Название разработки: дидактическое обеспечение занятий.
Тип разработки: электронное пособие
Предмет: физика, тема: «Физика атома».
Цель: разработка электронного дидактического материала по теме «Физика атома».
При определении содержания и методов изучения данного раздела необходимо руководствоваться такими основными факторами, как научной значимостью отобранного для изучения материала и важностью его практических приложений. Изучение внутреннего строения атома связано с большими трудностями из-за отсутствия наглядности и невозможности увидеть что там внутри. ИКТ позволяют частично ликвидировать эту проблему.
В процессе изучения темы “Физика атома” рассматриваются модели атома Томсона и Резерфорда, трудности планетарной модели атома, развитие квантовой физики, укрепление ее позиций с появлением постулатов Бора, строение атома водорода по Бору, трудности теории, также используются динамичные компьютерные модели атома. Все эти вопросы имеют очень большое значение, так как на их основе затем изучается квантовая физика.
При изложении данной темы в курсе физики средней школы учитель должен опираться на следующие основные положения:
- Использование опытных данных по изучению внутреннего строения вещества( открытие электрона, протона, нейтрона учеными-исследователями);
- изучение и объяснение явлений и процессов на основе знаний о строении атома, полученных в X классе;
Содержание материала и последовательность его изложений отражены в ниже следующем примерном поурочном планировании:
УРОК 1. Строение атома
(Цель – рассказать о строении атома, познакомить с планетарной моделью атома по Резерфорду).
Д е м о н с т р а ц и и:
- Таблицы: «Схема опыта Резерфорда»; «Планетарная модель атома».
- Презентация «Физика атома»(отдельные слайды).
ОСУ. Модель атома Резерфорда. Схема опыта Резерфорда. Планетарная модель атома. Недостатки планетарной модели атома.
Основное содержание теории
В начале XX века было экспериментально доказано, что атом состоит из ядра и электронов. Резерфордом в результате опытов по рассеянию α-частиц на тонкой фольге (золото, серебро, медь и др.) была предложена планетарная модель строения атома. Согласно этой модели:
- атом имеет положительно заряженное ядро, размеры которого малы по сравнению с размерами самого атома;
- в ядре сконцентрирована почти вся масса атома;
- электроны вращаются вокруг ядра по орбитам (почти как планеты вокруг Солнца).
Рисунок 1.Схема опыта Резерфорда по рассеянию α-частиц.
Планетарная модель атома
Все тела состоят из атомов и молекул. Все вещества по составу можно разделить на два типа: простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного и того же химического элемента, а сложные из атомов различных элементов.
Атом – наименьшая частица химического элемента, являющаяся носителем его свойств.
Атом состоит из ядра и движущихся вокруг него электронов. Отрицательно заряженные электроны удерживаются вблизи положительно заряженного ядра силами электромагнитного взаимодействия.
Электрон – это частица, заряд которой отрицателен и равен по модулю элементарному заряду e = 1,6·10–19 Кл, а масса me = 9,1·10–31 кг.
Планетарную модель атома предложил Резерфорд в 1911 году на основе своих исследований. Согласно этой модели, в центре атома располагается положительно заряженное ядро, в котором сосредоточена почти вся масса атома. Атом в целом нейтрален. Вокруг ядра, подобно планетам, под действием кулоновских сил со стороны ядра вращаются электроны (рис. 2). Находиться в состоянии покоя электроны не могут, так как они упали бы на ядро.
Рисунок 2. Планетарная модель атома по Резерфорду.
Показаны круговые орбиты четырех электронов.
Компьютерная модель «Атом водорода»
Рисунок 3. Модель атома водорода.
Изучите модель атома водорода 
. Это самый простой атом. Он состоит из протона и электрона.
При поглощении атомом кванта света электрон переходит на более высокую орбиту. При переходе электрона на более низкую орбиту атом излучает квант света.
В правом верхнем углу экрана показана схема энергетических уровней атома водорода, на которой стрелками изображены переходы электрона.
