Zasadniczo jest tylko jedna choroba, kwasica układowa? Kontrowersje

Materializm po prostu nie jest prawdą w konfrontacji z dzisiejszą nauką. To jakby pół prawdy. Najlepiej zacząć od genezy i historii mechaniki kwantowej. Na początku XX w. naukowcom w końcu udało się opracować model wnętrza atomu. Atom składa się z różnych cząstek subatomowych takich, jak protony, neutrony i elektrony. Jądro atomu tworzą ciężkie cząstki: same protony lub protony i neutrony. Wokół jądra krążą elektrony, cząstki znacznie mniejsze od protonów czy neutronów (o ok. 1800 razy).

Każdy proton ma ładunek elektryczny +1, neutrony są elektrycznie obojętne, a ładunek elektryczny elektronu to -1. Wartości ładunku nie są tutaj istotne.

Koncepcja tego modelu jest taka, że wszystkie stabilne atomy muszą być elektrycznie obojętne. Jeżeli atom zbudowany jest z 2 protonów, potrzebuje też 2 elektronów, żeby ładunki się zrównoważyły. Każdy rodzaj atomu to jeden pierwiastek z układu okresowego pierwiastków. Najprostszy atom zbudowany z jednego protonu i jednego elektronu to wodór, pierwszy pierwiastek w tablicy Mendelejewa. Kolejny, hel, składa się z dwóch protonów, dwóch neutronów i dwóch elektronów. Liczba neutronów nie wpływa na ładunek elektryczny atomu (neutrony są obojętne), a co do zasady w większości atomów liczba protonów jest równa licznie neutronów. Atomy o różnej liczbie protonów i neutronów klasyfikuje się na podstawie liczby protonów – to są tzw. izotopy, odmiany danego pierwiastka o różnej liczbie neutronów.

Badając pierwiastki chemicy i fizycy odkryli, że podgrzane atomy każdego pierwiastka emitują światło. Kolor tego światła zależy od pierwiastka: sód emituje światło o odcieniu intensywnej żółci, stront jasnej czerwieni, a miedź w kolorze morskim. Niektóre właściwości atomów odpowiadają za barwę tego światła.

W 1905 roku Albert Einstein opracował nową teorię – odkrył, że pierwiastki reagują na pewne kolory światła. Naświetlanie metali powoduje pojawienie się napięcia na metalach. To zjawisko, nazwane efektem fotoelektrycznym, przyniosło Einsteinowi sławę i nagrodę Nobla.

Naukowcy wiedzieli, że to zjawisko wynika z emisji elektronów z powierzchni pierwiastka, a odkrycie Einsteina uświadomiło im, że światło i elektrony są ze sobą ściśle powiązane.

Według Einsteina, gdy wiązka światła pada na atomy, energia ze światła jest pochłaniana i wybija elektrony poza atom, gdzie ruchy tych elektronów można wykryć w postaci prądu elektrycznego.

Kolor światła powodujący ruch elektronów w pierwiastku to ten sam odcień, który pierwiastki emitują podczas żarzenia się.

Einstein dowiódł, że każdy kolor światła charakteryzuje inna energia. Aby wybić elektron poza atom, potrzebna jest określona porcja energii, a elektrony mają różne poziomy energetyczne w zależności od pierwiastka.

Teraz potrzebne było jedynie opracowanie dokładnych poziomów energetycznych dla danego atomu, na których podstawie udałoby się przewidzieć dokładny kolor światła emitowany lub pochłaniany przez atom. Na początku nie wydawało się to wcale takie trudne.

Tego zadania podjął się Niels Bohr, duński naukowiec. Myślał, że wystarczy opracować prosty model atomu i obliczyć energię na podstawie znanych zasad fizyki. Swoją pracę rozpoczął od wodoru, najprostszego atomu.

