atom (grekiska a´tomos 'odelbar', av nekande a och tomē´ 'skärning'), materiepartikel, den minsta del av ett grundämne som har detta ämnes kemiska egenskaper. Atomen består av en atomkärna med omgivande elektroner och har en utsträckning (radie) av 0,05–0,3 nm (nanometer, dvs. 10–9 meter). Väsentligen all massa är koncentrerad till atomkärnan, som har en radie av 1–8 fm (femtometer, dvs. 10–15 meter).
Atomens nummer i det periodiska systemet (atomnumret) anger antalet elektroner hos den neutrala atomen, liksom atomkärnans elektriska laddning, uttryckt i elementarladdningar. En atom har vissa bestämda energinivåer, och övergång mellan dessa kan ske genom utsändande eller absorption av ljus eller annan elektromagnetisk strålning.
Detta ger upphov till atomens spektrum (optiskt spektrum, röntgenspektrum etc.). I en förenklad modell är elektronerna i atomen inordnade i elektronskal, och denna modell kan i huvudsak förklara uppkomsten av grundämnenas periodiska system.
Den moderna atomteorins framväxt
Atomers och molekylers existens
(se även atomlära). Den moderna atomteorin har sina rötter i renässansens naturvetenskap. Först vid denna tid började man i större utsträckning ersätta filosofiskt tänkande med experimentellt undersökande. Under 1600-talet kom man fram till uppfattningen att vissa ämnen kunde betraktas som mer elementära än andra, och man benämnde dessa ämnen grundämnen. Genom kemisk förening av grundämnen kunde andra, mer sammansatta ämnen bildas. En av de första som formulerade dessa tankar var Robert Boyle. Senare gjorde man den viktiga upptäckten att grundämnen alltid förenar sig med varandra i bestämda viktproportioner, och i de fall grundämnen kunde förena sig med varandra på mer än ett sätt stod de ingående viktproportionerna i enkla heltalsförhållanden till varandra (lagen om de konstanta och multipla proportionerna).
Sålunda förenar sig alltid väte (hydrogen) och syre (oxygen) med varandra i viktproportionen 1:8 då vatten bildas. Syre kan förena sig med koppar på två sätt, antingen i viktproportionen 1:8 eller 2:8. Bl.a. dessa observationer ledde John Dalton till att omkring år 1800 på allvar återuppliva den antika hypotesen att grundämnena var uppbyggda av odelbara enheter, atomer, och att dessa var karakteristiska för varje grundämne. Vid en kemisk reaktion sammansätts enligt Daltons modell atomerna till molekyler.
Vid reaktioner mellan gaser hade man dessutom funnit att de ingående volymerna stod i enkla talförhållanden till varandra, t.ex. att en viss volym vätgas alltid reagerar med halva volymen syrgas då vatten bildas. Amadeo Avogadro drog därav slutsatsen att alla gaser vid samma tryck och temperatur innehåller ett bestämt antal atomer eller molekyler per volymenhet, ett antal som är relaterat till vad vi nu kallar Avogadros tal. Ur volymrelationerna kan man få information om molekylens sammansättning, t.ex. att vattenmolekylen består av en syreatom och två väteatomer. Avgörande insatser under denna tid gjordes av Jöns Jacob Berzelius, som genom noggranna analyser av ett stort antal föreningar kunde bestämma de relativa atomvikterna för de flesta då kända grundämnena. Berzelius införde även många av de bokstavsbeteckningar för grundämnena och det kemiska beteckningssystem vi i dag använder, t.ex. H2O och CO2.
Under senare delen av 1800-talet utvecklades den s.k. statistiska mekaniken, främst av Ludwig Boltzmann och James Clerk Maxwell. Man kunde utifrån hypotesen att gaser bestod av ett mycket stort antal submikroskopiska partiklar härleda de empiriskt funna lagarna rörande gasers tryck-, volym- och temperaturförhållanden. Man kunde även med hjälp av observerade avvikelser från de ideala gaslagarna uppskatta molekylernas verkliga storlek och få ett ungefärligt värde på Avogadros tal.
