Teoria atomowa przeszła długą drogę w ciągu ostatnich kilku tysięcy lat. Począwszy od V wieku pne od teorii niepodzielnych „ciałek” Demokryta, które oddziałują na siebie mechanicznie, następnie przechodzą na model atomowy Daltona w XVIII wieku, a następnie dojrzewają w XX wieku wraz z odkryciem cząstek subatomowych i teorią kwantową, podróż odkrycia była długa i kręta.
Prawdopodobnie jednym z najważniejszych kamieni milowych po drodze był model atomowy Bohra, który jest czasem określany jako model atomowy Rutherforda-Bohra. Model ten, zaproponowany przez duńskiego fizyka Nielsa Bohra w 1913 r., Przedstawia atom jako małe, dodatnio naładowane jądro otoczone elektronami, które krążą po orbitach kołowych (określonych przez ich poziomy energii) wokół centrum.
Teoria atomowa do XIX wieku:
Najstarsze znane przykłady teorii atomowej pochodzą ze starożytnej Grecji i Indii, gdzie filozofowie tacy jak Demokryt postulowali, że cała materia składa się z małych, niepodzielnych i niezniszczalnych jednostek. Termin „atom” został wymyślony w starożytnej Grecji i dał początek szkole myślenia zwanej „atomizmem”. Jednak teoria ta była bardziej koncepcją filozoficzną niż naukową.
Dopiero w XIX wieku teoria atomów została wyartykułowana jako kwestia naukowa, przy czym przeprowadzono pierwsze oparte na dowodach eksperymenty. Na przykład na początku 1800 roku angielski naukowiec John Dalton wykorzystał koncepcję atomu, aby wyjaśnić, dlaczego pierwiastki chemiczne reagowały w pewien możliwy do zaobserwowania i przewidywalny sposób. Poprzez serię eksperymentów z udziałem gazów Dalton opracował tak zwaną Teorię Atomową Daltona.
Teoria ta rozszerzyła się na prawa konwersacji masy i określonych proporcji i sprowadziła się do pięciu przesłanek: pierwiastki w najczystszym stanie składają się z cząstek zwanych atomami; atomy określonego pierwiastka są takie same, aż do ostatniego atomu; atomy różnych pierwiastków można rozdzielić na podstawie ich ciężarów atomowych; atomy pierwiastków łączą się, tworząc związki chemiczne; atomy nie mogą być tworzone ani niszczone w reakcji chemicznej, zmienia się tylko ich grupowanie.
Odkrycie elektronu:
Pod koniec XIX wieku naukowcy zaczęli również teorii, że atom składa się z więcej niż jednej podstawowej jednostki. Jednak większość naukowców zaryzykowała, że jednostka ta będzie miała rozmiar najmniejszego znanego atomu - wodoru. Pod koniec XIX wieku sytuacja zmieniłaby się drastycznie dzięki badaniom naukowców takich jak Sir Joseph John Thomson.
Poprzez serię eksperymentów z wykorzystaniem lamp katodowych (znanych jako lampa Crookesa) Thomson zauważył, że promienie katodowe mogą być odchylane przez pola elektryczne i magnetyczne. Doszedł do wniosku, że zamiast składać się ze światła, były one zbudowane z ujemnie naładowanych cząstek, które były 1 razy razy mniejsze i 1800 razy lżejsze niż wodór.
To skutecznie obaliło pogląd, że atom wodoru był najmniejszą jednostką materii, a Thompson poszedł dalej, sugerując, że atomy są podzielne. Aby wyjaśnić całkowity ładunek atomu, który składał się zarówno z ładunków dodatnich, jak i ujemnych, Thompson zaproponował model, w którym ujemnie naładowane „ciałka” zostały rozmieszczone w jednolitym morzu ładunku dodatniego - znanym jako Model Budyń Śliwki.