Bohr odkrył, że elektron przypomina piłkę przywiązaną do sznurka wirującą wokół atomu. Tym „sznurkiem” była w rzeczywistości siła elektryczna pomiędzy dodatnim protonem a ujemnym elektronem. Opracowanie wzoru na tę siłę było dość proste. Elektron nie ulatywał w przestrzeń, tylko pozostawał w obrębie atomu, więc siła odśrodkowa elektronu musiała być równa przyciąganiu pomiędzy protonem i elektronem. W ten sposób atom byłby stabilny. Całkiem łatwo udało się obliczyć tę siłę odśrodkową. Jednakże Bohr natrafił na poważny problem! Od wielu lat wiadomo było, że obiekt o ładunku poddany przyspieszeniu emituje promieniowanie. Bohr zdał sobie sprawę, że jego elektron wirujący wokół atomu miał ładunek i był poddany przyspieszeniu, jednakże w normalnych warunkach atom NIE emitował promieniowania!

Tutaj potrzebne są dodatkowe wyjaśnienia. Jak elektron PRZYSPIESZA? Czy nie wiruje dokoła atomu ze stałą prędkością? Tak, to prawda. Prędkość definiuje się jako poruszanie się stałą prędkością w tym samym kierunku. Jeżeli zmienia się kierunek, to zmienia się też prędkość (prędkość to wektor), a zmiana prędkości to przyspieszenie. Elektron porusza się po okręgu, więc jego kierunek ciągle się zmienia – i to nazywany przyspieszeniem, chociaż prędkość jest stała!

Gdy naukowcy wydobyli pojedynczy elektron i obracali go po okręgu POZA atomem, elektron zgodnie z przewidywaniami emitował promieniowanie. Co takiego więc działo się wewnątrz atomu, że NIE zachodziło promieniowanie? To właśnie zdziwiło Bohra.

Dlaczego to takie ważne? Einstein dowiódł, że materia i energia są powiązane wyprowadzając słynny wzór E=mc2. Jeżeli atom ciągle emitowałby promieniowanie, traciłby energię. A jedynym źródłem, z którego mógłby czerpać energię, byłaby materia atomu. Dlatego też, gdyby zjawisko promieniowania miało zachodzić, atomy stawałyby się coraz lżejsze, aż w końcu zniknęłyby kompletnie. Bohr odkrył, że w tym przypadku to zjawisko nie zachodzi, potrzebował tylko wyjaśnienia DLACZEGO.

Bohr wpadł na genialny pomysł. Wysnuł hipotezę, że w atomie panuje pewien stały poziom energetyczny (poziomy energetyczne to różne orbity elektronów) – dopóki elektron krąży po tej orbicie NIE będzie emitował promieniowania. Tylko jak to udowodnić i obliczyć?

Naukowcy badali elektrony od lat. Odkryli, że elektrony zachowują się zwykle, jak małe kulki materii z ładunkiem. Jednakże w niektórych sytuacjach elektrony zachowywały się jak fale! To było dość zawiłe. Nie można było określić, czy elektron jest cząstką czy falą i aby wyjaśnić otrzymane wyniki, naukowcy musieli założyć, że ELEKTRON JEST TYMI OBIEMA RZECZAMI JEDNOCZEŚNIE! I to Ci właśnie chcę powiedzieć:)

W końcu odkryli, że ta prawidłowość jest prawdziwa dla wszystkich subatomowych cząstek – MOŻNA MYŚLEĆ O NICH JAK O CZĄSTKACH LUB FALACH. Opracowano wzory na obliczenie długości fali cząstek. W przypadku elektronu mówi się o comptonowskiej długości fali elektronu (od nazwiska Artura Comptona), natomiast de Broglie opisał dualizm korpuskularno-falowy i fale materii.

Bohr wiedział o tym i to dało mu kolejną wskazówkę. Jeżeli elektron był falą, a nie materią, to orbita wokół atomu musi mieć obwód równy całkowitej liczbie comptonowskich długości fal elektronu. Ujmując rzecz prościej – dana liczba elektronów pomieści się w takiej przestrzeni, jaka będzie odpowiadać wielokrotności długości fal elektronów. I zawsze mówi się o całkowitej liczbie elektronów, bo elektron jest niepodzielną elementarną cząstką – nie ma czegoś takiego, jak pół elektronu.

