atomová teorie

Vývoj klasické atomové teorie

Zákony zachování hmoty a energie

Současné představy o hmotě a jejím složení vychází z klasické atomové teorie. Než byla tato teorie formulovaná, muselo být nejprve objeveno několik klíčových zákonů. Všechny tyto zákony byly zjištěny empiricky, tedy na základě různých pokusů a měření, z nichž pak byla odvozena obecná zákonitost. Ve své podstatě se jedná o zákony, které mají souvislost s chemickými přeměnami.

Pro pochopení souvislostí je vhodné se na tomto místě krátce zmínit o flogistonové teorii. Je potřeba si uvědomit, že téměř až do počátku 18. století nelze mluvit o chemii v dnešním smyslu chápání tohoto vědního oboru. Jednalo se vlastně o alchymii, byť poznatky a vyslovené teorie R. Boyla lze chápat již jako předzvěst teoretické chemie. Neexistovala žádná ujednocená představa, jak by chemické děje vlastně mohly probíhat. Prvním pokusem o popis hoření nějaké látky je právě teorie flogistonu formulovaná začátkem 18. století G. E. Stahlem. Flogistonová teorie vycházela z předpokladu, že existuje jakási látka (flogiston), která se při hoření uvolňuje. Každý kov obsahoval podle této teorie popel (pro každý kov měl být jiný) a flogiston (ten měl být naopak pro všechny kovy stejný). Pokud nějaká látka shořela zcela a nevznikl žádný popel, byla považována za čistý flogiston. Problém na sebe nenechal dlouho čekat. Velice brzy se měřením a vážením zjistilo, že v některých případech byl vzniklý popel těžší, než hmotnost výchozí navážky. Víra ve flogistonovou teorii však byla zpočátku tak obrovská, že se vzniklý problém uzavřel konstatováním, že flogiston může mít i zápornou hodnotu. Flogistonová teorie tím připustila zisk a ztrátu hmoty při chemických dějích, což se později ukázalo jako neobhajitelný závěr a byla to cesta do slepé uličky.

Přelomovým zákonem v rozvíjející se chemii byl princip zachování hmoty formulovaný v roce 1748 M.V. Lomonosovem. Dnes je tento princip označovaný jako zákon o zachování hmotnosti a ve své podstatě říká, že hmotu nelze zničit ani ji nelze žádným chemickým nebo fyzikálním dějem vytvořit. Sám Lomonosov tento princip popsal velice jednoduše a výstižně - "Pokud někde hmota ubude, na jiném místě přibude". Princip demonstroval na pokusu, kdy žíhal olovo v uzavřené skleněné nádobě se vzduchem. Po zchlazení vážením dokázal, že se hmotnost nádoby s obsahem nijak nezměnila, po otevření však nasátí vzduchu prokázalo, že se část vzduchu v nádobě během žíhání spotřebovala. Hmotnost vzniklého produktu byla přitom vyšší, než původní navážka olova. Dnes víme, že došlo k oxidaci olova a tím vlastně i ke spotřebování kyslíku obsaženého v přítomném vzduchu. Protože došlo k chemickému navázání kyslíku na olovo, musel být i vzniklý oxid olova těžší, než původní množství přidaného olova.

Princip zachování hmoty rozpracoval později A. L. Lavoisier při vlastních pokusech souvisejících s hořením (s oxidací). Zajímavé na tom je, že Lavoisier byl původně vášnivým zastáncem teorie flogistonu, svými pokusy však flogistonové teorii zasadil vážnou ránu a prakticky odstartoval její konec. Dospěl k poznání, že celková hmotnost reagujícíh látek se nemění. Své poznatky formuloval do zákona o zachování hmoty a prokázal jeho obecnou platnost (1774).

