atom

atom

[gr. átomos ‘niepodzielny’],

fiz. najmniejsza cząstka pierwiastka chemicznego, posiadająca jeszcze właściwości tego pierwiastka, określoną masę oraz specyficzne właściwości fizyczne.

Przeciwnie niż to sugeruje etymologia (gr. atomos ‘niepodzielny’) atom ma strukturę złożoną; składa się z jądra o dodatnim ładunku elektrycznym otoczonego ujemnie naładowanymi elektronami; w obojętnym elektrycznie atomie dodatni ładunek jądra jest równy sumarycznemu ujemnemu ładunkowi elektronów; pomiędzy elektronami a jądrem atomu działają siły przyciągania elektrostatycznego. Rozmiary atomu są rzędu 10⁻¹⁰ m, przy czym rozmiary jądra atomowe są ok. 10⁵ razy mniejsze; masy atomów zawierają się w granicach 10⁻²⁷–10⁻²⁵ kg i praktycznie całe są skupione w jądrach (pomiary mas atomów przeprowadza się metodą spektrometrii mas). Jądro atomowe jest także układem złożonym — zawiera protony (o ładunku elektrycznym dodatnim) i (oprócz jądra wodoru) neutrony (obojętne elektrycznie); protony i neutrony — określane wspólnym mianem nukleony — są związane siłami jądrowymi; z kolei każdy nukleon składa się z 3 kwarków (proton z 2 kwarków u i jednego d, neutron — z 2 kwarków d i jednego u), pomiędzy którymi oddziaływania przenoszą gluony (podobnie jak między naładowanymi elektrycznie cząstkami oddziaływania przenoszą fotony).

Atom danego pierwiastka jest opisany liczbą protonów w jądrze — tzw. liczbą atomową Z (niezmienną i charakterystyczną dla tego pierwiastka); całkowitą liczbę protonów i neutronów tworzących jądro atomowe określa tzw. liczba masowa A. Atomy tego samego pierwiastka chemicznego różniące się liczbą neutronów w jądrze stanowią izotopy tego pierwiastka; stosunek liczby neutronów do liczby protonów w jądrze warunkuje trwałość jądra; duży nadmiar lub niedobór neutronów w stosunku do protonów jest przyczyną aktywności promieniotwórczej. Do początku 2008 oficjalnie uznano 111 pierwiastków, spośród których tylko pierwiastki o Z ≤ 83 mają stabilne (trwałe) izotopy.

