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DESCOBERTAS CIENTÍFICAS MAIS IMPORTANTES
Modelo planetário do átomo. História e essência da descoberta científica
Diretório / As descobertas científicas mais importantes Na primeira teoria atômica Dalton assumiu-se que o mundo consiste em um certo número de átomos - blocos de construção elementares - com propriedades características, eternos e imutáveis. Essas ideias mudaram drasticamente após a descoberta do elétron. Todos os átomos devem conter elétrons. Mas como os elétrons estão dispostos neles? Os físicos só podiam filosofar com base em seus conhecimentos de física clássica e, gradualmente, todos os pontos de vista convergiram para um modelo proposto por J. J. Thomson. De acordo com este modelo, o átomo é composto de matéria carregada positivamente com elétrons intercalados (talvez em muito movimento) de modo que o átomo se assemelha a pudim de passas. O modelo do átomo de Thomson não pôde ser testado diretamente, mas todos os tipos de analogias testemunharam a seu favor. Em 1903, o físico alemão Philipp Lenard propôs um modelo de átomo "vazio", dentro do qual algumas partículas neutras não descobertas "voam", compostas de cargas positivas e negativas mutuamente equilibradas. Lenard até deu um nome às suas partículas inexistentes - dinamidas... No entanto, o único cujo direito de existir foi comprovado por experimentos rigorosos, simples e belos foi o modelo de Rutherford. Ernest Rutherford (1871-1937) nasceu perto da cidade de Nelson (Nova Zelândia) na família de um migrante da Escócia. Depois de se formar na escola em Havelock, onde a família morava na época, recebeu uma bolsa de estudos para continuar seus estudos no Nelson Provincial College, onde ingressou em 1887. Dois anos depois, Ernest foi aprovado no exame do Canterbury College, uma filial da Universidade da Nova Zelândia em Crichester. Na faculdade, Rutherford foi muito influenciado por seus professores: o professor de física e química E.W. Bickerton e o matemático J.H.H. Cozinhar. Depois de receber o título de Bacharel em Artes em 1892, Rutherford permaneceu no Canterbury College e continuou seus estudos com uma bolsa de estudos em matemática. No ano seguinte, tornou-se mestre em artes, tendo passado com o melhor de todos os exames de matemática e física. Em 1894, seu primeiro trabalho impresso, Magnetization of Iron by High-Frequency Discharges, apareceu no New Zealand Philosophical Institute Proceedings. Em 1895, uma bolsa de estudos para o ensino científico ficou vaga, o primeiro candidato a esta bolsa foi recusado por motivos familiares, o segundo candidato foi Rutherford. Chegando à Inglaterra, Rutherford recebeu um convite de J. J. Thomson para trabalhar em Cambridge no laboratório Cavendish. Em 1898 Rutherford aceitou uma cátedra na Universidade McGill em Montreal, onde iniciou uma série de experimentos importantes sobre a emissão radioativa do elemento urânio. No Canadá, fez descobertas fundamentais: descobriu a emanação do tório e desvendou a natureza da chamada "radioatividade induzida"; junto com Soddy, ele descobriu o decaimento radioativo e sua lei. Aqui ele escreveu o livro "Radioatividade". Em seu trabalho clássico, Rutherford e Soddy abordaram a questão fundamental da energia das transformações radioativas. Calculando a energia das partículas k emitidas pelo rádio, eles chegam à conclusão de que "a energia das transformações radioativas é pelo menos 20 vezes, e talvez até um milhão de vezes maior do que a energia de qualquer transformação molecular". Rutherford e Soddy concluíram que "a energia escondida no átomo é muitas vezes maior do que a energia liberada na transformação química comum". Essa enorme energia, na opinião deles, deve ser levada em conta “ao explicar os fenômenos da física espacial”. Em particular, a constância da energia solar pode ser explicada pelo fato de que "processos de transformação subatômica estão ocorrendo no Sol". A enorme abrangência do trabalho científico de Rutherford em Montreal - ele publicou 66 artigos pessoalmente e em conjunto com outros cientistas, sem contar o livro "Radioatividade" - trouxe a Rutherford fama como pesquisador de primeira classe. Ele recebe um convite para assumir a cadeira em Manchester. Em 24 de maio de 1907, Rutherford retornou à Europa. Um novo período de sua vida começou. Em 1908, Rutherford recebeu o Prêmio Nobel de Química "por sua pesquisa sobre o decaimento de elementos na química de substâncias radioativas". No ano seguinte, Rutherford desafiou Ernest Marsden a descobrir se as partículas alfa podiam ricochetear na folha de ouro. Rutherford estava absolutamente convencido de que as partículas alfa maciças deveriam sofrer apenas pequenas deflexões ao passar pela folha de ouro. A maioria deles realmente passou pela folha, desviando apenas fracamente. Mas algumas partículas alfa - cerca de uma em 20, como observou Marsden - foram dobradas em ângulos superiores a 000 graus. Marsden teve até medo de contar a Rutherford sobre