Badania prowadzone, aby potwierdzić teorię Demokryta...obaliły ją. Atom wcale nie jest niepodzielny...

SPIS TREŚCI:

• Wstęp

• Co o materii sądzili starożytni?

• Średniowieczna stagnacja poglądów

• Chemik sceptyczny

• Lavoisier, Łomonosow i Proust

• Teoria Johna Daltona

• Następstwa teorii atomistycznej

• Rewolucji ciąg dalszy

• Sir Thomson i elektrony

• Ciasto z rodzynkami czy układ słoneczny?

• ' ß ' i Ernest Rutherford

• Początki teorii kwantów

• Postulaty Nielsa Bohra

• Dualizm korpuskularno-falowy

• Zasada nieoznaczoności Heisenberga

• Prawdopodobieństwo

• Jak opisać stan elektronu w atomie?

• Co wyróżnia każdy atom?

• Czy na pewno elementarne?

• Bibliografia

---

WSTĘP

Cechą odróżniającą człowieka od zwierząt jest zdolność myślenia abstrakcyjnego oraz ciągłe dążenie do odkrywania prawdy o otaczającym nas świecie. To dzięki niej powstało wiele teorii naukowych, które później stały się aksjomatami tj prawo powszechnego ciążenia, prawo rozpadu promieniotwórczego czy twierdzenie Pitagorasa. Jest ona również odpowiedzialna za opanowanie przez ludzi tak elementarnych umiejętności jak choćby gotowanie wody na herbatę czy mycie rąk mydłem.
Pytanie:,, Z czego zbudowany jest świat?”, nurtowało ludzi od wieków. Już w IV w. p.n.e. grecki filozof Demokryt z Abdery głosił, że materia zbudowana jest z niepodzielnych cząstek: atomów, ( gr. ,,atomos” – niepodzielny).
Poglądy Demokryta zostały na wiele wieków zapomniane, jednak idea złożoności materii, nadal spędzała sen z oczu wielu badaczom.
Żmudne badania prowadzone przez wielu naukowców na przestrzeni wieków pozwoliły odkryć prawdziwą naturę materii i sformułować prawa, oparte na zasadach mechaniki kwantowej, którymi się ona kieruje.

CO O MATERII SĄDZILI STAROŻYTNI?

,br> ,,[Istnieje] pewien szczególny rodzaj bytu, który nazywamy substancją; jedną jej odmianą jest materia, która sama przez się nie stanowi rzeczy określonej; drugą jest forma lub istota, dzięki której nazywamy [materię] taką a taką rzeczą; jeszcze inną jest to, co jest złożone z ich obydwu, [czyli z materii i formy].
Materia jest możnością; forma jest aktem.
Arystoteles: O duszy, Księga II,
rozdz. I: ,,Pierwsza definicja duszy”
Poglądy starożytnych na budowę materii były jedynie filozoficznymi przemyśleniami, domysłami, które w żaden sposób nie mogły być uzasadnione i poparte materiałem doświadczalnym, co obrazuje fragment rozprawy filozoficznej Arystotelesa, uznanego za największego myśliciela antyku. Jednak teorii na temat budowy materii w starożytności było wiele. Filozofowie przyrody, ,,pramaterii”, czyli pierwotnego materiału, z którego powstał cały świat doszukiwali się w trzech, jak to określali, żywiołach: ogniu, wodzie i powietrzu. Twórca filozofii przyrody, Tales z Miletu, uważał za pramaterię wodę. Anaksymenes, inny filozof przyrody, prapierwiastka doszukiwał się w powietrzu, natomiast Heraklit z Efezu uważał, iż to ogień jest prażywiołem. Teorię Talesa, Anaksymenesa i Heraklita pogodził Empedokles z Akragas. Do wody, powietrza i ognia Empedokles dodał czwarty żywioł – ziemię. Stwierdził również, iż wszystkie żywioły są jednakowo ważne, i stanowią ,,korzenie wszechrzeczy”. Wg Empedoklesa różnorodność ciał była skutkiem łączenia się i mieszania czterech prażywiołów.
Rozważania Empedoklesa wpłynęły na Arystotelesa, który połączył teorię prażywiołów z pierwotnymi właściwościami materii, którymi wg niego miały być: suchość, wilgotność, zimno i gorąco. Z połączenia tych własności miały powstawać prażywioły.
Najbliższą prawdy teorię stworzyli Leukippos oraz jego uczeń Demokryt z Abdery. Rozważania nad naturą materii doprowadziły Leukipposa i Demokryta do założenia, iż każda rzecz może zostać podzielona na mniejsze części, ale kresem podziału materii są cząstki najmniejsze i niepodzielne – atomy (z gr. ,,atomos” – niepodzielny). Ci dwaj filozofowie doszli do wniosku, że atomy są podstawowym budulcem materii, a od ich formy, liczby i układu zależą właściwości ciał.
Niestety teoria atomistyczna nie zyskała wielu zwolenników, a jej przeciwnikiem był sam Arystoteles.
Hipoteza, że właściwości ciał zależą od małych, niepodzielnych cząstek nie zgadzała się z jego teorią i wydała mu się czystym absurdem.

