Atomu nikt nigdy nie zobaczył tak, jak widzi się krzesło. Jest na to o wiele za mały. Wszystko, co o nim wiemy, pochodzi z doświadczeń — a model atomu to nic innego jak najlepszy obrazek, jaki w danym momencie pasował do wyników tych doświadczeń.
Dlatego ten temat to opowieść o czterech obrazkach, z których każdy następny poprawiał poprzedni.
1. Dalton (1803) — atom to kulka
John Dalton, angielski nauczyciel, przyjął, że materia składa się z niepodzielnych kulek.
Co mówił jego model:
- atomy są niepodzielne i niezniszczalne,
- atomy tego samego pierwiastka są jednakowe, atomy różnych pierwiastków — różne,
- związki chemiczne powstają przez łączenie się atomów w stałych stosunkach.
Co z tego zostało do dziś: ostatni punkt. To dzięki niemu rozumiemy, dlaczego woda to zawsze H₂O, a nie raz H₂O, a raz H₃O.
Co było nie tak: atom jednak jest podzielny. Ma części składowe — ale na odkrycie tego trzeba było czekać prawie sto lat.
2. Thomson (1897) — ciasto z rodzynkami
Joseph John Thomson badał promienie katodowe i odkrył elektron — pierwszą znaną cząstkę mniejszą od atomu. Elektron ma ładunek ujemny.
To był koniec niepodzielnej kulki. Skoro z atomu da się wyciągnąć elektron, to atom musi mieć budowę wewnętrzną.
Co mówił jego model: atom to kula naładowana dodatnio, w której tkwią zanurzone elektrony — jak rodzynki w cieście albo jak pestki w arbuzie. Całość jest obojętna, bo ładunki dodatni i ujemny się równoważą.
Co było nie tak: ładunek dodatni nie jest rozmazany po całym atomie. Pokazało to doświadczenie, które przeprowadzono zaledwie kilkanaście lat później.
3. Rutherford (1911) — jądro i pustka
Ernest Rutherford kazał swoim współpracownikom ostrzeliwać cienką złotą folię cząstkami alfa — ciężkimi, dodatnio naładowanymi pociskami.
Spodziewano się, że wszystkie przelecą przez folię z lekkim tylko odchyleniem — bo przecież ładunek dodatni jest, według Thomsona, rozmazany równomiernie i nic konkretnego nie stoi na drodze.
Co się stało: ogromna większość cząstek rzeczywiście przeleciała prosto. Ale nieliczne odbiły się pod dużym kątem, a niektóre wręcz zawróciły.
Rutherford skomentował to zdaniem, które weszło do historii nauki: było to tak nieprawdopodobne, jak gdyby pocisk artyleryjski wystrzelony w bibułkę odbił się i wrócił do strzelca.
Wniosek — i to jest sedno tego tematu:
Cała masa atomu i cały jego ładunek dodatni są skupione w maleńkim jądrze w środku. Reszta atomu to praktycznie pustka, po której poruszają się elektrony.
Cząstki alfa przelatywały, bo trafiały w pustkę. Odbijały się tylko te nieliczne, które trafiły w jądro albo przeszły bardzo blisko niego.
Skala, która robi wrażenie: jądro jest około sto tysięcy razy mniejsze od całego atomu. Gdyby powiększyć atom do rozmiarów stadionu, jądro byłoby ziarnkiem grochu na środku murawy, a elektrony — pyłkami krążącymi gdzieś pod dachem.
Co było nie tak: według ówczesnej fizyki elektron krążący wokół jądra powinien stale tracić energię i w ułamku sekundy spaść na jądro. A atomy jakoś istnieją i są trwałe.
4. Bohr (1913) — elektrony na piętrach
Niels Bohr naprawił ten problem założeniem, które wtedy brzmiało zuchwale: elektron nie może krążyć byle gdzie.