isso e cuidadosamente se certificou de que não havia erros em seus experimentos. Rutherford quase não acreditou nesse resultado de observações. Muitos anos depois, Rutherford lembrou: "Foi talvez o evento mais incrível que eu já experimentei na minha vida. Era tão implausível como se você disparasse um projétil de 15 polegadas em um pedaço de papel de seda e ele voltasse e o atingisse. ." Mas eu tive que acreditar no implausível e, em 1911, Rutherford chegou à conclusão de que os resultados de experimentos sobre a dispersão de partículas alfa por folha de ouro só podem ser explicados assumindo que as partículas alfa passam a uma distância muito pequena de outras partículas carregadas positivamente com tamanhos muito menores que o tamanho dos átomos. O átomo de ouro deve consistir de um pequeno núcleo carregado positivamente e elétrons circundantes. Este foi o nascimento da ideia do núcleo atômico e de um novo ramo da física - a física nuclear. Essa ideia em 1911 não era inteiramente nova. Foi apresentado anteriormente por Johnston Stoney, o físico japonês Nagaoka e alguns outros cientistas. Mas todas essas hipóteses eram puramente especulativas, enquanto a ideia de Rutherford era baseada em experimentos. Os resultados dos experimentos que levaram Rutherford à ideia da estrutura planetária do átomo, o cientista delineou em um grande artigo "The Scattering of Alpha and Beta Particles in Substance and the Structure of the Atom", publicado em maio de 1911 no inglês "Philosophical Journal". Físicos de todo o mundo poderiam agora avaliar outro modelo, desta vez confirmado experimentalmente de forma convincente, da estrutura do átomo... Rutherford era infatigável. E então ele realizou um novo estudo: ele começou a determinar o número de partículas alfa desviadas pela folha em diferentes ângulos, dependendo da carga elétrica dos núcleos dos átomos da substância da qual a folha foi feita. A paciência dos pesquisadores foi recompensada. Analisando os resultados desses experimentos, Rutherford derivou uma fórmula relacionando o número de partículas alfa defletidas através de um certo ângulo para a carga nuclear da substância da folha alvo. Agora era possível determinar a natureza do material alvo a partir de experimentos sobre a dispersão de partículas alfa. O primeiro método nuclear de análise química apareceu nas mãos dos pesquisadores! Os cientistas compararam o comportamento de alvos feitos de vários materiais e descobriram que quanto maior a carga nuclear, mais partículas alfa se desviam de um caminho reto. E aqui, pela primeira vez, experimentos físicos levantaram o véu de sigilo sobre a lei periódica dos elementos. Dos experimentos de Rutherford seguiu-se que se Mendeleiev Se dispuséssemos os elementos em uma fileira à medida que a carga de seus núcleos aumentasse, nenhuma permutação seria necessária! Os físicos esclareceram a formulação da lei periódica, as propriedades químicas dos elementos estão em uma dependência periódica não da massa atômica dos elementos, mas da carga elétrica de seus núcleos. É de acordo com a magnitude da carga dos núcleos que os elementos se alinham na ordem em que Mendeleev os colocou, contando com seu conhecimento enciclopédico das propriedades químicas dos elementos... O que impede um elétron de cair sobre um núcleo massivo? Claro, a rápida rotação em torno dele. Mas no processo de rotação com aceleração no campo do núcleo, o elétron deve irradiar parte de sua energia em todas as direções e, desacelerando gradativamente, ainda assim cair sobre o núcleo. Esse pensamento perseguiu os autores do modelo planetário do átomo. O próximo obstáculo no caminho do novo modelo físico, ao que parecia, era destruir toda a imagem da estrutura atômica, construída com tanta dificuldade e comprovada por experimentos claros... Rutherford tinha certeza de que uma solução seria encontrada, mas não podia imaginar que isso aconteceria tão cedo. O defeito no modelo planetário do átomo será corrigido pelo físico dinamarquês Niels Bohr. Quase ao mesmo tempo em que os cientistas do mundo recebiam uma edição do Philosophical Journal com o artigo de Rutherford sobre a estrutura do átomo, Niels Bohr, de XNUMX anos, defendia com sucesso sua tese sobre a teoria eletrônica dos metais no Universidade de Copenhague. O físico dinamarquês Niels Henrik David Bohr (1885-1962) nasceu em Copenhague, o segundo de três filhos de Christian Bohr e Ellen (nee Adler) Bohr. Seu pai era um renomado professor de fisiologia na Universidade de Copenhague. Ele estudou na Gammelholm Grammar School em Copenhague e se formou em 1903. Bohr e seu irmão Harald, que se tornou um matemático famoso, eram ávidos jogadores de futebol durante seus dias de escola. Mais tarde, Nils gostava de esquiar e velejar. Se na escola Niels Bohr era geralmente considerado um estudante de habilidades comuns, então na Universidade de Copenhague seu talento logo o fez falar sobre si mesmo. Niels foi reconhecido como um pesquisador excepcionalmente capaz. Seu projeto