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