ŚREDNIOWIECZNA STAGNACJA POGLĄDÓW

,,Weź miękką cynę w małych kawałkach, oczyszczoną czterokrotnie; weź jej cztery części i trzy części czystej białej miedzi i jedną część asem. Stop, a po odlaniu oczyść kilka razy i zrób z tego, co chcesz. Będzie to asem pierwszej jakości, które oszuka nawet rzemieślników.”
Przepis wytwarzania imitacji złota

Poglądy Arystotelesa stały się pożywką dla prób alchemików, których celem była transmutacja (przemiana) pospolitych metali w złoto.
Choć nam te starania wydają się stratą czasu, alchemicy wierzyli, że jeżeli każde ciało składa się z czterech żywiołów, to poprzez eliminację jednego z nich można zmienić strukturę ciała. Alchemia była nauką ściśle powiązaną z religią i magią, a alchemikami kierowała głównie chęć zysku, więc często uciekali się oni do różnego rodzaju oszustw i sztuczek.
Zaślepienie pieniądzem i marnotrawienie czasu na próby transmutacji metali w złoto doprowadziło do tego, iż alchemicy średniowieczni nie mieli żadnego wkładu w kształtowanie idei złożoności materii, choć nie można im odmówić wynalezienia wielu przydatnych czynności tj. destylacja i sączenie czy sprzętu laboratoryjnego jak na przykład retorty .
Średniowiecze i czasy alchemików można określić jako epokę stagnacji poglądów na temat budowy materii.

 

CHEMIK SCEPTYCZNY

,,Za pierwiastki uważam pewne pierwotne lub proste, z niczym nie połączone ciała; nie są one utworzone z innych ciał ani powstały jedno z drugiego; są składnikami ciał doskonale zmieszanych, które z nich mogą bezpośrednio powstawać i które można na nie ostatecznie rozłożyć”
Robert Boyle
,,The Sceptical Chemist”

Przełom w dziedzinie badań nad budową materii miał miejsce w XVII w. Właśnie w XVII w. zdefiniowano pojęcie pierwiastka, które wiąże się ściśle z budową materii. W napisanej w 1630 r., a opublikowanej w 1642 r. rozprawie pt.,,Doxoscopiae Physicae Minores” niemiecki uczony Joachim Jungius odrzuca proklamowaną przez alchemię, a stworzoną w starożytności teorię prapierwiastków (prażywiołów) i twierdzi, że pierwiastki chemiczne są materiałami jednorodnymi i nie dają się rozłożyć.
W roku 1661 powstało dzieło powszechniej znane, znakomitego angielskiego chemika, eksperymentatora Roberta Boyle`a pod zaciekawiającym tytułem: ,,The Sceptical Chemist” (,,Chemik sceptyczny”) . Praca ta, w formie rozmowy alchemika z osobą o poglądach niealchemicznych, wzbudziła wiele kontrowersji, ponieważ kompromituje ona alchemię i alchemików. W tej samej pracy Boyle zawarł również definicję pierwiastka chemicznego.

LAVOISIER, ŁOMONOSOW I PROUST

Kolejnym krokiem na drodze prowadzącej do odkrycia tajemnicy budowy materii było sformułowanie przez rosyjskiego uczonego Michaiła Łomonosowa ,,prawa zachowania masy”. Uczony posługiwał się tylko językiem rosyjskim i w tym języku napisał pracę, w której zawarł swoją teorię. Z tego powodu informacja o odkryciu nie wydostała się poza Rosję stąd niektóre źródła jako odkrywcę prawa podają Antoine`a Lavoisiera, choć Lavoisier opublikował swoje odkrycie wiele lat po Łomonosowie. Doświadczenia, ze spalaniem różnych substancji doprowadziły Lavoisiera do odkrycia między innymi tlenu. Na podstawie wyników właśnie tych doświadczeń sformułował prawo zachowania masy.
Lavoisier również wprowadził stosowane do dzisiaj (po odpowiednich modyfikacjach) nazewnictwo chemiczne i opisał dokładnie proces spalania.
Badania Łomonosowa i Lavoisiera były kamieniem milowym w historii badań nad budową materii.
Prawem, równie ważnym co ,,zasada zachowania masy” Łomonosowa było ,,prawo stałości składu związku chemicznego” zwane również ,,prawem stosunków stałych” sformułowane przez Josepha Prousta w 1779 roku. Zgodnie z tym prawem: określony związek chemiczny niezależnie od sposobu jego syntezy, ma stały i niezmienny skład elementarny.
Oba prawa znalazły potwierdzenie w teorii Daltona.

TEORIA JOHNA DALTONA

Rewolucyjną, nowożytną teorię atomistyczną opracował i ogłosił w 1803 roku John Dalton, angielski uczony. W myśl tej teorii:

• atomy są niezniszczalne i zachowują swoją identyczność we wszystkich przemianach chemicznych,
• istnieje tyle różnych atomów, ile jest pierwiastków chemicznych,
• pierwiastki łączą się w związki w najprostszy możliwy sposób, tworząc połączenie AB.