Wyposażony w tę wiedzę Bohr kontynuował pracę nad obliczeniami dodając jedno ograniczenie – wynik musi dać orbitę elektronów, obwód stanowiący całkowitą liczbę długości fal elektronów. Udało mu się opracować równanie i mógł dokładnie obliczyć poziom energetyczny atomu wodoru. To był prawdziwy przełom.

Zanim pójdziemy o krok dalej w naszym rozważaniach, warto wyjaśnić pewną kwestię związaną z ww. kolorami światła. Teoria głosi, że elektron mógł istnieć jedynie na jednym poziomie energetycznym (tj. orbicie, którą Bohr obliczył jako całkowitą wielokrotność długości fal elektronu). Jeżeli to była prawda, dodanie energii do atomu NIE spowoduje zmiany jego orbity – CHYBA, ŻE ilość energii będzie równa ilości potrzebnej na przeniesienie elektronu z jednej stabilnej (stacjonarnej) orbity na drugą. Jeżeli elektron zabsorbowałby dowolną ilość energii, mógłby zostać wybity na „niestabilną orbitę” i emitowałby promieniowanie aż do kompletnego zaniku (należy pamiętać, że poruszające się ładunki emitują energię, za wyjątkiem tych poruszających się po stabilnych orbitach). Elektrony nie znikają, więc koncepcja o określonych poziomach energetycznych musiała być prawdziwa. A jak się ma do tego światło? Światło zaabsorbowane przez atom musi mieć określoną częstotliwość o odpowiednim poziomie energetycznym potrzebnym na przemieszczenie elektronu z jednej stabilnej orbity na drugą. Jeżeli elektron „spada” z orbity o wyższej energii na orbitę o niższej, będzie emitować światło o dokładnie tej samej częstotliwości. Oczywiście częstotliwości są obserwowane jako kolory, co wyjaśnia dlaczego pewne atomy preferują konkretne odcienie kolorów. Kolory wynikają z dokładnej częstotliwości światła potrzebnego, aby w danym atomie wybić elektron z jednej stabilnej orbity na drugą. Każdy atom jest inny, ma inny poziom energetyczny, stąd też różnica w kolorach.

Wygląda na to, że Bohr odkrył wszystko to, co warto wiedzieć o atomie. Poziomy energetyczne wodoru poznano mierząc linie widmowe w widmie wodoru, a dzięki pracy Bohra można było je dokładnie obliczyć.

Najważniejszym odejściem od konwencjonalnej fizyki była koncepcja, że jedynie pewne poziomy energetyczne są dopuszczalne. To sugerowało, że na poziomie atomowym cała energia zmienia się o określone wartości (porcje), a nie w wartościach ciągłych. Te dyskretne porcje nazwano kwantami, a teorię rozwinięto i nazwano (wczesną) teorią kwantową. TO właśnie o tym mówi teoria kwantowa – nie jest to takie trudne.

Idąc dalej, po opracowaniu poziomów energetycznych wodoru Bohr i inny naukowcy musieli opracować poziomy energetyczne dla innych pierwiastków. Związki chemiczne i materia we wszechświecie to połączone pierwiastki, których połączenia zależą od wzajemnego oddziaływania poziomów energetycznych. Po obliczeniu poziomów energetycznych wszystkich pierwiastków, można byłoby obliczyć poziom energetyczny dowolnej cząsteczki i odkryć jej wszystkie własności.

ALE pojawił się problem! Bohr utknął próbując wypracować poziomy energetyczne helu, drugiego pierwiastka w tabeli Mendelejewa. Hel ma dwa elektrony (dwa protony i dwa neutrony). W obliczeniach trzeba było uwzględnić poziomy energetyczne dwóch elektronów i wzajemne oddziaływanie pomiędzy elektronami. Ponadto jądro mogło osłaniać jeden elektron przed oddziaływaniem drugiego w zależności od ich położenia. Bohr napotkał problem, co było pierwsze: jajo czy kura.