Lomonosov ve stejném roce (1748) formuloval ještě analogický princip, a to princip o zachování energie. V tomto případě však nebyl při jeho prezentaci dostatečně přesvědčivý. Je to vcelku pochopitelné, neboť v době jeho působení nebyly k dispozici metody, které by byly schopné nějak změny celkové energie popsat (vlastně se mohlo pracovat pouze s tepelnou energií, o ostatních formách energie uplatňujících se při chemických dějích byly k dispozici jen kusé znalosti). Teprve téměř po 100 letech dospělo poznání energetických procesů do stavu, kdy mohl J. R. Mayer formulovat zákon o zachování energie, který říká, že energii nelze vytvořit z ničeho a také ji nelze zničit (1842). V této době již řada vědců studovala energetické vztahy systémů (H. Lentz, J. P. Joule. H. Helmholtz a další) a byly položeny základy termodynamiky. Zákon o zachování energie tak, jak byl formulován Mayerem, má jistá omezení a platí pouze v případě splnění podmínky zákona o zachování hmoty. Dnes je zákon o zachování energie definován tak, že v izolovaném prostoru, v němž je vyloučena jakákoliv výměna energie s okolím se úhrnné množství energie nemění. Probíhá-li však v takovém prostoru nějaký chemický nebo fyzikální děj, dochází při něm k přeměnám energie, která se může vyskytovat v různých formách (tepelná, elektrická, mechanická, zářivá aj.). Pokud se snižuje hodnota nějaké formy energie, musí současně vznikat nebo se navyšovat jiná forma, takže původní obsah energie zůstává neměnný.

Teprve až počátkem 20. století A. Einstein formuloval teorii relativity, ze které vyplývá vztah mezi změnou energie a pohybem hmoty. Přestože doposud nebyl u žádné klasické chemické reakce v rámci přesnosti měření prokázán úbytek nebo přírůstek hmoty, přesto s ohledem na teorii relativity dochází vždy ke změně v množství hmoty, pokud je reakce doprovázena uvolňováním nebo pohlcováním jakékoliv formy energie (v chemii především tepelné energie, případně energie záření). Podle speciální teorie relativity je setrvačná hmota za pohybu větší, než klidová hmota. Přírůstek hmoty Δm (Δm = m - m₀) se uplatňuje teprve při rychlostech blížících se rychlosti světla.

Uvolní-li se při jakémkoliv ději energie ΔE, která ze soustavy unikne, zmenší se hmota soustavy o Δm. Jestliže se však při ději pohltí energie ΔE, vzroste hmota soustavy o Δm. Tento závěr trošku zavání neplatností zákona o zachování hmotnosti, což ovšem nemůže být pravda. Vysvětlení je jednoduché. Pokud totiž systém vyzáří energii ΔE do okolí, v tomto okolí se taktéž zvýší hmota o Δm. V celém prostoru zahrnujícím soustavu a jeho okolí tak ke změně hmoty ani energie nedojde. Jestliže soustava energii přijme, odpovídá přírůstek hmoty soustavy hmotovému ekvivalentu této přijaté energie a je rovný úbytku hmoty okolí uvažované soustavy. Při spálení 1 g vodíku na vodu se uvolní energie 143 kJ, tzn., že úbytek na hmotě činí 1,59 x 10^-9 g. Platí totiž, že při úbytku 1 g hmoty se musí uvolnit energie 9 x 10¹³ J.

Čím více se rychlost pohybující se hmoty blíží rychlosti světla, tím vyšší hodnoty m se dosahuje. Teoreticky může m dosáhnout nekonečné hodnoty. Zatímco klasická fyzika považuje setrvačnou hmotu za nezávislou na rychlosti pohybu, princip relativity říká, že hmota tělesa je ve skutečnosti na rychlosti závislá a se změnou rychlosti se mění. Einsteinova rovnice aproximovaná na kinetickou energii říká, že vzrůst kinetické energie E_k je vždy spojen s přírůstkem hmoty m a že pohybující se těleso má hmotu vždy o hmotnostní ekvivalent své kinetické energie vyšší, než je jeho hmota klidová. Podrobnější informace lze nalézt v učebnicích fyzikální nebo kvantové chemie.

