Zavádění inovativních metod a výukových materiálů
do přírodovědných předmětů na Gymnáziu v Krnově
08_5_Fyzika elektronového obalu Mgr. Miroslav Indrák
2. Čárové a emisní spektrum
5. Kvantově mechanický model
atomu. Kvantová čísla. Orbital.
6. Laser
4. Bohrův model atomu
3. Čárové spektrum atomu vodíku, spektrální série
1. Model atomu s jádrem
Běžně se pojmy atomová a jaderná fyzika příliš nerozlišují a často
se zaměňují (např. atomová energie a jaderná energie, atomová
elektrárna a jaderná elektrárna). A přitom fyzikálně jde o dva
odlišné obory fyziky:
1. atomová fyzika
• je fyzika elektronového obalu; zabývá se vlastnostmi a
pohybem elektronů v elektronovém obalu atomu, přičemž
atomové jádro zůstává neměnné,
• pro atomovou fyziku je jádro pouze kladně nabitý bodový náboj
(atomová fyzika se nezajímá o jeho složení).
2. jaderná fyzika
• zkoumá pohyb částic uvnitř atomových jader a jejich přeměny,
• přitom se uvolňuje energie řádově několik megaelektronvoltů
na částici (tato energie se využívá v jaderných elektrárnách).
Rozdíly mezi atomovou a jadernou fyzikou
1. MODEL ATOMU S JÁDREM
• Struktura a stavba hmoty byly vědecky zkoumány ve snaze
vysvětlit podstatu elektrických jevů.
• Koncem 19. století a na počátku 20. století se na základě dosa-
vadních vědeckých poznatků dospělo k názoru, že všechny
látky (hmota) se skládají z atomů (atomos – řecky
„nedělitelný„).
• Atom je částice tak malá, že ji nelze pozorovat ani pod
mikroskopem.
• Průměr atomu je přibližně 1/10000 µm = 10–10 m = 0,1 nm.
• Energetické vlastnosti atomů však mají zásadní význam pro
vlastnosti hmoty. Bylo zjištěno a dokázáno, že atom se skládá z
dalších energetických částic.
• První představy o atomu pochází z antického Řecka.
• V 5. století př. n. l. Démokritos představil filosofickou teorii,
podle které nelze hmotu dělit donekonečna, neboť na nejnižší
úrovni existují dále nedělitelné částice, které označil slovem
atomos.
• Vědeckou formu atomové teorii poskytl
na začátku 19. století John Dalton, podle
kterého se každý chemický prvek skládá
ze stejných atomů zvláštního typu, které
nelze měnit ani ničit, ale lze je skládat
do složitějších struktur (sloučenin).
Historický vývoj atomové teorie
• Teorii o nedělitelných atomech
(přesněji částic, které atomy nazval Dalton)
však v roce 1897 vyvrátil J. J. Thomson,
který při studiu katodového záření objevil
elektron - tedy první subatomární částici.
• Na základě tohoto objevu vytvořil tzv.
Thomsonův model atomu (též pudinkový model),
který předpokládal, že atom je tvořen
rovnoměrně rozloženou kladně
nabitou hmotou, ve které jsou
(jako rozinky v pudinku) rozptýleny
záporně nabité elektrony.
Thomsonův model atomu
• Thomsonův model překonal na začátku 20. století Ernest
Rutherford, který dokázal, že většina hmoty s kladným
nábojem je umístěna ve velmi malém prostoru ve středu atomu.
Rutherfordův (planetární) model atomu
V roce 1911 zveřejnil Rutherford
výsledky pokusu, který trval několik
měsíců.
Nechal procházet částice alfa tenkou
zlatou fólií…
Moderně zpracovaný pokus uvidíme na
videu (4 min).
https://www.youtube.com/watch?v=XB
qHkraf8iE
• To ho vedlo k modelu, podle kterého se atom skládá z kladně
nabitého hutného jádra, kolem kterého obíhají záporně nabité
elektrony obdobně jako planety obíhají Slunce (proto se tento
model nazývá též planetární model atomu).
Rutherfordův model atomu
• Později Rutherford zjistil, že jádro atomu vodíku je
nejjednodušším jádrem, které je tvořeno jedinou částicí,
přičemž tato částice je obsažena také v jádrech ostatních
atomů.
• Tato částice se nazývá proton.
• V roce 1932 pak James Chadwick
objevil neutron, který se v jádře
nachází spolu s protony.
