Budowa atomu: struktura, teoria i historia odkryć

Każda substancja składa się z malutkich cząsteczek, zwanych atomami. Są one tak małe, że w główce 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 chemicznego mająca jeszcze własności chemiczne 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 nośnika chemicznej indywidualności pierwiastka pochodzi od J. Daltona (początek XIX w.). Atomy danego pierwiastka mają określoną masę oraz specyficzne własności fizyczne; atom składa się z jądra o dodatnim ładunku (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 chemicznego) określa liczba atomowa Z, równa liczbie protonów w jądrze; masa atomu, skupiona niemal całkowicie w jądrze, jest wyznaczona przez łączną liczbę zawartych w nim protonów i neutronów oraz energię ich wiązania (liczba masowa). 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 (stan na 1991 rok) pierwiastków, spośród których tylko pierwiastki o Z > 83 mają stabilne izotopy (jest ich 273).

Wyjaśnienie budowy atomu stało się możliwe dzięki odkryciom w 1896 r. swobodnego elektronu (przewidzianego przez G.J. Stoneya) przez J.J. Thomsona oraz promieniotwórczości przez H. Becquerela. Te i następne odkrycia obaliły rozpowszechniony do końca XIX w. pogląd, że atomy są sztywnymi, niepodzielnymi kulkami oraz zapoczątkowały badania wewnętrznej struktury atomu. W 1911 r. E. Rutherford wykazał na podstawie doświadczeń nad rozpraszaniem cząstek, że dodatni ładunek atomu jest skupiony w jądrze o bardzo małych rozmiarach w porównaniu z rozmiarami całego atomu. Współczesne poglądy na budowę atomu wywodzą się z teorii atomu wodoru, przedstawionej w 1913 r. przez N. Bohra (teoria atomu Bohra). Odkrycie w 1925 r. spinu elektronu przez G.E. Uhlenbeck i S. Goudsmita oraz zasady wykluczenia przez W. Pauliego to kolejny etap w poznaniu struktury atomu. Dokładny opis budowy i właściwości atomu powstał na gruncie mechaniki kwantowej (E. Schrödingera, P.A.M. Diraca).

W kwantowej teorii atomu stan poszczególnych elektronów opisują funkcje falowe (orbitale), scharakteryzowane czterema liczbami kwantowymi. Główna liczba kwantowa n przyjmuje wartości całkowite (począwszy od 1) i określa powłokę, na której znajduje się elektron; powłoki te są oznaczone kolejno (poczynając od powłoki najbliższej jądra) literami K, L, M, N, O, P, Q. Każda powłoka elektronowa o n większym od 1 składa się z kilku podpowłok określonych orbitalną liczbą kwantową l, która przyjmuje wartości całkowite od 0 do n–1; kolejnym wartościom liczby kwantowej l odpowiadają podpowłoki oznaczone literami s, p, d, f, g, h. Trzecia liczba kwantowa – magnetyczna – m przyjmuje (dla danego l) 2l +1 wartości, a czwarta – spinowa – s dwie wartości (+½, –½). Zgodnie z zakazem Pauliego, w danym stanie energetycznym opisanym przez czwórkę liczb kwantowych może się znajdować w atomie tylko jeden elektron, stąd w każdej powłoce może być 2n² elektronów (w powłokach K, L, M, N odpowiednio 2, 8, 18, 32; w podpowłokach s, p, d, f – 2, 6, 10, 14 elektronów).

Wiele substancji składa się z atomów połączonych w grupy zwane cząsteczkami. Na przykład gaz wodorowy zawiera cząsteczki, z których każda jest połączeniem dwóch atomów wodoru. Jednak częściej cząsteczki substancji składają się z atomów różnych pierwiastków. Takie substancje nazywamy związkami chemicznymi. Na przykład woda jest związkiem chemicznym, którego cząsteczki zbudowane są z dwóch atomów wodoru i jednego atomu tlenu. Wiele cząsteczek zawiera większą liczbę atomów, jak chociażby niektóre cząsteczki białka znajdującego się w żywych organizmach, które są złożoną strukturą, składającą się z tysięcy atomów.

Niektóre naturalne pierwiastki występują w przyrodzie tylko w związkach chemicznych. Na przykład sód jest metalem, który tak łatwo łączy się z innymi pierwiastkami, że nie sposób znaleźć go w formie czystej. Występuje powszechnie w połączeniu z chlorem, jako chlorek sodowy – czyli sól kuchenna. Często jest ekstrahowany z soli i używany do wytwarzania innych związków chemicznych.

Niels Bohr, próbując tłumaczyć rozbieżność teorii Rutherforda z faktami doświadczalnymi, ogłosił w 1913 r. teorię, według której elektron krąży wokół jądra po tzw. orbicie stacjonarnej, nie zmieniając swojej energii. Przeskok z orbity stacjonarnej na inną powoduje pobieranie lub oddawanie porcji energii nazwanej kwantem. Model atomu przedstawiony przez N. Bohra zgadza się z doświadczeniem tylko dla atomu wodoru.

Dalszy postęp w poznaniu budowy atomu przyniosła mechanika kwantowa, dział fizyki zajmujący się opisem budowy atomów różnych pierwiastków. Współczesna teoria budowy atomu wymaga znajomości matematyki wyższej oraz wiedzy o tym, że w świecie atomów obowiązują inne prawa fizyki niż w świecie nas otaczającym.