Te ciałka zostaną później nazwane „elektronami”, na podstawie teoretycznej cząstki przewidywanej przez anglo-irlandzkiego fizyka George'a Johnstone'a Stoneya w 1874 roku. Z tego narodził się Model Śliwkowego Budynia, nazwany tak, ponieważ bardzo przypominał angielską pustynię, na którą składają się śliwkowe ciasto i rodzynki. Koncepcja została wprowadzona na świat w wydaniu brytyjskim z marca 1904 roku Magazyn filozoficzny, do uznania.
Model Rutherforda:
Kolejne eksperymenty ujawniły szereg problemów naukowych z modelem Pudding Śliwkowy. Na początek problem polegał na wykazaniu, że atom ma jednolity dodatni ładunek tła, który stał się znany jako „Problem Thomsona”. Pięć lat później model zostałby obalony przez Hansa Geigera i Ernesta Marsdena, którzy przeprowadzili serię eksperymentów z wykorzystaniem cząstek alfa i złotej folii - aka. „eksperyment ze złotą folią”.
W tym eksperymencie Geiger i Marsden zmierzyli wzór rozproszenia cząstek alfa za pomocą ekranu fluorescencyjnego. Gdyby model Thomsona był poprawny, cząstki alfa bez przeszkód przechodziłyby przez strukturę atomową folii. Zauważyli jednak, że podczas gdy większość trafiła prosto, niektóre z nich były rozproszone w różnych kierunkach, a niektóre cofały się w kierunku źródła.
Geiger i Marsden doszli do wniosku, że cząstki napotkały siłę elektrostatyczną znacznie większą niż dopuszczalna w modelu Thomsona. Ponieważ cząstki alfa są po prostu jądrami helu (które są naładowane dodatnio), oznacza to, że ładunek dodatni w atomie nie był szeroko rozproszony, ale skoncentrowany w niewielkiej objętości. Ponadto fakt, że cząstki, które nie zostały odchylone, przechodziły bez przeszkód, oznaczały, że te dodatnie przestrzenie były oddzielone ogromnymi przepaściami pustej przestrzeni.
W 1911 roku fizyk Ernest Rutherford zinterpretował eksperymenty Geigera-Marsdena i odrzucił model atomu Thomsona. Zamiast tego zaproponował model, w którym atom składał się głównie z pustej przestrzeni, z całym ładunkiem dodatnim skoncentrowanym w jego centrum w bardzo małej objętości, otoczonej chmurą elektronów. To stało się znane jako model atomu Rutherforda.
Model Bohr:
Kolejne eksperymenty Antoniusa Van den Broeka i Nielsa Bohra dopracowały model. Podczas gdy Van den Broek zasugerował, że liczba atomowa pierwiastka jest bardzo podobna do jego ładunku jądrowego, ten ostatni zaproponował model atomu podobny do Układu Słonecznego, w którym jądro zawiera liczbę atomową ładunku dodatniego i jest otoczone równym liczba elektronów w powłokach orbitalnych (aka. Model Bohra).
Ponadto model Bohra dopracował pewne elementy modelu Rutherforda, które były problematyczne. Obejmowały one problemy wynikające z mechaniki klasycznej, która przewidywała, że elektrony uwalniają promieniowanie elektromagnetyczne podczas okrążenia jądra. Ze względu na utratę energii elektron powinien szybko zwinąć się w spiralę i zapadnąć w jądro. Krótko mówiąc, ten model atomowy sugerował, że wszystkie atomy były niestabilne.
Model przewidywał również, że gdy elektrony ruszą się spiralnie do wewnątrz, ich emisja gwałtownie wzrośnie, gdy orbita będzie się zmniejszać i przyspieszać. Jednak eksperymenty z wyładowaniami elektrycznymi pod koniec XIX wieku wykazały, że atomy emitują energię elektromagnetyczną tylko przy pewnych dyskretnych częstotliwościach.
