Zavádění inovativních metod a výukových materiálů do přírodovědných předmětů na Gymnáziu v Krnově 08_5_Fyzika elektronového obalu Mgr. Miroslav Indrák
1. Model atomu s jádrem 2. Čárové a emisní spektrum 3. Čárové spektrum atomu vodíku, spektrální série 4. Bohrův model atomu 5. Kvantově mechanický model atomu. Kvantová čísla. Orbital. 6. Laser
Rozdíly mezi atomovou a jadernou fyzikou 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).
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 dosavadních 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.
Historický vývoj atomové teorie 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).
Thomsonův model atomu 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.
Rutherfordův (planetární) 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. 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
Rutherfordův model atomu 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).
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
2. ČÁROVÉ A EMISNÍ SPEKTRUM 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.
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: f 1 1 R., 2 2 2 n kde n 3 a R = 3,29.10 15 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 E n 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 (E 2 ) 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: 1 1 f R., 2 2 kde n > m; n,m = 1, 2, 3,. m n 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)
Elektronové přechody pro atom vodíku volný elektron excitované stavy základní stav 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 E n a při přechodech (skocích) z vyšší energetické hladiny na nižší vyzařuje elektromagnetické záření. Obecný vztah pro energie: hf nm 1 1 hr 2 2 m n E n E m Pro energetické hladiny vodíku odtud dostáváme: E n hr 2 n Tyto hladiny jsou záporné, takže vyššímu n odpovídá vyšší hodnota energie (jako schody, kdy nahoře je E p = 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 E n 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 E 1 = - hr = - 13,6 ev, což je záporně vzatá ionizační energie vodíku. hr E1 E n 2 2 n n To znamená, abychom rozbili (ionizovali) atom vodíku, musíme mu dodat energii 13,6 ev.
Př. 1: Energie atomu vodíku v základním stavu je E 1 = 13,6 ev a ve vzbuzených stavech má atom vodíku energii E n = E 1 /n 2, 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 λ α, λ β, λ γ, 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. 10 14 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.
Tento model lze formulovat pomocí tří postulátů: 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.
3. postulát: Při přechodu ze stacionárního stavu o energii E n do stavu s nižší energií E m může atom vyzářit kvantum elektromagnetického záření (foton) o frekvenci dané podmínkou h.f nm = E n - E m. Naopak při pohlcení fotonu s touto frekvencí přejde atom ze stavu s energií E m do stavu s vyšší energií E n. 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: F e 2 1 Q1Q 2 e 2 4 0 r 4 0r 2, 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.
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.
Hlavní kvantové číslo 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).
Valenční vrstva atomu každého prvku je shodná s označením periody, ve které ho nalezneme v periodické soustavě. Hlavní kvantové číslo označujeme písmenem n. Orbitaly atomu hořčíku, který se nachází ve 3. periodě periodické soustavy, nabývají hodnot hlavního kvantového čísla 1,2 a 3. Tedy n Mg = 1,2 a 3. Elektrony tak vstupují v jeho obalu výhradně jen do vrstev (slupek) 1,2 a 3 (K, L a M). 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.
Vedlejší kvantové číslo 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.
Magnetické 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 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.
Magnetické kvantové číslo 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).
Př. 5: Odhadni, co je znázorněno na následujícím obrázku. Přípustné hodnoty magnetického kvantového čísla a počty prostorových orientací jednotlivých typů orbitalů
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
Spinové kvantové číslo 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. 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 n 2 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 E 1 dostane do vyššího stavu E 2. Přičemž platí h.f 21 = E 2 - E 1
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 E 2 má tendenci samovolně přejít do stavu s nižší energií E 1 a vyzářit energii. Opět platí: h.f 21 = E 2 - E 1. 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 f 21 dopadá na atom ve vyšším energetickém stavu E 2 dříve než dojde ke spontánní emisi a přiměje ho k přechodu do nižšího stavu E 1 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
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.
Dělení laserů 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.
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 použité zdroje: snímek 1 vlastní zdroj snímek 14 elektronové snímek 2 Brusel - atom přechody snímek 5 John Dalton snímek 20 Niels Bohr snímek 6 J. J. Thompson snímek 20 vlastní zdroj snímek 6 vlastní zdroj snímek 30 orbital s snímek 7 Rutherford snímek 31 orbitaly p, d snímek 7 vlastní zdroj snímek 34 přeskoky atomů snímek 8 James Chadwick snímek 35 žárovka, laser snímek 10 spektrum snímek 40 vlastní zdroj snímek 12 Balmer