W 1911 r. współpracownik Thomsona, brytyjski fizyk Ernest Rutherford, zaproponował model budowy atomu, który wyjaśnił jego zachowanie zaobserwowane podczas doświadczeń. Rutherford sugerował, że w środku atomu znajduje się stosunkowo ciężkie, dodatnio naładowane jądro, wokół którego krążą bardzo lekkie, ujemnie naładowane elektrony.

Później okazało się, że samo jądro również składa się z cząstek, zarówno dodatnio naładowanych, jak i obojętnych. Cząstki dodatnie (protony) były znane wcześniej, a neutron został odkryty w 1932 r. przez sir Jamesa Chadwicka. Odkrycia te dopełniły naukowego wizerunku atomu, który do dzisiaj stanowi podstawę rozumienia struktury materii.

Atomy danej cząsteczki mogą być ze sobą powiązane na różne sposoby, wszystkie opierające się na wymianie bądź dzieleniu się wspólnymi elektronami. Dwoma prostymi przykładami wiązań chemicznych są wiązania kowalencyjne i jonowe.

Z wiązaniem kowalencyjnym mamy do czynienia wtedy, gdy atomy dzielą się wspólnymi elektronami. Na przykład cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów wodoru połączonych wiązaniem kowalencyjnym. Pojedynczy elektron każdego z atomów krąży wokół obydwu jąder, scalając je ze sobą.

W przypadku wiązania jonowego jeden z atomów oddaje część swoich elektronów innemu. Powoduje to wytwarzanie pola elektrycznego, które wiąże atomy. Normalnie liczba dodatnio naładowanych protonów i ujemnie naładowanych elektronów jest sobie równa. 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 wiązaniu jonowym. 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.

Naukowcy określają dane izotopy jakiegoś pierwiastka odwołując się do ich liczby masowej, czyli sumy liczby protonów i neutronów znajdujących się w jego atomie. Na przykład węgiel ^12C jest powszechnie występującym w naturze izotopem węgla. Jego atom składa się z sześciu protonów i sześciu neutronów. Rzadziej występującym izotopem jest węgiel ^13C, w którego jądrze znajduje się jeden dodatkowy neutron.

Proton i neutron charakteryzują się niemal identyczną masą, a każdy z nich jest około 1 800 razy cięższy od elektronu. Dlatego określając masę atomu, wystarczy odwołać się do liczby protonów i neutronów; jej wartość zawsze będzie liczbą całkowitą.

Masa atomowa pierwiastka to zwykle średnia masa jego naturalnych izotopów. Natomiast masa cząsteczkowa substancji to suma mas atomowych poszczególnych pierwiastków wchodzących w skład jej cząsteczki.

Kiedy w 1932 r. James Chadwick odkrył w jądrze atomu neutron, wydawało się, że to koniec odkryć na tym polu. Tymczasem od tamtej chwili naukowcy przeprowadzający doświadczenia w akceleratorach stwierdzili występowanie setek innych cząsteczek wchodzących w skład atomu. A odkryciu każdej z nich towarzyszyło pojawienie się kolejnych pytań, wymagających dalszych odpowiedzi. Badania nad strukturą otaczającego nas świata trwają i stanowią jedną z najważniejszych stref aktywności naukowej człowieka. Niemniej jednak prosty model atomu jest wystarczający do wytłumaczenia większości cech materii.

Gdy odkryto, że atom ulega rozszczepieniu, wyzwalając jednocześnie ogromną siłę niszczycielską, znaleziono potężne źródło energii.

W 1854 r. niemiecki wynalazca Heinrich Geissler (1814–1879) skonstruował urządzenie nazwane „rurką Geisslera”. Była to szklana rurka z wtopionymi do wnętrza metalowymi elektrodami. Jednocześnie wynalazca zbudował pompę, która wytwarzała wewnątrz rurki bardzo wysoką, jak na owe czasy, próżnię. Połączywszy obie elektrody z końcówkami cewki indukcyjnej wytwarzającej wysokie napięcie, badacz zaobserwował zielonkawą poświatę tworzącą się na szkle naprzeciw elektrody ujemnej (czyli, jak nazwał Faraday, katody). Niemiecki fizyk Eugen Goldstein (1850–1931) zasugerował w 1876 r., że poświatę tę wywołało uderzenie w szkło promieniowania pochodzącego z katody. Nazwał je „promieniami katodowymi”.

W tym wczesnym modelu atomu zakładano, że jądro zbudowane jest z dodatnio naładowanych protonów oraz pewnej liczby ujemnie naładowanych elektronów. Całkowita liczba elektronów w jądrze i na orbitach miała być równa liczbie protonów, co gwarantowałoby elektryczną obojętność atomów. Zgodnie z tym modelem cząsteczka alfa miała składać się z czterech protonów i dwóch elektronów – tak samo wyobrażano sobie jądro helu.

Kilkanaście lat później model ten został poważnie zmodyfikowany. W 1930 r. niemiecki fizyk Walther Bothe (1891–1957) ogłosił, że podczas bombardowania berylu cząsteczkami alfa zaobserwował nową cząstkę elementarną. Anglik James Chadwick (1891–1974) powtórzył to doświadczenie i stwierdził, że nowo odkryta cząstka ma masę zbliżoną do masy protonu, jednakże jest pozbawiona ładunku elektrycznego. Dlatego nazwano ją neutronem. Niemiecki fizyk Werner Heisenberg (1901–1976) przedstawił wówczas model jądra złożonego z protonów i neutronów.