Slučovací zákony

První zmínky o poměrovém zastoupení prvků ve sloučeninách pochází od J. B. Richtera, který již v roce 1791 formuloval svoji představu o chemických ekvivalentech. Poukazoval na skutečnost, že existuje určitá souvislost s poměry, v jakých se navzájem objevují prvky ve sloučeninách, které tyto prvky vytváří. Tak například vodík se s dusíkem slučuje na amoniak ve váhovém poměru 1 : 4,632. Při vazbě na kyslík je ve vodě ve váhovém poměru 1 : 7,937. Vezme-li se poměr 7,937 : 4,632 = 1,713 a to je váhový poměr, ve kterém je spolu dusík a kyslík v oxidu dusitém.

S teorií chemických ekvivalentů pracoval J. L. Proust, který následně v roce 1799 formuloval zákon stálých poměrů slučovacích. Tento zákon říká, že hmotnostní poměr prvků obsažených v konkrétní sloučenině je vždy stejný. Jinými slovy řečeno, váhový poměr prvků nebo součástí dané sloučeniny je neměnitelný a vždy stejný. K podobnému závěru dospěl přibližně ve stejné době i J. Dalton a někdy je proto tento zákon označován jako první zákon Daltonův. Sám Proust už zaznamenal, že mezi dvěma prvky mohou nastávat i případy, kdy vznikají sloučeniny s různými poměry obou prvků. Tuto skutečnost lze demonstrovat například na oxidech manganu, kdy vznikají oxidy s váhovými poměry 1 g manganu : 0,291 g kyslíku, 1 g Mn : 0,436 g O, 1 g Mn : 0,582 g O, 1 g Mn : 0,874 g O a 1 g Mn : 1,019 g O.

J. Dalton porovnal váhová zastoupení prvků (v tomto případě by to byl mangan a kyslík) a všimnul si, že se vlastně jedná o celistvé násobky váhových obsahů prvků  (1 : 2; 1 : 3; 1 : 4; 1 : 6; 1 : 7). Tento poznatek zevšeobecnil a v roce 1802 formuloval zákon, který říká, že pokud se slučují dva prvky ve více váhových poměrech, mají se k sobě množství jednoho prvku připadající na totéž množství druhého prvku jako celistvá čísla. Tento zákon je známý jako druhý zákon Daltonův.

Daltonova atomová hypotéza

Již při pokusech prováděných se záměrem zevšeobecnit slučovací poměry se J. Dalton zaobíral myšlenkami, že musí existovat nějaké malé hmotné částice, ze kterých se hmota skládá. Ve své podstatě oprášil teorii antických atomistů (Leukippos, Démokritos) a proto tyto částečky hned od počátku označoval jako atomy. Na rozdíl od antického pojetí však své představy opíral o empirická sledování a měření. Dospěl k přesvědčení, že atomy nelze dále dělit a že jsou nejmenšími částečkami hmoty. Atomům současně připisoval vlastnost, že pro každý prvek jsou jiné a že mají schopnost se sdružovat s atomy jiných prvků. Celkem logicky dospěl k názoru, že se mohou sdružovat jen v celistvých počtech (což ostatně vyplývalo z jeho pojetí, že atom je nedělitelný, proto se nemohla v žádné sloučenině objevit jen nějaká jeho část). V roce 1803 prezentoval J. Dalton svoji hypotézu, že váhový poměr prvků obsažených ve sloučenině souvisí s poměrem skutečných vah jednotlivých atomů. Z této hypotézy vyplynula důležitá skutečnost, podle které lze každému atomu přisoudit jakousi poměrnou váhu, která vlastně vyjadřuje, kolikrát je atom jednoho prvku těžší, než atom jiného prvku. Protože žil v době, kdy se mezi chemiky mluvilo i o chemických ekvivalentech v pojetí Richtera, převzal toto označení, i když mu přisoudil mírně odlišný význam. Dalton používal označení váhový ekvivalent a v jeho pojetí se vlastně jednalo o předpokládanou poměrnou váhu atomu. Podle jeho představ vystupoval každý prvek ve sloučeninách, které spoluvytvářel, právě ve váhových ekvivalentech a tyto byly současně celistvými násobky. Aby bylo možné s takovými váhovými ekvivalenty rozumně pracovat, bylo nutné zvolit nějaký standard. Dalton za standard zvolil atom vodíku, kterému přisoudil hodnotu váhového ekvivalentu rovnou 1. Nedokázal ale vysvětlit rozdíly mezi hodnotou váhového ekvivalentu vypočítaného pomocí vodíkového standardu a skutečně zjištěnou poměrnou váhou pro konkrétní prvek. Dnes je známo, proč nebyl schopen odpověď na tuto otázku nalézt. Souvisí totiž s mocenstvím prvku a tento poznatek teprve čekal na své objevení. 

