RxIMrjKxAvmAc1

Zdjęcie przedstawia lampę wyładowczą w postaci szklanej rurki z dwiema elektrodami wypełnionej rozrzedzonym wodorem. Rurka ta w samym środku ma zwężony odcinek, który po podłączeniu elektrod do źródła prądu o wysokim napięciu świeci intensywnie purpurowym blaskiem.

1. Modele budowy atomu

Joseph John ThomsonJoseph John ThomsonJoseph John Thomson w 1897 r. dokonał przełomowego odkrycia w fizyce i budowie materii. Kiedy badał przewodnictwo gazów, stwierdził, że naelektryzowanie przenoszone jest za pomocą cząsteczek mających pewien ładunek ujemny. Thomsonowi udało się również określić stosunek ich ładunku do masy. Cząsteczką, którą odkrył brytyjski fizyk, był elektronElektronelektron. Thomson dowiódł, że źródłem pochodzenia elektronów są atomy, i tym samym obalił powszechną wówczas ideę o niepodzielności atomu.

Na podstawie późniejszych badań elektron okazał się cząstką niosącą elementarną, czyli podstawową, ilość ładunku elektrycznego.

1.1. Model budowy atomu według Thomsona

J.J. Thomson w 1904 r. zaproponował model budowy atomu, który składał się z różnych elementów, czyli był podzielny.

RSKJg0rawsR2D1

Ilustracja przedstawia duże koło. To atom. Powierzchnia koła zielona. Na powierzchni znajduje się dziewięć mniejszych niebieskich kół. Wewnątrz kół poziome znaki minus. Niebieskie koła nie stykają się ze sobą. Koła rozmieszczona są równomiernie na powierzchni atomu. Cała zielone powierzchnia koła pokryta jest jednakowymi niebieskimi znakami plus.

Model ten nazywano modelem „ciasta z rodzynkami” lub „puddingu z rodzynkami”. Dlaczego? Thomson twierdził, że dodatni ładunek atomu rozłożony jest równomiernie w całym atomie, w którym znajdują się elektrony o ujemnym ładunku (co przypomina rodzynki w cieście). Jednak bardzo szybko model ten został podważony przez Ernesta Rutherforda.

1.2. Model budowy atomu według Rutherforda

Ernest RutherfordErnest RutherfordErnest Rutherford i jego dwaj pomocnicy – Hans GeigerJohannes GeigerHans Geiger oraz Ernest MarsdenErnest MarsdenErnest Marsden przeprowadzili eksperyment bombardowania cienkiej złotej folii cząstkami alfaCząstka alfacząstkami alfa, odkrytymi wcześniej przez Rutherforda. Cząstki te mają budowę identyczną jak jądra atomu helu, ale Ernest Rutherford podczas przeprowadzania doświadczenia jeszcze o tym nic nie wiedział. Sądził, że było to promieniowanie $\mathrm{\alpha }$ – strumień cząstek obdarzonych podwójnym ładunkiem dodatnim $2e$, którego źródłem była substancja promieniotwórcza.

Eksperyment Rutherforda był prosty w wykonaniu. Strumień cząstek $\mathrm{\alpha }$ padał na cienką złotą folię o grubości $\mathrm{0,00004}\mathrm{ cm}$. Umieszczony wokół ekran rozbłyskiwał, gdy uderzyła w niego cząstka $\mathrm{\alpha }$. Na podstawie obserwacji rozbłysków można było wyznaczyć zmianę kierunku poruszającej się cząstki. W późniejszych badaniach wykorzystywano również inne metale. Podczas badań Geiger i Marsden naliczyli ponad sto tysięcy rozbłysków spowodowanych przez cząstki $\mathrm{\alpha }$.

R11DVGfv8RZIc1

Ilustracja przedstawia atom wodoru. Duże niebieskie koło po prawej stronie ilustracji. To atom wodoru. W środku koła małe żółte koło ze znakiem plus. Żółte poziome strzałki pokrywają całą ilustrację oraz lewą część atomu. Na ilustracji znajduje się piętnaście strzałek. Strzałki znajdują się w równych odległościach jedna nad drugą. Na prawym końcu każdej strzałki grot. Tylko dwie dolne i dwie górne strzałki są do siebie równoległe. Strzałki ulegają wygięciu. Im bliżej jądra atomu tym bardziej strzałki są odchylone w przeciwną stronę. Czwarta, piąta i szósta strzałka na dole jest skierowana w dół. Strzałki nad jądrem atomu również są wychylone. Strzałki nad jądrem wychylają się w górę. Trzy strzałki przed jądrem, po lewej stronie, są odchylone do tyłu, w lewo.

