Teoria atomowa - Atomic theory
Teoria atomowa to naukowa teoria, według której materia składa się z cząstek zwanych atomami . Teoria atomowa wywodzi się ze starożytnej tradycji filozoficznej znanej jako atomizm . Zgodnie z tą ideą, jeśli ktoś weźmie bryłę materii i pokroi ją na coraz mniejsze kawałki, w końcu osiągnie punkt, w którym kawałki nie będą mogły być dalej pocięte na nic mniejszego. Starożytni greccy filozofowie nazywali te hipotetyczne ostateczne cząstki materii atomos , co oznaczało „nieoszlifowane”.
Na początku XIX wieku naukowiec John Dalton zauważył, że substancje chemiczne wydawały się łączyć i rozkładać wagowo na inne substancje w proporcjach, które sugerowały, że każdy pierwiastek chemiczny składa się ostatecznie z maleńkich niepodzielnych cząstek o stałej wadze. Krótko po 1850 roku niektórzy fizycy opracowali kinetyczną teorię gazów i ciepła, która matematycznie modelowała zachowanie gazów, zakładając, że są one zbudowane z cząstek. Na początku XX wieku Albert Einstein i Jean Perrin udowodnili, że ruchy Browna (niekonsekwentny ruch ziaren pyłku w wodzie) są spowodowane działaniem cząsteczek wody ; ta trzecia linia dowodowa uciszyła pozostające wśród naukowców wątpliwości, czy atomy i molekuły są prawdziwe. Przez cały dziewiętnasty wiek niektórzy naukowcy ostrzegali, że dowody na istnienie atomów są pośrednie, a zatem atomy mogą w rzeczywistości nie być rzeczywiste, a jedynie wydają się prawdziwe.
Na początku XX wieku naukowcy opracowali dość szczegółowe i precyzyjne modele struktury materii, co doprowadziło do bardziej rygorystycznych klasyfikacji maleńkich niewidzialnych cząstek, które tworzą zwykłą materię. Atom jest obecnie definiowany jako podstawowe cząstki, które komponuje się pierwiastek chemiczny . Na przełomie XIX i XX wieku fizycy odkryli, że cząstki, które chemicy nazywali „atomami”, są w rzeczywistości aglomeracjami jeszcze mniejszych cząstek ( cząstek subatomowych ), ale naukowcy zachowali nazwę poza konwencją. Termin cząstka elementarna jest teraz używany w odniesieniu do cząstek, które są w rzeczywistości niepodzielne.
Historia
Filozoficzny atomizm
Pomysł, że materia składa się z odrębnych jednostek, jest bardzo starym pomysłem, pojawiającym się w wielu starożytnych kulturach, takich jak Grecja i Indie. Słowo „atom” ( gr . ἄτομος ; atomos ), oznaczające „nie do krojenia”, zostało ukute przez greckich filozofów przedsokratejskich Leucippusa i jego ucznia Demokryta ( ok. 460- ok. 370 pne). Demokryt nauczał, że liczba atomów jest nieskończona, niestworzona i wieczna, a właściwości przedmiotu wynikają z rodzaju atomów, z których się on składa. Atomizm Demokryta została udoskonalona i opracowany przez później greckiego filozofa Epikura (341-270 pne), a przez rzymskiego Epicurean poeta Lukrecjusz ( ok. 99- ok. 55 pne). We wczesnym średniowieczu atomizm został w większości zapomniany w zachodniej Europie. W XII wieku stał się ponownie znany w Europie Zachodniej dzięki odniesieniom do niego w nowo odkrytych pismach Arystotelesa . Przeciwny pogląd Arystotelesa na materię głosił, że materia jest ciągła i nieskończona i może być dzielona bez ograniczeń.
