tamaño del radio del átomo de helio.
Además, la escala de las cosas es tal que, de hecho, el átomo está vacío en un 99%. El núcleo y los electrones ocupan una parte extremadamente pequeña de su volumen. Para mayor claridad, considere el siguiente ejemplo. Si imaginamos un átomo con la forma de un estadio olímpico en Beijing (o tal vez no en Beijing, solo imagina un gran estadio), entonces el núcleo de este átomo será una cereza en el centro del campo. En este caso, las órbitas de los electrones estarían en algún lugar al nivel de las masas superiores, y la cereza pesaría 30 millones de toneladas. Impresionante, ¿no?
Como saben, ahora varios átomos están agrupados en la tabla periódica. Contiene 118 (y si con elementos predichos, pero aún no descubiertos, 126) elementos, sin contar los isótopos. Pero éste no siempre fue el caso.
Al comienzo de la formación del Universo, no había átomos, y más aún, solo existían partículas elementales, interactuando entre sí bajo la influencia de enormes temperaturas. Como diría el poeta, fue una verdadera apoteosis de partículas. En los primeros tres minutos de existencia del Universo, debido a una disminución de la temperatura y la coincidencia de un montón de factores, se inició el proceso de nucleosíntesis primaria, cuando aparecieron los primeros elementos de partículas elementales: hidrógeno, helio, litio y deuterio (hidrógeno pesado). Fue a partir de estos elementos que se formaron las primeras estrellas, en cuyas profundidades tuvieron lugar reacciones termonucleares, como resultado de lo cual el hidrógeno y el helio "se quemaron", formando elementos más pesados. Si la estrella era lo suficientemente grande, terminaba su vida con la llamada explosión de "supernova", como resultado de la cual los átomos eran expulsados al espacio circundante. Y así resultó toda la tabla periódica.
Entonces, podemos decir que todos los átomos de los que estamos hechos fueron una vez parte de estrellas antiguas.
En física, hay cuatro tipos de interacciones fundamentales entre las partículas y los cuerpos que las componen. Estas son interacciones fuertes, débiles, electromagnéticas y gravitacionales.
Es gracias a la fuerte interacción que se manifiesta en la escala de los núcleos atómicos y es responsable de la atracción entre los nucleones que el átomo es un "hueso duro de roer".
No hace mucho tiempo, la gente se dio cuenta de que cuando los núcleos de los átomos se separan, se libera una gran cantidad de energía. La fisión de núcleos atómicos pesados es la fuente de energía en reactores nucleares y armas nucleares.
Entonces, amigos, habiéndoles presentado la estructura y los cimientos de la estructura del átomo, solo podemos recordarles que estamos listos para ayudarlos en cualquier momento. No importa si necesita completar un diploma en física nuclear o la prueba más pequeña: las situaciones son diferentes, pero hay una salida a cualquier situación. Piense en la escala del universo, solicite un trabajo en Zaochnik y recuerde: no hay motivo de preocupación.