Ilustracja przedstawia atom wodoru. Duże niebieskie koło po prawej stronie ilustracji. To atom wodoru. W środku koła małe żółte koło ze znakiem plus. Żółte poziome strzałki pokrywają całą ilustrację oraz lewą część atomu. Na ilustracji znajduje się piętnaście strzałek. Strzałki znajdują się w równych odległościach jedna nad drugą. Na prawym końcu każdej strzałki grot. Tylko dwie dolne i dwie górne strzałki są do siebie równoległe. Strzałki ulegają wygięciu. Im bliżej jądra atomu tym bardziej strzałki są odchylone w przeciwną stronę. Czwarta, piąta i szósta strzałka na dole jest skierowana w dół. Strzałki nad jądrem atomu również są wychylone. Strzałki nad jądrem wychylają się w górę. Trzy strzałki przed jądrem, po lewej stronie, są odchylone do tyłu, w lewo.

Film dostępny na portalu epodreczniki.pl

Ilustracja przedstawia atom wodoru. Duże niebieskie koło po prawej stronie ilustracji. To atom wodoru. W środku koła małe żółte koło ze znakiem plus. Żółte poziome strzałki pokrywają całą ilustrację oraz lewą część atomu. Na ilustracji znajduje się piętnaście strzałek. Strzałki znajdują się w równych odległościach jedna nad drugą. Na prawym końcu każdej strzałki grot. Tylko dwie dolne i dwie górne strzałki są do siebie równoległe. Strzałki ulegają wygięciu. Im bliżej jądra atomu tym bardziej strzałki są odchylone w przeciwną stronę. Czwarta, piąta i szósta strzałka na dole jest skierowana w dół. Strzałki nad jądrem atomu również są wychylone. Strzałki nad jądrem wychylają się w górę. Trzy strzałki przed jądrem, po lewej stronie, są odchylone do tyłu, w lewo.

Opublikowane wyniki pomiarów były zdumiewające. Prawie wszystkie cząstki $\alpha$ przechodziły przez folię bez zmiany kierunku ruchu, co było niemożliwe w modelu Thomsona. Z kolei znaczne odchylenia torów cząstek $\mathrm{\alpha }$, które mogłyby wskazywać na występowanie dużej siły odpychającej cząstki $\mathrm{\alpha }$ obserwowano bardzo rzadko. Zdarzało się, że cząstka $\mathrm{\alpha }$ odbijała się od folii i biegła w przeciwną stronę. Rutherford miał nawet powiedzieć, że „…to było tak, jakbyś wystrzelił piętnastocalowy pocisk do kawałka bibułki, a ten pocisk odbił się od bibułki i uderzył w ciebie”.

Rutherford przez osiemnaście miesięcy zastanawiał się, co jest przyczyną, że niektóre cząstki promieniowania $\mathrm{\alpha }$ doznają tak silnego rozproszenia. Zastanawiało go, jaki jest znak ładunku jądra (Rutherford używał pojęcia „rdzeń”). W końcu fizyk doszedł do wniosku, że muszą one przechodzić w pobliżu pewnych ciał naładowanych dodatnio i mających niezwykle małe rozmiary.

R4rnyomB75BwR1

Ilustracja przedstawia duże, ciemnoniebieskie koło. Tło białe. W środku niebieskiego koła znajduje się małe, żółte koło, w którym narysowana znak plus. Od lewej strony ilustracji, wzdłuż całej krawędzi ilustracji, równolegle do krawędzi poziomych, poprowadzono w kierunku koła 15 żółto-pomarańczowych strzałek. Górne i dolne przechodzą przez całą ilustrację. Strzałki środkowe odchylają się od żółtego plusa znajdującego się wewnątrz niebieskiego koła. Środkowa strzałka przed plusem „zawraca”.

