Mechanika Kwantowa

Mechanika kwantowa stanowi fundament dwudziestowiecznej fizyki. Pozwoliła ona zrozumieć zjawiska zachodzące w mikroświecie oraz umożliwiła wiele osiągnięć technicznych, takich jak budowa tranzystora, mikroprocesora i opanowanie energii jądrowej. Dzięki mechanice kwantowej lepiej rozumiemy budowę wiązań chemicznych oraz wiele zjawisk biologicznych, a tym samym dysponujemy nowymi możliwościami manipulowania przyrodą. Obecnie idee kwantowe mają znaczenie nawet w kosmologii. Mechanika kwantowa nie tylko spowodowała ogromne przemiany w naszym codziennym życiu, ale zmusiła również do dokonania wielu zmian w poglądach filozoficznych.

Duńczyk Niels Bohr był najwybitniejszym fizykiem spośród tych, Którzy wzięli udział w stworzeniu teorii kwantów. Około 1913 r. Niels Bohr opracował model atomu, który zyskał duże uznanie, a w połowie lat dwudziestych uczestniczył w narodzinach nowej teorii kwantów - matematycznej interpretacji wewnątrzatomowej rzeczywistości - która do dziś pozostała w fizyce teorią dominującą.

Fizyka kwantowa, a zwłaszcza tak zwana interpretacja kopenhaska nowej teorii, odniosła ogromny sukces, wpływ zaś Borha miał dla jej akceptacji znaczenie decydujące.

Wszystkie wielkie osiągnięcia chemii i elektroniki oraz rozwój energetyki jądrowej wywodzą się z teorii kwantów. Jej następstwem jest również obecne zbliżenie fizyki, kosmologii i biologii. Ogromne znaczenie teorii kwantów wynika także z jej filozoficznych implikacji.

Niels Borh położył kres usilnym dążeniom do odkrycia "ostatecznej" rzeczywistości.

Według Borha "Błędem jest pogląd, że zadaniem fizyka jest wykrycie, jaka jest przyroda. Fizyka dotyczy tego, co możemy powiedzieć o przyrodzie".

Każda substancja składa się z malutkich cząsteczek, zwanych atomami. Są one tak małe, że w główce od szpilki mieści się ich miliony. Łączą się one w grupy zwane cząsteczkami, z których największe są złożonymi strukturami, składającymi się z tysięcy atomów.

Atom [gr.]- najmniejsza cząstka pierwiastka chemiczna mająca jeszcze własności chemiczna tego pierwiastka. Termin atom został wprowadzony przez starożytnych Greków na określenie najmniejszej niepodzielnej cząstki materii; pierwszą atomistyczną teorię materii głosili Leukippos i Demokryt (V?IV w. p.n.e.); koncepcja atomu jako nosiciela chemiczną indywidualności pierwiastka pochodzi od J. Daltona (pocz. XIX w.).

Atomy danego pierwiastka mają określoną masę oraz specyficzne własności fizyczne; atom składa się z jądra o dodatnim ładunku elektronicznym (jądro atomowe) i otaczających jądro elektronów o ładunkach ujemnych (w obojętnym elektrycznie atomie dodatni ładunek jądra jest równy sumarycznemu ujemnemu ładunkowi elektronów). Właściwości atomu (rodzaj pierwiastka chemicznym) określa liczba atom. Z, równa liczbie protonów w jądrze; masa atomu, skupiona niemal całkowicie w jądrze, jest wyznaczona przez łączną liczbę zawartych w nim protonów i neutronów i energię ich wiązania (masowa liczba).

Pomiędzy elektronami i jądrem w atomie działają siły przyciągania elektrostatyczne, a protony i neutrony w jądrze są związane siłami jądrowymi. Atomy mają rozmiary rzędu 10 ?10 m, a ich masy zawierają się w granicach 10 ?27?10?25 kg. Stosunek rozmiarów atomów do rozmiarów jądra jest rzędu 10 000 : 1. Atomy tego samego pierwiastka chemicznego różniące się liczbą neutronów w jądrze (masą jądra) stanowią izotopy danego pierwiastka. Znanych jest 108 (1991) pierwiastków, spośród których tylko pierwiastki o Z 83 mają stabilne izotopy (jest ich 273).

W przypadku wiązania jonowego, jeden z atomów oddaje część swoich elektronów innemu. Powoduje to wytwarzanie pola elektrycznego, które wiąże atomy. Normalnie liczby dodatnio naładowanych protonów i ujemnie naładowanych elektronów są sobie równe. Dlatego przeciwne ładunki znoszą się i atom jako całość jest elektrycznie obojętny. Jednak atom, który stracił część swoich elektronów charakteryzuje się przewagą ładunku dodatniego. I odwrotnie ? ten który zyskał nowe elektrony staje się naładowany ujemnie. Atomy charakteryzujące się ładunkiem elektrycznym noszą nazwę jonów. Przeciwnie naładowane jony przyciągają się, tworząc cząsteczkę o wiązanych jonowych. Na przykład cząsteczka soli kuchennej powstaje w wyniku przekazywania przez atom sodu jednego elektronu atomowi chloru.

Atomy danego pierwiastka posiadają zawsze tę samą liczbę protonów. Jednak liczba występujących w nich neutronów jest zmienna. Na przykład w jądrze większości atomów naturalnego pierwiastka węgla występuje sześć neutronów. Jednak w jednym na sto jest ich siedem. Te inne rodzaje atomów tego samego pierwiastka nazywane są izotopami. Wszystkie izotopy danego pierwiastka posiadają te same właściwości chemiczne, to znaczy łącząc się z innymi substancjami dają te same związki chemiczne. Różnią się jednak pod względem właściwości fizycznych ? na przykład temperaturą zamarzania lub wrzenia.