Přesnějším modelem se budeme
zabývat později…
Rozžhavené látky vyzařují světlo (tepelné záření), které vidíme
např. bíle, ale jeho rozkladem získáme světla všech vlnových
délek.
Jak moc svítí jednotlivé barvy, záleží na teplotě materiálu.
Tento tvar emisního spektra nazýváme spojité spektrum.
Existují také zcela odlišná spektra.
2. ČÁROVÉ A EMISNÍ SPEKTRUM
Spojité spektrum.
Tzv. čárové spektrum obsahuje pouze určité frekvence barev.
Taková spektra se objevují při zkoumání světla z elektrických
výbojů různých plynů.
http://www.vascak.cz/data/android/physicsatschool/template.php
?s=atom_spektroskop&l=cz&zoom=0
Podle tvaru lze tedy spektra rozdělit na:
1. čárová spektra
- spektrum, které je tvořeno navzájem oddělenými spektrálními
čarami,
2. spojitá spektra
- spektrum je tvořeno všemi vlnovými délkami z určitého
intervalu.
Zvláštním druhem spektra je pásové spektrum, které je tvořeno
velkým množstvím čar ležících v těsné blízkosti. Tyto skupiny čar
tvoří charakteristické pásy, oddělené temnými úseky. Jeho
zdrojem jsou zářící molekuly látek.
Látka může světlo vyzařovat nebo pohlcovat. Podle toho dělíme
spektrum na:
1. emisní
- je záření, které vzniká v určité látce (např. v zahřáté kapalině),
emisní spektra prvků a jednoduchých látek jsou obvykle tvořena
sadou spektrálních čar na tmavém pozadí.
2. absorpční
- vzniká průchodem polychromatického světla látkou, v níž je
světlo některých vlnových délek pohlceno.
Posvítíme bílým světlem (se spojitým spektrem) na vodík a
zkoumáme, co projde.
Látka pohlcuje některé barvy ze spektra (světlo těchto barev
neprošlo).
Srovnáme s emisním spektrem vodíku.
Absorpční spektrum dané látky je vlastně doplňkem jejího
emisního spektra. Tam, kde se u absorpčního čárového spektra
nachází tmavé pruhy, jsou u emisního spektra stejné látky
spektrální čáry a naopak.
Spektrální analýza
Záření, které látky vyzařují, je důležitým zdrojem informací
o složení dané látky. Z tohoto hlediska se studiem záření zabývá
spektrální analýza.
Spektrální analýza studuje chemické složení látek na základě
poznatku, že poloha čar ve spektru přesně určuje obsah
chemických prvků ve zkoumané látce.
Základním přístrojem spektrální analýzy je spektroskop,
který je založen na rozkladu světla.
Podle způsobu rozkladu rozlišuje spektroskopy:
1. hranolový spektroskop - rozklad se provádí pomocí hranolu;
2. mřížkový spektroskop - rozklad světla se provádí optickou
mřížkou pomocí ohybu světla.
Př. 1: Urči o jaká spektra se jedná:
Soustava spektrálních čar je pro každý druh atomu
charakteristická.
Na základě znalosti spektra, lze každý prvek přesně identifikovat
a provádět tak chemickou spektrální analýzu.
Tímto způsobem bylo např. objeveno helium dříve na Slunci
než na Zemi.
3. ČÁROVÉ SPEKTRUM ATOMU VODÍKU,
SPEKTRÁLNÍ SÉRIE
Jako jedno z prvních bylo zkoumáno spektrum nejlehčího z prvků
- vodíku.
Švýcarský matematik a fyzik Johann Balmer si v roce 1885 všiml,
že pro frekvence spektrálních čar vodíku platí jednoduchá
zákonitost: ,
1
2
1.
22
nRf
kde n ≥ 3 a R = 3,29.1015 Hz
je Rydbergova frekvence.
Frekvence elektromagnetického záření vypočtené
na základě uvedeného vztahu velmi dobře odpovídají
naměřeným hodnotám viditelného světla.
Uvedený vztah je možné vysvětlit, pokud budeme předpokládat,
že atom vodíku se může nacházet na určitých energetických
hladinách En a při přechodech (skocích) z vyšší energetické
hladiny na nižší vyzařuje elektromagnetické záření.