Z założeń teorii atomistycznej wynikało zatem, że atomy są najmniejszymi cząstkami pierwiastka zachowującymi wszystkie jego właściwości. Atomy miałyby mieć kulisty kształt, a z ich połączenie powstawać miały cząsteczki.
Na pierwszy rzut oka teoria Daltona nie różni się zbytnio od tej opracowanej przez Demokryta. Jednak w przeciwieństwie do Demokryta, angielski uczony mógł poprzeć swoją hipotezę obliczeniami i materiałem doświadczalnym. Dalton opracował metodę obliczania względnych mas podstawowych cząstek materii, która opierała się na badaniach laboratoryjnych.
Dodatkowo zawarł w swojej teorii cechy atomów, które nie występowały w teoriach jego poprzedników. Atomy Daltona były całkowicie nieściśliwe i otoczone zmienną atmosferą ciepła zależną od stanu skupienia substancji. Dalton uważał, że atomy są ,,niezniszczalne” i we wszystkich przemianach pozostają niezmienne.

NASTĘPSTWA TEORII ATOMISTYCZNEJ

Teoria angielskiego nauczyciela (Dalton był nauczycielem na prowincji) zrewolucjonizowała ówczesną naukę i ułatwiła dalsze poszukiwania odpowiedzi na zagadkę budowy materii i, co się z tym wiąże, atomów.
Ostatecznym potwierdzeniem hipotezy Daltona, a zarazem istnienia atomów, było wyjaśnienie zjawiska polegającego na bezładnym, zygzakowatym ruchu drobnych cząstek (nazwane od jego odkrywcy ruchami Browna), jednocześnie przez Polaka Mariana Smoluchowskiego i Alberta Einsteina. Wg nich ruchy Browna są to niewielkie, gwałtowne przesunięcia mikroskopijnej wielkości drobinek, powodowane nierównomiernością zderzeń atomów z tymi drobinkami.
Teoria Daltona była zgodna z prawem zachowania masy oraz prawem stosunków stałych.
Wyjaśniała również odkryte w 1808 r. prawo stosunków objętościowych (prawo Gay-Lussaca) oraz prawo sformułowane przez włoskiego uczonego Amadeo Avogadro, zwane od jego nazwiska prawem Avogadra .
W 1818 roku szwedzki uczony Jöns Jacob Berzelius opracował i opublikował tablicę ciężarów atomowych, co pozwoliło na dalszy rozwój badań w dziedzinie atomistyki.
Najważniejszym następstwem teorii Daltona było niewątpliwie stworzenie przez rosyjskiego chemika Dmitrija Mendelejewa metody klasyfikacji pierwiastków chemicznych. Mendelejew sklasyfikował znane mu pierwiastki na podstawie sformułowanego przez siebie prawa okresowości (1869r.) i stworzył graficzne rozwiązanie owej klasyfikacji w postaci tabeli składającej się z poziomych okresów i pionowych grup.
Teoria atomistyczna uporządkowana ostatecznie przez S. Canizarro w 1858 roku, przyczyniła się do rozwoju chemii w XIX w.
W dzisiejszych czasach teoria Daltona ma znaczenie wyłącznie historyczne.

REWOLUCJI CIĄG DALSZY

Teoria Daltona pozwalała na wyjaśnienie wielu zjawisk, jednak nie odpowiadała ona na wszystkie pytania.
Koniec XIX w. był dla uczonych okresem fascynacji nad przepływem prądu przez rozrzedzone gazy. Było to na tyle dziwne, że gaz pod normalnym ciśnieniem jest izolatorem prądu, jednak po jego rozrzedzeniu , można w nim wywoływać wyładowania elektryczne, pomiędzy anodą i katodą. Ciekawe było również zjawisko świecenia ścianki rury, w której dokonywano wyładowań, w miejscu położonym naprzeciwko katody. Przyczyną emisji tego jasnozielonego światła musiały być emitowane przez katodę niewidzialne promienie , które padając na ściankę rury pobudzały ją do tzw. świecenia fluorescencyjnego. Promienie te nazwano promieniami katodowymi. Właściwości światła powodowanego przez promienie katodowe badał Wilhelm Conrad Roentgen. Któregoś dnia w 1895 r. Roentgen przez przypadek odkrył, że ścianka rury nie tylko świeci pobudzona promieniami katodowymi, ale także sama emituje jakieś niewidzialne promienie, przenikające przez papier i wywołujące świecenie pokrytego fluorescencyjną farbą ekranu. Roentgen nazwał te promienie ,,promieniami X”.
W tym samym czasie francuski chemik i fizyk Henri Becquerel badał wtórne świecenie ciał, po wcześniejszym wystawieniu ich na działanie światła. Zjawisko to nosiło nazwę fosforescencji. Becquerel zainspirowany odkryciem Roentgena postanowił zbadać, czy w tym przypadku również są emitowane promienie X. Badania swoje Becquerel prowadził na solach uranu, a ich wynik był pozytywny. Jak się później okazało sam uran wykazuje jeszcze większe skłonności do emisji tajemniczych promieni. Becquerel ogłosił swoje odkrycie w 1896 roku. Promienie te nazwano od jego nazwiska ,,promieniami Becquerela”.

