I den opprinnelige atomteori tilla man ikke atomene noen indre struktur. De ble nærmest oppfattet som harde kuler, og forklaringen på gassers trykk ut fra den kinetiske gassteori, bygde på dette (se gass, fysikk). Ikke før på 1900-tallet fikk man i strålingen fra radioaktive grunnstoffer et middel til å komme innenfor atomenes ytre overflate. Lord Rutherford fant at alfastråler kunne trenge inn i atomene når de passerte et stoff, og at de ble kastet ut av sin bane av krefter i atomets indre. Han målte alfastrålenes avbøyning når de gikk gjennom et tynt lag av et stoff, og kom til den oppfatning at atomets oppbygning kan sammenlignes med vårt solsystem.

Atomet har innerst en liten, men tung kjerne med positiv elektrisk ladning, svarende til Solen, og utenfor kjernen i en avstand som er meget stor i forhold til kjernens diameter, et skall eller hylster av negativ elektrisitet svarende til planetene. Da negativ elektrisitet bare forekommer som elektroner, antok Rutherford at «skallet» består av elektroner som går i bane omkring den positive kjernen. Atomet holdes sammen av elektriske tiltrekningskrefter mellom den positive kjernen og de negative elektronene, analogt til at solsystemet holdes sammen av gravitasjonskreftene. Denne såkalte Rutherfords atommodell var i strid med den elektromagnetiske teori som sier at et elektron som endrer fart eller retning, må sende ut elektromagnetisk stråling og dermed avgi energi. Dette vil føre til at elektronet etter hvert faller inn mot kjernen.

I 1913 gav den danske fysiker Niels Bohr ved hjelp av to nye geniale hypoteser en teoretisk forklaring på Rutherfords atommodell. Grunnlaget for Bohrs modell er hypotesen om de stasjonære tilstander i atomet. Bohr antok at den elektromagnetiske teori ikke kan anvendes på atomene. Det må være andre ukjente naturlover som sikrer deres stabilitet. Han formulerte dette slik: Et atom kan bare eksistere varig i en eller flere bestemte stasjonære tilstander. Disse tilstandene er karakterisert ved sin energi, de kalles energitilstander eller energinivåer. Dette Bohrs første postulat suppleres med Bohrs annet postulat: Atomet kan gå over fra én stasjonær tilstand til en annen, og ved overgangen frigjøres eller opptas en energimengde lik differansen mellom atomets energi i de to tilstandene. Den frigjorte energi avgis som elektromagnetisk stråling, fotoner, og sendes ut i visse doser, kvanter, med en frekvens som er bestemt av Einsteins frekvensbetingelse (se kvanteteori). Bohr kunne på dette grunnlag beregne frekvensene til linjene i hydrogenspektret, og dette ble med rette oppfattet som en sterk støtte for hans teori. Det ble gjort en mengde forsøk på å anvende Bohrs teori til å beregne atomspektrene for andre atomer enn hydrogen, men det førte ikke til brukbare resultater. Derimot kunne atomenes innordning i grunnstoffenes periodesystem forklares tilfredsstillende.

Under modellbetraktninger om atomene har man funnet det praktisk å tenke seg at elektronene beveger seg innenfor elektronskall, som tenkes plassert utenfor hverandre med felles sentrum i atomets kjerne. Det innerste skallet, K-skallet, kan maksimalt romme 2 elektroner, det neste, L-skallet, i alt 8 elektroner. I M-skallet som ligger nærmest utenfor, kan det rommes i alt 18 elektroner, og slik fortsetter det helt til Q-skallet, som er det ytterste for de hittil kjente atomer (se grunnstoffenes periodesystem).

Den endelige utforming av atomteorien skjedde i 1925 og de nærmest følgende år ved bølgemekanikken, som skyldes L. V. de Broglie, W. K. Heisenberg, E. Schrödinger og andre. Etter bølgemekanikken er forestillingen om elektronene (og materien i det hele) som avgrensede legemer i rommet, utilstrekkelig til å forklare materiens egenskaper. Til det vi kaller en partikkel, f.eks. et elektron, er det tilordnet en «bølge» som fyller hele rommet. Denne bølge er ikke av materiell natur, men den sier oss sannsynligheten for å treffe en partikkel på et bestemt sted i rommet ved en observasjon. «Materiebølgen» kalles derfor også «sannsynlighetsbølgen». Man kan ikke si at et elektron i et bestemt øyeblikk er på en bestemt plass i rommet. Vi kan bare si at det er en viss sannsynlighet for å finne et elektron på denne plass ved en observasjon. Den nærmere utforming av disse tanker anvendt på atomteorien skyldes Schrödinger. Han viste at det som tidligere var oppfattet som elektroner i ellipsebaner, etter den nye bølgemekanikk måtte oppfattes som stående elektronbølger i rommet omkring atomets positive kjerne. Han viste også hvordan disse stående bølgene, egensvingningene, kan beregnes ut fra en generell teori. Bortsett fra praktiske regnetekniske vanskeligheter, kan man etter Schrödingers teori beregne strukturen i et hvilket som helst atom, dets egenskaper, spektrum osv. Men beregningene blir så kompliserte, at de sjelden lar seg gjennomføre fullstendig, selv med moderne regnemaskiner.

I 1926 stilte Schrödinger opp en matematisk ligning, schrödingerligningen, som begrunnet at elektronene bare kan bevege seg i bestemte energibaner, og at Bohrs kvantebetingelser, som var basert på erfaring, stod ved kraft. Til hvert energinivå svarer et hovedkvantetall. Laveste, mest stabile energinivå har hovedkvantetallet 1 (K-skallet). Ligningen sier også at elektronene som hører til et bestemt hovedkvantetall, kan ha noe forskjellig energi, og etter dette kan samles i grupper i et antall som er lik hovedkvantetallet. Disse gruppene betegnes med bokstavene s, p, d og f. Til f.eks. hovedkvantetall 3 svarer tre grupper som betegnes 3s, 3p og 3d.

Foreslå endringer i tekst

Foreslå bilder til artikkelen

Kommentarer

Har du spørsmål til artikkelen? Skriv her, så får du svar fra fagansvarlig eller redaktør.

Du må være logget inn for å kommentere.