De atoomtheorie heeft de afgelopen duizenden jaren een lange weg afgelegd. Beginnend in de 5e eeuw voor Christus met Democritus 'theorie van ondeelbare' bloedlichaampjes 'die mechanisch met elkaar in wisselwerking staan, vervolgens in de 18e eeuw overgaan op het atomaire model van Dalton en vervolgens rijpen in de 20e eeuw met de ontdekking van subatomaire deeltjes en kwantumtheorie, de ontdekkingsreis is lang en slingerend geweest.
Een van de belangrijkste mijlpalen onderweg is wellicht het atoommodel van Bohr, dat soms het atoommodel Rutherford-Bohr wordt genoemd. Dit model, voorgesteld door de Deense natuurkundige Niels Bohr in 1913, beeldt het atoom af als een kleine, positief geladen kern omgeven door elektronen die zich verplaatsen in cirkelvormige banen (gedefinieerd door hun energieniveaus) rond het centrum.
Atoomtheorie tot de 19e eeuw:
De vroegst bekende voorbeelden van atoomtheorie komen uit het oude Griekenland en India, waar filosofen zoals Democritus postuleerden dat alle materie was samengesteld uit kleine, ondeelbare en onverwoestbare eenheden. De term "atoom" werd in het oude Griekenland bedacht en leidde tot de denkrichting die bekend staat als "atomisme". Deze theorie was echter meer een filosofisch concept dan een wetenschappelijk.
Pas in de 19e eeuw werd de atoomtheorie verwoord als een wetenschappelijke kwestie, waarbij de eerste evidence-based experimenten werden uitgevoerd. Begin 1800 gebruikte de Engelse wetenschapper John Dalton bijvoorbeeld het concept van het atoom om uit te leggen waarom chemische elementen op bepaalde waarneembare en voorspelbare manieren reageerden. Door middel van een reeks experimenten met gassen ontwikkelde Dalton de zogenaamde Atomic Theory van Dalton.
Deze theorie breidde zich uit over de gesprekswetten van massa en bepaalde verhoudingen en kwam neer op vijf premissen: elementen, in hun puurste staat, bestaan uit deeltjes die atomen worden genoemd; atomen van een specifiek element zijn allemaal hetzelfde, tot aan het allerlaatste atoom; atomen van verschillende elementen kunnen worden onderscheiden door hun atoomgewichten; atomen van elementen verenigen zich om chemische verbindingen te vormen; atomen kunnen niet worden gemaakt of vernietigd in een chemische reactie, alleen de groep verandert ooit.
Ontdekking van het elektron:
Tegen het einde van de 19e eeuw begonnen wetenschappers ook te theoretiseren dat het atoom uit meer dan één fundamentele eenheid bestond. De meeste wetenschappers waagden echter dat deze eenheid zo groot zou zijn als het kleinste bekende atoom - waterstof. Tegen het einde van de 19e eeuw zou dit drastisch veranderen, dankzij onderzoek uitgevoerd door wetenschappers zoals Sir Joseph John Thomson.
Door middel van een reeks experimenten met kathodestraalbuizen (bekend als de Crookes-buis), merkte Thomson op dat kathodestralen konden worden afgebogen door elektrische en magnetische velden. Hij concludeerde dat ze niet uit licht bestonden, maar uit negatief geladen deeltjes die wel 1000 keer kleiner en 1800 keer lichter waren dan waterstof.
Dit weerlegde effectief het idee dat het waterstofatoom de kleinste eenheid van materie was, en Thompson ging verder met te suggereren dat atomen deelbaar waren. Om de totale lading van het atoom, die uit zowel positieve als negatieve ladingen bestond, te verklaren, stelde Thompson een model voor waarbij de negatief geladen 'bloedlichaampjes' werden verdeeld in een uniforme zee van positieve lading - bekend als het Plum Pudding-model.
