MODEL BOHRA BUDOWY ATOMU     W XIX wieku i na początku XX fizycy i chemicy badali zjawisko rozszczepienia światła przez pryzmat. Światło to było emitowane przez ogrzane związki chemiczne. Światło takie po rozszczepieniu tworzyło charakterystyczne dla danego związku widmo. Widmo takie jak się okazało w toku badań naukowych jest charakterystyczne dla każdego pierwiastka. Zjawisko to posłużyło badaczom do badania składu chemicznego różnych substancji. Odkryto również nowe, nie znane wcześniej, pierwiastki. Naukowcy konstruowali coraz dokładniejsze przyrządy do badania owego zjawiska. Jedno z takich urządzeń przedstawia. Widma różnych ciał: Słońca, wodoru, helu, rtęci Kolorowy zdjęcie (1000x1200) - 160k     Przyrząd ten składał się ze źródła światła, szczeliny, która przepuszczała równoległą wiązkę światła, pryzmatu, który rozszczepiał ją na składowe fale świetlne (fale o mniejszej długości są odchylane bardziej, niż fale o większej długości). Na ekranie powstawał obraz świetlnych prążków, których położenie zależne było od długości emitowanych przez dany pierwiastek fal. Każdy pierwiastek przy ogrzewaniu emitował inny zestaw takich fal świetlnych. Naukowcy nauczyli się cechować odpowiednio te przyrządy - spektrografy, tak że potrafili określić długości fal emitowanych przez poszczególne pierwiastki. Stwierdzili również, że wiele linii widma występuje poza zakresem widzialnym - nadfiolecie i podczerwieni. Najprostszym układem widma cechuje się wodór. Balmer wykazał, że linie widma wodoru w okolicach obszaru widzialnego można powiązać prostym równaniem:           (1) gdzie:           (2) gdzie: - długość danej fali świetlnej, n'- stała równa 2, n - liczba całkowita większa bądź równa 3. R jest tak zwaną stałą Rydberga, wyznaczoną doświadczalnie i równą około 1,09677 * 107 m -1. Jak więc widać ze wzoru wraz ze spadkiem (wzrostem x) gęstość linii świetlnych rośnie. Na przykład dla pierwszej linii Balmera - n = 3, długość fali świetlnej wynosi 6563 Angstremów, dla n = 4 4861, dla n = 5 4341, a dla n = 6 4102.     Układ tych linii został nazwany serią Balmera. Oprócz niej dla wodoru istnieją i inne serie : seria Lymana - leżąca w nadfiolecie - opisuje ją podane wyżej równanie, ale n' wynosi 1, a n większe lub równe 2. seria Paschena - leżąca w podczerwieni - n' wynosi 3, a n jest większe bądź równe 4. seria Bracketta - leżąca w podczerwieni - n' wynosi 4, a n jest większe bądź równe 5.     Inne cięższe niż wodór pierwiastki mają bardziej skomplikowane widma liniowe.     Opisywane linie powstają na skutek emisji przez wzbudzony (ogrzewaniem) atom określonej długości fal świetlnych. Według modelu Rutherforda elektrony znajdujące się poza jądrem muszą, aby nie spaść na nie krążyć wokół niego po pewnych orbitach. Jeżeli do atomu dostarczy się energię jego elektrony zostaną odsunięte na większą odległość od jądra (zwiększy się ich energia potencjalna i kinetyczna). Będą krążyć po bardziej zewnętrznych orbitach. Zgodnie z klasycznymi prawami elektrodynamiki krążący elektron powinien wytwarzać promieniowanie elektromagnetyczne. Promieniowanie to unosi ze sobą część energii elektronu. Tak więc elektron tracąc swoją energię powinien poruszać się po coraz mniejszych orbitach i w końcu spaść na jądro. Nic takiego jednak się nie obserwowało. Jeśli rzeczywiście tak by było elektron mógłby znajdować się na dowolnej orbicie (która by się cały czas przy wypromieniowywaniu energii, płynnie zmieniała). Zgodnie z tym wszystkie atomy w badanej próbce powinny znajdować się w różnych stanach energetycznych (mieć różną energię) i emitować promieniowanie o wszystkich długościach fal. Widmo powinno być ciągłe, a nie liniowe. Ta niezgodność między teorią, a doświadczeniem, doprowadziła jednego z najwybitniejszych fizyków początku XX wieku - Nielsa Bohra do stworzenia nowej teorii opisującej prawa rządzące atomem.     W 1913 roku Niels Henrik Bohr opublikował nową teorię budowy atomów. Przyjął on, tak jak wcześniej Rutherford, że elektrony krążą po orbitach kołowych dookoła jądra. Przyjął on jednak trzy nowe tezy: W atomie istnieją takie orbity, po których poruszające się elektrony nie promieniują energii - orbity te nazwał stacjonarnymi. Każda emisja lub też absorpcja energii promieniowania odpowiada przejściu elektronu pomiędzy dwoma orbitami stacjonarnymi. Promieniowanie emitowane w czasie takiego przejścia jest jednorodne i jego częstość określona jest wzorem hv = E1-E2, gdzie h - stała Plancka, E1 i E2 energie układu w obu stanach stacjonarnych. Prawa mechaniki opisują równowagę dynamiczną elektronów w stanach stacjonarnych, ale nie stosują się do przechodzenia elektronu pomiędzy dwoma stanami stacjonarnymi.     