Wiadomo, że w skład każdego atomu wchodzi centralnie położone jądro oraz znajdujące się w chmurze elektronowej elektrony. Składnikami jądra natomiast są nukleony czyli protony i neutrony. Liczba protonów, równa liczbie elektronów to tzw. liczba atomowa.
Decyduje ona o lokalizacji pierwiastka w układzie okresowym. Natomiast liczba protonów i neutronów nazywana jest liczbą masową.

Masy składników jądra wynoszą:
? masa protonu = 1.0078 u
? masa neutronu = 1.0086u
Ponieważ masa elektronu jest bardzo mała w porównaniu z tymi masami, około 1840 razy mniejsza dlatego przyjmuje się, ze całą masę atomu stanowi masa jądra.
Ponieważ ładunek elektronu jest co do wartości równy ładunkowi protonu, tak więc dzięki równej liczbie obu cząstek w atomie jest on elektrycznie obojętny.

Rozmiary atomów to 10 - 10m, natomiast średnica jąder wynosi około 10 m.

Autorem pierwszego modelu budowy atomu, który uwzględniał teorię kwantów był Niell Bohr. W tym obrazie atomu ruch elektronów wokół jądra porównywany jest do ruchu planet okrążających Słońce.

Teoria Bohra opierała się na dwóch założeniach.

1. Elektron nie może krążyc po dowolnej orbicie, lecz tylko po tych, dla których .
Każdej orbicie odpowiada inny moment pędu elektronu jest wielokrotnością h/2 stan energetyczny atomu. Znajdując sie na orbicie dozwolonej elektron nie promieniuje energii. Orbity dozwolone zostały nazwane stacjonarnymi. Zakładając, że ruch elektronu odbywa się po orbicie kołowej pierwszy postulat Bohra można zapisać następująco gdzie n jest liczbą całkowitą.
2. Atom przechodząc absorbuje lub emituje promieniowanie w postaci kwantu o energii h jednego stanu energetycznego En do grugiego Ek (czyli przejściu elektronu z jednej orbity dozwolonej na inną). Różnica energii tych stanów atomów równa się energii wypromieniowanego kwantu

Model atomu wodoru Bohra opiera się na następujących postulatach:
a) Elektron krąży po orbicie kołowej wokół jądra, nie wypromieniowując energii.
b) Elektron może krążyć tylko po takiej orbicie, dla której spełniony jest warunek:
gdzie: K = m*v*r ? moment pędu elektronu,
h = 6,62?10 ?34 J*s ? stała Plancka,
n ? liczba naturalna (numer dozwolonej orbity elektronu).

c) Aby elektron mógł przejść z orbity niższej k na orbitę wyższą n, musi zabsorbować kwant energii o wartości En?Ek.

d) Jeżeli elektron przeskakuje z orbity wyższej n na orbitę niższą k, to emituje przy tym kwant promieniowania o energii h*f = En? Ek
gdzie: En, Ek - energia elektronu na orbicie n i k, f ? częstotliwość emitowanego promieniowania.

Dzięki teorii Bohra było możliwe wyznaczenie zależności dla linii widmowych innych serii, nie tylko serii K.
W dzisiejszych czasach stosuje się jeszcze oznaczanie linii widma promieniowania X zgodnie z założeniami Bohra. I tak kwanty promieniowania , które są emitowane przez atom w wyniku przejścia elektronu na powłokę najbliższą jądru nazywa się promieniowaniem serii K. Następna seria to seria L, czyli promieniowanie powstające przy przeskoku elektronu z wyższych powłok na powłokę drugą z kolei licząc od jądra.

W nomenklaturze uwzględnia się również w ramach danej serii numery orbit, na które nastąpił przeskok. Nazywa się je alfa, beta lub gamma.
Okazało się jednak, że teoria atomu Bohra nie sprawdza się do opisu struktury nadsubtelnej np. dubletów bądź tripletów linii widmowych.

Współczesna teoria budowy atomu przypisuje elektronom zestaw 5 liczb kwantowych, które opisują ich stan energetyczny w atomach.
Są to: główna liczba kwantowa, orbitalna liczba kwantowa, magnetyczna liczba kwantowa, spinowa liczba kwantowa i magnetyczna spinowa liczba kwantowa.
W danym atomie nie mogą istnieć dwa elektrony z identycznym zestawem liczb.

Zgodnie z dualistyczną naturą elektronów można je rozpatrywać zarówno jako falę (fala de Broglie'a) oraz jako cząstkę elementarną.

Model Bohra - aby wyjaśnić stabilność atomu wprowadza pojęcie skwantowanych orbit elektronów:
A) jądro,
B) elektron,
C) orbita elektronu.

Model Bohra był ważnym krokiem w rozwoju teorii atomu. Bardzo wyraźnie pokazał on niestosowalność klasycznej fizyki do zjawisk wewnątrzatomowych oraz pierwszorzędne znaczenie praw kwantowych w mikroświecie.

Obecnie teoria Bohra ma głównie znaczenie historyczne.

Po pierwszych sukcesach tej teorii coraz bardziej widoczne stawały się jej niedociągnięcia. Szczególnie przygnębiające były niepowodzenia wszystkich prób skonstruowania teorii atomu helu - jednego z najprostszych atomów, następnego atomu bezpośrednio po atomie wodoru.

Najsłabszą stroną teorii Bohra, powodującą kolejne niepowodzenia, była jej wewnętrzna sprzeczność logiczna: nie była to teoria ani konsekwentnie klasyczna, ani konsekwentnie kwantowa. Po odkryciu falowych własności materii, stało się zupełnie jasne, że oparta na mechanice klasycznej teoria Bohra mogła być jedynie przejściowym etapem na drodze do stworzenia konsekwentnej teorii zjawisk atomowych.