Badania nad promieniami Becquerela prowadziła polska uczona Maria Skłodowska-Curie wraz z mężem Pierrem. Odkryli oni, iż nie tylko uran i tor, jak dotąd uważano, są promieniotwórcze. Poprzez żmudne badania stwierdzili istnienie dwóch innych pierwiastków promieniotwórczych: polonu oraz radu .
W czasie gdy nasza rodaczka prowadziła badania nad pierwiastkami promieniotwórczymi, w laboratoriach całego świata starano się dociec struktury promieni katodowych.

SIR THOMSON I ELEKTRONY

Naukowcy na całym świecie, próbujący zbadać tajemniczą strukturę promieni katodowych zadawali sobie pytanie, czy promienie te mają charakter świetlnych promieni tak jak promienie Roentgena czy są może strumieniem małych cząstek materialnych?
Po pewnym czasie stwierdzono, szukając odpowiedzi na pierwszą część pytania, iż promienie te mają prędkość dużo mniejszą od prędkości promieni świetlnych, dlatego nie mogą mieć takiej samej natury. Odpowiedź na drugą część pytania uzyskano, poddając promienie katodowe działaniu pola magnetycznego emitowanego przez magnes. Jak się okazało promienie zachowały się jak ciała obdarzone masą i ujemnym ładunkiem, i zostały odchylone w kierunku dodatniego bieguna magnesu. Badania w tej dziedzinie prowadził angielski fizyk Joseph John Thomson. Wykonał on dokładne pomiary stosunku masy cząstek niesionych strumieniem promieni katodowych do ich ładunku elektrycznego. Stwierdził także, że ładunek cząstek nie zależy od rodzaju katody. Sformułował na podstawie wyników swoich eksperymentów wniosek, że wszystkie cząstki niesione promieniowaniem katodowym są identyczne co do masy i ładunku. Wyniki prac Thomsona zostały opublikowane w 1897 roku, a cząstki nazwano elektronami (nazwę tą stworzył w 1891 r. Johnstone Stoney). Ich ładunek wyznaczył R. Millikan (1909-1916). Odkrycie Thomsona miało kolosalne znaczenie. Elektrony musiały być wysyłane przez atomy, od których są mniejsze. Są zatem składnikami atomów. Atom przestał być niepodzielny!

CIASTO Z RODZYNKAMI CZY UKŁAD SŁONECZNY?

Odkrycie Thomsona ponownie rozbudziło ciekawość w umysłach uczonych i znowu posypały się hipotezy na wyjaśnienie budowy atomu.
Joseph John Thomson o budowie atomu zaczął rozmyślać niedługo po odkryciu elektronów, bowiem już w 1898 roku. Porównał atom do... ciasta z rodzynkami. Rodzynkami wg niego miały być elektrony, natomiast ciastem była ,, kula o jednorodnej dodatniej elektryzacji”. Dzięki temu atom Thomsona spełniał zasadę, obojętności atomu. Japoński fizyk Hantaro Nagaoka zbudował model atomu z elektronowymi pierścieniami na podobieństwo Saturna.
Jednak postęp w dziedzinie atomistyki nastąpił dopiero po eksperymentach Ernesta Rutherforda.