W 14 wieku, odkrycie najważniejszych dzieł opisujących nauk atomista, w tym za Lukrecjusza De rerum natura i Diogenes Laertios „s Lives opiniami wybitnych filozofów , uczonych doprowadziły do zwiększonej uwagi na ten temat. Niemniej jednak, ponieważ atomizm kojarzył się z filozofią epikureizmu , co było sprzeczne z ortodoksyjnym nauczaniem chrześcijańskim, wiara w atomy nie była uważana za akceptowalną przez większość europejskich filozofów. Francuski ksiądz katolicki Pierre Gassendi (1592–1655) wskrzesił atomizm epikurejski z modyfikacjami, argumentując, że atomy zostały stworzone przez Boga i choć niezwykle liczne, nie są nieskończone. Był pierwszą osobą, która użyła terminu „cząsteczka” do opisania agregacji atomów. Zmodyfikowaną teorię atomów Gassendiego spopularyzował we Francji lekarz François Bernier (1620-1688), aw Anglii filozof przyrody Walter Charleton (1619-1707). Chemik Robert Boyle (1627-1691) i fizyk Isaac Newton (1642-1727) bronili atomizmu i pod koniec XVII wieku został on zaakceptowany przez część społeczności naukowej.
John Dalton
Pod koniec XVIII wieku pojawiły się dwa prawa dotyczące reakcji chemicznych bez odwoływania się do pojęcia teorii atomowej. Pierwszym z nich było prawo zachowania masy , ściśle związane z pracą Antoine'a Lavoisiera , które mówi, że całkowita masa w reakcji chemicznej pozostaje stała (czyli reagenty mają taką samą masę jak produkty). Drugim było prawo określonych proporcji . Po raz pierwszy ustanowione przez francuskiego chemika Josepha Prousta w 1797 r. Prawo to stanowi, że jeśli związek zostanie rozbity na składowe pierwiastki chemiczne, to masy składników zawsze będą miały te same proporcje wagowe, niezależnie od ilości lub źródła oryginału. substancja.
John Dalton studiował i rozszerzył tę poprzednią pracę i bronił nowej idei, znanej później jako prawo wielu proporcji : jeśli te same dwa pierwiastki mogą być połączone w celu utworzenia wielu różnych związków, to stosunki mas tych dwóch pierwiastków w ich różnych związkach będą reprezentowane przez małe liczby całkowite. Jest to powszechny wzór w reakcjach chemicznych, obserwowany przez Daltona i innych chemików w tym czasie.
Przykład 1 — tlenki cyny: Dalton zidentyfikował dwa tlenki cyny. Jeden to szary proszek, w którym na 100 części cyny przypada 13,5 części tlenu. Drugi tlenek to biały proszek, w którym na 100 części cyny przypada 27 części tlenu. 13,5 i 27 tworzą stosunek 1:2. Tlenki te są obecnie znane odpowiednio jako tlenek cyny(II) (SnO) i tlenek cyny(IV) (SnO 2 ).
Przykład 2 — tlenki żelaza: Dalton zidentyfikował dwa tlenki żelaza. Jeden to czarny proszek, w którym na 100 części żelaza przypada około 28 części tlenu. Drugi to czerwony proszek, w którym na 100 części żelaza przypada 42 części tlenu. 28 i 42 tworzą stosunek 2:3. Tlenki te są dziś znane jako tlenek żelaza(II) (lepiej znany jako wüstite) i tlenek żelaza(III) (główny składnik rdzy). Wzory ich są FeO i Fe 2 O 3 odpowiednio.
Przykład 3 — tlenki azotu: Istnieją trzy tlenki azotu, w których na każde 140 g azotu przypada odpowiednio 80 g, 160 g i 320 g tlenu, co daje stosunek 1:2:4. Są to odpowiednio podtlenek azotu (N 2 O), tlenek azotu (NO) i dwutlenek azotu (NO 2 ).
Ten powtarzający się wzór sugerował, że chemikalia nie reagują w dowolnej ilości, ale w wielokrotności jakiejś podstawowej niepodzielnej jednostki masy.
W swoich pismach Dalton używał terminu „atom” w odniesieniu do podstawowej cząstki jakiejkolwiek substancji chemicznej , a nie tylko do pierwiastków, jak to jest w dzisiejszej praktyce. Dalton nie użył słowa „cząsteczka”; zamiast tego użył terminów „atom złożony” i „atom elementarny”. Dalton zaproponował, że każdy pierwiastek chemiczny składa się z atomów jednego, unikalnego typu i chociaż nie można ich zmienić ani zniszczyć środkami chemicznymi, mogą się łączyć, tworząc bardziej złożone struktury ( związki chemiczne ). To oznaczało pierwszą prawdziwie naukową teorię atomu, ponieważ Dalton doszedł do swoich wniosków poprzez eksperymentowanie i badanie wyników w sposób empiryczny.