Bohr rozwiązał ten problem, proponując, że elektrony krążące wokół jądra w sposób zgodny z kwantową teorią promieniowania Plancka. W tym modelu elektrony mogą zajmować tylko określone dozwolone orbitale o określonej energii. Co więcej, mogą oni zdobywać i tracić energię tylko poprzez przeskakiwanie z jednej dozwolonej orbity na drugą, absorbując lub emitując promieniowanie elektromagnetyczne w tym procesie.
Te orbity były powiązane z określonymi energiami, które nazwał pociski energetyczne lub poziomy energii. Innymi słowy, energia elektronu wewnątrz atomu nie jest ciągła, ale „skwantowana”. Poziomy te są zatem oznaczone liczbą kwantową n (n = 1, 2, 3 itd.), który, jak twierdził, można ustalić za pomocą wzoru Ryberga - reguły sformułowanej w 1888 r. przez szwedzkiego fizyka Johannesa Ryberga w celu opisania długości fali linii widmowych wielu pierwiastków chemicznych.
Wpływ modelu Bohr:
Chociaż model Bohra okazał się pod pewnymi względami przełomowy - łącząc stałą Ryberga i stałą Plancka (aka teorię kwantową) z modelem Rutherforda - miał pewne wady, które zilustrują późniejsze eksperymenty. Na początek przyjęto, że elektrony mają zarówno znany promień, jak i orbitę, co Werner Heisenberg obaliłby dekadę później za pomocą swojej zasady nieoznaczoności.
Ponadto, chociaż był przydatny do przewidywania zachowania elektronów w atomach wodoru, model Bohra nie był szczególnie użyteczny w przewidywaniu widm większych atomów. W tych przypadkach, w których atomy mają wiele elektronów, poziomy energii nie były zgodne z przewidywaniami Bohra. Model nie działał również z neutralnymi atomami helu.
Model Bohra nie mógł również uwzględniać efektu Zeemana, zjawiska odnotowanego przez holenderskich fizyków Pietera Zeemana w 1902 r., W którym linie widmowe są dzielone na dwa lub więcej w obecności zewnętrznego, statycznego pola magnetycznego. Z tego powodu podjęto próby udoskonalenia modelu atomowego Bohra, ale one również okazały się problematyczne.
Ostatecznie doprowadziłoby to do zastąpienia modelu Bohra teorią kwantową - spójną z pracą Heisenberga i Erwina Schrodingera. Niemniej jednak model Bohra pozostaje przydatny jako instruktażowe narzędzie do wprowadzania studentów w bardziej nowoczesne teorie - takie jak mechanika kwantowa i model atomowy powłoki walencyjnej.
Byłby także ważnym kamieniem milowym w rozwoju Standardowego Modelu Fizyki Cząstek, modelu charakteryzującego się „chmurami elektronowymi”, cząstkami elementarnymi i niepewnością.
W Space Magazine napisaliśmy wiele interesujących artykułów na temat teorii atomów. Oto model atomowy Johna Daltona, Co to jest budyń śliwkowy, Co to jest model chmury elektronowej ?, Kim był Demokryt? I Jakie są części atomu?
Astronomy Cast ma także kilka odcinków na ten temat: Odcinek 138: Mechanika kwantowa, Odcinek 139: Poziomy energii i widma, Odcinek 378: Rutherford i atomy oraz Odcinek 392: Model standardowy - wprowadzenie.
Źródła:
- Niels Bohr (1913) „O konstytucji atomów i cząsteczek, część I”
- Niels Bohr (1913) „O konstytucji atomów i cząsteczek, systemy części II zawierające tylko jeden atom”
- Encyklopedia Britannica: Borh Atomic Model
- Hiperfizyka - model Bohra
- University of Tennessee, Knoxville - Model Borha
- University of Toronto - Bohr Model of the Atom
- NASA - Imagine the Universe - Background: Atoms and Light Energy
- O edukacji - Bohr Model atomu