a, b, g I ERNEST RUTHERFORD

Po odkryciu budowy promieni katodowych uwagę uczonych zwróciło promieniowanie wysyłane przez pierwiastki promieniotwórcze.
Henri Becquerel stwierdził, że atomy niektórych pierwiastków rozpadają się samorzutnie (zjawisko promieniotwórczości naturalnej) emitując przy tym trzy rodzaje promieniowania: a, b, g.
Promienie a okazały się cząstkami o dodatnim ładunku (+2) i masie równej 4 u ( są to jądra helu). Promienie b to odkryte przez Thomsona elektrony, natomiast promienie g okazały się być krótkofalowym promieniowaniem elektromagnetycznym (falą elektromagnetyczną) o naturze podobnej do promieni Roentgena.
Słynne doświadczenie młodego Nowozelandczyka Ernesta Rutherforda pozwoliło na dalszy rozwój wiedzy o budowie atomu.
W swoim doświadczeniu (przy przeprowadzaniu
eksperymentów pomagali mu E. Mardsen i H. Geiger), Rutherford skierował strumień cząstek a, emitowany przez promieniotwórczy pierwiastek polon (odkryty przez Marię Skłodowską-Curie) zamknięty w ołowianej osłonie, na cienką złotą folię. Zauważył, że większość cząstek a przenika swobodnie przez złotą folię i uderza w ekran fluoryzujący, powodując powstawanie na nim błysków, część cząstek a odchyla się nieznacznie na boki, a część odbija się od ekranu i wraca do źródła emisji. Wniosek był jeden : dodatnie cząstki a napotkały na inne cząstki o dodatnim ładunku w złotej folii.
Cząstki te uczony nazwał protonami i stwierdził, że jądrem atomu wodoru jest właśnie proton.
Doświadczenie Rutherforda obaliło hipotezę istnienia atomu-ciasta sformułowaną przez Thomsona, ponieważ gdyby model Thomsona był prawdziwy to prawie wszystkie cząstki a powinny ulec odchyleniu lub zawróceniu. Wyniki eksperymentu powtarzanego wiele razy pozwoliły Rutherfordowi na stworzenie tzw. ,,planetarnego modelu budowy atomu”. Wg założeń tej teorii, atom miałby być zbudowany jak mini układ słoneczny (co wielu uczonych przewidziało wcześniej). We wnętrzu tego układu znajdować się miało dodatnio naładowane jądro atomowe, a dookoła jądra krążyć miały ujemnie naładowane elektrony. Jądro w porównaniu do atomu jest znacznie mniejsze, ponieważ tylko nieliczne cząstki ? uległy odbiciu lub odchyleniu.
Wg Rutherforda atom miał być zbudowany z jądra atomowego o wielkości rzędu 10-15 m i skupiającego prawie całą masę atomu oraz elektronów obiegających jądro po zamkniętych orbitach o promieniach
rzędu 10-10 m.
Model atomu Rutherforda posiadał jednak jedną wielką wadę i był sprzeczny z zasadami klasycznej elektrostatyki. Zgodnie z tymi zasadami ładunek poruszający się po orbicie z przyśpieszeniem dośrodkowym emituje falę elektromagnetyczną, zmniejszając swoją energię i coraz bardziej zbliżając się do jądra. Uwzględniając te prawa atom znikałby po czasie równym ok. 10-6 sekundy, a przecież atomy większości pierwiastków są trwałe.

POCZĄTKI TEORII KWANTÓW

,,Zachowuję się jak struś, który cały czas chowa głowę w piasek względności, aby nie patrzeć w twarz wstrętnym kwantom”
Albert Einstein

,, ... Fizyka jest dla mnie zbyt trudna i żałuję, że nie zostałem komikiem filmowym lub kimś w tym rodzaju, aby nigdy nie słyszeć więcej o fizyce.”
Wolfgang Pauli

,, Jeśli te przeklęte przeskoki kwantowe rzeczywiście pozostaną w fizyce, to nie mogę sobie wybaczyć, że w ogóle związałem się z teorią kwantów!”
Erwin Schrödinger

Postęp w dziedzinie atomistyki nastąpił po powstaniu teorii zwanej mechaniką kwantową.
Max Planck, uważany za ,,ojca” kwantów nie zdawał sobie nawet sprawy jak wiele zamętu uczyni, wypowiadając 14 grudnia 1900 roku w Berlinie po raz pierwszy słowo kwant. Otworzył on swoją teorią nową erę w naukach ścisłych.
Zgodnie z założeniami teorii kwantowej: promieniowanie elektromagnetyczne o częstości ? nie jest emitowane ani absorbowane przez materię w dowolnie małych ilościach lecz tylko w postaci kwantów (porcji) energii. Max Planck wyprowadził wzór na energię kwantu. Wzór ten wygląda następująco:

E=h*

?

gdzie:

E - energia kwantu
h - stała Plancka, równa 6,6260757 •10^-34 [J*s]
? - częstotliwość

POSTULATY NIELSA BOHRA

• Problem związany z planetarnym modelem atomu wg Rutherforda rozwiązał duński fizyk Niels Bohr, w sposób nad wymiar zaskakujący. Stwierdził, że w świecie atomów obowiązują inne prawa niż w fizyce klasycznej! Swoją teorię Bohr ogłosił już w 1913 roku i zawarł w niej kilka istotnych punktów, zwanych postulatami Bohra:
• elektron krąży wokół jądra po zamkniętym, nie dowolnym a ściśle określonym energetycznie torze zwanym orbitą stacjonarną;
• elektron w stanie podstawowym nie pobiera ani nie emituje energii;
• aby przemieścić się na orbitę wyższą energetycznie (bardziej oddaloną od jądra), elektron musi pobrać energię z otoczenia, natomiast aby przemieścić się na orbitę niższą energetycznie (bliższą jądru), elektron musi wyemitować energię;
• energia może być pobierana lub emitowana wyłącznie w postaci kwantów promieniowania;

Bohr zdefiniował również stan podstawowy i wzbudzony atomu. Stan podstawowy to stan, w którym elektrony w atomie mają najniższą, możliwą energię, a stan wzbudzony to stan o wyższej energii elektronów.
Bohr przetworzył zatem model atomu Rutherforda na następujący: wokół jądra utworzonego z odpowiedniej ilości protonów, krąży, po orbitach stacjonarnych, taka sama ilość elektronów nie spadających na jądro z powodu stałego stanu energetycznego.

