Budowa atomu
Budowa atomu

Elementarne cząstki budowy atomu
Od początku dwudziestego stulecia, z informacji zawartych w pracach Ernesta Rutherforda, wiadomo, że atomy są zbudowane z jądra i krążących wokół niego elektronów. Jądro atomowe, którego promień jest rzedu ok.10-14m, skupia w sobie prawie całą masę atomu i jest obdarzone ładunkiem dodatnim. Promień atomu wynosi ok.10-10m. Ujemnie naładowane cząstki powłoki atomowej kompensuje dodatni ładunek jądra atomu. Fizycy wyróżniają około 20 cząstek elementarnych wchodzacych w skład atomów, które spełniają w nich bardzo odpowiedzialne funkcje. Aby w prosty sposób opisać budowę atomu, wystarczy poznać właściwości i rolę protonów, neutronów i elektronów w atomie.
Protony i neutrony są elementami składowymi jądra. Suma ich mas (ok.1,7*10-24g każdy) przekracza 99,9% masy całego atomu. Elektrony o małej masie (ok.9,1*10-28g każdy) rozmieszczone są wokół jądra w powłoce atomu. Protony mają ładunek dodatni, natomiast elektrony ładunek ujemny. W obu przypadkach wynosi on 1,6*10-19C. Jest to tzw. ładunek elementarny. Liczba elektronów w atomie jest równa liczbie protonów, dlatego każdy atom jest elektrycznie obojętny. Z kolei liczba protonów decyduje o rodzaju pierwiastka (liczbie atomowej) oraz o liczbie elektronów krążących po zewnętrznych orbitach atomu. Pierwszym przybliżeniem budowy orbit jest model Bohra. Neutrony nie mają ładunku elektrycznego, a masa neutronu jest w przybliżeniu równa masie protonu.
Atomy znanych dotychczas pierwiastków z chemicznego punktu widzenia stanowią podstawowe składniki makroskopowe materii. Różnią się liczbą protonów w jądrze, a więc także ładunkiem jądra i liczbą elektronów wokół jądra. Chemiczny charakter pierwiastka nie zmienia się ze względu na różną zawartość neutronów w dwóch różnych jądrach atomowych tego samego pierwiastka. Istnieją zatem atomy pierwiastka różniące się masą, ale nie różniące się ładunkiem elektrycznym. Takie atomy nazywamy izotopami.
Pierwiastki oznacza się symbolami złożonymi z jednej lub dwóch liter ich łacinskiej nazwy. Cżesto obok symbolu pierwiastka z lewej strony, u dołu podaje się liczbę protonów w jądrze, natomiast z lewej strony symbolu u góry - względną masę atomową równą sumie protonów i neutronów. Na tej podstawie bardzo łatwo mozna określić liczbę neutronów w jądrze atomu.
Przykładem może tu być atom wodoru:
11H - wodór (H).
21H - deuter (D) zawierający 1 neutron.
31H - tryt (T) zawierający 2 neutrony.




W przyrodzie jest tylko 20 pierwiastków, które nie mają naturalnych izotopów. Są to tak zwane pierwiastki czyste. Należą do nich m.in. beryl, fluor, sód, glin, złoto. Pozostałe występują jako mieszanina swoich izotopów w różnym udziale procentowym, np. izotopy litu. Wzgledna masa atomowa pierwiastków jest więc średnią wartością mas atomowych poszczególnych izotopów danego pierwiastka. Z tego powodu wartość ta nie może być liczbą całkowitą. Energia wiązania cząstek elementarnych w jądrze oraz defekt masy także są tego przyczyną.



Bezwzględne masy atomów różnych pierwiastków są bardzo małe. Masa atomu wodoru, najlżejszego spośród wszystkich pierwiastków, wynosi ok.1,6*10-24g. Masa atomu sodu jest około 23 razy większa, natomiast masa atomu ołowiu ok. 207 razy większa. Jeśli odnieść masy poszczególnych atomów to otrzyma się wzgledne masy atomowe poszczególnych pierwiastków.
Główne założenia teorii Bohra
Niels Bohr wprowadził dwa założenia sprzeczne z klasyczną elektrodynamiką:

Emisja kwantu promieniowania o energii hn jest możliwa tylko w przypadku przeskoku elektronu z orbity o wyższej energii na orbitę o niższej energii, natomiast nie jest emitowane promieniowanie podczas krążenia elektronu po orbicie stacjonarnej.
Elektrony mogą w stanie stacjonarnym zajmować tylko takie orbity, aby ich moment pędu był całkowita wielokrotnoscią stałej h/2Pi (gdzie: h-stała Plancka h=6,625*10-34[J*s], Pi-stała matematyczna Pi=3,14). Postulat ten wynika bezpośrednio z mechaniki falowej, jeżeli przyjmie się, że elektron krążący po orbicie o promieniu r tworzy falę stojącą o długości l, czyli że tylko takie orbity mogą być zajmowane przez elektrony, aby 2Pr=nl (gdzie: n-liczba całkowita).

