o. (-len), model waarmee men tracht een beeld van de opbouw van een atoom te geven. De atoommodellen van Ph.Lenard (1903) en van J.J.Thomson (1904) zijn nog slechts van historische betekenis.
Atoommodel van Rutherford (1911). Dit model bestaat uit een elektrisch positief geladen kern van zeer kleine afmetingen (1 biljoenste cm en minder), waaromheen negatief geladen elektronen zich bewegen in meer of minder ingewikkelde banen. De kernlading bedraagt steeds een geheel aantal eenheden van positieve elektriciteit. Doordat het aantal elektronen juist hieraan gelijk is en elk elektron één eenheid van negatieve elektriciteit draagt, wordt het atoom als geheel elektrisch neutraal. In de meeste gevallen blijft de kern bij de in het atoom plaatshebbende processen in rust (zie atoomkern). Bij het waterstofatoom is er, behalve de kern die een positieve eenheid van lading draagt, slechts één elektron met één negatieve eenheid van lading, en deze twee deeltjes trekken elkaar aan zoals tegengestelde elektrische ladingen dat altijd doen.
Het elektron valt echter niet op de kern. Dit wordt verklaard door aan te nemen dat het elektron een baan beschrijft om de kern, op een wijze die te vergelijken is met de beweging van de aarde om de zon.
Het atoommodel van Rutherford heeft verschillende bezwaren, waarvan het voornaamste is, dat het niet in staat is het spectrum van de stof te verklaren. Atoommodel van Bohr (1913). Door toepassing van de quantumtheorie op het atoommodel van Rutherford voor waterstof kon N.Bohr een belangrijke verbetering in dit model aanbrengen. Kenmerkend is hierbij dat de wetten van de klassieke natuurkunde in een atoom niet meer of slechts gedeeltelijk gelden. Aangenomen wordt dat een waterstofatoom zich slechts kan bevinden in enkele bepaalde stationaire toestanden, elk gekenmerkt door een nauwkeurig bepaalde waarde van de energie. De toestand waarbij deze energiewaarde het kleinst is, heet de grondtoestand, de andere heten aangeslagen toestanden.
Deze energiewaarden Enworden bepaald door de formule En = Atoommodel me4 / 8e02h2n2 m = massa van een elektron; e = lading van een elektron; h = constante van Planck; e0 = diëlektrische constante in vacuüm; n is een geheel positief getal, dat voor de grondtoestand de waarde 1 heeft, en voor de aangeslagen toestanden achtereenvolgens gelijk is aan 2, 3, 4 ... enz. Men noemt n het hoofdquantumgetal of radiaal quantumgetal van de bijbehorende toestand.
De grondtoestand (n = 1) is de normale toestand van het waterstofatoom; hier bevindt het elektron zich het dichtst bij de kern. Door energietoevoer van buiten kan de energie van het stelsel vergroot worden, en kan het elektron ‘opgeheven’ worden tot de toestand, waarvoor n = 2, waarbij het elektron zich op grotere afstand van de kern bevindt, of tot n = 3, waarbij deze afstand nog groter is, enz. Aangeslagen toestanden zijn echter niet stabiel, en het gevolg hiervan is dat het elektron weer ‘terugvalt’ naar een lager energieniveau. De bij dit terugvallen verloren energie wordt nu in de vorm van straling uitgezonden (remissie, zie fluorescentie). De frequentie van deze straling is gelijk aan het energieverschil van de beide banen gedeeld door h, de constante van Planck. Valt het elektron dus van de toestand n = 2 naar n = 1, dan is de frequentie van de uitgezonden straling (E2 Atoommodel E1) : h, gaat het elektron van n = 4 naar n = 2, dan is dit (E4 E2) : h.
Het omgekeerde proces, nl. het opheffen van een elektron naar een toestand van hogere energie, kan optreden door beschieting van het atoom met bepaalde deeltjes of door middel van straling. Om b.v. het elektron van de grondtoestand (n = 1) op te heffen naar de toestand n = 3, moet de opvallende straling een frequentie van minstens (E3 Atoommodel E1) : h hebben. Bij voldoende hoge temperatuur kunnen ook onderlinge botsingen atomen in aangeslagen toestanden brengen.