Rutherford przyjął, że w atomie dodatni ładunek jest skupiony w bardzo małej objętości atomu, co sugerowało istnienie jądra atomowego. Elektrony znajdujące się w atomie miały krążyć po zamkniętych orbitach wokół jądra, tak jak planety krążą wokół Słońca. Model ten nazwano planetarnym modelem budowy atomuPlanetarny model budowy atomuplanetarnym modelem budowy atomu. Rutherford oszacował, że ciężkie jądro atomowe powinno mieć rozmiar ${10}^{-15}\mathrm{m}$, a oddziaływanie między jądrem a elektronami – charakter elektryczny (kulombowski). Uznał również, że ładunek elektryczny jądra i elektronów na powłokach są sobie równe co do wartości bezwzględnej, tak że atom jako całość pozostaje obojętny elektrycznie.

Model ten miał jednak wiele niedoskonałości. Stał w sprzeczności z fizyką klasyczną, ponieważ fale elektromognetyczne powinny być emitowane przez krążące elektrony w sposób ciągły, a zatem ich energia kinetyczna musiałaby się zmniejszać i ostatecznie elektrony powinny się zbliżać do jądra, czego nie zaobserwowano. Materia, którą znamy, jest stabilna, a elektrony nie spadają na jądra w atomach.

2. Model budowy atomu wodoru stworzony przez Bohra (1913 r.)

Duński fizyk Niels BohrNiels BohrNiels Bohr był uczniem Thomsona, ale bardziej cenił sobie współpracę z Ernestem Rutherfordem. Budowa atomu odkryta przez Rutherforda stała się podstawą do rozważań Bohra nad niezrozumiałymi faktami dotyczącymi tego modelu.

• Co sprawia, że atom jest stabilny?

• Co decyduje o rozmiarach atomu?

• Co różni atomy różnych pierwiastków?

Gdy Bohr dowiedział się o wzorze Balmera, zrozumiał, że rozwiązanie tych problemów jest tylko kwestią czasu.

R1Pe9CVy9ZmWD1

Ilustracja przedstawia okrąg. Okrąg to atom wodoru. W środku okręgu znajduje się małe fioletowe koło. To proton. Na powierzchni protonu duży znak plus. Proton i okrąg łączy linia prosta. Nad linią litera „er” i mały symbol „en” poniżej. Na okręgu mniejsze niebieskie koło za znakiem minus. Niebieskie koło to elektron. Krawędź elektronu styka się z dwoma strzałkami. Pierwsza strzałka przylegająca do krawędzi okręgu skierowana w prawo. Na końcu grot. Poniżej grota liter „v” i mały symbol „en”. Nad literą „v” pozioma mała strzałka z grotem w prawo. Wewnątrz dużego okręgu dwie strzałki naprzeciw. Dolna strzałka styka się z krawędzią elektronu. Górna strzałka styka się z krawędzią protonu. Strzałki z elektronem i protonem tworzą kąt prosty. Nad strzałką wychodzącą z elektronu symbol litery „ef” i mały symbol „el”. Nad literą „ef” mała pozioma strzałka z grotem w prawo. Litera „ef” z symbolem „el” i strzałką powyżej obok strzałki wychodzącej z protonu. Przed literą „ef” znak „minus”.

Bohr korzystał z modelu atomu Rutherforda i przyjął, że atom wodoru zbudowany jest z dodatnio naładowanego jądra – protonu, wokół którego krąży ujemnie naładowany elektron. Cząstki te przyciągają się wzajemnie siłami zgodnymi z prawem Coulomba. Fizyk rozpatrywał energię całkowitą atomu jako sumę energii kinetycznej elektronu i energii potencjalnej układu proton – elektron. Jednak aby wyjaśnić stabilność atomów oraz kwestię emisji i absorpcji energii przez atom, przyjął dwa postulaty:

1. Elektron krążący wokół jądra nie wysyła energii (jak wynikało to z fizyki klasycznej), jeżeli promień tej orbity i prędkość elektronu spełniają warunek:

gdzie:

$r-$promień orbity, po której krąży elektron; 

$m-$masa elektronu; 

$v-$wartość prędkości liniowej krążącego elektronu; 

$n-$liczba całkowita określająca numer orbity elektronu; 

$h-$stała Plancka $(h\approx \mathrm{6,63}·{10}^{-34}\mathrm{ J}·\mathrm{s})$. 