Abychom dostali vztah pro energie
rozšíříme uvedený vztah Planckovou
konstantou h:
Příklad:
Vypočítejte rozdíl energií v eV atomu vodíku, který se nachází
na stavu 2 (E2) a na stavu 3 (n = 3).
• Začátkem 20. století byly zjištěny další čáry vodíkového spektra
(další vyzařované frekvence) a to v ultrafialové a infračervené
oblasti spektra elektromagnetického záření.
• Také tyto čáry se řadily do sérií a jejich frekvence bylo možné
vyjádřit obecnějším vztahem:
,11
.22
nmRf kde n > m; n,m = 1, 2, 3, … .
• Jednotlivé série byly nazvány podle svých objevitelů:
1. m = 1 - série Lymanova (ultrafialová část spektra)
2. m = 2 - série Balmerova (viditelná část spektra)
3. m = 3 - série Paschenova (infračervená část spektra)
4. m = 4 - série Brackettova (infračervená část spektra)
5. m = 5 - série Pfundova (infračervená část spektra)
volný
elektron
základní
stav
excitované
stavy
Elektronové přechody pro atom vodíku
http://www.vascak.cz/data/android/physicsatschool/template.php?s=atom_vodik&l=cz&
zoom=0
Atom vodíku se tedy může nacházet na určitých energetických
hladinách En a při přechodech (skocích) z vyšší energetické
hladiny na nižší vyzařuje elektromagnetické záření.
Obecný vztah pro energie:
mnnm EEnm
hRhf
22
11
Pro energetické hladiny vodíku odtud dostáváme:
2n
hREn
Tyto hladiny jsou záporné, takže vyššímu n odpovídá vyšší
hodnota energie (jako schody, kdy nahoře je Ep = 0).
To odpovídá skutečnosti, že atom je stabilní soustava a k tomu,
abychom ho rozdělili na jádro a elektron, musíme dodat energii.
Pro n→∞ je En→0.
• V takovém případě je již vazba elektronu v atomu natolik
slabá, že dochází k ionizaci, tj. vytržení elektronu z atomu
vodíku.
• Elektron se stává volným a jeho energie přestává být
kvantována.
• Elektron tak může získat už libovolnou kladnou kinetickou
energii.
Pro základní stav atomu vodíku, kde n = 1 dostáváme energii
E1 = - hR = - 13,6 eV,
což je záporně vzatá ionizační energie vodíku.
To znamená, abychom „rozbili“ (ionizovali) atom vodíku, musíme
mu dodat energii 13,6 eV.
2
1
2 n
E
n
hREn
Př. 1: Energie atomu vodíku v základním stavu je E1=–13,6 eV a
ve vzbuzených stavech má atom vodíku energii En = E1/n2, kde n
je hlavní kvantové číslo. Nejznámější, tzv. Balmerově spektrální
sérii atomu vodíku odpovídá přechod na energetickou hladinu
n = 2. Určete tři největší vlnové délky spektrálních čar λα, λβ, λγ,
které leží ve viditelné části spektra.
Př. 2: Při přechodu elektronu v atomu vodíku z jedné
energetické hladiny na druhou bylo vyzářeno světlo o frekvenci
4,57 . 1014 Hz. O jakou hodnotu se snížila energie atomu?
Př. 3: Foton s energií 15,5 eV byl pohlcen atomem vodíku v
základním energetickém stavu (n = 1) a způsobil jeho ionizaci.
Určete rychlost elektronu při opuštění atomu.
4. BOHRŮV MODEL ATOMU
• Vztahy mezi spektrálními zákonitostmi a stavbou atomu
formuloval již v roce 1913 dánský fyzik Niels Henrik David
Bohr.
• Vytvořil tak další (historicky již třetí) model atomu.
• Bohr za tento model atomu dostal v roce 1922 Nobelovu cenu.
1. postulát:
• Atom je stabilní soustava složená z kladně nabitého jádra, v němž je
soustředěna téměř celá hmotnost atomu, a z elektronového obalu.
• Je-li kladný náboj jádra kompenzován záporným nábojem elektronů
v elektronovém obalu atomu, je atom jako celek elektricky neutrální.
2. postulát:
• Atom se může nacházet pouze v kvantových stacionárních stavech s
určitou hodnotou energie (na určitých energetických hladinách).
• V takovém stavu atom nevydává ani nepřijímá energii.
• Elektrony tedy neztrácejí svou energii v důsledku svého zrychleného
pohybu jako tomu bylo u Rutherfordova modelu atomu.