W 1803 r. Dalton odniósł się do listy względnych mas atomowych wielu substancji w przemówieniu przed Manchester Literary and Philosophical Society na temat rozpuszczalności różnych gazów, takich jak dwutlenek węgla i azot, w wodzie. Dalton nie wskazał, w jaki sposób uzyskał względne wagi, ale początkowo wysunął hipotezę, że zmienność rozpuszczalności wynika z różnic w masie i złożoności cząstek gazu – pomysł, który porzucił, zanim artykuł został ostatecznie opublikowany w 1805 roku. kilku historyków przypisywało rozwój teorii atomowej Daltona jego badaniu rozpuszczalności w gazach, ale niedawne badanie zapisów w jego notatniku laboratoryjnym wykazało, że rozwinął on chemiczną teorię atomową w 1803 roku, aby pogodzić analityczne dane Cavendisha i Lavoisiera na temat składu kwasu azotowego. , aby nie wyjaśniać rozpuszczalności gazów w wodzie.
Thomas Thomson opublikował pierwszy krótki opis teorii atomowej Daltona w trzecim wydaniu swojej książki A System of Chemistry . W 1808 Dalton opublikował pełniejszą relację w pierwszej części A New System of Chemical Philosophy . Jednak dopiero w 1811 roku Dalton przedstawił uzasadnienie swojej teorii proporcji wielokrotnych.
Dalton oszacował masy atomowe zgodnie ze stosunkami mas, w których się łączyły, przy czym atom wodoru był traktowany jako jedność. Dalton nie przypuszczał jednak, że z niektórymi pierwiastkami atomy istnieją w cząsteczkach – np. czysty tlen występuje jako O 2 . Też błędnie uważał, że najprostszym związek pomiędzy dwoma elementami jest zawsze jeden atom każda (więc, że woda HO nie oznacza H 2 O). To, w połączeniu z dokładnością jego sprzętu, wpłynęło na jego wyniki. Na przykład w 1803 r. uważał, że atomy tlenu są 5,5 razy cięższe niż atomy wodoru, ponieważ w wodzie zmierzył 5,5 grama tlenu na każdy 1 gram wodoru i wierzył, że wzór na wodę to HO. Przyjmując lepsze dane, w 1806 doszedł do wniosku, że masa atomowa tlenu musi w rzeczywistości wynosić 7, a nie 5,5, i zachował tę wagę do końca życia. Inni w tym czasie już doszli do wniosku, że atom tlenu musi ważyć 8 w stosunku do wodoru równa się 1, jeśli założymy wzór Daltona na cząsteczkę wody (HO) lub 16, jeśli założymy współczesną formułę wody (H 2 O).
Avogadro
Błąd w teorii Daltona został w zasadzie naprawiony w 1811 roku przez Amedeo Avogadro . Avogadro zaproponował, że równe objętości dowolnych dwóch gazów, o równej temperaturze i ciśnieniu, zawierają taką samą liczbę cząsteczek (innymi słowy, masa cząstek gazu nie wpływa na zajmowaną przez niego objętość). Prawo Avogadro pozwoliło mu wydedukować dwuatomową naturę wielu gazów, badając objętości, w których one reagowały. Na przykład: ponieważ dwa litry wodoru będą reagować z jednym litrem tlenu, tworząc dwa litry pary wodnej (przy stałym ciśnieniu i temperaturze), oznacza to, że pojedyncza cząsteczka tlenu dzieli się na dwie, tworząc dwie cząsteczki wody. W ten sposób Avogadro był w stanie zaoferować dokładniejsze oszacowania masy atomowej tlenu i różnych innych pierwiastków oraz dokonał wyraźnego rozróżnienia między cząsteczkami a atomami.
Ruch Browna
W 1827 roku brytyjski botanik Robert Brown zaobserwował, że cząsteczki kurzu w ziarnach pyłku unoszących się w wodzie nieustannie poruszają się bez wyraźnego powodu. W 1905 Albert Einstein wysunął teorię, że ten ruch Browna był spowodowany przez cząsteczki wody nieustannie uderzające w ziarna i opracował hipotetyczny model matematyczny, aby to opisać. Model ten został zweryfikowany eksperymentalnie w 1908 r. przez francuskiego fizyka Jeana Perrina , zapewniając w ten sposób dodatkowe potwierdzenie teorii cząstek (i rozszerzając teorię atomową).