DUALIZM KORPUSKULARNO-FALOWY

Teoria korpuskularnej (cząstkowej) natury światła, którą proklamował Izaak Newton, obalona została po odkryciach: T. Younga - zjawiska interferencji oraz J. C. Maxwella , który ogłosił teorię rozchodzenia się fal elektromagnetycznych.
W tym czasie uznano, iż istnieją dwie niezależne i niepowiązane grupy zjawisk: korpuskularne i falowe i dwa sposoby ich opisu: sposób Newtona i Maxwella również od siebie niezależne. Hipoteza ta została podważona po odkryciu zjawiska efektu fotoelektrycznego, polegającego na wybijaniu elektronów z atomów metalu przez promieniowanie elektromagnetyczne.
Do ciekawego wniosku doszedł naukowiec francuski Louis Victor de Broglie. Wg Broglie`a poruszający się elektron ma jako cząstka materialna także pewne właściwości charakterystyczne dla fal.
Ściślej rzecz ujmując , cząstki miałyby w pewnych warunkach ulegać zjawiskom charakterystycznym dla fal, a więc interferencji i dyfrakcji, natomiast fale miałyby posiadać cechy typowe dla cząstek czyli np. pęd.
Podstawą dualizmu korpuskularno-falowego jest połączenie relacji de Broglie`a E=h? z wzorem Einsteina E=mc2 , pozwalające obliczyć długość tzw. fali materii.

c = v

gdzie:

E - energia
m - masa cząstki
c - prędkość światła = 300 000
h- stała Plancka
?- częstotliwość
?- długość fali
v- prędkość cząstki
p- pęd cząstki (p=mv)

Postulat ten doprowadził do sformułowania, przytaczanej już wcześniej, teorii mechaniki kwantowej zwanej również falową.
Nowa teoria umożliwiła poprawny opis właściwości cząstek w atomach. Teorię mechaniki kwantowej opracowywało wielu wybitnych uczonych, między innymi:Max Planck, Arnold Sommerfeld, Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg, Wolfgang Pauli jak również Max Born. Praca niektórych z nich opisana jest w dalszej części tego opracowania.

ZASADA NIEOZNACZONOŚCI HEISENBERGA

Zasada nieoznaczoności Heisenberga jest bezpośrednią konsekwencją dualizmu korpuskularno-falowego. W myśl tej zasady nie można jednocześnie, z dowolną dokładnością, wyznaczyć położenia i pędu cząstki (elektronu). Oznacza to, że jeżeli poznamy dosyć dokładnie pęd cząstki, to tym mniej dokładnie będziemy w stanie określić jej położenie. I odwrotnie, im dokładniej określimy położenie cząstki, tym większym błędem obarczymy wartość pędu.
Zgodnie z tą zasadą:

gdzie:

p- nieoznaczoność składowej pędu cząstki
x- nieoznaczoność współrzędnej x położenia cząstki
h- stała Plancka

PRAWDOPODOBIEŃSTWO...

by zrozumieć istotę ruchu elektronu wokół jądra, należy wyzbyć się mylnego, zakorzenionego w świadomości poglądu, iż elektron krąży wokół jądra po orbicie, która jest jakimś realnym torem. Nic bardziej mylnego. Orbital atomowy to tylko operacja matematyczna, na podstawie której możemy wyznaczyć prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu w danym położeniu wokół jądra. Ponieważ trzeba sobie uświadomić, że elektron w danej chwili nie znajduje się w jakimś konkretnym położeniu wokół jądra, ale oscyluje (drga) pomiędzy wszystkimi prawdopodobnymi położeniami.
I tu zachodzi potrzeba wprowadzenia pojęcia gęstości elektronowej zwanej inaczej gęstością prawdopodobieństwa. Gęstość prawdopodobieństwa określa prawdopodobieństwo znalezienia się układu w pewnym elemencie przestrzeni.
Prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu w danym miejscu wokół jądra określa równanie falowe zwane równaniem Schrödingera:

gdzie:

?(x,y,x)- funkcja falowa określająca położenie cząstki w przestrzeni
(x,y,z)- współrzędne położenia cząstki
E- energia całkowita cząsteczki
U(x,y,z)- energia potencjalna pola sił, którym podlega cząstka

h- stała Plancka


- operator Laplace`a (?)




Rozwiązaniami równania falowego są orbitale, czyli przestrzenie na zewnątrz jądra, w których prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe.
Równanie Schrödingera posiada dla każdego atomu nieskończenie wiele rozwiązań.

JAK OPISAĆ STAN ELEKTRONU W ATOMIE?