Tento model lze formulovat pomocí tří postulátů:
3. postulát:
• Při přechodu ze stacionárního stavu o energii En do stavu s
nižší energií Em může atom vyzářit kvantum
elektromagnetického záření (foton) o frekvenci dané
podmínkou h.fnm = En - Em.
• Naopak při pohlcení fotonu s touto frekvencí přejde atom ze
stavu s energií Em do stavu s vyšší energií En.
• Při přechodu ze stavu s nižší energií do stavu s vyšší energií
musí elektron získat příslušnou energii najednou.
• Není možné získat jen část a pak získat zbytek.
Podle Bohrovy teorie si atom vodíku můžeme představit jako
soustavu, ve které se kolem protonu po přibližně kružnicové trajektorii
pohybuje elektron. Na elektron působí elektrická síla,
která je současně silou dostředivou:
I přesto, že je Bohrův model překonán, některé vlastnosti pohybu
elektronu v atomu vodíku vyjadřuje dobře. Nehodí se ale k popisu
složitějších atomů, nedokáže vysvětlit vazby mezi atomy apod.
Podle kvantově mechanického modelu atomu se elektrony v
atomech nepohybují jako částice.
Určujeme kvantový stav atomu, kdy má atom určitou energii.
Elektrony se mohou nacházet s určitou pravděpodobností
v jednotlivých bodech prostoru v okolí jádra atomu.
Tato pravděpodobnost vychází z vlnových vlastností pohybu elektronu.
,44
12
0
2
2
21
0 r
e
r
QQFe
5. KVANTOVĚ MECHANICKÝ MODEL ATOMU,
KVANTOVÁ ČÍSLA. ORBITAL.
• Převratný byl poznatek, že elektrony neobíhají po přesně
stanovené trase (orbitu), ale je možné určit pouze oblast, ve
které se elektron nachází s danou zvolenou pravděpodobností.
• Oblast, ve které je pravděpodobnost výskytu elektronu 95 % až
99%, se nazývá orbitalem.
• Pro charakterizování orbitalů a elektronů se používají
kvantová čísla.
• Pro úplný popis potřebujeme 4 kvantová čísla – hlavní,
vedlejší, magnetické a spinové číslo. První tři určují tvar a
energetický obsah orbitalu, ve kterém se elektron nachází.
• Kvantovými čísly nečíslujeme elektrony, ale kvantové stavy.
Podobně jako číslujeme silnice a ne auta, které po nich jezdí.
• Elektron se může v atomovém obalu dostávat do různých
vzdáleností od jádra.
• S rostoucí vzdáleností se zvyšuje jeho potenciální energie,
protože slábnou přitažlivé síly mezi ním a protony v atomovém
jádře.
• Proto byly v atomovém obalu myšlenkově vytvořeny vrstvy
(slupky), jež se označují arabskými číslicemi 1 - 7 nebo
písmeny K - Q.
• Nejvyšší (od jádra nejvzdálenější) vrstva, do které vstupují
elektro-ny daného atomu prvku, se nazývá valenční vrstva.
Elektrony v ní obsažené se nazývají valenční elektrony.
• Jednotlivé slupky se zaplňují elektrony postupně (nemohou se
tedy například zaplnit jen vrstvy 1, 3, 4, ale 1, 2, 3, 4).
Hlavní kvantové číslo
Orbitaly atomu hořčíku, který se nachází ve 3. periodě
periodické soustavy, nabývají hodnot hlavního kvantového
čísla 1,2 a 3. Tedy nMg = 1,2 a 3. Elektrony tak vstupují v jeho
obalu výhradně jen do vrstev (slupek) 1,2 a 3 (K, L a M).
• Valenční vrstva atomu každého prvku je shodná s označením
periody, ve které ho nalezneme v periodické soustavě.
• Hlavní kvantové číslo označujeme písmenem n.
Popis orbitalu lze zjednodušeně přirovnat k popisu
vícepodlažního domu. Hlavní kvantové číslo určuje patro, kde se
elektron pravděpodobně nachází, vedlejší kvantové číslo byt a
magnetické číslo pokoj.
• Obdobně jako hlavní kvantové číslo tak i vedlejší udává energii
elektronu v určitém orbitalu.
• Značí se písmenem l a nabývá hodnot od 0 až n-1 (n = hlavní
kvantové číslo).