Атомное ядро заряжено положительно. Его диаметр не превышает 10–14–10–15 м, а заряд Q равен произведению элементарного заряда электрона на порядковый номер атома Z в таблице Менделеева:
Q = Z·e.
В настоящее время доказано, что атомное ядро состоит из протонов и нейтронов, удерживаемых ядерными силами. Протоны и нейтроны носят общее название нуклонов.
Протон – это частица, заряд которой положителен и равен по модулю заряду электрона: qp = +1,6·10–19 Кл, а масса mp = 1,6726·10–27 кг.
Нейтрон – это нейтральная частица, масса которой равна mn = 1,6749·10–27 кг.
Ядра химических элементов отличаются друг от друга количеством протонов и нейтронов. Число протонов Z равно порядковому номеру элемента в периодической таблице Менделеева. Так как атом в целом электрически нейтрален, то количество электронов в нейтральном атоме также равно Z.
Число нейтронов в атоме обозначается N. Общее число нуклонов в атоме равно массовому числу A
A = Z + N.
Число нейтронов
N = A – Z
в ядре одного и того же элемента может быть различным.
Условное обозначение химического элемента позволяет легко определять состав ядра и число электронов в атоме. В ядре атома кислорода 168О находятся 8 протонов и 8 нейтронов (рис. 4):
Рисунок 4. Ядро атома кислорода
Z = 8;
N = A – Z = 16 – 8 = 8.
Вокруг ядра движутся 8 электронов.
Планетарная модель, однако, противоречит классической физике. Электрон, вращаясь с центростремительным ускорением, излучает электромагнитные волны, и это должно сопровождаться потерей энергии. В результате согласно классическим представлениям атом Резерфорда оказывается неустойчивым.
УРОК 2. Теория атома Бора
(Цель – раскрыть пути выхода из кризиса классической физики).
Д е м о н с т р а ц и и: Использование компьютерной модели вероятности нахождения электрона на различных расстояниях от ядра.
ОСУ. Постулаты Бора. Следствия из постулатов.Презентация «Атом водорода».
Основное содержание теории
Законы классической механики оказались неприменимы к атому. Н. Бор предпринял попытку спасти планетарную модель атома Резерфорда. Он сформулировал три положения , получивших название квантовых постулатов Бора.
- Атомная система может находиться только в особых стационарных (квантовых) состояниях, каждому из которых соответствует определенная энергия En. В стационарных состояниях атом не излучает.
- При переходе из стационарного состояния n в стационарное состояние m излучается (поглощается) квант, энергия которого равна разности энергий стационарных состояний:
- Третий постулат Бора предлагает правило нахождения стационарных орбит.
В применении к атому водорода квантовые постулаты Бора приводят к тому, что радиусы круговых электронных орбит можно найти по формуле
где 
– наименьший радиус орбиты электрона в атоме водорода. 
Низшее энергетическое состояние атома (n = 1) называется основным. Для атома водорода энергия основного состояния равна
E1 = –21,7·10–19 Дж = –13,6 эВ.
Эта энергия называется энергией ионизации.
Согласно второму постулату Бора, возможные частоты излучения атома водорода определяются формулой:
где R = 3,29·1015 Гц – постоянная Ридберга. Теория Бора объяснила возникновение линейчатых спектров и смысл целых чисел, входящих в формулы для спектральных линий водорода. Для других атомов эту теорию построить не удалось.
Состояние частиц в квантовой физике описывается с помощью волновых функций Ψ (пси-функций). Квадрат модуля волновой функции |Ψ|2 пропорционален вероятности нахождения частицы в данной точке пространства. Таким образом, принципиальное отличие квантовомеханического способа описания системы от классического заключается в вероятностном подходе. С помощью пси-функции можно найти только вероятность обнаружения частицы в некоторой области пространства.
Отыскание конкретного вида волновых функций достигается в квантовомеханических задачах путем решения основного уравнения квантовой механики – уравнения Шредингера (1926 г.), которое является математическим выражением фундаментальных свойств микросистем. Уравнение Шредингера позволяет отыскивать вид пси-функции частицы, движущейся в заданных силовых полях. Оказывается, что уравнение Шредингера имеет решение только при определенных значениях полной энергии системы, которые называются собственными значениями. Таким образом, уравнение Шредингера позволяет получить правила квантования полной энергии замкнутой системы.