Do opisania stanu kwantowego elektronu (zajmującego dany orbital) służą tzw. liczby kwantowe.
Znajomość czterech liczb kwantowych pozwala określić dokładne miejsce elektronu w atomie oraz jego właściwości na danym orbitalu. Jedna z liczb kwantowych ma stałą wartość.
Liczby kwantowe są następujące:

1.Główna liczba kwantowa:

• oznacza się ją jako: n
• przybiera wartości: 1,2,3,4,5,6,7...
• oznacza numer powłoki, na której znajduje się elektron (n=1 : K, n=2 : L, n=3 : M, n=4 : N itd.)
• wartość głównej liczby kwantowej określa prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danej odległości od jądra
• określa przedział energetyczny, w którym zawiera się energia elektronu
• decyduje o wielkości orbitalu

2.Poboczna liczba kwantowa:

• oznacza się ją jako: l
• przybiera wartości: 0,1,2,3,4...,(n-1)
• oznacza numer podpowłoki, na której znajduje się elektron (l=0 : s, l=1 : p, l=2 : d, l=3 : f)
• charakteryzuje kształt orbitali (podpowłok elektronowych)
• określa energię elektronu
• określa moment pędu elektronu w atomie

3.Magnetyczna liczba kwantowa:

• oznacza się ją jako: m
• przybiera wartości: -l...0...l
• określa orientację przestrzenną orbitalu
• określa liczbę poziomów orbitalnych w podpowłoce
• określa w jaki sposób chmura elektronowa zachowuje się w polu magnetycznym

4.Spinowa liczba kwantowa:

• oznacza się ją jako: s
• przybiera jedną stałą wartość: 1/2

5.Magnetyczna spinowa liczba kwantowa:

• oznacza się ją jako: ms
• przybiera wartości: +1/2 lub –1/2
• określa spin elektronu, czyli, mocno upraszczając, kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi
• na orbitalu mogą znajdować się tylko 2 elektrony

Oczywistym jest, że elektrony nie zapełniają powłok, podpowłok i poziomów orbitalnych w sposób przypadkowy. Istnieje kilka reguł dotyczących zapełniania przez elektrony poziomów orbitalnych, orbitali i powłok. Jedną z nich jest zakaz Pauliego. Zasada ta mówi, że w atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o identycznym stanie kwantowym czyli o identycznych wartościach wszystkich liczb kwantowych. Elektrony należące do jednego atomu muszą różnić się, chociaż jedną z tych liczb.
Maksymalną liczbę stanów kwantowych, czyli elektronów, które wypełniają jedną powłokę oblicza się ze wzoru:

2n²

gdzie:

n to wartość głównej liczby kwantowej.
I tak na przykład pierwsza powłoka obejmuje: 2*12=2 elektrony, a trzecia: 2*32=18 elektronów.

Konfiguracja elektronowa atomu, czyli rozmieszczenie elektronów w powłokach i podpowłokach dostarcza wielu użytecznych informacji, pozwalających na przewidywanie właściwości i zachowanie się pierwiastka w różnych warunkach oraz reakcji chemicznych w jakie pierwiastek może wchodzić.
Konfigurację elektronową pierwiastka można zapisywać na dwa sposoby:

• w sposób symboliczny,

• w sposób graficzny.

1.Sposób symboliczny:

Konfigurację elektronową zapisuje się, stosując literowe symbole orbitali, ale przed literą orbitalu umieszcza się wartość głównej liczby kwantowej, a w prawym górnym rogu nad symbolem orbitalu umieszcza się liczbę elektronów, np.:
Wodór: ₁H : 1s¹
Azot: ₇N : 1s2²s2²p³
Fosfor: ₁₅P: 1s2²s2²p6³s2³p³
Można też zastosować zapis skrócony, w przypadku, gdy powłoki są zapełnione całkowicie, można zamiast konfiguracji tych powłok w nawiasie kwadratowym umieścić symbol helowca, a za nawiasem napisać konfigurację niezapełnionych powłok np. Azot: ₇N : [He]2s2²p³
Fosfor: ₁₅P : [Ne]3s2³p³
Chlor: ₂₀Ca: [Ar]4s²

2.Sposób graficzny:

Konfigurację elektronową można również podawać w formie graficznej, w której każdy poziom orbitalny przedstawiony jest jako kwadrat.

Symbol taki oznacza pojedynczy, niesparowany elektron

Z kolei taki symbol oznacza dwa elektrony o przeciwnych spinach- elektrony sparowane.
Przykładowe konfiguracje w zapisie graficznym:

Przy pisaniu konfiguracji elektronowych należy pamiętać o jeszcze jednej zasadzie: ,,regule Hunda”. W myśl tej zasady:
a. w danej podpowłoce powinna istnieć możliwie największa liczba niesparowanych elektronów,
b. niesparowane elektrony, obsadzające poziomy orbitalne tej samej podpowłoki , powinny mieć jednakową orientację spinu,
c. do sparowania elektronów dochodzi dopiero po zajęciu przez elektrony niesparowane wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki

CO WYRÓŻNIA KAŻDY ATOM?