• Podle hodnoty vedlejšího kvantového čísla se také určuje
vnější tvar orbitalu, ve kterém se elektrony nacházejí
Hodnoty tohoto čísla se také zapisují malými písmeny:
l = 0 (orbital s) l = 1 (orbital p)
l = 2 (orbital d) l = 3 (orbital f)
Př. 1: Vypiš povolené hodnoty vedlejšího kvantového čísla l
pro n = 3.
Vedlejší kvantové číslo
Orbital typu s má tvar koule. Rostoucí hlavní kvantové číslo
zvětšuje rozměr orbitalu.
Orbital typu p má již složitější tvar a může být orientován do tří
směrů podle os.
Vedlejší kvantové číslo
• Rozhoduje o orientaci orbitalu v prostoru.
• Počet prostorových orientací daného typu orbitalu je shodný
s počtem jeho přípustných magnetických kvantových čísel.
• To se značí písmenem m a nabývá hodnot od –l přes 0 po +l,
kde l je vedlejší kvantové číslo).
• Orbitaly stejného typu v dané slupce, rozdílné prostorové
orientace, se nazývají energeticky degenerované.
Př. 2: Vypiš povolené hodnoty magnetického kvantového čísla
pro l = 3.
Magnetické kvantové číslo
Magnetické kvantové číslo
Př. 3: Vypiš všechny stacionární stavy s hlavním kvantovým
číslem n = 2. Stavy s různou hodnotou spinu nerozlišuj.
Př. 4: Vypiš všechny stacionární stavy s hlavním kvantovým
číslem n = 3. Stavy s různou hodnotou spinu nerozlišuj.
Orbital d má hodnotu vedlejšího kvantového čísla 2,
a tak jsou pro něj možné hodnoty magnetického
kvantového čísla -2; -1; 0; 1 a 2.
Orbital d má proto 5 různých prostorových orientací
(je pětkrát degenerovaný).
Magnetické kvantové číslo
Přípustné hodnoty magnetického kvantového čísla a počty
prostorových orientací jednotlivých typů orbitalů
Př. 5: Odhadni, co je znázorněno na následujícím obrázku.
Orbital typu s má pouze jednu prostorovou orientaci
(pro orbital s platí l = 0, tedy přípustné hodnoty m jsou m=0),
neboť má tvar koule, a tak jeho případné přetočení nemění jeho
tvar.
Rostoucí hlavní kvantové
Číslo zvětšuje rozměr
orbitalu.
Orbitaly typu p
Orbitaly typu d
• Čtvrté kvantové číslo – spinové, značí se s.
• Nabývá pro elektron jen hodnot -1/2 či +1/2 a udává směr
rotace (kolem vlastní osy) elektronu v daném orbitalu.
• Elektron tak může mít buď záporný, nebo kladný spin.
Spinové kvantové číslo
Pauliho vylučovací princip (princip výlučnosti)
V jednom konkrétním orbitalu nemohou existovat dva
elektrony se stejným směrem rotace (spinem).
Pro jeden atom neexistuje žádná dvojice elektronů, které by
měly hodnotu všech čtyř kvantových čísel shodnou.
V jednom kvantovém stacionárním stavu bude pouze jeden
elektron.
Hlavnímu číslu n odpovídá 2 n2 stavů.
Př. 8.15: V elektronovém obalu může být ve slupce s hlavním
kvantovým číslem 2 nejvýše 8 elektronů. Objasněte tuto hodnotu
rozborem struktury elektronového obalu z hlediska dalších
kvantových čísel jednotlivých elektronů. Kterému atomu tato
maximální hodnota přísluší?
6. LASER
Absorpce a emise světla, stimulovaná emise
Z předchozích kapitol víme, že přechod atomů mezi jednotlivými
energetickými hladinami je provázen přijetím fotonu (kvanta
energie), nebo jeho vyzářením.
Absorpce
Při absorpci světla (energie h.f)
se atom (resp. molekula)
v nižším energetickém stavu E1
dostane do vyššího stavu E2.
Přičemž platí h.f21 = E2 - E1
Pro většinu látek je typická absorpce selektivní,
při níž se nepohlcuje světlo celého spektra, ale jen určitá jeho
část.
Látky se nám díky tomuto jevu jeví jako barevné.
Je to způsobeno tím, že světlo absorpcí přichází o některé
vlnové délky, nebo rovnou celé části svého původního spektra.
Barva předmětu je tedy dána skladbou barev odpovídajících
vlnovým délkám světla, které daný předmět nepohlcuje.