Het atoommodel van Bohr leert niets omtrent de aard van de wisselwerking tussen atoom en straling, maar het geeft een volledige verklaring van de waargenomen spectra. Zo ontstaan de lijnen van de spectraalreeks van Balmer, als het elektron van de toestanden n = 3, n = 4 ... enz. terugvalt in de toestand n = 2 (zie Balmer, spectraalreeks van). Veel overeenkomst met het atoommodel van waterstof vertoont het atoommodel van eenmaal geïoniseerd helium (dat dus één elektron minder heeft). Ook hier heeft men een kern en één elektron, maar de kern heeft een tweemaal zo grote lading als die van een waterstofatoom, zodat de waarden van de energie in de verschillende aangeslagen toestanden anders worden (in bovenstaande formule moeten zij met 4 vermenigvuldigd worden), terwijl men in overigens gelijke toestanden het elektron dichter bij de kern aantreft.
Quantummechanisch atoommodel. Men heeft vroeger vaak getracht zich een aanschouwelijke voorstelling te maken van die bepaalde toestanden waarin het atoom volgens Bohr kan verkeren. Daarbij dacht men, in het geval van het atoommodel van waterstof en van geïoniseerd helium, aan cirkelvormige of ellipsvormige banen door het elektron om de kern beschreven. In de grondtoestand (n = 1) zou het elektron dan een cirkeltje met een kleine straal om de kern beschrijven, in de toestand n = 2 een 4 x zo grote cirkel (of een ellips) enz. Met zulke atoommodellen bereikte men bij atomen met één elektron nog wel gedeeltelijke successen, maar het is gebleken dat zulke gedetailleerde beschouwingen over elektronenbanen het gebeuren niet voldoende kunnen beschrijven.
De reden hiervan is dat de wetten van de klassieke mechanica niet gelden voor de processen die zich op atomaire schaal afspelen; zij moeten worden vervangen door de wetten van de golfmechanica (zie quantummechanica). Dit betekent dat men genoodzaakt is afstand te doen van de aanschouwelijkheid van het atoommodel: men kan zelfs niet spreken over de plaats die het elektron op een zeker tijdstip heeft. Wel kan men spreken over de kans het elektron bij een daartoe uitgevoerde proef op een bepaalde plaats aan te treffen, een kans die wiskundig wordt beschreven met behulp van de Schrödingervergelijking (zie quantummechanica). In de grafische voorstelling van de kans, om bij een waterstofatoom, dat zich in de grondtoestand n = 1 bevindt, het elektron op een zekere afstand van de kern aan te treffen, ligt het maximum juist bij die afstand die overeenkomt met de straal van de cirkel die bij de vroegere opvatting door het elektron om de kern zou worden beschreven. Hierbij moet men echter bedenken dat de kans het elektron ergens aan te treffen in alle richtingen gelijk is, zodat het nieuwe atoommodel bolsymmetrie heeft, in tegenstelling met het vroegere baan-atoommodel, dat vlak is.
Het atoommodel dat zich sinds het gebruik van de quantummechanica heeft ontwikkeld, spreekt over stationaire toestanden, die voor elk elektron gekenmerkt worden door vijf quantumgetallen: het radiale quantumgetal n (te vergelijken met het hierboven genoemde hoofdquantumgetal), het azimutale quantumgetal l, ook wel nevenquantumgetal genoemd, het magnetische quantumgetal m en twee spinquantumgetallen. Bij een willekeurige waarde van n kan l de waarden 0, 1, 2, ... n — 1 aannemen. Het getal l bepaalt het baanimpulsmoment van een elektron en heeft dus te maken met een draaiing om de kern; is / = 0 dan is zo'n draaiing niet voorhanden. De draaiing wordt ruimtelijk vastgelegd door de waarden van m; deze zijn —l,l + 1, ... -l, 0 41, ..., I — 1, l. Men kan de waarde van m (en dus de ruimtelijke oriëntatie van de draaiing) beïnvloeden met behulp van een magneetveld (zie zeemaneffect). De spinquantumgetallen betreffen de grootte en de oriëntatie van de draaiing (rotatie) die een deeltje, een elektron zowel als de kern, kan uitvoeren om zijn eigen as (spin). Voor het elektron zijn deze quantumgetallen resp.s = 1/2 en ms = 1/2of — 1/2.
