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DESCUBRIMIENTOS CIENTÍFICOS MÁS IMPORTANTES
Modelo planetario del átomo. Historia y esencia del descubrimiento científico.
Directorio / Los descubrimientos científicos más importantes. En la primera teoría atómica Dalton se suponía que el mundo se compone de un cierto número de átomos -bloques de construcción elementales- con propiedades características, eternas e inmutables. Estas ideas cambiaron drásticamente después del descubrimiento del electrón. Todos los átomos deben contener electrones. Pero, ¿cómo están dispuestos los electrones en ellos? Los físicos solo podían filosofar en base a su conocimiento de la física clásica, y gradualmente todos los puntos de vista convergieron en un modelo propuesto por JJ Thomson. De acuerdo con este modelo, el átomo consta de una sustancia cargada positivamente con electrones incrustados en ella (quizás se encuentran en un movimiento intenso), de modo que el átomo se asemeja a un pudín de pasas. El modelo del átomo de Thomson no pudo probarse directamente, pero todo tipo de analogías testificaron a su favor. En 1903, el físico alemán Philipp Lenard propuso un modelo de átomo "vacío", dentro del cual "vuelan" algunas partículas neutras no descubiertas, compuestas de cargas positivas y negativas mutuamente equilibradas. Lenard incluso dio un nombre a sus partículas inexistentes: dinamidas... Sin embargo, el único cuyo derecho a existir fue probado por experimentos estrictos, simples y hermosos fue el modelo de Rutherford. Ernest Rutherford (1871-1937) nació cerca de la ciudad de Nelson (Nueva Zelanda) en la familia de un migrante de Escocia. Después de graduarse de la escuela en Havelock, donde vivía la familia en ese momento, recibió una beca para continuar su educación en Nelson Provincial College, donde ingresó en 1887. Dos años más tarde, Ernest aprobó el examen en Canterbury College, una rama de la Universidad de Nueva Zelanda en Crichester. En la universidad, Rutherford estuvo muy influenciado por sus profesores: el profesor de física y química E.W. Bickerton y el matemático J.H.H. Cocinar. Después de obtener una licenciatura en artes en 1892, Rutherford permaneció en Canterbury College y continuó sus estudios con una beca en matemáticas. Al año siguiente, se convirtió en maestro en artes, habiendo aprobado los exámenes de matemáticas y física con el mejor de todos. En 1894, su primer trabajo impreso, Magnetización del hierro por descargas de alta frecuencia, apareció en las Actas del Instituto Filosófico de Nueva Zelanda. En 1895, quedó vacante una beca para la educación científica, el primer candidato para esta beca fue rechazado por motivos familiares, el segundo candidato fue Rutherford. Al llegar a Inglaterra, Rutherford recibió una invitación de J. J. Thomson para trabajar en Cambridge en el laboratorio Cavendish. En 1898, Rutherford aceptó una cátedra en la Universidad McGill en Montreal, donde comenzó una serie de importantes experimentos relacionados con la emisión radiactiva del elemento uranio. En Canadá hizo descubrimientos fundamentales: descubrió la emanación de torio y desentrañó la naturaleza de la llamada "radiactividad inducida"; junto con Soddy, descubrió la descomposición radiactiva y su ley. Aquí escribió el libro "Radiactividad". En su obra clásica, Rutherford y Soddy abordaron la cuestión fundamental de la energía de las transformaciones radiactivas. Calculando la energía de las partículas k emitidas por el radio, llegaron a la conclusión de que "la energía de las transformaciones radiactivas es al menos 20 veces, y tal vez incluso un millón de veces mayor que la energía de cualquier transformación molecular". Rutherford y Soddy concluyeron que "la energía oculta en el átomo es muchas veces mayor que la energía liberada en la transformación química ordinaria". Esta enorme energía, en su opinión, debería tenerse en cuenta "a la hora de explicar los fenómenos de la física espacial". En particular, la constancia de la energía solar puede explicarse por el hecho de que "se están produciendo procesos de transformación subatómica en el Sol". El enorme alcance del trabajo científico de Rutherford en Montreal -publicó 66 artículos tanto personalmente como en conjunto con otros científicos, sin contar el libro "Radiactividad"- le dio fama a Rutherford como un investigador de primera clase. Recibe una invitación para ocupar la presidencia en Manchester. El 24 de mayo de 1907, Rutherford regresó a Europa. Comenzaba una nueva etapa de su vida. En 1908, Rutherford recibió el Premio Nobel de Química "por su investigación sobre la descomposición de los elementos en la química de las sustancias radiactivas". Al año siguiente, Rutherford desafió a Ernest Marsden a averiguar si las partículas alfa podían rebotar en una hoja de oro. Rutherford estaba absolutamente convencido de que las partículas alfa masivas deberían experimentar solo pequeñas desviaciones al pasar a través de una lámina de oro. La mayoría de ellos realmente atravesaron la lámina, desviándose solo débilmente. Pero algunas partículas alfa, aproximadamente una de cada 20, como señaló Marsden, se doblaron en ángulos superiores a 000 grados. Marsden incluso