Například předmět pohlcující modré, zelené a žluté světlo se
bude jevit jako červený, pokud bude vystaven bílému světlu.
Pohlcená energie může být opět vyzářena, nebo může být
přeměněna na kinetickou energii částic (tepelnou energii)
a po zachycení uvolněného elektronu jiným atomem se energie
přemění na záření, obyčejně jiné vlnové délky.
Spontánní emise
Atom ve excitovaném stavu E2
má tendenci samovolně přejít
do stavu s nižší energií E1
a vyzářit energii.
Opět platí: h.f21 = E2 - E1.
V excitovaném stavu zůstává atom řádově 10-8 s.
Jednotlivé atomy při spontánní emisi
vyzařují nekoordinovaně, emitované fotony
mají různou fázi a vznikající
elektromagnetické záření je nekoherentní
(vlnění se nemůže skládat).
Absorpce a spontánní emise jsou procesy opačné a oba stejně
pravděpodobné.
Jde jen o to, bude-li více atomů na vyšší energetické hladině
(pak převládne spontánní emise) nebo na nižší energetické
hladině (v tom případě převládne absorpce).
Př. 1: Na obrázku jsou vyznačeny energetické hladiny atomu a
pět přechodů elektronů z vyšší energetické hladiny do nižší
energetické hladiny. Určete, které čárové spektrum na obrázku
těmto přechodům odpovídá.
Stimulovaná emise
Možnost stimulované emise teoreticky prokázal A. Einstein ve
své práci z roku 1912.
Při tomto procesu foton s frekvencí f21
dopadá na atom ve vyšším
energetickém stavu E2 dříve než dojde
ke spontánní emisi a přiměje ho
k přechodu do nižšího stavu E1
za vyzáření dalšího fotonu.
Původní foton se přitom nepohltí a oba fotony se pohybují
společně dále stejným směrem, jako foton, který emisi vyvolal.
Mají stejnou frekvenci a stejnou fázi. Jedná se tedy o
koherentní vlnění.
Dva fotony letící stejným směrem o stejné vlnové délce s
nulovým posunutím nemůžou udělat nic jiného, než se spojit.
Při skládání dvou vln dojde ke vzniku jedné, která má
dvojnásobnou amplitudu a tady dvakrát větší energii.
Laserové světlo je světlo vzniklé stimulovanou
emisí.
Laser
Light Amplification by Stimulated Emission of Radiation
(zesilování světla stimulovanou emisí záření).
K praktickému využití stimulované emise a tedy i ke konstrukci
prvního laseru bylo třeba vyřešit dva technické problémy:
1. Vytvořit nerovnovážný stav, v němž bude více atomů na
vyšších energetických hladinách než na hladinách nižších.
2. Najít způsob, jak udržet paprsek uvnitř aktivního prostředí
dostatečně dlouhou dobu, aby nabral co nejvíce energie
z vynucených emisí.
První laser vznikl až v roce 1960. Předchůdcem laseru byl
maser, zařízení které pracuje na stejném principu, avšak
generuje mikrovlnné záření.
Laser je tvořen aktivním prostředím (1), rezonátorem (3,4)
a zdrojem energie (2).
Zdrojem energie, který může představovat například výbojka,
je do aktivního média dodávána energie. Ta energeticky vybudí
elektrony do vyšší energetické hladiny, dojde k tzv. excitaci.
Tuto energii dodává zdroj stále.
Aktivní prostředí (plyn, pevná látka, polovodič s p-n
přechodem…) musí obsahovat prvky, které obsahují tzv.
metastabilní hladinu.
Narazí-li foton do elektronu takového atomu, elektron se excituje
na vyšší energetickou hladinu a spadne na metastabilní hladinu.
Při tomto přesunu na metastabilní hladinu uvolní elektron opět
nějaký foton, který odletí náhodným směrem pryč.
Avšak rozdíl mezi metastabilní hladinou a ostatními vyššími
hladinami je ten, že elektron na metastabilní hladině vydrží
až 100 000 krát déle. Tím pádem máme zajištěno, že elektron
počká na další foton.
Takhle se naskládá většina elektronů na metastabilní hladinu
a počká, až přiletí stimulující foton.
Stimulující foton, donutí všechny elektrony sestoupit na základní
hladinu a vypustit foton.