Założenie to nazywane jest pierwszym postulatem Bohra, a takie orbity – orbitami stacjonarnymi.

2. Procesowi przejścia elektronu z jednej orbity na drugą towarzyszy albo wysłanie, albo zaabsorbowanie pewnej ściśle określonej porcji energii (kwantu energii, fotonu).

Bohr założył, że do zmian energii atomu może dojść tylko wtedy, gdy elektron przechodzi z orbity znajdującej się bliżej jądra na orbitę dalszą (lub odwrotnie). Zmiana energii równa jest porcji (kwantowi) energii, która zgodnie ze wzorem Plancka jest równa:

gdzie:

$n$, $k$ – odpowiednie numery orbit elektronu; 

$h-$stała Plancka;

$\nu -$częstotliwość promieniowania elektromagnetycznego;

$\lambda -$długość fali promieniowania elektromagnetycznego;

$c-$prędkość światła w próżni. 

Warunek ten, nazywany drugim postulatem Bohra, związany jest z przejściem elektronu z jednej orbity na drugą.

Rozważania i obliczenia uwzględniające siły, jakimi działają na siebie jądro wodoru i elektron, związek energii całkowitej atomu z energią kinetyczną elektronu i energią potencjalną układu proton–elektron w połączeniu z I postulatem Bohra doprowadziły do otrzymania zależności:

1. Promień orbity stacjonarnej można wyrazić wzorem:
   $r=n^2\frac{h^2}{4{\mathrm{\pi }}^{2}k{e}^{2}m}=n^2{r}_0$

2. Energię całkowitą atomu wodoru można przedstawić wzorem:
   $E_n=-\frac{1}{n^2}\frac{4{}^2{k}^2{e}^{4}m}{2h^2}$

Jak widać, obie zależności zawierają wielkość oznaczoną literą $n$, która nazywana jest główną liczbą kwantową.

Wartość promienia dla $n=1$ jest równa $\mathrm{0,53}·{10}^{-10}\mathrm{ m}$; nazywana jest promieniem pierwszej orbity Bohra w atomie wodoru. Promień drugiej orbity jest 4 razy większy, trzeciej $–9$ razy większy itd. Obecnie wartości tych promieni mają znaczenie jedynie historyczne – według nowych teorii opisujących atom elektron nie jest już naładowaną ujemnie kulką.

Energia całkowita atomu wodoru (po podstawieniu odpowiednich wartości liczbowych) może być wyrażona jako:

$E_n=-\frac{1}{n^2}·A$, gdzie: $A\cong \mathrm{2,17}·{10}^{-18}\mathrm{J}.$

Z tej zależności wynika, że energia atomu jest ujemna. Oznacza to, że atom wodoru nie może się samorzutnie rozpaść na jądro i elektron.

Najmniejszą energię ma atom wodoru w stanie, dla którego $n=1$. Jest ona równa $\mathrm{-\; 2,17}·{10}^{-18}\mathrm{}\mathrm{J}$. Ten stan nazywamy stanem podstawowymStan podstawowystanem podstawowym. Wartości energii dla $n=2,3,4,5,6$, przedstawione w poniższej tabeli, dotyczą atomów znajdujących się na jednym z wyższych poziomów energetycznych.

Bardzo często wykonujemy rysunek przedstawiający wartości energii atomu wodoru.

RFcUKRpS8vHJ9

Ilustracja przedstawia schemat poziomów energetycznych atomu wodoru. Pionowa czarna linia zakończona jest grotem skierowanym w górę. Na lewo litera „E”; w nawiasie kwadratowym duża litera „jot”. Na prawo, wzdłuż pionowej osi, poziome linie długości około pięć centymetrów. Poziome linie to poziomy energetyczne. Poziomy tworzą kąt prosty w stosunku do pionowej osi. U podstawy osi tylko jeden poziom. W połowie osi jeden poziom. W górnej części osi kilka poziomów.