Zákon Gay-Lussacův

V roce 1805 představil svoji teorii o slučování plynů J. L. Gay - Lussac. Tento zákon známý jako zákon objemových poměrů říká, že pokud se slučují dva nebo více plynů beze zbytku, jsou jejich objemy za stejné teploty a tlaku v poměru celistvých a malých čísel. Jednoduše řečeno, plyny se slučují v jednoduchých objemových poměrech.

Zákon Avogadrův

Na první pohled by se mohlo zdát, že pokud se spolu sloučí např. dva objemy vodíku s jedním objemem kyslíku, měly by všechny tři objemy obsahovat stejný počet atomů. Ihned vyvstala otázka, proč ze 3 objemů původních plynů vznikají 2 objemy nové sloučeniny (vody) a ne 1 objem. Tento rozpor zaujal A. Avogadra, který v roce 1811 uvedené rozpory vysvětlil na představě, že existuje určitá nejmenší částečka vzniklé sloučeniny, která se vyznačuje určitými, dnes bychom řekli chemickými a fyzikálními vlastnostmi. Tuto částečku nazval molekulou.

Podle jeho představ mohla být molekula tvořena z několika stejných atomů, ale také z různých atomů. Podstatné však je, že taková molekula konkrétní sloučeniny má vždy stejné složení co se týče počtu atomů a současně i poměru prvků. Avogadro složení molekul odvozoval z objemových poměrů prvků při reakcích plynů. Přitom učinil další z klíčových chemických objevů. Dospěl k poznání, že stejné objemy různých plynů obsahují za stejné teploty a tlaku vždy stejný počet molekul. Původně jej vyslovil jako předpoklad pro zdůvodnění svých hypotéz, tento předpoklad ho však samotného natolik zaujal, že se jej později snažil dokázat i empiricky. Tato hypotéza však byla zevšeobecněna a bezpečně prokázána až mnohem později, k poctě svého objevitele se vžilo označení jako Avogadrův zákon.

Pojem molekula není jen formálním označením, ale má obrovský praktický význam při chápání reakcí. Na následující tabuli jsou uvedeny rovnice popisující reakci vodíku a kyslíku za vzniku vody. Fialovou barvou je rovnice zapsaná slovně tak, jak vyplývala z prováděných objemových pokusů. Rozhodující bylo empirické zjištění, že vznikly 2 objemy vody. Aby byly následující 2 zápisy (žlutý a modrý) správně pochopeny je nutné si uvědomit, že v době formulování objemového zákona se přepokládalo, že jednotkový objem lze chápat jako jednotkový objem atomů. Proto podle tohoto pojetí nastával rozpor s empirickým zjištěním vzniku 2 objemů vody místo teoreticky předpokládaného jednoho objemu. Druhá rovnice zapsaná v pojetí molekul podle Avogadra ukazuje, jak velký význam má pojetí víceatomových molekul. Takto zapsaná rovnice již dává správnou stechiometrii na obou stranách rovnice.

Relativní atomová hmota

Jakmile se začaly používat pojmy atom a molekula, vyvstala otázka určení jejich hmotnosti. Z chemického hlediska není až tak důležité znát přesnou (absolutní) váhu atomu nebo molekuly. Důležitá je však informace týkající se množství, v němž spolu navzájem prvky reagují. Proto se začalo pracovat s pojmem relativní množství. Relativní množství, nebo jinak řečeno poměrné množství látky, je potřeba vztáhnout k nějakému vhodně zvolenému jednotkovému množství a bylo potřeba, aby se používání takového standardu ujednotilo. Pokud by ke shodě ve stanovení standardu nedošlo, nebylo by možné srovnávat údaje od různých badatelů. Po zavedení standardu se začal používat pojem relativní atomová hmota A_r, nebo spíše její zkrácená verze atomová váha (dnes se používá označení atomová hmotnost).