De kemiska reaktionslagarna och den statistiska mekaniken utgjorde mycket starka stöd för den daltonska atommodellen. Samtiden var dock allmänt skeptisk, och många vetenskapsmän menade att detta endast var indicier, som inte uteslöt andra tolkningar. Ett mer avgörande bevis för atomernas existens kom först i början av 1900-talet. Redan 1827 hade Robert Brown observerat att mikroskopiska partiklar i en vätska utförde oregelbundna rörelser, som syntes vara nästan helt oberoende av yttre påverkan (brownsk rörelse).
En möjlighet var att denna rörelse orsakades av stötar från vätskans molekyler, och 1905 kunde Albert Einstein i ett berömt arbete visa att en sådan hypotes var förenlig med gjorda observationer och att det även skulle vara möjligt att bestämma Avogadros tal genom att jämföra teori och experiment. Ytterst noggranna mätningar av den brownska rörelsen gjordes några år senare av Jean Baptiste Perrin, som genom att tillämpa Einsteins teori på sina experimentella data erhöll ett värde på Avogadros tal som stämde väl överens med det som erhållits från den statistiska mekaniken. Detta övertygade även samtidens skeptiker och kan sägas vara det helt avgörande beviset för att atomer och molekyler verkligen existerar.
Även om man i början av 1900-talet blev övertygad om atomens existens, hade man vid denna tid knappast någon uppfattning om att atomen kunde ha en inre struktur. Man betraktade atomen som något odelbart och oförstörbart i enlighet med den antika uppfattningen. Under 1900-talets första decennier skedde emellertid en mycket snabb utveckling, som kraftigt reviderade denna uppfattning – en utveckling som torde sakna motsvarighet i naturvetenskapens historia. Max Plancks och Einsteins insatser vid seklets början utgjorde inledningen till vad vi nu kallar kvantfysik. J.J. Thomsons upptäckt av elektronen och Ernest Rutherfords upptäckt av atomkärnan utgjorde grunden för Niels Bohrs atommodell, som bl.a. förklarade uppkomsten av linjespektra, och denna modell ersattes under 1920-talet av den kvantmekaniska, som i allt väsentligt består än i dag. Vi skall i de följande avsnitten något mer detaljerat följa den utveckling som stegvis avslöjade flera av "naturens innersta hemligheter".
Den moderna atomteorins framväxt
Upptäckten av elektronen och Thomsons atommodell
Inom elektricitetsläran fann man under 1800-talets tidigare del lagar som kunde sättas i samband med de ovan nämnda inom kemin. Sålunda konstaterade Michael Faraday att vid elektrolys transporterar alltid materialmängder proportionella mot atomvikten samma elektricitetsmängd eller en multipel därav. Detta kallas Faradays elektrolytiska lag. I kombination med Daltons atommodell kunde detta tolkas så att alla joner har en elektrisk laddning som är ett litet heltal gånger en elementarladdning. Storleken på denna elementarladdning eller vad som var bäraren av den hade man dock ingen klar uppfattning om vid denna tid.
Vid mitten av 1800-talet arbetade man på flera håll intensivt med studium av elektriska urladdningar i tunna gaser och uppträdandet av egendomliga strålar, katodstrålar, som utsändes från den negativa elektroden, katoden, i urladdningsröret. Dessa strålar förblev länge ett mysterium, och det var först 1897 som Joseph John Thomson, genom att studera strålarnas avböjning i elektriska och magnetiska fält, slutgiltigt lyckades visa att strålarna utgjordes av negativt laddade partiklar. Dessa partiklar, som Thomson kallade korpuskler, kallar vi nu elektroner.
Thomson kunde bestämma förhållandet mellan elektronens elektriska laddning (e) och massa (me), och han fann att detta var flera storleksordningar större än för vätejonen, som var den minsta partikel man då kände till. Det var alltså här fråga om en partikel med mycket mindre massa eller mycket större laddning än vätejonen. Vidare fann han att e/me-förhållandet var oberoende av materialet i katoden. Han drog därav slutsatsen att det var fråga om en verkligt fundamental partikel, som var mycket liten och som utgjorde en viktig beståndsdel i alla atomer.