Mechanika statystyczna
Aby wprowadzić prawo gazu doskonałego i statystyczne formy fizyki, konieczne było założenie istnienia atomów. W 1738 roku szwajcarski fizyk i matematyk Daniel Bernoulli postulował, że zarówno ciśnienie gazów, jak i ciepła są spowodowane ruchem molekuł.
W 1860 roku James Clerk Maxwell , który był głośnym zwolennikiem atomizmu, jako pierwszy zastosował mechanikę statystyczną w fizyce. Ludwig Boltzmann i Rudolf Clausius rozszerzyli swoją pracę o gazach i prawach termodynamiki, zwłaszcza o drugą zasadę dotyczącą entropii. W latach 70. XIX wieku Josiah Willard Gibbs , czasami nazywany największym fizykiem Ameryki, rozszerzył prawa entropii i termodynamiki i ukuł termin „mechanika statystyczna”. Einstein później niezależnie wymyślił na nowo prawa Gibba, ponieważ zostały one wydrukowane tylko w mało znanym amerykańskim czasopiśmie. Einstein później skomentował, gdyby wiedział o pracy Gibba, „w ogóle nie opublikowałby tych artykułów, ale ograniczył się do omówienia kilku punktów [które były odrębne]”. Cała mechanika statystyczna oraz prawa ciepła, gazu i entropii z konieczności zakładały istnienie atomów.
Odkrycie cząstek subatomowych
Uważano, że atomy są najmniejszym możliwym podziałem materii aż do 1897 r., kiedy JJ Thomson odkrył elektron dzięki swojej pracy nad promieniami katodowymi .
Rura crookesa jest szczelnego pojemnika szklanego, w której dwie elektrody są oddzielone za pomocą podciśnienia. Gdy napięcie zostanie przyłożone do elektrod, promienie katodowe są generowane, tworząc świecącą plamę, w której uderzają w szkło na przeciwległym końcu rury. Poprzez eksperymenty Thomson odkrył, że promienie mogą być odchylane przez pole elektryczne (oprócz pól magnetycznych , co było już znane). Doszedł do wniosku, że promienie te, zamiast być formą światła, składają się z bardzo lekkich, ujemnie naładowanych cząstek, które nazwał „ korpuskułami ” (inni naukowcy zmienili im później nazwę na elektrony). Zmierzył stosunek masy do ładunku i odkrył, że jest on 1800 razy mniejszy niż wodór, najmniejszy atom. Te ciałka były cząsteczką niepodobną do żadnej innej znanej wcześniej.
Thomson zasugerował, że atomy są podzielne i że ciałka są ich budulcem. Aby wyjaśnić całkowity ładunek neutralny atomu, zaproponował, że korpuskuły są rozmieszczone w jednorodnym morzu ładunku dodatniego; był to model kaszanki śliwkowej, ponieważ elektrony były osadzone w ładunku dodatnim jak rodzynki w kaszance śliwkowej (chociaż w modelu Thomsona nie były nieruchome).
Odkrycie jądra
lewej: Oczekiwane wyniki: alfa cząstki przechodzące przez pudding modelu śliwki atomu z nieznacznym ugięcia.
Po prawej: Zaobserwowane wyniki: mała część cząstek została odchylona przez skoncentrowany ładunek dodatni jądra.
Model puddingu śliwkowego Thomsona został obalony w 1909 r. przez jednego z jego byłych uczniów, Ernesta Rutherforda , który odkrył, że większość masy i dodatniego ładunku atomu jest skoncentrowana w bardzo małym ułamku jego objętości, która, jak zakładał, znajduje się na samym środek.