De energie van een elektron in een stationaire toestand en de gemiddelde afstand tot de kern worden vooral bepaald door n. Men spreekt in dit verband van energieniveau, of ook wel van schillen, waarbij men dan weer onderniveaus onderscheidt (zie fijnstructuur). Men is gewoon de toestanden met l = 0, l = l, l = 2en l = 3 achtereenvolgens aan te duiden met de letters s, p, d en ƒ. Een toestand 2s betekent dan een toestand waarin n = 2 en l = 0; evenzo betekentsd dat n = 3 en l = 2 is. Met behulp van het Pauliprincipe kan men afleiden hoeveel elektronen er in een schil kunnen zijn. Het blijkt dat er in een atoom slechts twee elektronen tegelijkertijd in de ls toestand kunnen zijn. Deze vormen samen de K-schil.
Waterstof is het enige element dat slechts één elektron in de K-schil heeft en waarbij die schil dus niet volledig bezet is. In de toestand met hoofdquantumgetal n = 2 kunnen zich hoogstens 8 elektronen bevinden. Deze vormen de zgn. L-schil, die als het ware de K-schil omgeeft. Van de acht elektronen van de volledig bezette L-schil zijn er twee in de 2s-toestand en zes in de 2p-toestand. Is de Lschil niet volledig bezet, dan nemen de beschikbare elektronen allereerst de beide 2s-plaatsen in, en daarna komen de 2p-plaatsen.
Voorbeeld: zuurstof heeft een atoomnummer 8 en dus in totaal 8 elektronen. Hiervan bezetten er twee de K-schil; van de zes andere bezetten er twee de 2s-plaatsen en de vier overige komen in 2p-toestanden.
Op de L-schil volgt de M-schil, die wordt gevormd door de elektronen met hoofdquantumgetal 3, en die men zich ruwweg als de L-schil omgevend kan denken. In de M-schil is plaats voor hoogstens 18 elektronen, als volgt verdeeld: 2 in een 3s-toestand, 6 in een 3p-toestand en 10 in een 3d-toestand. Op de M-schil volgt de N-schil met hoogstens 32 elektronen, enz. (zie periodiek systeem).
Dit alles geldt alleen voor de grondtoestand van de atomen; evenals bij waterstof kan nl. door inwerking van buiten een elektron tijdelijk naar een ‘hogere’ toestand worden opgeheven, b.v. bij natrium (atoomnummer 11) kan het 3s-elektron naar een 4p-toestand worden overgebracht, om later onder uitzending van straling terug te vallen op het oude 3s-niveau. Bijzonder stabiel zijn die elektronenbezettingen waarbij de buitenste bezette schil geheel gevuld is (helium en neon) of waarbij deze schil 8 elektronen bevat (2 in een s-toestand, 6 in een ptoestand), zoals bij argon, krypton, xenon en radon, dat zijn juist de zgn. edelgassen. Bij de elementen die in het periodiek systeem op die edelgassen volgen, is steeds een elektron (valentie-elektron) in de nieuwe schil aanwezig, een elektron dat betrekkelijk gemakkelijk verwijderd kan worden, waardoor een enkelvoudig positief geladen ion ontstaat. Bij de elementen die in het periodiek systeem aan de edelgassen voorafgaan, heeft men (uitgezonderd bij de aan helium voorafgaande waterstof), een buitenste schil met 7 elektronen (2 in een s-toestand, 5 in een p-toestand). Door toevoegen van nog een elektron kan hieruit de stabiele bezetting van 8 elektronen ontstaan.
Bij kalium (atoomnummer 19) doet zich voor het eerst het verschijnsel voor, dat het buitenste elektron in een schil met groter hoofdquantumgetal aanwezig is dan men met het oog op de nog open plaatsen in de vorige schil zou verwachten: de 3d-plaatsen zijn alle nog vrij en toch neemt het buitenste elektron een 4s-plaats in. Hieruit blijkt dat het elektron in de 4s-toestand een kleinere energie heeft dan in de 3d-toestand. De 4s-toestand is dus hier de grondtoestand.. [prof. dr.J.Kistemaker]
LITT. H.E.White, Introduction to atomic spectra (1964); H.G.Kuhn, Atomic spectra (2e dr. 1971); G.Herzberg, Atomic spectra and atomic structure (1971); R.T.Weidner en R.L.Sells, Elementary modern physics (2e dr. 1973).