Deze bloedlichaampjes zouden later 'elektronen' worden genoemd, gebaseerd op het theoretische deeltje dat in 1874 door de Anglo-Ierse natuurkundige George Johnstone Stoney werd voorspeld. En hieruit werd het Plum Pudding-model geboren, zo genoemd omdat het sterk leek op de Engelse woestijn die bestaat uit pruimencake en rozijnen. Het concept werd in maart 1904 in het Verenigd Koninkrijk aan de wereld geïntroduceerd Filosofisch tijdschrift, tot grote bijval.
Het Rutherford-model:
Latere experimenten brachten een aantal wetenschappelijke problemen met het Plum Pudding-model aan het licht. Om te beginnen was er het probleem om aan te tonen dat het atoom een uniforme positieve achtergrondlading bezat, die bekend werd als het "Thomson-probleem". Vijf jaar later zou het model worden weerlegd door Hans Geiger en Ernest Marsden, die een reeks experimenten uitvoerden met alfadeeltjes en bladgoud - ook bekend als. het 'goudfolie-experiment'.
In dit experiment maten Geiger en Marsden het verstrooiingspatroon van de alfadeeltjes met een fluorescerend scherm. Als het model van Thomson correct was, zouden de alfadeeltjes ongehinderd door de atoomstructuur van de folie gaan. Ze merkten in plaats daarvan echter op dat hoewel de meesten er dwars doorheen schoten, sommige in verschillende richtingen waren verspreid, waarbij sommige teruggingen in de richting van de bron.
Geiger en Marsden concludeerden dat de deeltjes een elektrostatische kracht hadden ondervonden die veel groter was dan die was toegestaan door het model van Thomson. Omdat alfadeeltjes slechts heliumkernen zijn (die positief geladen zijn), impliceerde dit dat de positieve lading in het atoom niet wijd verspreid was, maar geconcentreerd in een klein volume. Bovendien zorgde het feit dat de deeltjes die niet werden afgebogen ongehinderd door, ervoor dat deze positieve ruimtes werden gescheiden door enorme kloven van lege ruimte.
Tegen 1911 interpreteerde natuurkundige Ernest Rutherford de Geiger-Marsden-experimenten en verwierp Thomson's model van het atoom. In plaats daarvan stelde hij een model voor waarbij het atoom bestond uit grotendeels lege ruimte, met al zijn positieve lading geconcentreerd in het midden in een heel klein volume, omgeven door een wolk van elektronen. Dit werd bekend als het Rutherford-model van het atoom.
Het Bohr-model:
Latere experimenten van Antonius Van den Broek en Niels Bohr hebben het model verder verfijnd. Terwijl Van den Broek suggereerde dat het atoomnummer van een element erg lijkt op zijn nucleaire lading, stelde de laatste een zonnestelselachtig model van het atoom voor, waarbij een kern het atoomnummer van positieve lading bevat en wordt omgeven door een gelijkwaardige aantal elektronen in orbitale schalen (ook bekend als het Bohr-model).
Bovendien verfijnde het model van Bohr bepaalde elementen van het Rutherford-model die problematisch waren. Deze omvatten de problemen die voortkomen uit de klassieke mechanica, die voorspelden dat elektronen elektromagnetische straling zouden afgeven terwijl ze in een baan om een kern draaien. Vanwege het energieverlies zou het elektron snel naar binnen moeten zijn gedraaid en in de kern zijn ingestort. Kortom, dit atoommodel hield in dat alle atomen instabiel waren.
Het model voorspelde ook dat naarmate de elektronen naar binnen spireerden, hun emissie snel in frequentie zou toenemen naarmate de baan kleiner en sneller werd. Experimenten met elektrische ontladingen aan het eind van de 19e eeuw toonden echter aan dat atomen alleen elektromagnetische energie uitzenden bij bepaalde discrete frequenties.