Všechny fotony, včetně toho stimulujícího se spojí v jednu vlnu
s mnohem větší amplitudou. Tím dojde k zesílení světla
stimulovanou emisí záření.
Tato vlna ale nemá potřebný směr, foton může letět v
požadovaném směru laserového paprsku, avšak i někam jinam.
Rezonátor (3, 4) je tvořen dvěma
zrcadly, z nichž je jedno zcela odrazivé a
druhé částečně propustné (aby světlo
vznikající v laseru mohlo unikat ven a
laser tak svítil).Fotony letící mimo osu rezonátoru buď
vyletí ihned z laseru, nebo se párkrát
odrazí mezi zrcadly a vyletí také.
Fotony letící rovnoběžně s osou laseru
začnou létat neustále mezi zrcadly a
„nabalovat“ na sebe ostatní fotony.
Jakmile se foton zesílí na určitou
úroveň, polopropustné zrcadlo ho
vypustí ven a tím nám vznikne
požadovaný paprsek.
Minutové video shrnující předchozí informace:
https://www.youtube.com/watch?v=UDxdq_ogqR8
Srovnáme-li laserový paprsek, vyvolaný stimulovanou emisí,
se spontánní emisí, zjistíme, že laserový záblesk:
1. je podstatně kratší – trvá řádově 10-12 až 10-9 s, což
umožňuje vyzářit energii s velkým výkonem,
2. má nepatrnou rozbíhavost (stopa na měsíci cca 2 m),
3. je vysoce monofrekvenční (tj. světelný paprsek je tvořen
světlem o téměř jediné frekvenci),
4. je koherentním vlněním (dobře se skládá),
5. přenáší elektromagnetickou energii o vysoké hustotě –
vysoká intenzita zaostřením paprsku.
• Podle způsobu čerpání energie lze lasery rozdělit na lasery
čerpané:
1. opticky - výbojkou, jiným laserem, slunečním světlem a
radioaktivním zářením;
2. elektricky - srážkami v elektrickém výboji, svazkem nabitých
částic, injektáží elektronů, interakcí elektromagnetického pole se
shluky nabitých částic;
3. chemicky - energií chemické vazby, fotochemickou disociací,
výměnou energie mezi molekulami a atomy;
4. termodynamicky - zahřáním a ochlazením plynu;
5. jadernou energií - jaderným reaktorem, jaderným výbuchem.
Dělení laserů
• Lasery můžeme dělit také podle vyzařované vlnové délky na:
1. infračervené lasery;
2. lasery v oblasti viditelného světla;
3. ultrafialové lasery;
4. rentgenové lasery.
Využití laserů
Využití laserů je obrovské:
1. v lékařství – laserová chirurgie,
2. laserové řezání, vrtání…,
3. čtecí hlavy optických mechanik, laserové tiskárny,
4. holografie...
konec prezentace
Literatura a použité zdroje:
• ŠTOLL, I. Fyzika pro gymnázia – Fyzika mikrosvěta. Dotisk 3.
vydání. Praha, Prometheus 2005. 192 s. ISBN 80-7196-241-4.
• BARTUŠKA, K. Sbírka řešených úloh z fyziky IV. Dotisk 1.
vydání. Praha, Prometheus 2003. 200 s. ISBN 80-7196-037-3.
• LEPIL, O. Fyzika – Sbírka úloh pro Střední školy. Dotisk 2.
vydání. Praha, Prometheus 2001. 272 s. ISBN 80-7196-204-X.
• TARÁBEK, P. a ČERVINKOVÁ, P. a kolektiv – Odmaturuj z
fyziky. Dotisk 2. vydání. Didaktis 2006. 224 s. ISBN 80-7358-058-
6.
• http://fyzika.jreichl.com/
Odkazy na obrázky - internet
• snímek 1 vlastní zdroj
• snímek 2 Brusel - atom
• snímek 5 John Dalton
• snímek 6 J. J. Thompson
• snímek 6 vlastní zdroj
• snímek 7 Rutherford
• snímek 7 vlastní zdroj
• snímek 8 James Chadwick
• snímek 10 spektrum
• snímek 12 Balmer
použité zdroje:
• snímek 14 elektronové
přechody
• snímek 20 Niels Bohr
• snímek 20 vlastní zdroj
• snímek 30 orbital s
• snímek 31 orbitaly p, d
• snímek 34 přeskoky atomů
• snímek 35 žárovka, laser
• snímek 40 vlastní zdroj