tenía miedo de contarle esto a Rutherford y se aseguró cuidadosamente al principio de que no hubiera errores en sus experimentos. Rutherford casi no creía en este resultado de las observaciones. Muchos años después, Rutherford recordó: "Fue quizás el evento más increíble que he experimentado en mi vida. Fue tan inverosímil como si dispararas un proyectil de 15 pulgadas a un trozo de papel de seda y regresara y te golpeara". ." Pero tenía que creer en lo inverosímil, y en 1911 Rutherford llegó a la conclusión de que los resultados de los experimentos sobre la dispersión de partículas alfa por láminas de oro solo pueden explicarse asumiendo que las partículas alfa pasan a una distancia muy pequeña de otras partículas cargadas positivamente. partículas con tamaños mucho más pequeños que los tamaños atómicos. El átomo de oro debe consistir en un pequeño núcleo con carga positiva y electrones circundantes. Este fue el nacimiento de la idea del núcleo atómico y una nueva rama de la física: la física nuclear. Esta idea en 1911 no era del todo nueva. Fue presentado anteriormente por Johnston Stoney, el físico japonés Nagaoka y algunos otros científicos. Pero todas estas hipótesis eran puramente especulativas, mientras que la idea de Rutherford se basaba en la experimentación. Los resultados de los experimentos que llevaron a Rutherford a la idea de la estructura planetaria del átomo, los esbozó el científico en un extenso artículo "La dispersión de partículas alfa y beta en la sustancia y la estructura del átomo", publicado en mayo de 1911. en el "Diario filosófico" inglés. Físicos de todo el mundo ahora podrían evaluar otro modelo de la estructura del átomo, esta vez convincentemente confirmado experimentalmente... Rutherford fue infatigable. Y luego emprendió un nuevo estudio: comenzó a determinar la cantidad de partículas alfa desviadas por la lámina en diferentes ángulos según la carga eléctrica de los núcleos de los átomos de la sustancia de la que estaba hecha la lámina. La paciencia de los investigadores fue recompensada. Al analizar los resultados de estos experimentos, Rutherford derivó una fórmula que relaciona el número de partículas alfa desviadas a través de un cierto ángulo con la carga nuclear de la sustancia de lámina objetivo. Ahora era posible determinar la naturaleza del material objetivo a partir de experimentos sobre la dispersión de partículas alfa. ¡El primer método nuclear de análisis químico apareció en manos de investigadores! Los científicos compararon el comportamiento de objetivos hechos de varios materiales y encontraron que cuanto mayor es la carga nuclear, más partículas alfa se desvían de un camino recto. Y aquí, por primera vez, los experimentos físicos levantaron el velo del secreto sobre la ley periódica de los elementos. De los experimentos de Rutherford se sigue que si Mendeleev dispuso los elementos en una fila a medida que aumentaba la carga de sus núcleos, ¡entonces no se requerirían permutaciones! Los físicos han aclarado la formulación de la ley periódica, las propiedades químicas de los elementos dependen periódicamente no de la masa atómica de los elementos, sino de la carga eléctrica de sus núcleos. Es de acuerdo con la magnitud de la carga de los núcleos que los elementos se alinean en el orden en que los colocó Mendeleev, basándose en su conocimiento enciclopédico de las propiedades químicas de los elementos... ¿Qué evita que un electrón caiga sobre un núcleo masivo? Por supuesto, la rápida rotación a su alrededor. Pero en el proceso de rotación con aceleración en el campo del núcleo, el electrón debe irradiar parte de su energía en todas las direcciones y, desacelerándose gradualmente, cae sin embargo sobre el núcleo. Este pensamiento persiguió a los autores del modelo planetario del átomo. El siguiente obstáculo en el camino del nuevo modelo físico, al parecer, era destruir la imagen completa de la estructura atómica, construida con tanta dificultad y probada por experimentos claros... Rutherford estaba seguro de que se encontraría una solución, pero no podía imaginar que sucedería tan pronto. El defecto en el modelo planetario del átomo será corregido por el físico danés Niels Bohr. Casi al mismo tiempo que los científicos del mundo recibían un número del "Philosophical Journal" con el artículo de Rutherford sobre la estructura del átomo, Niels Bohr, de veinticinco años, defendía con éxito su disertación sobre la teoría electrónica de los metales. en la Universidad de Copenhague. El físico danés Niels Henrik David Bohr (1885–1962) nació en Copenhague, el segundo de los tres hijos de Christian Bohr y Ellen (de soltera Adler) Bohr. Su padre era un renombrado profesor de fisiología en la Universidad de Copenhague. Estudió en la Gammelholm Grammar School de Copenhague y se graduó en 1903. Bohr y su hermano Harald, quien se convirtió en un famoso matemático, eran ávidos jugadores de fútbol durante sus días escolares. Más tarde, Nils fue aficionado al esquí y la vela. Si en la escuela, Niels Bohr generalmente se consideraba un estudiante de habilidades ordinarias, en la Universidad de Copenhague, su talento lo hizo hablar muy pronto de sí mismo. Niels fue reconocido como un investigador