Atomu jako układu mikroskopowego nie można opisać pojęciami i formalizmem matematycznym fizyki klasycznej — nie można np. jednocześnie dokładnie wyznaczyć położenia i pędu elektronu w atomie (Heisenberga zasada nieokreśloności). W opisującej atomy teorii kwantowej pojęcie toru elektronu traci sens; stany poszczególnych elektronów (ich energię, która jest skwantowana, tzn. może przybierać tylko pewne wartości dyskretne, średnie wartości pędu, prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w elemencie przestrzeni) opisują funkcje falowe (orbitale), scharakteryzowane 4 liczbami kwantowymi, przyjmującymi określone wartości. Główna liczba kwantowa n (n = 1, 2, 3, ...) określa energię elektronu, poboczna liczba kwantowa l (l = 1, 2, 3, ... , n − 1) — wartość orbitalnego momentu pędu, magnetyczna liczba kwantowa m (m = ±l, ±(l − 1), ... , 0) — rzut orbitalnego momentu pędu na wybrany kierunek, zaś spinowa liczba kwantowa m_s — rzut spinu elektronu na wybrany kierunek (może przyjmować tylko 2 wartości: +1/2 lub −1/2). W atomie, zgodnie z zasadą (zakazem) Pauliego, najwyżej 1 elektron może być opisany tym samym zespołem 4 liczb kwantowych. Elektrony opisywane orbitalami o tej samej wartości głównej liczby kwantowej tworzą 1 powłokę elektronową (elektrony o energii E_n znajdują się w takiej samej odległości od jądra); powłoki oznacza się kolejno literami: K (n =1), L (n = 2), M (n = 3), O (n = 4), ...; elektrony opisywane orbitalami o takiej samej parze liczb kwantowych n, l, czyli o takiej samej energii orbitalnej, tworzą podpowłoki oznaczane kolejnymi literami: s, p, d, f, g, ... Dalsze zróżnicowanie stanu kwantowego wprowadza magnetyczna liczba kwantowa, która decyduje o orientacji przestrzennej orbitalu; rozróżnia się np. orbitale p_x, p_y, p_z — każdy z nich mieści co najwyżej 2 elektrony różniące się liczbą m_s. Wynika stąd ściśle określone rozmieszczenie elektronów (konfiguracja elektronowa) na poziomach i podpoziomach energetycznych (powłokach i podpowłokach), charakterystyczne dla każdego pierwiastka i warunkujące jego właściwości; np. konfiguracja elektronowa atomu litu w stanie podstawowym ma postać: 1s²2s¹ (2 elektrony w podpowłoce s powłoki K, 1 w podpowłoce s powłoki L), sodu: 1s²2s²p⁶3s¹ (2 elektrony w powłoce K, 8 w powłoce L, w tym 2 w podpowłoce s i po 2 w podpowłokach p_x, p_y, p_z oraz 1 w podpowłoce s powłoki M). Elektrony najbardziej zewnętrznej powłoki elektronowej, zwane elektronami walencyjnymi, mają decydujący wpływ na właściwości chemiczne pierwiastka (przede wszystkim biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych między atomami). Aby określić stan atomu, należy określić jego energię i moment pędu, który jest wypadkową momentów pędu orbitalnego i spinowego poszczególnych elektronów. Najniższy poziom energii atomu odpowiada jego stanowi podstawowemu, w tym stanie atom może przebywać dowolnie długo, jeśli nie działają na niego siły zewnętrzne; wszystkie wyższe poziomy energii odpowiadają stanom wzbudzonym o skończonym czasie życia (atom znajdujący się w jedym z tych stanów jest zwany atomem wzbudzonym). Przejście atomu ze stanu podstawowego lub niższego stanu wzbudzonego do wyższego stanu wzbudzonego może zajść w wyniku pochłonięcia fotonu o odpowiedniej energii lub zderzenia np. z elektronem; natomiast przejście atomu ze stanu wzbudzonego do innego stanu wzbudzonego o niższej energii lub do stanu podstawowego łączy się z odprowadzeniem energii przez emisję fotonu (promieniowania świetlnego, jeśli jest to połączone z przeskokiem zewnętrznego elektronu na niższy poziom energetyczny lub promieniowania rentgenowskiego, jeśli przeskok elektronu następuje między wewnętrznymi powłokami elektronowymi ciężkiego atomu) lub elektronu, a także w wyniku zderzeń atomu z innymi atomami lub cząsteczkami.

Wyjaśnienie budowy atomu stało się możliwe dzięki odkryciu 1897 elektronu przez J.J. Thomsona i promieniotwórczości przez A.H. Becquerela; te i następne odkrycia obaliły pogląd, że atomy są sztywnymi, niepodzielnymi kulkami oraz zapoczątkowały badania wewnętrznej struktury atomu; 1911 E. Rutherford wykazał na podstawie doświadczeń, że dodatni ładunek atomu jest skupiony w bardzo małym (w porównaniu z rozmiarami atomu) jądrze. Współczesne poglądy na budowę atomu wywodzą się z teorii atomu wodoru podanej 1913 przez N. Bohra (Bohra teoria atomu).

Bibliografia

J. Ginter Wstęp do fizyki atomu, cząsteczki i ciała stałego, wyd. 2, Warszawa 1986;

I.W. Sawieliew Wykłady z fizyki, t. 3, Warszawa 1994;

H. Haken, H.Ch. Wolf Wykłady z fizyki, Warszawa 1997;

W. Kołos, J. Sadlej Atom i cząsteczka, Warszawa 1998.

Atom, schematyczne przedstawienie

Bohra teoria atomu, kontury orbitali atomowych dla powłok K, L, N i M

Atom: model atomu wodoru(H), litu (Li), sodu (Na) i uranu (U)