Eftersom atomen är elektriskt neutral, antog Thomson att de negativa elektronerna var inbäddade i ett positivt laddat kontinuum med en utsträckning som svarade mot den storlek man antog att atomen hade. Vi vet nu att denna modell inte är korrekt, men den utgjorde ändå tillsammans med upptäckten av elektronen ett avgörande steg mot en ökad förståelse för materiens innersta byggnad.
Den moderna atomteorins framväxt
Rutherfords experiment och upptäckten av atomkärnan
Under de sista åren av 1800-talet gjordes en rad stora fysikaliska upptäckter som skakade den traditionella fysiken i dess grundvalar och som skulle komma att få vittgående konsekvenser för den vetenskapliga utvecklingen. Ungefär samtidigt som Thomson avslöjade katodstrålarnas natur upptäckte Henri Becquerel och Marie Curie att vissa tunga grundämnen utsände en strålning som kunde detekteras med hjälp av en fotografisk plåt. Ernest Rutherford visade att det rörde sig om tre slags strålning, som han betecknade alfa-, beta- och gammastrålning (α-, β-, γ-). Rutherford visade att alfastrålarna består av dubbelt laddat helium, s.k. alfapartiklar. Dessa partiklar, som utsänds med mycket hög hastighet, utnyttjades 1911 av Rutherford och hans medarbetare Hans Geiger och Ernest Marsden för ett experiment av avgörande betydelse. En smal stråle av alfapartiklar fick träffa en tunn metallfolie (av guld), och man registrerade spridningen hos de partiklar som träffat folien.
Man fann då till stor förvåning att ett litet men signifikant antal partiklar fick en mycket stor spridningsvinkel – några kunde t.o.m. observeras i bakåtriktningen. Med tanke på alfapartiklarnas höga energi var detta helt oväntat. Med den thomsonska atommodellen skulle sannolikheten för så stora spridningsvinklar vara försvinnande liten, och man tvingades därför att förkasta den. I stället tydde experimenten på att den positivt laddade delen av atomen, som representerade den huvudsakliga massan, var koncentrerad till en mycket liten volym i atomens centrum. Därmed hade man upptäckt atomkärnan. Man kunde även få en övre gräns för atomkärnans storlek, och det visade sig att dess diameter var mindre än en tiotusendel av atomens diameter.
Man hade nu kommit fram till en atommodell som i huvudsak gäller än i dag, nämligen med en atom bestående av en liten, massiv, positivt laddad kärna och ett antal negativt laddade elektroner kretsande utanför denna ungefär som planeterna i vårt solsystem. Hur en atom av detta slag kunde existera och vara stabil var helt oförklarligt utifrån den klassiska fysikens principer, och det visade sig att det skulle krävas en helt ny fysik, kvantfysiken, för att förstå denna modell.
Kvantfysikens inträde
Atomspektra
Vad vi nu kallar den klassiska fysiken, i vilken Newtons gravitationsteori, Maxwells elektromagnetiska teori, termodynamiken och den statistiska mekaniken ingår som viktiga byggstenar, fulländades under senare delen av 1800-talet, och med den kunde de allra flesta av de dittills observerade fysikaliska fenomenen förklaras. Det fanns dock några experimentella resultat som inte passade in i denna modell av verkligheten. Ett sådant var förekomsten av "mörka linjer" i solspektrum, de fraunhoferska linjerna. Det visade sig att våglängderna för dessa mörka linjer svarade exakt mot våglängderna hos det ljus som utsändes av olika ämnen vid upphettning, t.ex. i en låga. Sålunda kunde vissa linjer i solspektrum identifieras med linjer i vätespektrum, andra med linjer i natriums spektrum etc.
