Квантова механіка і корпускулярно-хвильовий дуалізм випромінювання

Розвинута Е. Резерфордом ядерна модель будови атома була великим кро­ком вперед у розвитку теорії будови атома, однак вона не могла пояснити багатьох фактів, зокрема характеру розподілу електронів навколо ядра, а іноді й суперечила твердо встановленим фактам. Так, допускаючи коливання елек­тронів, що обертаються навколо ядра, гіпотеза Е. Резерфорда не змогла пояс­нити специфіку електронів. Якщо прийняти ядерну модель будови атома за істину, то електрони під час обертання навколо ядра повинні поступово втра­чати енергію і через деякий час падати на ядро, внаслідок чого атом припи­нив би своє існування. Цей висновок суперечить реальним властивостям ато­мів, які є стабільними утвореннями. До того ж постійне випромінювання енергії електронами під час їх обертання навколо ядра повинно привести до утворення суцільного спектра, а не лінійчастого, який спостерігався насправ­ді. Отже, електрон, обертаючись навколо ядра, енергію не випромінює.

Усунув слабкі сторони гіпотези Е. Резерфорда видатний датський фізик Н. Бор, який запропонував теорію, що узгоджувала положення ядерної моделі будови атомів з характерними для них лінійчастими спектрами (квантова теорія світла).

Нагадаємо, що під час пропускання світла, яке випромінюється розпече­ним тілом, що перебуває в твердому або рідкому стані, крізь скляну або кварцову призму на екрані, розміщеному за призмою, з'являється суцільний спектр, видима ділянка якого — смуга з усіма барвами веселки. Це поясню­ється тим, що випромінювання розпеченого твердого або рідкого тіла є електромагнітними хвилями різних частот, які неоднаково заломлюються призмою і потрапляють на різні місця екрана.

Лінійчасті спектри одержують дифракцією світла, випроміненого розпече­ними газами або парою. Кожному хімічному елементу відповідає певний спектр. Наприклад, у видимій ділянці спектра атома Гідрогену, який отримують, пропускаючи світло, випромінене газоподібним воднем, крізь призму або дифракційні ґратки, чітко видно п'ять ліній — червону, зелену, синю і дві фіолетові. Кожна з них характеризується певною частотою. Талановитий швейцарський вчитель С. Бальмер у 1885 р. простим підбором знайшов фор­мулу для розрахунку частоти кожної із спектральних ліній атома Гідрогену:

У 1905 р. А. Ейнштейн дійшов висновку, що електромагнітна (промени­ста) енергія існує тільки у формі квантів і що випромінювання є потоком неподільних матеріальних частинок — фотонів. Фотону властива корпуску­лярно-хвильова двоїстість.

Н. Бор, ґрунтуючись на положенні квантової теорії світла про дискретну, перервну природу світла і виходячи з лінійчастого характеру атомних спектрів, дійшов висновку, що енергія електронів в атомі змінюється стрибкоподібно.

Основні положення своєї теорії Н. Бор сформулював трьома постулатами:

1) електрони можуть обертатися навколо ядра не по будь-яких, а тільки по
деяких певних колових орбітах; ці орбіти називаються стаціонарними;

2) електрон, що обертається по стаціонарній орбіті, не випромінює електромагнітної енергії;

3) випромінювання (поглинання) енергії відбувається під час стрибко­подібного переходу електрона з однієї стаціонарної орбіти на іншу.

Перехід електрона з однієї орбіталі на іншу супроводжується випромі­нюванням або поглинанням кванта енергії, що дорівнює різниці енергій атома в кінцевому Е₂ і вихідному Е₁ станах. Якщо Е₁ — енергія електрона у стаціо­нарному, або незбудженому, стані атома, то під час поглинання енергії, тобто в разі збудження атома, електрон може перейти на віддаленіші від ядра орбіталі і набути енергію Е₂. У збудженому стані атомів електрони перебувають на більш віддалених від ядра орбіталях.

Перехід електрона з більш віддаленої орбіталі на ближчу до ядра приво­дить до зменшення енергії атома, при цьому виділяється енергія у вигляді кванта електромагнітного випромінювання:

Е = Е₂ –Е₁ = hv.

Величина кванта енергії залежить від частоти випромінювання:

Е = hv, отже hv =Е₂ — Е₁,

звідки Е₂ — Е₁,

Останнє рівняння дає змогу обчислити можливі частоти випромінювання, тобто розрахувати спектр атома.

Отже, теорія Бора не тільки пояснила фізичну природу атомних спектрів, а й дала змогу розрахувати їх.

Теорія Бора дала змогу пояснити і рентгенівські спектри. Оскільки частота рентгенівського проміння дуже велика, то вони, очевидно, з'являються під час переходу з орбіталі на орбіталь внутрішніх електронів.

Роль теорії Бора надзвичайно велика у вивченні електронних структур, хоч вона помилково допускала також можливість одночасного визначення положення та швидкості руху електрона навколо ядра атома. Найважливішим здобутком цієї теорії є те, що вона дала змогу встановити зв'язок між характе­ром розподілу електронів і лінійчастими спектрами атомів відповідних елементів. Розрахунок спектра атома Гідрогену — це блискучий успіх теорії Бора. Однак теорія Бора не була досконалою, оскільки не могла пояснити деяких важливих спектральних характеристик багатоелектронних атомів, причину різної інтенсивності ліній в атомному спектрі Гідрогену тощо.

Подальші успіхи у вивченні електронних структур атомів пов'язані з квантовою механікою, яка виникла на шляху поширення уявлень про кор­пускулярно-хвильову двоїстість фотона на всі об'єкти мікросвіту, в тім числі й на електрони.

Французький фізик Л. де Бройль у 1924 р. зробив припущення, що кор­пускулярно-хвильова двоїстість властива не тільки фотонам, а й електронам. Рух будь-якої матеріальної частинки можна розглядати як хвильовий процес.

Щодо електрона, гіпотеза де Бройля була підтверджена у 1927 р. амери­канськими вченими К. Д. Девіссоном і Л. X. Джермером, англійським вченим Дж. Томсоном і радянським вченим П. С. Тартаковським, які незалежно один від одного встановили, що під час пропускання пучка електронів крізь ди­фракційні ґратки спостерігається явище дифракції, аналогічне дифракції рент­генівського проміння. Електрони у цих дослідах поводили себе як хвилі, дов­жини яких точно збігалися з обчисленими за рівнянням де Бройля. Хвильові властивості електронів нині широко використовуються під час вивчення структури речовин за дифракцією електронів (метод електронографії).

У 1925 р. німецький фізик В. Гейзенберг запропонував принцип невизна­ченості, згідно з яким не можна одночасно встановити точне місцезна­ходження електрона в просторі і його швидкість або імпульс (імпульс, або кількість руху тіла, — це добуток маси тіла на його швидкість: р = ту).

Чим точніше визначені координати частинки, тим більш невизначеним стає її імпульс, і, навпаки, чим точніше визначено імпульс, тим більш невизначеними є координати частинки.

Отже, у квантовій механіці електрон одночасно розглядається як частинка і як хвиля.

Квантова механіка не визнає поняття про траєкторію руху електрона (орбі­ту) і вводить поняття про електронний розподіл з певною хвильовою функцією, яку прийнято називати атомною орбіталлю (АО). Кожний електрон займає лише свою орбіталь. Основними характеристиками, що визначають рух елек­трона навколо ядра, є енергія та просторові особливості відповідної орбіталі.

Дата добавления: 2014-01-05