Так как кулоновское поле ядра атома водорода является сферически симметричным, решение уравнения Шредингера удобно искать в сферической системе координат (r, θ, φ).
Общее решение уравнения Шредингера для атома водорода имеет вид
Ψn, l, m(r, θ, φ) = Rn, l(r)Yl, m(θ, φ).
Волновая функция Ψ зависит от трех целых чисел: n, l и m, которые называются квантовыми числами. Главное квантовое число n определяет квантование энергетических уровней. Оно может принимать значения n = 1, 2, 3, ... . Орбитальное квантовое число l определяет квантование момента импульса атома водорода. Оно может принимать целочисленные значения в пределах от 0 до n – 1. Состояния с l = 0 принято называть S-состояниями, c l = 1 – P-состояниями, с l = 2 – D-состояниями и т. д. В S-состояниях момент импульса атома водорода равен нулю. Квантовое число m определяет квантование в единицах постоянной Планка ħ = h / 2π проекции момента импульса на выделенное направление в пространстве. Оно называется магнитным квантовым числом и может принимать значения m = 0, ±1, ±2, ..., ±l. Таким образом, атом может находиться в нескольких различных состояниях с одним и тем же значением полной энергии. В возбужденных состояниях (т. е. при n > 0) полная энергия атома водорода равна
где E1 – энергия атома в основном 1S состоянии, равная
Боровских орбит в атоме в действительности не существует. В каждом состоянии может быть указано только распределение вероятности нахождения электрона на различных расстояниях от ядра, которое называют электронным облаком. Наряду с функцией |Ψ|2 графически удобно изображать функцию r2|Ψ|2, которая пропорциональна вероятности нахождения электрона в сферическом слое радиуса r единичной толщины.
Используем компьютерную модель из электронного пособия «Физика 7-11».
Компьютерная модель предназначена для иллюстрации строгого решения задачи о состояниях атома водорода при значениях главного квантового числа n = 1, 2 и 3. При графическом изображении радиальных распределений вероятности удобно в качестве переменной величины использовать безразмерное отношение ρ = r / r1, где r1 = 5,29·10–11 м – радиус первой боровской орбиты.
В верхней части экрана высвечиваются радиальные распределения |R(ρ)|2 или ρ2|R(ρ)|2, где функция R является радиальной частью волновой функции Ψ. В нижней части экрана воспроизводится для заданных значений квантовых чисел n, l, m пространственное распределение вероятности |Ψ(r, θ, φ)|2 (электронное облако).
Рисунок 5. Компьютерная модель состояния атома водорода при n=1
Рисунок 6. Компьютерная модель состояния атома водорода при n=2.
Рисунок 7. Компьютерная модель состояния атома водорода при n=3.
УРОК 3. Атомные спектры
(Цель – познакомить со спектрами излучения и поглощения. Разъяснить роль спектрального анализа в науке и технике).
Д е м о н с т р а ц и и:
- Таблица «Спектроскоп, спектрограф».
- В/ф «Непрерывный и линейчатый спектры»; «Распределение энергии в спектре естественного света»; «Спектры поглощения».
ОСУ. Спектральные аппараты. Спектры излучения. Спектры поглощения. Спектральный анализ. Атомные спектры и теория Бора.
На этом уроке целесообразно показать как образуются спектральные линии и как они выглядят применяя информацию из электронного учебника «Физика 7-11» и сети интернет (фотографии спектров).
Рисунок 8 Образование спектральных серий в атоме водорода.
Постулат Бора о существовании стационарных орбит электронов в атоме находится в согласии с гипотезой де Бройля. На каждой такой орбите укладывается целое число волн де Бройля. В этом случае на стационарных орбитах образуются стоячие волны де Бройля.
Атом Резерфорда, подчиняющийся квантовым постулатам Бора, получил название атома Резерфорда–Бора.