Jeżeli Bohr założyłby, że poziom energetyczny jednego elektronu jest stały, wtedy zmieniałby się poziom energetyczny drugiego, a to z kolei wpływałoby na poziom energetyczny pierwszego elektronu! I tak dalej. Wydawało się, że nie da się rozwiązać tego problemu. A poziom skomplikowania rósł wraz ze wzrostem okresu pierwiastka.

Dla wszystkich naukowców to było WIELKIE rozczarowanie. Po sukcesie badania wodoru napotkali nierozwiązywalny problem. Idea odkrycia wszystkich właściwości materii utknęła w martwym punkcie.

Ale to nie powstrzymało ich wysiłków. Wiadomo było, że MUSI istnieć jakiś sposób na obejście problemu za pomocą zaawansowanej matematyki. Wypróbowano wiele metod; bez skutku. Ostatecznie (ok. 1923 roku) Schrodinger wpadł na inny sposób rozpracowania wodoru za pomocą fal; bez rozważania cząstek. Opracował on równanie, które powinno podać poziom energetyczny wszystkiego. To wyglądało bardzo obiecująco. Schrodinger poradził sobie z wodorem i rozłożył go na czynniki pierwsze. Pierwsze koty za płoty. Następnie zabrał się za hel… i utknął! Pomimo tego, że próbował wyjaśnić poziomy energetyczne za pomocą fal, a nie cząstek, napotkał ten sam problem co Bohr. Jedna wielkość w równaniu Schrodingera wymagała rozróżnienia matematycznego w odniesieniu do odległości pomiędzy elektronami. Znowu problem, co było pierwsze: jajo czy kura, nie pozwolił określić odległości po między elektronami i rozwiązać równania Schrodingera. Nikt do tej pory nie znalazł akceptowalnego WŁAŚCIWEGO rozwiązania tego równania dla atomów składających się z wielu cząstek. Jednakże równanie Schrodingera było obiecujące. Po podniesieniu do kwadratu można byłoby oszacować rozwiązanie równania (ale nie rozwiązać równanie), a szacowanie kwadratu prowadziło do wypracowania funkcji gęstości prawdopodobieństwa dla poziomów energetycznych atomu.

To wydaje się skomplikowane, ale tak naprawdę nie jest. To mówi o PRAWDOPODOBIEŃSTWIE, że elektron znajduje się w danym położeniu w atomie w danej chwili.

Kolejny badacz, Heisenberg, opracował inny aspekt mechaniki kwantowej – nie można dokładnie określić, GDZIE elektron znajduje się w danym momencie I jaki jest jego poziom energetyczny. Można poznać jedną z tych wartości, ale nigdy dwie na raz. Powodem tego jest problem, co było pierwsze jajo czy kura, podany powyżej. Gdy tylko próbowano zmierzyć coś na poziomie kwantowym, sama czynność pomiaru zmieniała to, co chciano zmierzyć! Pomiar nie mógł być w takiej sytuacji dokładny, ponieważ pomiar położenia zmieniłby poziom energetyczny, a pomiar poziomu energetycznego zmieniłby położenie!

Po zestawieniu teorii Heisenberga (zwanej Zasadą nieoznaczoności Heisenberga) oraz funkcji prawdopodobieństwa z równania Schrodingera stało się oczywiste, że dokładna lokalizacja elektronu w danym momencie nie jest znana ze 100% prawdopodobieństwem. Gdyby ta lokalizacja była znana, można byłoby rozwiązać prawidłowo równanie Schrodingera i otrzymać dokładną energię elektronu – a to, jak wiadomo, jest niemożliwe. Przydatność funkcji prawdopodobieństwa nie polegała na dokładnym określeniu lokalizacji elektronu, a na wskazaniu z prawdopodobieństwem 90% gdzie ten elektron POWINIEN się znajdować!