Ernest Rutherford i jego koledzy Hans Geiger i Ernest Marsden zaczęli mieć wątpliwości co do modelu Thomsona po tym, jak napotkali trudności, gdy próbowali zbudować instrument do pomiaru stosunku ładunku do masy cząstek alfa (są to dodatnio naładowane cząstki emitowane przez niektóre substancje radioaktywne, takie jak rad ). Cząsteczki alfa były rozpraszane przez powietrze w komorze detekcyjnej, przez co pomiary były niewiarygodne. Thomson napotkał podobny problem w swojej pracy nad promieniami katodowymi, który rozwiązał, tworząc prawie idealną próżnię w swoich instrumentach. Rutherford nie sądził, że napotka ten sam problem, ponieważ cząstki alfa są znacznie cięższe niż elektrony. Zgodnie z modelem atomu Thomsona ładunek dodatni w atomie nie jest wystarczająco skoncentrowany, aby wytworzyć pole elektryczne wystarczająco silne, aby odchylić cząstkę alfa, a elektrony są tak lekkie, że powinny być bez wysiłku odpychane przez znacznie cięższe cząstki alfa. Jednak nastąpiło rozproszenie, więc Rutherford i jego koledzy postanowili dokładnie zbadać to rozproszenie.
W latach 1908-1913 Rutherford i jego koledzy przeprowadzili serię eksperymentów, w których bombardowali cienkie folie metalu cząstkami alfa. Zauważyli, że cząstki alfa odchylane są pod kątem większym niż 90°. Aby to wyjaśnić, Rutherford zaproponował, że dodatni ładunek atomu nie jest rozłożony w całej objętości atomu, jak sądził Thomson, ale jest skoncentrowany w maleńkim jądrze w centrum. Tylko tak intensywne stężenie ładunku mogło wytworzyć pole elektryczne wystarczająco silne, aby odchylić cząstki alfa, jak zaobserwowano. Model Rutherforda jest czasami nazywany „modelem planetarnym”. Jednak Hantaro Nagaoka został zacytowany przez Rutherforda jako pierwszy, który zasugerował atom planetarny w 1904 roku. A modele planetarne zostały zasugerowane już w 1897 roku, takie jak ten autorstwa Josepha Larmora .
Pierwsze kroki w kierunku kwantowego modelu fizycznego atomu
Planetarny model atomu miał dwie istotne wady. Po pierwsze, w przeciwieństwie do planet krążących wokół Słońca, elektrony są naładowanymi cząstkami. Wiadomo, że przyspieszający ładunek elektryczny emituje fale elektromagnetyczne zgodnie z formułą Larmora w klasycznym elektromagnetyzmie . Okrążający ładunek powinien stopniowo tracić energię i wirować w kierunku jądra, zderzając się z nim w ułamku sekundy. Drugi problem polegał na tym, że model planetarny nie mógł wyjaśnić wysoko pikowanych widm emisji i absorpcji obserwowanych atomów.
Teoria kwantów zrewolucjonizowała fizykę na początku XX wieku, kiedy Max Planck i Albert Einstein postulowali, że energia świetlna jest emitowana lub pochłaniana w dyskretnych ilościach znanych jako kwanty (singular, quantum ). Doprowadziło to do powstania serii kwantowych modeli atomowych, takich jak kwantowy model Arthura Ericha Haasa z 1910 r. i kwantowy model atomowy Johna Williama Nicholsona z 1912 r., który skwantował moment pędu jako h / 2π . W 1913 r. Niels Bohr włączył tę ideę do swojego modelu atomu Bohra, w którym elektron mógł krążyć wokół jądra tylko na określonych orbitach kołowych o ustalonym momencie pędu i energii, a jego odległość od jądra (tj. ich promienie) jest proporcjonalna do jego energia. Zgodnie z tym modelem elektron nie może poruszać się spiralnie do jądra, ponieważ nie może tracić energii w sposób ciągły; zamiast tego mógł dokonywać tylko chwilowych „ skoków kwantowych ” między ustalonymi poziomami energii . Gdy to nastąpiło, światło było emitowane lub pochłaniane z częstotliwością proporcjonalną do zmiany energii (stąd pochłanianie i emisja światła w widmach dyskretnych).
Model Bohra nie był doskonały. Mogła jedynie przewidzieć linie widmowe wodoru; nie mógł przewidzieć tych z atomów wieloelektronowych. Co gorsza, wraz z udoskonalaniem technologii spektrograficznej zaobserwowano dodatkowe linie widmowe w wodorze, których model Bohra nie był w stanie wyjaśnić. W 1916 Arnold Sommerfeld dodał eliptyczne orbity do modelu Bohra, aby wyjaśnić dodatkowe linie emisyjne, ale to sprawiło, że model był bardzo trudny w użyciu i nadal nie mógł wyjaśnić bardziej złożonych atomów.