Co mówił jego model:
- elektron krąży tylko po dozwolonych orbitach o ściśle określonej energii — nazywamy je powłokami,
- krążąc po swojej powłoce, elektron nie traci energii — dlatego atom jest trwały,
- energię pobiera albo oddaje tylko przy przeskoku z powłoki na powłokę, i to porcjami.
Powłoki oznaczamy literami: K, L, M, N i dalej. Mieszczą kolejno 2, 8, 18 i 32 elektrony — przy czym w szkolnych zadaniach do wapnia włącznie wystarczy przyjąć K = 2, L = 8, M = 8, N = 2.
Porównanie, które to porządkuje: powłoki są jak piętra w bloku. Można stać na pierwszym albo na drugim piętrze, ale nie da się stać „pomiędzy”. Żeby wejść wyżej, trzeba włożyć energię; schodząc niżej, energię się oddaje — i właśnie wtedy atom wysyła światło.
To tłumaczy rzecz, którą każdy widział: sól wrzucona do płomienia barwi go na żółto, miedź na zielono, a lit na czerwono. To elektrony spadają z wyższych powłok na niższe i oddają energię w postaci światła o ściśle określonej barwie. Na tej samej zasadzie działają neony i fajerwerki.
Co było nie tak: model Bohra świetnie opisuje atom wodoru, ale dla atomów z wieloma elektronami przestaje się zgadzać.
5. Model współczesny — chmura elektronowa
Dzisiejszy model, zwany kwantowo-mechanicznym, mówi coś, co brzmi dziwnie, ale wynika wprost z doświadczeń:
Nie da się jednocześnie dokładnie określić, gdzie elektron jest i dokąd leci. Można tylko podać obszar, w którym najprawdopodobniej się znajduje. Taki obszar nazywamy orbitalem.
Zamiast elektronu biegnącego po torze mamy więc chmurę — obszar gęstszy tam, gdzie elektron bywa częściej. Stąd nazwa: chmura elektronowa.
W szkolnych obliczeniach nadal posługujemy się powłokami Bohra, bo są prostsze i dla lekkich pierwiastków wystarczają. Warto jednak wiedzieć, że to uproszczenie.
Zestawienie — kto co wniósł
| Rok | Uczony | Model | Co wniósł | Co było nie tak |
|---|---|---|---|---|
| 1803 | Dalton | niepodzielna kulka | atomy łączą się w stałych stosunkach | atom jednak jest podzielny |
| 1897 | Thomson | ciasto z rodzynkami | odkrycie elektronu | ładunek dodatni nie jest rozmazany |
| 1911 | Rutherford | model planetarny | jądro i pustka w atomie | elektron powinien spaść na jądro |
| 1913 | Bohr | elektrony na powłokach | dozwolone powłoki i trwałość atomu | działa dobrze tylko dla wodoru |
| od 1926 | model kwantowy | chmura elektronowa | orbitale zamiast torów | — |
Jak zbudowany jest atom — stan na dziś
| Cząstka | Gdzie | Ładunek | Masa |
|---|---|---|---|
| proton | w jądrze | +1 | 1 u |
| neutron | w jądrze | 0 | 1 u |
| elektron | poza jądrem | −1 | około 1/1840 u |
Z tej tabeli wynikają dwie rzeczy, o które pyta się najczęściej.
Po pierwsze: masa atomu to praktycznie masa jądra. Elektron waży prawie dwa tysiące razy mniej niż proton, więc wkład elektronów można pominąć.
Po drugie: atom jest obojętny, bo protonów jest dokładnie tyle samo co elektronów.
Dwie liczby przy symbolu
Z — liczba atomowa = liczba protonów = liczba elektronów (w atomie obojętnym) = numer pierwiastka w układzie okresowym
A — liczba masowa = liczba protonów + liczba neutronów
liczba neutronów = A − Z
Zapisujemy to tak: liczba masowa u góry, liczba atomowa u dołu, na przykład ²³₁₁Na.
Izotopy
Izotopy to atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą neutronów — mają tę samą liczbę atomową Z, ale różną liczbę masową A.
