Înapoi la: Studiu de caz: Natura
Atomul
Istoria ideii de atom începe acum peste 2300 de ani, cu doi filosofi greci – Leucip și Democrit. În vremea aceea, filosofii căutau să își imagineze elementele fundamentale din care să fie sau să poată fi construit Universul. Pentru ei, totul era compus din ATOMI: indivizibili fizic, indestructibili, diferind doar prin formă și dimensiuni și separați între ei prin spații vide. De atunci și până la sfârșitul secolului al XIX-lea atomii au fost considerați indivizibili.
În 1897, J.J. Thomson, care a și primit premiul Nobel în 1906, a reușit să demonstreze existența unor p articule mai mici decât atomii. A numit aceste particule ELECTRONI și, mai mult decât atât, a arătat că aceștia sunt purtătorii curentului electric. Astfel a dispărut mitul atomului indivizibil și a început o nouă etapă a cunoașterii, aceea a fizicii atomice. Dacă, pentru grecii antici, atomii erau ca niște bile de mărimi diferite, Thomson a încercat să găsească un nou model, care să incorporeze proaspăt descoperiții electroni. Știm că atomii nu au sarcină electrică, deci trebuia să existe ceva care să compenseze sarcina lor negativă.
În 1904 el a imaginat unul dintre primele modele atomice - plum pudding, sau plăcinta cu prune. Cu acest model, el a încercat să explice proprietățile atomilor: electronii (negativi) erau „prunele” aflate într-o „mare” de sarcini pozitive (plăcinta).
În 1911, marele fizician Ernest Rutherford concepe un experiment care avea să intre în istoria fizicii. La Laboratorul de fizică al Universității Manchester, împreună cu studenții săi Hans Geiger și Erns Marsden, el a avut ideea de a bombarda o folie de aur cu particule alpha (care au sarcină pozitivă).
Ei au observat că, atunci când particulele trec prin folia de aur extrem de subțire, nu urmează toate aceeași traiectorie. În realitate, particulele pot urma trei direcții diferite: unele trec prin atomi fără a fi afectate, altele ricoșează și se întorc înapoi, iar altele sunt deviate de o „zonă” de foarte mici dimensiuni din atomii de aur. Această observație le-a sugerat existența unei sarcini pozitive în centrul atomilor de aur care respinge particulele alpha.
Interpretarea acestui experiment l-a determinat pe Rutherford să denumească această zonă nucleul atomic. Totodată, el a determinat că nucleul atomic are sarcină pozitivă și ocupă un spațiu de peste 3000 de ori mai mic decât cel ocupat de întregul atom. Dar cât de mic este un atom? Estimările spun că are doar 10 nanometrii, iar acești 10 nm marchează frontiera care separă lumea noastră obișnuită, macroscopică, lumea legilor lui Newton, de lumea subatomică – lumea guvernată de legile Mecanicii Cuantice.
Era clar că modelul atomic al lui Thomson, cel cu plăcinta cu prune, nu mai putea fi folosit. Rutheford s-a inspirat din modelul sistemului nostru solar, în care planetele se rotesc în jurul Soarelui, transferându-l la sistemul atomic, cu nucleul atomic ocupând poziția Soarelui și electronii pe cea a planetelor și cu forța electromagnetică acționând aici în locul forței de gravitație.
Modelului Rutherford avea însă o mare problemă: orbitând în jurul nucleului, electronii ar fi trebuit să emită radiație electromagnetică, adică energie. Pierderea de energie ar fi făcut ca orbitele lor să aibă raze din ce în ce mai mici, ajungând astfel ca într-un timp foarte scurt electronii să se prăbușească pe nucleu! Modelul atomic al lui Rutherford era, deci, instabil, iar atomii sunt cât se poate de stabili și nu emit energie.
Soluția acestei probleme a fost cea propusă de Niels Bohr, unul dintre marii fondatori ai Mecanicii Cuantice: electronii nu se pot roti la întâmplare în jurul nucleului, așa cum se întâmplă cu planetele în jurul stelelor. Orbitele electronilor sunt fixe, precum etajele unui bloc (le numim cuantificate). Atunci când un electron pierde energie, el „sare” pe o orbită de rază inferioară! Modelul atomic al lui Bohr, publicat în 1913, se baza pe trei postulate:
- Electronii se pot roti pe orbite staționare, fără a radia energie. Acestea sunt orbite stabile aflate la anumite distanțe față de nucleu. Aceste orbite sunt fixe și sunt situate la distanțe precise (le numim discrete). Între două asemenea orbite nu pot exista alte orbite pe care să se poată roti electronii, așa cum un lift nu poate opri între etaje.
- Distanțele la care se găsesc aceste orbite staționare față de nucleu sunt identice pentru toți atomii, indiferent dacă vorbim de atomul de hidrogen sau de cel de fier, și depind de un număr care se numește constanta lui Plank. Orbita ccea mai apropiată de nucleu are raza de 0.0529 nm (10-9 m) și se numește raza Bohr. Nici un electron nu se poate apropia mai mult de nucleu.
- Electronii pot câștiga sau pierde energie doar „sărind” de pe o orbită pe alta, atunci când absorb sau emit energie. Un electron care absoarbe energie va trece pe o orbită superioară, mai departe de nucleu iar unul care pierde energie va coborâ pe o orbită inferioară (se va apropia de nucleu).