När man studerade olika ämnens linjespektra mer systematiskt fann man stora regelbundenheter. Spektrallinjerna kunde i allmänhet indelas i serier, och 1890 uppställde Janne Rydberg en formel som för väteatomen antar formen
σ anger här vågtalet (antalet vågor per längdenhet) för strålningen i fråga och m och n är hela tal. Konstanten R∞ kallas Rydbergs konstant. En serie svarar mot ett bestämt värde på m och löpande värden på n>m. Man kände vid denna tid till två serier, Balmerserien i det synliga området, svarande mot m = 2, och Paschenserien i det infraröda området, svarande mot m = 3. Senare upptäcktes Lymanserien i det ultravioletta området, svarande mot m = 1, liksom ytterligare serier i det infraröda området (se bild). Rydbergs formel stämde mycket väl med gjorda observationer, men man visste inget om vad som orsakade denna regelbundenhet eller atomspektras linjekaraktär över huvud taget. (Se vidare atomspektroskopi.)
Kvantfysikens inträde
Svartkroppsstrålning
Ett annat till synes oförklarligt fenomen, som studerades ingående under 1800-talets senare del, var den kontinuerliga elektromagnetiska strålning som utsänds från fasta kroppar vid upphettning, den s.k. svartkroppsstrålningen. Denna strålning är i stort sett oberoende av materialet i den strålande kroppen. Vid ungefär 800 °C börjar varje kropp att lysa i mörkrött, för att sedan vid allt högre temperaturer övergå mot orange, gult och gulvitt. Strålningen har ett intensitetsmaximum vid en viss våglängd, och denna våglängd avtar med ökande temperatur. För solen – som har en yttemperatur av ca 5 600 °C – ligger detta maximum omkring 550 nm, vilket svarar mot gult ljus. Med den klassiska fysiken kunde man inte förklara strålningens spektrala form ens kvalitativt. Detta demonstrerades tydligast av Lord Rayleigh och James Jeans, som 1900 visade att den klassiska fysiken leder till en spektralfördelning utan något maximum. Detta fenomen, som ofta kallas ultraviolettkatastrofen, visade att det var något fundamentalt fel med den klassiska fysiken.
Mysteriet med svartkroppsstrålningen löstes till väsentlig del samma år av Max Planck, som införde en helt ny princip i fysiken. Han antog nämligen – helt i strid med den i det stora hela ytterst framgångsrika klassiska fysiken – att energin inte är en kontinuerlig storhet och att den därför inte kan anta vilka värden som helst, utan att den är kvantiserad. Man antog vid denna tid att ljuset alstrades av "oscillatorer" i den strålande kroppen, vilkas svängningsfrekvens var lika med den utsända ljusfrekvensen. Enligt Plancks revolutionerande idé kunde emellertid dessa oscillatorer inte anta godtyckliga energier utan endast sådana som var en multipel av oscillatorfrekvensen, ν, multiplicerad med en fundamental konstant, h.
Vidare antog han att oscillatorerna strålade endast då de "hoppade" från en energinivå till en annan. Med denna hypotes, i kombination med den statistiska mekaniken, lyckades Planck förklara svartkroppsstrålningens spektrala form. Den i Plancks teori ingående konstanten, h, kallas nu Plancks konstant. Planck kunde även få fram ett experimentellt värde på denna konstant liksom på en konstant i den statistiska mekaniken, vilken han betecknade med k och benämnde Boltzmanns konstant.
Kvantfysikens inträde
Fotoelektrisk effekt
Med hjälp av Plancks kvantiseringshypotes kunde Einstein några år senare (1905) förklara den fotoelektriska effekten, vilken var ett annat av de till synes oförklarliga fenomen som man funnit under 1800-talets senare del. Denna effekt, som upptäcktes av Heinrich Hertz och Philipp von Lenard, innebär att elektroner kan utsändas från en negativ elektrod, katod, i vakuum om denna bestrålas med ljus, särskilt ultraviolett sådant. Energin hos de utsända elektronerna är oberoende av ljusintensiteten men ökar linjärt med ljusfrekvensen. Med långvågigt ljus, t.ex. infrarött, erhålls ingen effekt alls oavsett intensiteten.