inusualmente capaz. Su proyecto de graduación, en el que determinó la tensión superficial del agua a partir de la vibración de un chorro de agua, le valió una medalla de oro de la Real Academia Danesa de Ciencias. En 1907 se licenció. Recibió su maestría de la Universidad de Copenhague en 1909. Su disertación doctoral sobre la teoría de los electrones en los metales fue considerada un estudio teórico magistral. En 1911, Bohr decidió ir a Cambridge para trabajar unos meses en el laboratorio de J. J. Thomson, el descubridor del electrón. La madre de Niels y su hermano Harald aprobaron la idea. Quizás su prometida Margaret no estaba muy contenta, pero ella también estuvo de acuerdo. Bohr luego ponderó dolorosamente el modelo de Rutherford y buscó explicaciones convincentes de lo que obviamente sucede en la naturaleza a pesar de todas las dudas: los electrones, sin caer sobre el núcleo y sin alejarse de él, giran constantemente alrededor de su núcleo. Esto es lo que escriben K. Manolov y V. Tyutyunnik en el libro "Biografía del átomo": "Si el hidrógeno tiene un solo electrón, ¿cómo se puede explicar el hecho de que emita rayos de luz de varias longitudes de onda diferentes?" Bor pensó. Volvió de nuevo a la teoría de Nicholson. La excelente concordancia entre las relaciones de longitud de onda calculadas y observadas de los espectros es un fuerte argumento a favor de esta teoría. Sin embargo, Nicholson identifica la frecuencia de radiación con la frecuencia de vibraciones de un sistema mecánico. Pero los sistemas en los que la frecuencia es función de la energía no pueden emitir una cantidad finita de radiación homogénea, ya que su frecuencia cambiará durante la radiación. Además, los sistemas calculados por Nicholson serán inestables para algunas formas modales. Finalmente, la teoría de Nicholson no puede explicar las leyes seriales de Balmer y Rydberg. - Hansen, creo que hay una respuesta! Bor dijo. - Con la ayuda de la condición de estabilidad de la órbita del electrón en el átomo que he derivado, es posible calcular la velocidad del electrón en la órbita, su radio y la energía total del electrón en cualquier órbita. Además, todas las fórmulas contienen el mismo factor, el llamado número cuántico, que toma los mismos valores enteros 1, 2, 3, 4, etc. Cada uno de estos números corresponde a un determinado radio de la órbita... - Bohr hizo una pequeña pausa y continuó. - Bueno, por supuesto, ahora todo está claro. Un átomo puede existir sin irradiar energía solo en ciertos estados estacionarios, cada uno de los cuales se caracteriza por su propio valor energético. Si un electrón se mueve de una órbita a otra, el átomo emite o absorbe energía en forma de porciones especiales: ¡cuantos!. - ¡Así que ese es el secreto! exclamó Hansen. - Entonces, ¡el espectro de un átomo refleja su estructura! - Ahora todo cae en su lugar. Está claro por qué el átomo de hidrógeno emite varios tipos de rayos. Si numeramos las órbitas comenzando por la más cercana al núcleo, entonces podemos decir que el electrón salta de la cuarta a la primera, de la tercera a la primera, de la tercera a la segunda órbita, etc. Cada salto es acompañado de la emisión de luz de la longitud de onda correspondiente. Realmente espero poder encontrar una dependencia cuantitativa ... En 1913, Niels Bohr publicó los resultados de largas reflexiones y cálculos, los más importantes de los cuales se conocen desde entonces como los postulados de Bohr: siempre hay un gran número de órbitas estables y estrictamente definidas en el átomo, a lo largo de las cuales un electrón puede correr indefinidamente. , porque todas las fuerzas que actúan sobre él , están equilibradas; Un electrón puede moverse en un átomo solo de una órbita estable a otra igualmente estable. Si, durante tal transición, el electrón se aleja del núcleo, entonces es necesario impartirle desde el exterior una cierta cantidad de energía igual a la diferencia en la reserva de energía del electrón en las órbitas superior e inferior. Si un electrón se acerca al núcleo, entonces "repone" el exceso de energía en forma de radiación... Probablemente, los postulados de Bohr habrían ocupado un lugar modesto entre una serie de interesantes explicaciones de nuevos hechos físicos obtenidas por Rutherford, si no fuera por una circunstancia importante. Bohr, utilizando las relaciones que encontró, pudo calcular los radios de las órbitas "permitidas" para un electrón en un átomo de hidrógeno. Conociendo la diferencia entre las energías de un electrón en estas órbitas, fue posible construir una curva que describiera el espectro de emisión del hidrógeno en varios estados excitados y determinar qué longitud de onda debería emitir el átomo de hidrógeno con especial facilidad si se le suministra un exceso de energía desde el exterior, por ejemplo, utilizando lámparas de luz de mercurio brillante. ¡Esta curva teórica coincidía completamente con el espectro de emisión de los átomos de hidrógeno excitados, medido por el científico suizo J. Balmer allá por 1885! El modelo planetario del átomo recibió un poderoso apoyo, Rutherford y Bohr tenían cada vez más seguidores. Autor: Samin D.K.
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