Bohr loste dit op door te stellen dat elektronen in een baan om de kern draaien op een manier die consistent is met de kwantumtheorie van Planck. In dit model kunnen elektronen alleen bepaalde toegestane orbitalen met een specifieke energie innemen. Bovendien kunnen ze alleen energie winnen en verliezen door van de ene toegestane baan naar de andere te springen en daarbij elektromagnetische straling te absorberen of uit te zenden.
Deze banen werden geassocieerd met bepaalde energieën, waarnaar hij verwees energie schelpen of energie niveau. Met andere woorden, de energie van een elektron in een atoom is niet continu, maar 'gekwantificeerd'. Deze niveaus zijn dus gelabeld met het kwantumnummer n (n = 1, 2, 3, etc.) waarvan hij beweerde dat het kon worden bepaald met behulp van de Ryberg-formule - een regel die in 1888 door de Zweedse natuurkundige Johannes Ryberg werd geformuleerd om de golflengten van spectraallijnen van veel chemische elementen te beschrijven.
Invloed van het Bohr-model:
Hoewel het model van Bohr in sommige opzichten baanbrekend bleek te zijn - het combineren van de constante van Ryberg en de constante van Planck (ook bekend als de kwantumtheorie) met het Rutherford-model - leed het aan enkele gebreken die latere experimenten zouden illustreren. Om te beginnen ging men ervan uit dat elektronen zowel een bekende straal als een baan hebben, iets dat Werner Heisenberg een decennium later met zijn onzekerheidsprincipe zou weerleggen.
Bovendien, hoewel het nuttig was voor het voorspellen van het gedrag van elektronen in waterstofatomen, was het model van Bohr niet bijzonder nuttig voor het voorspellen van de spectra van grotere atomen. In deze gevallen, waar atomen meerdere elektronen hebben, waren de energieniveaus niet consistent met wat Bohr voorspelde. Het model werkte ook niet met neutrale heliumatomen.
Het Bohr-model kon ook geen verklaring bieden voor het Zeeman-effect, een fenomeen dat de Nederlandse natuurkundigen Pieter Zeeman in 1902 opmerkten, waarbij spectraallijnen in twee of meer worden opgesplitst in aanwezigheid van een extern, statisch magnetisch veld. Hierdoor werden verschillende verfijningen geprobeerd met het atomaire model van Bohr, maar ook deze bleken problematisch.
Uiteindelijk zou dit ertoe leiden dat het model van Bohr wordt vervangen door de kwantumtheorie - consistent met het werk van Heisenberg en Erwin Schrodinger. Desalniettemin blijft het model van Bohr nuttig als instructiemiddel om studenten kennis te laten maken met modernere theorieën - zoals de kwantummechanica en het atoommodel van de valentieschil.
Het zou ook een belangrijke mijlpaal blijken te zijn in de ontwikkeling van het standaardmodel van de deeltjesfysica, een model dat wordt gekenmerkt door 'elektronenwolken', elementaire deeltjes en onzekerheid.
We hebben veel interessante artikelen over atoomtheorie geschreven hier bij Space Magazine. Hier is het atoommodel van John Dalton, wat is het pruimpuddingsmodel, wat is het elektronenwolkmodel?, Wie was Democritus? En wat zijn de onderdelen van het atoom?
Astronomy Cast heeft ook enkele afleveringen over dit onderwerp: Aflevering 138: Quantum Mechanics, Aflevering 139: Energieniveaus en Spectra, Aflevering 378: Rutherford and Atoms en Aflevering 392: The Standard Model - Intro.
Bronnen:
- Niels Bohr (1913) "Over de constitutie van atomen en moleculen, deel I"
- Niels Bohr (1913) "Over de constitutie van atomen en moleculen, deel II-systemen die slechts één enkele kern bevatten"
- Encyclopaedia Britannica: Borh Atomic Model
- Hyperfysica - Bohr-model
- University of Tennessee, Knoxville - The Borh Model
- University of Toronto - The Bohr Model of the Atom
- NASA - Imagine the Universe - Achtergrond: atomen en lichtenergie
- Over onderwijs - Bohr-model van het atoom