Odkrycie izotopów
Podczas eksperymentów z produktami rozpadu promieniotwórczego , w 1913 radiochemik Frederick Soddy odkrył, że w każdej pozycji układu okresowego pierwiastków wydaje się być więcej niż jeden pierwiastek . Termin izotop został ukuty przez Margaret Todd jako odpowiednia nazwa dla tych pierwiastków.
W tym samym roku JJ Thomson przeprowadził eksperyment, w którym skierował strumień jonów neonowych przez pola magnetyczne i elektryczne, uderzając w płytę fotograficzną na drugim końcu. Zaobserwował na płycie dwie świecące plamy, które sugerowały dwie różne trajektorie ugięcia. Thomson doszedł do wniosku, że dzieje się tak dlatego, że niektóre jony neonowe mają inną masę. Charakter tej różnej masy zostanie później wyjaśniony odkryciem neutronów w 1932 roku.
Odkrycie cząstek jądrowych
W 1917 Rutherford bombardował gazowy azot cząstkami alfa i zaobserwował jądra wodoru emitowane z gazu (Rutherford rozpoznał je, ponieważ wcześniej uzyskał je bombardując wodór cząstkami alfa i obserwował jądra wodoru w produktach). Rutherford doszedł do wniosku, że jądra wodoru wyłoniły się z jąder samych atomów azotu (w efekcie rozszczepił azot).
Z własnych prac i prac swoich uczniów Bohra i Henry'ego Moseleya Rutherford wiedział, że dodatni ładunek dowolnego atomu można zawsze przyrównać do całkowitej liczby jąder wodoru. To, w połączeniu z masą atomową wielu pierwiastków, która w przybliżeniu odpowiada całkowitej liczbie atomów wodoru – wówczas uważanych za najlżejsze cząstki – doprowadziło go do wniosku, że jądra wodoru są pojedynczymi cząstkami i podstawowym składnikiem wszystkich jąder atomowych. Nazwał takie cząstki protonami . Dalsze eksperymenty Rutherforda wykazały, że masa jądrowa większości atomów przekracza masę posiadanych przez nie protonów; spekulował, że ta nadwyżka masy składa się z nieznanych wcześniej neutralnie naładowanych cząstek, które wstępnie nazwano „ neutronami ”.
W 1928 roku Walter Bothe zaobserwował, że beryl emituje wysoce przenikliwe, elektrycznie obojętne promieniowanie podczas bombardowania cząstkami alfa. Później odkryto, że to promieniowanie może wybijać atomy wodoru z parafiny . Początkowo uważano, że jest to promieniowanie gamma o wysokiej energii , ponieważ promieniowanie gamma miało podobny wpływ na elektrony w metalach, ale James Chadwick odkrył, że efekt jonizacji jest zbyt silny, aby mógł być spowodowany promieniowaniem elektromagnetycznym, o ile energia i pęd zostały zachowane w interakcji. W 1932 roku Chadwick wystawił różne pierwiastki, takie jak wodór i azot, na działanie tajemniczego „promieniowania berylowego”, a mierząc energię odrzucanych naładowanych cząstek, wywnioskował, że promieniowanie składało się w rzeczywistości z elektrycznie obojętnych cząstek, które nie mogły być bezmasowe. jak promieniowanie gamma, ale zamiast tego musiały mieć masę podobną do masy protonu. Chadwick uznał teraz te cząstki za neutrony Rutherforda. Za odkrycie neutronu Chadwick otrzymał w 1935 roku Nagrodę Nobla.