Je potřeba si ovšem uvědomit, že označení váha nebo hmotnost není úplně v pořádku, protože hmotnost je vyjádřená v jednotce gramy a relativní atomová hmotnost je vlastně jen poměrné číslo bez vyjádření jednotkou (nemá žádný rozměr vyjádřitelný fyzikální veličinou). Tento pojem se však natolik vžil, že je označení atomová hmotnost používáno dodnes.

V prvopočátcích byl za standard zvolen vodík. Protože se v té době rozvíjela především chemie spojená s oxidy a hořením (oxidací), byl velice brzy za standard používán kyslík. Aby měl vodík hodnotu co nejvíce se blížící jedné, byla kyslíku přiřazena hodnota přesně 16. Tím byla vytvořena stupnice atomových vah. Později byla takto definovaná stupnice označovaná ještě upřesňujícím přídavným jménem jako chemická stupnice atomových vah. Zjistilo se totiž, že hmotnost kyslíku ve skutečnosti není konstantní a že se mírně liší podle jeho původu. V souvislosti s následným objevením izotopů byl zaveden další pojem, a to fyzikální stupnice atomových vah, v níž byla atomová váha 16 připsána základnímu nuklidu kyslíku. Nuklidem se rozumí atomy, které mají určité protonové a nukleonové (hmotové) číslo. Naproti tomu v případě označení prvek se mluví o atomech, které mají sice stejné protonové číslo, ale mohou mít různá nukleonová čísla - viz článek Struktura atomu. Vyplývá to z různého zastoupení jednotlivých izotopů podle původu daného prvku.

Protože přirozený kyslík obsahuje 99,7587 % základního izotopu a 0,0374 % resp. 0,2039 % těžších izotopů, je skutečná atomová hmotnost přirozeného kyslíku 16,0044 (vyjádřená ve fyzikální stupnici). Atomové váhy ostatních prvků v chemické stupnici bylo tedy nutné násobit faktorem 1,000275 (16,0044/16) pro přepočet na fyzikální stupnici. Aby to nebylo úplně jednoduché, zjistilo se, že ani tato hodnota není konstantní, ale kolísá v rozmezí hodnot 1,000268 až 1,000278.

Problém byl vyřešen až v roce 1961, kdy byl za standard zvolen nuklid uhlíku ¹²C, kterému byla přiznána relativní atomová hmotnost přesně 12. Od něho se nyní odvozují atomové hmotnosti všech prvků. Také bylo nadále doporučeno používat jednotné označení relativní atomová hmotnost.

Molekulová hmotnost

Součet všech relativních atomových hmotností jednotlivých prvků (s přihlédnutím ke stechiometrii) se označuje jako molekulová hmotnost sloučeniny. Dříve se používal název relativní molekulová hmota M_r. Protože jsou v chemii poměrná množství odměřována vážením, dospělo se k označení mol. Zpočátku bylo pod pojmem mol chápáno takové množství hmoty, které se numericky shodovalo s molekulovou hmotností sloučeniny a pro toto množství hmoty se vžilo označení grammolekula. Protože se později prokázalo, že mol vystupuje v rozměrech fyzikálních veličin (např. molární objem má jednotku mol/cm³), byla definice molu upřesněna na znění - 1 mol je takové látkové množství v systému, který obsahuje tolik základních jednotek, kolik atomů uhlíku obsahuje přesně 12 g čistého nuklidu ¹²C. Za základní jednotky se mohou považovat nejen atomy nebo molekuly, ale také ionty, elektrony nebo jiné elementární částice. Mol je dnes chápán jako základní jednotka veličiny zvané látkové množství (látkové množství je srovnatelná veličina s veličinami hmotnost, délka, čas apod.).

X

N

Související články

Struktura atomu - odborný článek

Odkazy

Při zpracovávání textů a grafické stránky článků byly využity podklady z odborné literatury a internetu. Převzaté obrázky byly graficky upraveny pro potřeby tohoto webu. Kreslené obrázky podléhají autorským právům. Seznam použité literatury naleznete zde.

Zajímavé stránky

wikipedie