Na podstawie analizy geometrii tych funkcji prawdopodobieństwa dla różnych atomów naukowcy odkryli, że elektrony poruszają się po skomplikowanych kształtach geometrycznych wokół atomu. Te obszary prawdopodobieństwa to orbitale – nadano im nazwy: orbital s dla najniższego poziomu energetycznego, orbital p dla kolejnego poziomu, następnie d i f. Istnieje też wiele powłok orbitali, dlatego też przed nazwą stawia się liczbę wskazującą daną powłokę, np. wodór ma jeden elektron w orbitalu 1s.

(Wczesna) Teoria kwantowa została następnie przeanalizowana. Zamiast koncentracji na poziomach/porcjach energii zaproponowano STANY kwantowe – kwant był definiowany jako różnica pomiędzy dwoma stanami kwantowymi. Proszę się nie martwić, to tylko próba prostego przeglądu teorii.

Zostawmy teorię atomu – nie będzie nam już potrzebna. Najważniejsze to zrozumienie podstaw teorii kwantowej. Warto zapamiętać dwie ważne kwestie z powyższych rozważań:

1. Cała energia jest skwantowana, tj. wszystkie interakcje energetyczne (lub zmiany stanu) występują w określonej dyskretnej porcji zwanej kwantem.

2. Żadnej funkcji kwantowej nie da się rozwiązać dokładnie; można jedynie oszacować prawdopodobieństwo pewnego zdarzenia.

Nauka badająca różne funkcje kwantów została później nazwana mechaniką kwantową.

Dlaczego mechanika kwantowa jest tak skomplikowana? Odpowiedź jest prosta – mechanika kwantowa opiera się na skomplikowanych manipulacjach matematycznych obiektami takimi, jak równanie Schrodingera. Jeżeli komukolwiek udałoby się je rozwiązać, życie byłoby prostsze. Nie jest to jednak możliwe, dlatego też matematycy muszą zastosować różne triki, aby otrzymać coś użytecznego. Drugim powodem jest to, że mechanika kwantowa NIE jest nauką ścisłą (ze względu na nierozwiązywalne równanie i zasadę nieoznaczoności). Nie można tutaj powiedzieć „to równa się tamtemu”, bo nie można byłoby tego udowodnić. Najlepszy wynik, jaki można otrzymać to: „z 90% prawdopodobieństwem to równa się tamtemu przez większość czasu”!

I na zakończenie kolejny problem. Równania są tak skomplikowane, że zwykle dają więcej niż jedno rozwiązanie! W mechanice kwantowej można znaleźć się w absurdalnej sytuacji, w której dwa zupełnie przeciwne wyniki są jednocześnie tak same prawdopodobne!

To tutaj Schrodinger przeprowadził słynny eksperyment myślowy z kotem. Jeżeli w komorze umieścimy kota i mechanizm wydzielający gaz uruchamiany w razie wykrycia rozpadu radioaktywnego pierwiastka, czy możliwe byłoby obliczenie czy kot jest ciągle żywy czy już martwy w danym czasie? Ta zagadka wydaje się prosta, należy obliczyć rozkład pierwiastka i sprawdzić, czy poziom rozpadu jest wystarczający do uruchomienia urządzenia z gazem. Jeśli nastąpi radioaktywny rozpad i licznik go zarejestruje, zostanie uruchomiony mechanizm uwalniający truciznę i kot zginie. Jeśli rozpad nie będzie miał miejsca, zwierzę nadal będzie cieszyło się życiem.

Jednakże poziom rozpadu jest problemem kwantowym. Funkcja prawdopodobieństwa daje dwa wyniki jednocześnie! W pierwszej odpowiedzi poziom rozpadu był niewystarczający do uruchomienia mechanizmu i kot wciąż żył. W drugim rozwiązaniu widać, że urządzenie MUSIAŁO zostać uruchomione i zwierzę zginęło. Końcowy wynik jest taki, że z 90% prawdopodobieństwem kot jest JEDNOCZEŚNIE martwy i żywy! 🙂

To prowadzi do kolejnego wniosku nt. mechaniki kwantowej. W mechanice kwantowej prawie WSZYSTKO jest możliwe. Nie można dowieść, czy coś jest bardziej prawdopodobne niż coś innego (dla większości przypadków).