För att förklara detta fenomen tillämpade Einstein Plancks kvantiseringshypotes men antog inte bara att de strålande oscillatorerna var kvantiserade utan även att ljuset transporterades i form av strålningspaket eller ljuskvanta (fotoner) – varje kvantum med en energi lika med produkten av Plancks konstant och ljusfrekvensen, E = hν. Om ett ljuskvantum endast växelverkar med en elektron, kommer elektronerna enligt denna modell att sändas ut från katoden med en energi som växer linjärt med frekvensen i överensstämmelse med de experimentella observationerna. En viss minsta energi hos fotonerna är dock nödvändig för att övervinna elektronernas bindningsenergi i materialet i fråga, utträdesarbetet, och detta förklarar att effekten upphör under en viss frekvens – en gränsfrekvens som beror av katodmaterialet.
Einsteins förklaring av den fotoelektriska effekten utgjorde en mycket elegant och viktig tillämpning av Plancks kvantiseringshypotes och befäste denna ytterligare. Plancks och Einsteins upptäckter bildade inledningen till den moderna fysik som vi nu kallar kvantfysik.
Kvantfysikens inträde
Bohrs atommodell
År 1913 presenterade dansken Niels Bohr en helt ny och revolutionerande teori för atomen, baserad på Rutherfords planetmodell och den av Planck och Einstein införda kvantiseringshypotesen. En stor svårighet med planetmodellen var att enligt klassisk elektrodynamik skulle elektroner som kretsade runt atomkärnan kontinuerligt sända ut strålning över ett brett våglängdsområde, s.k. bromsstrålning. De skulle därvid successivt förlora energi och till slut falla in mot kärnan. Någon stabil "planetarisk" atom skulle inte kunna existera enligt den klassiska fysiken. En annan stor svårighet gällde atomernas linjespektrum. Varför sänder atomerna ut strålning av så distinkta frekvenser i stället för ett kontinuerligt spektrum, som man skulle vänta sig utifrån den klassiska fysiken?
För att försöka förklara atomernas stabilitet och uppkomsten av spektrallinjer uppställde Bohr ett antal postulat, delvis i strid mot den klassiska fysikens lagar, nämligen
- 1 att elektronerna rör sig i cirkulära banor runt atomkärnan i enlighet med klassisk mekanik men utan att sända ut strålning;
- 2 att endast sådana banor är tillåtna för vilka elektronens impuls (rörelsemängd) är ett heltal (n) gånger Plancks konstant dividerat med 2π (nh/2π = nℏ); samt
- 3 att atomen strålar endast när en elektron övergår från en bana till en annan och då med en frekvens som ges av formeln ν = (E1–E2)/h, där E1 och E2 är energin för elektronens begynnelse- respektive sluttillstånd.
Enligt Bohrs modell beror väteatomens energi av n-kvanttalet – eller huvudkvanttalet – enligt formeln
Bohrs tredje postulat leder därmed direkt till Rydbergs formel för väte. Se bild för de då kända Balmer- och Paschen-serierna, liksom den några år senare upptäckta Lyman-serien, uppkommer enligt denna modell. Bohr kunde även med hjälp av sina postulat härleda ett uttryck för Rydbergs konstant, endast innehållande fundamentala konstanter,
Med då kända värden på naturkonstanterna stämde detta väl överens med det observerade värdet på Rydberg-konstanten (me är här elektronens massa, e dess laddning, ε0 permittiviteten för fria rymden och c ljushastigheten). Nu är denna konstant en av de bäst kända inom fysiken, med värdet
R∞ = 10 973 731,568 527(73) m–1.
Som nämnts strider Bohrs postulat klart mot flera av den klassiska fysikens grundläggande principer. Bohrmodellen förklarar dock i princip uppkomsten av atomernas linjespektra, som var en av de största stötestenarna för den tidens fysik, och för väteatomen gav den även god kvantitativ överensstämmelse med de observerade linjernas våglängder.
Visa hela artikelnSida 1-8 av 22 Nästa: Alkalispektra»
atom
http://www.ne.se/lang/atom
Nationalencyklopedin,
2011-05-26 Kopiera källangivelse
.jpg)
.jpg)
.jpg)