de graduação, no qual ele determinou a tensão superficial da água a partir da vibração de um jato de água, lhe rendeu uma medalha de ouro da Academia Real de Ciências da Dinamarca. Em 1907 ele se tornou um bacharel. Ele recebeu seu mestrado da Universidade de Copenhague em 1909. Sua tese de doutorado sobre a teoria dos elétrons nos metais foi considerada um estudo teórico magistral. Em 1911, Bohr decidiu ir para Cambridge para trabalhar por alguns meses no laboratório de J. J. Thomson, o descobridor do elétron. A mãe de Niels e seu irmão Harald aprovaram a ideia. Talvez sua noiva Margaret não estivesse muito feliz, mas ela também concordou. Bohr então ponderou dolorosamente sobre o modelo de Rutherford e procurou explicações convincentes do que obviamente acontece na natureza apesar de todas as dúvidas: os elétrons, sem cair no núcleo e sem voar para longe dele, giram constantemente em torno de seu núcleo. Aqui está o que K. Manolov e V. Tyutyunnik escrevem no livro "Biografia do Átomo": "Se o hidrogênio tem apenas um elétron, como explicar o fato de que ele emite vários comprimentos de onda diferentes de raios de luz?" Bor pensou. Ele voltou novamente à teoria de Nicholson. A excelente concordância entre as proporções de comprimento de onda calculadas e observadas dos espectros é um forte argumento a favor desta teoria. No entanto, Nicholson identifica a frequência da radiação com a frequência das vibrações de um sistema mecânico. Mas os sistemas em que a frequência é uma função da energia não podem emitir uma quantidade finita de radiação homogênea, pois sua frequência mudará durante a radiação. Além disso, os sistemas calculados por Nicholson serão instáveis para algumas formas de modos. Finalmente, a teoria de Nicholson não pode explicar as leis seriais de Balmer e Rydberg. - Hansen, acho que tem uma resposta! Bor disse. - Com a ajuda da condição de estabilidade da órbita do elétron no átomo que deduzi, é possível calcular a velocidade do elétron na órbita, seu raio e a energia total do elétron em qualquer órbita. Além disso, todas as fórmulas contêm o mesmo fator, o chamado número quântico, que assume os mesmos valores inteiros 1, 2, 3, 4, etc. Cada um desses números corresponde a um determinado raio da órbita ... - Bohr fez uma pequena pausa e continuou. - Bem, claro, agora está tudo claro. Um átomo pode existir sem irradiar energia apenas em certos estados estacionários, cada um dos quais é caracterizado por seu próprio valor de energia. Se um elétron se move de uma órbita para outra, o átomo emite ou absorve energia na forma de porções especiais - quanta!.. - Então esse é o segredo! exclamou Hansen. - Então, o espectro de um átomo reflete sua estrutura! - Agora tudo se encaixa. Está claro por que o átomo de hidrogênio emite vários tipos de raios. Se numerarmos as órbitas, começando pela mais próxima do núcleo, podemos dizer que o elétron salta da quarta para a primeira, da terceira para a primeira, da terceira para a segunda órbita, etc. Cada salto é acompanhado pela emissão de luz do comprimento de onda correspondente. Eu realmente espero poder encontrar uma dependência quantitativa ... Em 1913, Niels Bohr publicou os resultados de longas reflexões e cálculos, os mais importantes dos quais se tornaram conhecidos como postulados de Bohr: sempre há um grande número de órbitas estáveis \uXNUMXb\uXNUMXbe estritamente definidas no átomo, ao longo das quais o elétron pode correr indefinidamente, porque todas as forças que atuam sobre ele acabam sendo equilibradas; Um elétron pode se mover em um átomo apenas de uma órbita estável para outra igualmente estável. Se, durante essa transição, o elétron se afasta do núcleo, é necessário transmitir a ele de fora uma certa quantidade de energia igual à diferença na reserva de energia do elétron nas órbitas superior e inferior. Se um elétron se aproxima do núcleo, ele "reinicia" o excesso de energia na forma de radiação ... Provavelmente, os postulados de Bohr teriam ocupado um lugar modesto entre várias explicações interessantes de novos fatos físicos obtidos por Rutherford, se não fosse por uma circunstância importante. Bohr, usando as relações que encontrou, foi capaz de calcular os raios das órbitas "permitidas" para um elétron em um átomo de hidrogênio. Conhecendo a diferença entre as energias de um elétron nessas órbitas, foi possível construir uma curva descrevendo o espectro de radiação do hidrogênio em vários estados excitados e determinar qual comprimento de onda o átomo de hidrogênio deve emitir especialmente prontamente se o excesso de energia for fornecido a ele. do lado de fora, por exemplo, com a ajuda de lâmpadas brilhantes de mercúrio. Esta curva teórica coincidiu completamente com o espectro de emissão de átomos de hidrogênio excitados, medido pelo cientista suíço J. Balmer em 1885! O modelo planetário do átomo recebeu apoio poderoso, Rutherford e Bohr tiveram cada vez mais apoiadores. Autor: Samin D. K.
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