Głównym zastosowaniem i sukcesem teorii Bohra była interpretacja linii widmowych atomu wodoru. Linie te były usystematyzowane wcześcniej przez Balmera i był określony empiryczny wzór pozwalający na wyliczenie wielu linii. Okazało się, że na podstawie teorii Bohra można było wyprowadzić analogiczny wzór, a także wzory na linie widmowe innych serii. Nawet obecnie stosowane oznaczenie linii widmowych charakterystycznego promieniowania rentgenowskiego oparte na modelu Bohra, zgodnie z którym promieniowanie, które powstaje w wyniku przeskoku elektronu z wyższych orbit elektronowych na orbitę pierwszą (n=1) nazywamy promieniowaniem serii K (literami K, L, M, N...oznaczono kolejne orbity). Podobnie przeskok elektronów z wyższych orbit na orbitę drugą nazywamy promieniowaniem serii L itd. W ramach danej serii rozróżnia się jeszcze linie a, b, g w zależności od różnicy numerów orbit, między którymi nastąpił przeskok. Niestety fiaskiem teorii Bohra była niemożność interpretacji na jej podstawie różnych subtelnych linii, co wykazało jej niedoskonałość. Linie te mogły zostać zinterpretowane na podstawie mechaniki falowej, zgodnie z którą stan energetyczny elektronu jest opisany za pomocą nie jednej, lecz czterech liczb kwantowych.


Rozkład poziomów energetycznych powłok elektronowych w atomie, wraz z podpowłokami.


Współczesny obraz budowy atomu
Obecnie opis budowy opiera się na mechanice kwantowej, zgodnie z którą stan energetyczny każdego elektronu jest określony czterema liczbami kwantowymi, pęd elektronu ma pewien zakres nieoznaczoności, ruch elektronów może być traktowany jako fala, a połozenie elektronów traktuje się w kategoriach prawdopodobieństwa. Głównym sukcesem mechaniki kwantowej była interpretacja subtelnych linii widmowych, których nie można było wyjaśnić za pomocą modelu atomu Bohra.

Do najważniejszych praw i równań mechaniki kwantowej (zwanej także falową) należą:
zasada nioznaczoności Heisenberga;
równanie de Broglie'a l=h/p (l-długość fali,h-stała Plancka, p=mv-pęd);
równanie falowe Schroedingera;
zakaz Pauliego;
zasada Borna (rozpatrywanie ruchu elektronu w kategoriach prawdopodobieństwa);
statystyka kwantowa Fermiego-Diraca.


Wiele zjawisk fizycznych (np. efekt fotoelektryczny, interferencja elektronów) wskazuje na korpuskularno-falowy charakter elektronów. Oznacza to, że nie można z jednakową dokładnością równocześnie określić połozenia elektronu wokół atomu oraz wartości jego pędu. Stwierdzenie to jest treścią zasady Heisenberga. Zachowanie się elektronu jest zatem złożoną funkcją jego odległości od jądra oraz parametrów energetycznych uwzględniających oddziaływania innych elektronów, poruszających się po podobnych lub bardziej złożonych torach. Problem ten próbowano rozwiązać za pomocą równań różniczkowych. Równanie Schroedingera najbardziej optymalnie opisuje stan energetyczny wybranego elektronu. Wyboru elektronu dokonuje się poprzez przyjęcie odpowiednich wartości brzegowych, potrzebnych do rozwiązania tego równania.








Wynik matematycznego rozwiązania równania Schroedingera nazwano orbitalem. Orbital wraz z przyjetym do jego rozwiązania zestawem liczb kwantowych opisuje stan energetyczny elektronu. Każdy elektron w atomie jest scharakteryzowany określonym orbitalem oraz zestawem liczb kwantowych. W danym atomie nie może być dwóch identycznych elektronów określonych za pomocą tego samego zestawu liczb kwantowych (zakaz Pauliego). Wyróżnia się następujące liczby kwantowe:
główną liczbę kwantową n, przyjmująćą wartości kolejnych dodatnich liczb całkowitych (n=1,2,3...), która ma sens fizyczny związany z odległością orbitalu od jądra;
poboczną liczbę kwantową l, przyjmującą wartości l=n-1 kolejno aż do zera, związaną z kształtem orbitalu;
magnetyczną liczbę kwantową m, przyjmującą wartości od -1, przez 0, do +1 (-1<=m<=+1), uwzględniającą oddziaływania wynikające z ruchu elektronu w polu elektromagnetycznym innych poruszających się elektronów;
spinową liczbę kwantową s przyjmującą nastepujące wartości prawdopodobieństwa krętu elektronu wokół swojej osi: +1/2 i -1/2.




Animacja przedstawiająca zapełnienie powłok atomowych jako funkcję liczby atomowej pierwiastka.


Animacja przedstawiająca zapełnienie orbit elektronowych jako funkcję liczby atomowej.

Powyższa animacja to kwintesencja zwykłej tabeli liczb kwantowych dla pierwiastków z układu okresowego. Przedstawia zapełnienie orbit elektronowych jako funkcję liczby atomowej. Umożliwia korzystanie (w sposób graficzny) z tabeli zawierającej liczby kwantowe. Podpowłoka 3s jest zapełniana po podpowłoce 4s. Elektrony na 3d mają niesparowane spiny (kiedy jest to tylko możliwe). Te preferencje w zapełnianiu podpowłoki 3d przyczyniają się do tego, że elektrony śą wyciągane z 4s.

Prezentacja graficzna

Rozkład poziomów energetycznych powłok elektronowych w atomie, wraz z podpowłokami (powiększony).


Pobierz niezbędne programy:
Cosmo Player 9
Quick Time 3.01


Literatura:
Budniok A., 1989, Chemia techniczna, Skrypt Uniwersytetu Śląskiego nr 431.
Halliday D., Resnick R., 1996, Fizyka, PWN.
Skorko M., 1982, Fizyka, PWN.
Skulski R., 1998, Materiały do wykładu z materiałoznawstwa.