1. Klasszikus atommodellek
Az elektron felfedezésével bizonyossá vált, hogy valamennyi atomnak alkotórésze egy az atomoknál parányibb, negatív töltésű elemi részecske. Így szükségessé vált olyan, az atom belső szerkezetére vonatkozó egyszerűsített elképzeléseket megalkotni, melyek számot adnak az atom tulajdonságairól.
Az első atommodellt J. J. Thomson , az elektron felfedezője alkotta meg (1902)
Thomson-féle „pudingmodell” szerint: Az atomok tömörek, az egyenletes pozitív töltéseloszlású kocsonyaszerű, rugalmas részbe szétszórtan (mint egy pudingban a mazsolák) ágyazott negatív töltésű, pontszerű elektronok külső hatásra rezgésbe jönnek és fényt bocsátanak ki.
Hibájára Lénárd Fülöp mutatott rá a katódsugárzás vizsgálata során: vékony alumínium fólián keresztül kivezette az elektronokat a vákuumcsőből, ez csak úgy magyarázható, ha feltételezzük, hogy az atomokban viszonylag nagy üres térrészek vannak
Tehát: az atomot nem tekinthetjük tömörnek, homogénnek
Ernest Rutherford atommodellje (1911): a „naprendszer/bolygómodell”
Az alfa-sugárzás vékony fémfóliákon történő szóródását vizsgálta
A szóráskísérlet eredményei alapján azt feltételezte, hogy az atomok (az atom mérete: ) közepén egy pozitív töltésű, kisméretű, gömb alakú atommag (mérete: ) van
Az atommag körül az elektronok körpályákon keringenek, amihez a vonzóerőt a Coulomb-erő biztosítja
A pozitív és negatív töltések száma azonos, így a teljes atom elektromosan semleges
Hiányossága: nem foglalkozik azzal a ténnyel, hogy az elektronok gyorsuló, elektromos töltéssel rendelkező részecskék, ezért energiát kellene kisugározniuk. Az ilyen elektronok spirális pályán mozogva az atommagba zuhannának.
Így nem értelmezhető az atomok stabilitása, és az atomok vonalas színképe sem
2. A Bohr-féle atommodell
1913-ban Niels Bohr dán fizikus (Rutherford tanítványa) a hidrogénatomra vonatkozóan új modellt alkotott
Mestere atommodelljének hiányosságait (stabilitás, vonalas színkép) próbálta megoldani újszerű feltevésekkel (posztulátumok)
Azt feltételezte, hogy az atommag körül az elektronok sugárzás nélkül csak meghatározott sugarú körpályákon, ún. állandósult (stacionárius) pályákon keringhetnek
A kiválasztott pályákhoz az elektronnak meghatározott energiaértéke tartozik. Ezeket energiaszinteknek nevezzük
Bohr szerint az atomok fénykibocsátása és fényelnyelése az állandósult pályák közötti elektronátmenetek során történik fotonok alakjában
Magasabb energiájú pályára való átmenetkor: fényelnyelés (abszorpció), fordított esetben fénykibocsátás (emisszió) jön létre
Frekvenciafeltétel: Az atom által elnyelt vagy kibocsátott foton energiája az energiaszintek meghatározott Em , En energiájának különbségével egyenlő:
A lehetséges állandósult körpályák sugarai a hidrogénatomban:
Ahol r1 =0,05 nm a legbelső Bohr-pálya sugara, az ún. első Bohr-sugár, az n= 1, 2, 3, … egész szám pedig a főkvantumszám
Az n-edik pályán keringő elektron teljes energiája:
Ahol E1= -2,18 aJ a hidrogénatom legbelső pályájához (az ún. alapállapothoz) tartozó legkisebb energiaérték.
Ha az atom nagyobb sugarú pályára kerül, akkor gerjesztett állapotban van. Az ehhez szükséges külső energiaközlés a gerjesztés
A Bohr-modell segítségével sikerült a hidrogénatom vonalas spektrumára vonatkozó matematikai összefüggést levezetni, illetve az atomi rendszer stabilitását értelmezni, mindez a Bohr-modell jelentős sikerét eredményezte
3. Kvantummechanikai atommodell (Heisenberg, Schrödinger)
Ezen leírás szerint az elektronok helyét az atomban a ψ (r,t) függvénnyel lehet jellemezni. Ez a függvény azt mutatja meg, hogy mekkora valószínűséggel tartózkodik az elektron a tér egy adott kicsiny részében. A legnagyobb valószínűséggel () az atommagtól a Bohr-modellben szereplő pályasugarának megfelelő távolságra található.
Atomi elektronpálya: a tér azon tartománya az atommag körül, ahol az elektron 90%-os eséllyel megtalálható.
Az elektronokat kvantumszámok segítségével jellemezzük.
Főkvantumszám (n=1,2,3,…): a pálya nagyságával és az elektron energiájával van kapcsolatban, az azonos főkvantumszámú elektronok héjakat alkotnak (az n héjon az elektronok száma )
Mellékkvantumszám (l=0,1,2,…,n-1): az elektronpálya alakjával van kapcsolatban, az
elektron pálya-impulzusmomentumát adja meg. A pályákat s, p, d, f betűkkel jelöljük.
Mágneses kvantumszám (m=-l,…,0,…,l) : az elektronpálya térbeli orientációjával van kapcsolatban. Az elektron pálya-impulzusmomentumának egy kitüntetett irányra való merőleges vetületét adja meg.
Spinkvantumszám (s=-0,5;0,5) : az elektron saját-impulzusmomentumának egy
kitüntetett irányra eső merőleges vetületét adja meg.
A kvantumszámokhoz kapcsolódik a Pauli-elv, ami kimondja hogy egy atomon belül két elektronnak nem lehet azonos mind a négy kvantumszáma
4. Színkép: folytonos/vonalas; kibocsátási (emissziós)/elnyelési(abszorpciós)
Milyen a színképe az alábbi fényforrásoknak:
hagyományos (wolfram szálas) izzó: folytonos, kibocsátási
energiatakarékos (kompakt) fényforrás: vonalas, kibocsátási
gyertya: folytonos
napfény: vonalas, elnyelési