Pierwszy postulat jest niezgodny z prawami klasycznej termodynamiki. Zgodnie z drugim można obliczać teoretycznie energię linii widmowych wodoru.     Bohr stwierdził również, że orbity stacjonarne, są to te na których moment pędu elektronu (moment orbitalny) jest całkowitą wielokrotnością wielkości h/(2*).     Zgodnie z trzecim postulatem, ruch elektronu na orbicie można opisać klasycznymi równaniami fizycznymi. Według prawa Newtona siłę odśrodkową działającą na elektron można określić równaniem:           (3) gdzie v - prędkość elektronu, r - promień orbity, m - masa elektronu. Zgodnie z prawem Coulomba siła przyciągania elektrostatycznego działającego na elektron (ładunek jądra wodoru wynosi e - ładunek elementarny):           (4) Dla orbity stacjonarnej obie te siły równoważą się. Można więc przyrównać równanie (1) i (2) i po przekształceniu otrzymuje się:           (5) W równaniu tym nie są znane zarówno wartości r oraz v. Zgodnie z warunkiem Bohra określającym moment pędu M:           (6) Moment pędu elektronu poruszającego się po orbicie kołowej określany jest równaniem:           (7) Przyrównując równania (6) i (7):           (8) Wyliczając z tego wzoru v jest:           (9) I podstawiając to równanie do (5) jest:           (10) Mając to równanie można obliczyć każdą orbitę w modelu atomu Bohra - wszystkie wielkości w nawiasie kwadratowym są znane, a n jest całkowitą liczbą większą lub równą 1 (dla n = 1 otrzymuje się r pierwszej orbity stacjonarnej). Liczba n została nazwana główną liczbą kwantową. Po podstawieniu do równania (10) wartości , e, m, h, otrzymuje się zależność promienia danej orbity od liczby kwantowej zgodnie ze wzorem:           (11)     Stosując doświadczalne metody pomiarowe naukowcy wyznaczyli przybliżony promień atomu. Wyniósł on 0,5*10-8 co jest w przybliżeniu równe wielkości pierwszej orbity Bohra. Naukowiec podjął się również obliczenia całkowitej energii elektronu wodoru dla dowolnej orbity stacjonarnej. Energia ta jest sumą energii potencjalnej i kinetycznej elektronu. Energię potencjalną można policzyć ze wzoru:           (12) Energia kinetyczna dana jest równaniem:           (13) Ale ze wzoru (3):           (14) Łącząc te dwa wzory i dodając wyliczoną we wzorze (12) energię potencjalną jest:           (15) W tym wzorze wszystkie wielkości po prawej stronie są znane.     Teoria Bohra tłumaczyła powstawanie liniowych widm atomu wodoru. Załóżmy, że jedyny elektron tego atomu jest na pierwszej orbicie stacjonarnej. Po dostarczeniu do atomu energii elektron może przeskoczyć na którąś z wyższych orbit. Następnie elektron znajdujący się na wyższej orbicie niż pierwsza emituje energię i wraca na nią. Energia emitowana jest w postaci promieniowania, którego częstość (v) jest równa:           (16) gdzie En - energia elektronu na orbicie, z której elektron przechodzi, E1 - energia na pierwszej orbicie. Po wykorzystani wzoru (15) mamy:           (17) gdzie n - orbita, z której przechodzi elektron. Wielkość (2*2*m*e4*k2)/h3 po podstawieniu danych liczbowych jest równa stałej Rydberga R. Tak więc wielkość R wyznaczona doświadczalnie jest równa tej wielkości wyznaczonej teoretycznie na podstawie teorii Bohra.     W identyczny sposób jak ten dla przechodzenia elektronu na pierwszą orbitę, można policzyć energię wypromieniowywaną, gdy elektron przechodzi z wyższej orbity na dowolną niższą (np. z piątej na trzecią). Policzone przez Bohra częstotliwości promieniowania dla kolejnych przejść zgadzają się z danymi doświadczalnymi (z liniami wodoru).     Teoria Bohra dobrze opisuje widma atomów, wokół których krąży jeden elektron. Atomami takimi są: H, He+, Li2+. Nie opisuje ona niestety widm atomów obieganych przez dwa lub więcej elektronów.     Niedługo odkryto też nowe zjawisko. Dostrzeżono, iż poszczególne linie widm atomów nie są jednorodne, lecz składają się z kilku położonych bardzo blisko pojedynczych linii. Na przykład dla n = 2 występują dwie takie linie, tak jakby istniały dwie orbity elektronowe o prawie identycznych energiach. Problem ten rozwiązał w 1916 roku Arnold Sommerfeld. BADANIA NAD ELEKTRONEM  |   PRÓBY WYZNACZENIA ŁADUNKU ELEMENTARNEGO  |   ODKRYCIE I BADANIE PROMIENI X  |   ODKRYCIE I BADANIE PROMIENIOTWÓRCZOŚCI  |   MODEL KELVINA-THOMSONA  |   NOWA WIELKA TEORIA - KWANTY  |   MODEL BOHRA BUDOWY ATOMU  |   UDOSKONALONA TEORIA BOHRA  |   ELEKTRON FALĄ  |   AKCELERATORY CZĄSTECZEK  |   CZARNOBYL  |   CZARNOBYL W STRONĘ POLSKI  |   ELEKTROWNIE JĄDROWE I ŚRODOWISKO  |   FALA PRAWDOPODOB. I NIEOZNACZONOŚĆ  |   JĄDRO ATOMOWE  |   JESZCZE O LICZBACH KWANTOWYCH  |   NEUTRINA  |   NEUTRONY  |   POZYTONY  |   REAKCJE JĄDROWE  |   REAKTOR JĄDROWY  |   DALSZE BADANIA PROMIENIOTWÓRCZOŚCI  |   SZCZEGÓLNA TEORIA WZGLĘDNOŚCI  |   TOKAMAK  |   ROZSZCZEPIENIE I SYNTEZA JĄDROWA  |   BOMBA ATOMOWA