Skoro mają tyle samo protonów i elektronów, to zachowują się chemicznie tak samo. Różnią się masą — i czasem trwałością jądra.
| Pierwiastek | Izotopy | Uwaga |
|---|---|---|
| wodór | ¹H (prot), ²H (deuter), ³H (tryt) | jedyne izotopy z własnymi nazwami |
| węgiel | ¹²C, ¹³C, ¹⁴C | ¹⁴C jest promieniotwórczy — służy do datowania |
| uran | ²³⁵U, ²³⁸U | ²³⁵U to paliwo reaktorów |
Masa atomowa podana w układzie okresowym to średnia ważona mas izotopów występujących w przyrodzie. Dlatego chlor ma masę 35,5 u, choć żaden pojedynczy atom chloru tyle nie waży — w przyrodzie występuje mieszanina ³⁵Cl i ³⁷Cl.
Przykłady krok po kroku
Przykład 1 — odczytanie składu atomu
Podaj liczbę protonów, elektronów i neutronów w atomie ²³₁₁Na.
- Z = 11 → protonów jest 11.
- Atom jest obojętny → elektronów też 11.
- A = 23, więc neutronów: 23 − 11 = 12.
Przykład 2 — izotop
Atom pewnego pierwiastka ma 17 protonów i 20 neutronów. Co to za pierwiastek i jaka jest jego liczba masowa?
- 17 protonów → Z = 17 → to chlor Cl.
- A = 17 + 20 = 37.
Odpowiedź: izotop ³⁷Cl.
Przykład 3 — który model
Które doświadczenie dowiodło, że atom jest w środku pusty, i kto je przeprowadził?
Doświadczenie z ostrzeliwaniem złotej folii cząstkami alfa, przeprowadzone w zespole Rutherforda. Większość cząstek przeleciała przez folię bez przeszkód — a to możliwe tylko wtedy, gdy atom jest w większości pustą przestrzenią.
Przykład 4 — dlaczego atom nie zapada się
Co Bohr dodał do modelu Rutherforda i jaki problem to rozwiązało?
Bohr założył, że elektron może krążyć tylko po dozwolonych powłokach i krążąc po nich nie traci energii.
Rozwiązało to problem trwałości atomu: w modelu Rutherforda elektron powinien stopniowo wytracać energię i spaść na jądro w ułamku sekundy.
Sprawdź się
- Kto odkrył elektron i jaki model atomu z tego wynikł?
- Jaki wniosek płynął z doświadczenia ze złotą folią?
- Ile protonów, elektronów i neutronów ma atom ⁴⁰₂₀Ca?
- Czym różnią się izotopy tego samego pierwiastka i czy różnią się właściwościami chemicznymi?
Rozwiązania. (1) Thomson; z odkrycia elektronu wynikł model „ciasta z rodzynkami” — kuli naładowanej dodatnio z zanurzonymi elektronami. (2) Że masa i ładunek dodatni są skupione w bardzo małym jądrze, a reszta atomu to pustka. (3) 20 protonów, 20 elektronów, 40 − 20 = 20 neutronów. (4) Różnią się liczbą neutronów, czyli liczbą masową A; chemicznie zachowują się tak samo, bo mają tyle samo protonów i elektronów.
Do zapamiętania
- Model atomu to najlepszy obrazek pasujący do znanych doświadczeń — dlatego się zmieniał.
- Dalton — niepodzielna kulka. Thomson — odkrycie elektronu, ciasto z rodzynkami. Rutherford — jądro i pustka. Bohr — elektrony na dozwolonych powłokach. Dziś — chmura elektronowa i orbitale.
- Atom: proton (+1) i neutron (0) w jądrze, elektron (−1) poza nim; masa atomu to praktycznie masa jądra.
- Z = liczba protonów = liczba elektronów; A = protony + neutrony; neutrony = A − Z.
- Izotopy mają to samo Z, a różne A — i takie same właściwości chemiczne.