Читать книгу Fascynująca chemia - Sylvia Feil - Страница 10

Na początku XX wieku wszelkie wątpliwości dotyczące realnej egzystencji atomów zostały już praktycznie rozwiane. Powstało wówczas pytanie dotyczące wyglądu atomów. Czy są to kompaktowe, niepodzielne kuleczki, czy mają one jakąś podstrukturę?

Zgodnie z modelem atomu Bohra elektron może poruszać się tylko na konkretnych orbitach. Gdy elektron zmienia orbitę, dochodzi do absorpcji lub emisji odpowiedniego fotonu

Pierwszym krokiem ku wyjaśnieniu tego pytania było zaobserwowanie następującego zjawiska: podczas ogrzewania w próżni lub w silnie rozrzedzonych gazach metalowego drutu z ujemnym ładunkiem (katody) można dostrzec, że emituje on promieniowanie. W 1897 roku Joseph John Thomson odkrył, że to promieniowanie, tak zwane promieniowanie katodowe, składa się z maleńkich, ujemnie naładowanych cząstek – elektronów, które są ponad tysiąc razy lżejsze od atomów znajdujących się w drucie. Podczas kolejnych eksperymentów okazało się, że elektrony są główną częścią składową wszystkich atomów.

Atomy są obojętne pod względem ładunku elektrycznego, więc muszą one dla równowagi zawierać również dodatnie ładunki. Pomocne okazało się tutaj inne zjawisko, które w owym czasie właśnie odkryto: radioaktywność . Niektóre radioaktywne pierwiastki mogą emitować naładowane dodatnio tzw. cząstki alfa – to pierwsza przesłanka dotycząca poszukiwanych ładunków przeciwnych.

Strumień elektronów zgięty w łuk pod wpływem pola magnetycznego w silnie rozrzedzonym powietrzu. Jest to dowód na to, że elektrony mają ładunek ujemny. Gdy elektrony natrafią na cząsteczki powietrza, pobudzając je do świecenia, wówczas te emanują fioletową poświatą

W 1909 roku grupa badawcza Ernesta Rutherforda zbombardowała cienką złotą folię cząstkami alfa i uzyskała zaskakujący wynik. Prawie wszystkie cząstki alfa przedostały się przez złotą folię niemal bez przeszkód! Atomy nie mogły więc być masywnymi kulkami, za które je przez długi czas uważano. Niewielka część cząstek alfa została jednak przy tym mocno wytrącona ze swojego toru, tak jakby natrafiły we wnętrzu atomu na masywne obiekty o ładunku dodatnim. Z tego Rutherford wywnioskował, że te poszukiwane ładunki przeciwne zbierają się w maleńkim, lecz masywnym jądrze atomowym, które stanowi prawie całą masę atomu. Pozostała część atomu jest po prostu pustą przestrzenią, w której podobne do punkcików ujemne elektrony zdają się orbitować wokół dodatniego jądra atomowego, co wyobrażano sobie jako ruchy planet w Układzie Słonecznym.

Eksperyment Rutherforda

Tak rozumiane atomy są w zasadzie niemal niczym. Dlaczego więc zachowują się one jak duże, stabilne obiekty? I dlaczego krążące elektrony nie emitują energii, mimo że właściwie musiałyby zachowywać się analogicznie do kołyszących się ładunków w antenie nadawczej, przez co wpadałyby do jądra atomu?

Problem ten próbował rozwiązać w 1913 roku duński fizyk Niels Bohr za pomocą następującego triku: elektrony miały krążyć wokół jądra atomowego tylko na konkretnych orbitach (powłokach), w przypadku których orbitalny moment pędu jest liczbą całkowitą będącą wielokrotnością danej stałej fizycznej.

W odniesieniu do atomu wodoru, będącego najprostszym atomem, model atomu Bohra sprawdził się i dobrze określał wielkość atomu oraz linie widmowe. W przypadku bardziej złożonych atomów nie działał już tak dobrze. Poza tym nie było jasne, jaka motywacja tkwiła za uwarunkowaniami orbit według Bohra. Te problemy można było rozwiązać dopiero około 1925 roku dzięki postępowi w dziedzinie mechaniki kwantowej, kiedy stało się jasne, że elektrony w atomie nie poruszają się na dowolnych orbitach. Ale o tym na następnych stronach.

Linie widmowe () wodoru w świetle widzialnym (seria Balmera). Elektron spada z wyższej orbity (n > 2) na drugą najniższą orbitę (n = 2). Czerwona linia oznacza przejście z orbity 3 na orbitę 2, niebiesko-zielona linia obok oznacza przejście z orbity 4 na 2 itd.

Jak poruszają się elektrony w przyciągającym polu jądra atomowego? Wszelkie próby zmuszenia ich do poruszania się po konkretnych orbitach – tak jak w modelu atomowym Bohra – okazały się ostatecznie niezadowalające. Potrzebna była nowa koncepcja!