Wszystkie pierwiastki (z wyjątkiem wodoru) zbudowane są z protonów, o dodatnim ładunku i neutronów (cząstek odkrytych w 1932 roku przez Jamesa Chadwicka) o ładunku obojętnym, które mają wspólną nazwę: nukleony i które wchodzą w skład jądra atomowego oraz z krążących wokół jądra elektronów, naładowanych ujemnie. Liczba protonów jest równa liczbie elektronów i określana mianem liczby atomowej (Z). Liczba atomowa jest cechą charakterystyczną dla danego atomu. Dmitrij Mendelejew klasyfikując znane mu pierwiastki posługiwał się masą atomową, uważaną wówczas za podstawową cechę pierwiastka. Jednak klasyfikacja ta nie jest prawidłowa, ponieważ w przyrodzie występuje bardzo często zjawisko zwane izotopią (zjawisko to odkrył w 1910 roku F. Soddy). Polega ono na występowaniu kilku odmian tego samego pierwiastka o różnej masie atomowej. Stąd wzięły się pewne anomalia w układzie okresowym Mendelejewa. Masa atomowa pierwiastków podawana jest w atomowych jednostkach masy u (z ang. ,,unit”- jednostka). Atomowa jednostka masy zdefiniowana jest jako 1/12 masy nuklidu 12C. Dziś pierwiastki sklasyfikowane są wg liczb atomowych ( wprowadził to Henry Moseley w 1913 r.).

CZY NA PEWNO ELEMENTARNE?

Demokryt i Leukippos uznawali atomy za cząstki elementarne, nie dające się rozłożyć na mniejsze korpuskuły. Wraz z rozwojem atomistyki i odkrywaniem kolejnych składników atomu, a więc protonów, neutronów i elektronów im też nadawano status cząstek elementarnych. Jak się jednak okazało status cząstki elementarnej należy się wyłącznie elektronom. Protony i neutrony to cząstki zbudowane z kwarków. Obie cząstki należą do grupy tzw. barionów, a więc cząstek zbudowanych z trzech kwarków. Ponadto swobodny neutron podczas rozpadu emituje proton, elektron i antyneutrino elektronowe. Kwarki są to cząstki o niezwykłej właściwości, o ułamkowym ładunku elektrycznym. Kwarków jest sześć, nazwano je: górny (u), dolny (d), powabny (c), dziwny (s), prawdziwy (t) i piękny (b). Kwarki u, c, t mają ładunek równy 2/3, a kwarki d, s i b –1/3. Fizycy stworzyli teorię wyjaśniającą oddziaływania pomiędzy cząstkami elementarnymi zwaną ,,modelem standardowym”. W myśl tej teorii, wszelka materia składa się tylko z : 6 kwarków, 6 leptonów (do grupy leptonów należą elektrony) oraz nośników oddziaływań, którymi są gluony, fotony, bozony W+ i W- oraz bozony Z. Wszystkie inne cząstki zbudowane są z tych właśnie cząstek elementarnych.

 

Artykuł napisał:
Bartosz Szyszko

BIBLIOGRAFIA
Brock W. H.: Historia chemii, Prószyński i S-ka, Warszawa 1999
Chemia- Encyklopedia dla wszystkich, Wydawnictwo Naukowo-Techniczne, Warszawa 2001
Danin D.: Rewolucja kwantowa, Wiedza Powszechna, Warszawa 1990
Drapała T.: Podstawy chemii, WSiP, Warszawa 1992
Hejwowska S., Marcinkowski R.: Chemia 1 podręcznik, Operon, Rumia 2002
Hoffman K.: Sztuczne złoto, Wiedza Powszechna, Warszawa 1985
Jankowski S.: Narodziny i młodość atomu, Nasza Księgarnia, Warszawa 1975
Januszajtis A., Kalinowski J.: Molekularna budowa ciał, WSiP, Warszawa 1988
Kozłowski Z.: Chemia ogólna, WSiP, Warszawa 1990
Kulawik J., Kulawik T., Litwin M.: Chemia dla gimnazjum cz. I i II, Nowa Era, Warszawa 2000
Litwin M., Styka-Wlazło S., Szymońska J.: Chemia ogólna i nieorganiczna, Nowa Era, Warszawa 2002
Mastalerz P.: Elementarna chemia nieorganiczna, Wydawnictwo Chemiczne, Wrocław 2000
Morgan N.: Encyklopedia Chemii, RTW,1997
Płochocki Z.: Atomistyka współczesna, WSiP, Warszawa 1986
Orłowski B., Przyrowski Z.: Księga odkryć, Nasza Księgarnia, Warszawa 1987
Pajdowski L.: Chemia ogólna, Państwowe Wydawnictwo Naukowe, Warszawa 1982
Późniaczek M., Kluz Z.: Chemia- podręcznik dla liceum, WSiP, Warszawa 2002
Repetytorium chemia, Agencja MZ, Warszawa 2002
Roesky . H. W., Möckel K.: Niezwykły świat chemii, Adamantan, Warszawa 1998
Słownik encyklopedyczny Chemia, Europa, Wrocław 2001
Szepke R.: 1000 słów o atomie i technice jądrowej, Wydawnictwo Ministerstwa Obrony Narodowej, Warszawa 1962
Szymczyk T., Rabiej S., Pielesz A., Desselberger J.: Tablice matematyczne-fizyczne-chemiczne-astronomiczne, PPU ,,Park”, Bielsko-Biała 2003
Ufnalski W., Chemia w szkole średniej, Wydawnictwo Naukowo-Techniczne, Warszawa 1998, 1999