Fizyczne modele kwantowe atomu
W 1924 Louis de Broglie zaproponował, że wszystkie poruszające się cząstki – szczególnie cząstki subatomowe, takie jak elektrony – wykazują pewien stopień zachowania falowego. Erwin Schrödinger , zafascynowany tą ideą, badał, czy ruch elektronu w atomie można lepiej wyjaśnić jako falę, a nie jako cząstkę. Równanie Schrödingera , opublikowane w 1926, opisuje elektron jako funkcję falową, a nie jako cząstkę punktową. Podejście to elegancko przewidziało wiele zjawisk spektralnych, których model Bohra nie potrafił wyjaśnić. Chociaż ta koncepcja była matematycznie wygodna, trudno ją było sobie wyobrazić i napotkała sprzeciw. Jeden z jego krytyków, Max Born , zaproponował zamiast tego, że funkcja falowa Schrödingera nie opisywała fizycznego zasięgu elektronu (jak rozkład ładunku w klasycznym elektromagnetyzmie), ale raczej podawała prawdopodobieństwo, że podczas pomiaru elektron znajdzie się w dany punkt. To pogodziło idee elektronów falopodobnych i cząsteczkowych: zachowanie elektronu lub jakiejkolwiek innej jednostki subatomowej ma zarówno aspekty falopodobne, jak i cząsteczkowe , a to, czy jeden z aspektów jest bardziej widoczny, zależy od sytuacja.
Konsekwencją opisywania elektronów jako przebiegów jest to, że matematycznie niemożliwe jest jednoczesne wyznaczenie położenia i pędu elektronu. Stało się to znane jako zasada nieoznaczoności Heisenberga od nazwiska fizyka teoretycznego Wernera Heisenberga , który jako pierwszy opublikował jej wersję w 1927 roku. (Heisenberg przeanalizował eksperyment myślowy, w którym próbuje się jednocześnie zmierzyć położenie i pęd elektronu . Jednak Heisenberg nie podał dokładnej matematyczne definicje tego, co oznaczała „niepewność" w tych pomiarach. Dokładne matematyczne stwierdzenie zasady nieoznaczoności pozycja-pęd jest dziełem Earle'a Hesse Kennarda , Wolfganga Pauliego i Hermanna Weyla ). orbity kołowe. Nowoczesnego modelu atomu opisuje pozycji elektronów w atomie pod względem prawdopodobieństwa. Potencjalnie elektron można znaleźć w dowolnej odległości od jądra, ale w zależności od jego poziomu energii i momentu pędu , w niektórych obszarach wokół jądra występuje częściej niż inne; ten wzór jest określany jako jego orbital atomowy . Orbitale mają różne kształty — kuli , hantli , torusa itp. — z jądrem pośrodku. Kształty orbitali atomowych można znaleźć, rozwiązując równanie Schrödingera; jednak analityczne rozwiązania równania Schrödingera są znane dla bardzo niewielu stosunkowo prostych modelowych hamiltonianów zawierających atom wodoru i kation diwodorowy . Nawet atom helu — który zawiera tylko dwa elektrony — oparł się wszelkim próbom w pełni analitycznego traktowania.
Zobacz też
Przypisy
Bibliografia
- Andrew G. van Melsen (1960) [Pierwsze wydanie 1952]. Od Atomos do Atomu: historia koncepcji Atom . Przetłumaczył Henry J. Koren. Publikacje Dovera. Numer ISBN 0-486-49584-1.
- JP Millington (1906). Johna Daltona . JM Dent & Co. (Londyn); EP Dutton & Co. (Nowy Jork).
- Jaume Navarro (2012). Historia elektronu: JJ i GP Thomson . Wydawnictwo Uniwersytetu Cambridge. Numer ISBN 978-1-107-00522-8.
Dalsza lektura
- Bernard Pullman (1998) Atom w historii myśli ludzkiej , przeł. autorstwa Axela Reisingera. Uniwersytet Oksfordzki Naciskać.
- Eric Scerri (2007) Układ okresowy pierwiastków, jego historia i znaczenie , Oxford University Press, Nowy Jork.
- Charles Adolphe Wurtz (1881) Teoria atomowa , D. Appleton and Company, Nowy Jork.
- Alan J. Rocke (1984) Atomizm chemiczny w dziewiętnastym wieku: od Daltona do Cannizzaro , Ohio State University Press, Columbus (pełny tekst dostępny pod adresem http://digital.case.edu/islandora/object/ksl%3Ax633gj985 ).
Zewnętrzne linki
- Atomizm S. Marka Cohena.
- Teoria atomowa - szczegółowe informacje na temat teorii atomowej w odniesieniu do elektronów i elektryczności.