Widzimy zatem, że energia atomu nie może być dowolna. Stany, w których elektron znajduje się na wyższych poziomach energetycznych, czyli $n=2,3,4,5$ itd., nazywamy stanami wzbudzonymiStan wzbudzonystanami wzbudzonymi, ponieważ atom wodoru musi wtedy zwiększyć swoją energię do odpowiedniej wartości. Aby to lepiej zrozumieć, można posłużyć się pewną dość prostą analogią do prostopadłościanu o krawędziach $a,b\text{ i}c$.

R1Sj06hF7lFT11

Ilustracja przedstawia trzy niebieskie prostopadłościany. Prostopadłościany są ułożone w rzędzie obok siebie. Boki prostopadłościanów oznaczone są literami „a, b, c”. Pierwszy prostopadłościan po lewej ułożony poziomo. Długość około trzy centymetry. Długość oznaczona literą „b”. Wysokość około jeden centymetr. Wysokość oznaczona literą „c”. Szerokość około dwa centymetry. Szerokość oznaczona literą „a”. Drugi prostopadłościan ułożony jest na dłuższym boku. Powierzchnia prostopadłościanu skierowana w stronę obserwatora. Długość boku oznaczona literą „b”. Szerokość oznaczona literą „c”. Wysokość oznaczona literą „a”. Trzeci prostopadłościan ustawiony na krótkim boku. Powierzchni ma kształt pionowo ustawionego prostokąta. Powierzchnia przodem do obserwatora. Długość boku to litera „a”. Szerokość boku to litera „c”. Wysokość boku to „b”.

Prostopadłościan ten można położyć stabilnie tylko na jednej z trzech różnych ścian. Położenie $\mathrm{I}$, w którym prostopadłościan leży na ścianie $\mathrm{ab}$, oznacza, że ma on najniższą energię potencjalną w stosunku do podłoża. Położenie $\mathrm{II}$, w którym prostopadłościan leży na ścianie $\mathrm{bc}$, oznacza większą energię potencjalną, a położenie III, czyli na ścianie $\mathrm{ac}$ – największą (przedyskutujcie w klasie, dlaczego tak jest). Oczywiście, aby przenieść prostopadłościan ze stanu $\mathrm{I}$ do $\mathrm{II}$ albo ze stanu $\mathrm{II}$ do $\mathrm{III}$, trzeba wykonać pracę o wartości różnicy energii potencjalnych.

Z powyższych rozważań wynika, że pochłonięcie kwantu promieniowania przez atom może skutkować przeskokiem elektronu na wyższy poziom energetyczny (atom wodoru przechodzi w stan wzbudzony) tylko wówczas, gdy energia promieniowania jest równa dokładnie różnicy między wybranymi stanami energetycznymi. Natomiast gdy elektron powraca na niższy poziom energetyczny, musi wypromieniować energię w postaci promieniowania elektromagnetycznego o wartości równej dokładnie różnicy energii między poziomami energetycznymi. Możliwe są sytuacje, w których atom pochłania taką energię, że przechodzi np. z pierwszego poziomu od razu na czwarty. W stanie wzbudzonym atom „przebywa” krótko – przeciętnie ${10}^{-8}\mathrm{ s}$ (jedna stumilionowa część sekundy). Potem pozbywa się nadmiaru energii i przechodzi na jeden z poziomów o niższej energii – może przeskoczyć od razu na pierwszy poziom, ale często jest to przejście stopniowe (etapowe) najpierw na trzeci poziom, potem na drugi itd. Podczas każdego przejścia atom wysyła kwant energii, co oznacza emisję promieniowania o ściśle określonej długości fali (barwie).

Warto wspomnieć o tym, w jaki sposób możemy pobudzić atomy gazu do świecenia. Odbywa się to w ten sposób, że podczas zderzenia atomów (jak wiemy, poruszają się one tym szybciej, im wyższa jest temperatura) następuje pochłonięcie energii kinetycznej, w wyniku czego atom przechodzi z poziomu podstawowego na jeden z poziomów wzbudzonych. Właśnie wtedy mówimy o wzbudzeniu termicznym. Potem następują procesy przechodzenia na niższe poziomy energetyczne i wysyłanie jednego lub kilku kwantów promieniowania.

Model Bohra sprawdzał się dobrze w trakcie badań atomu wodoru. Zgodność obliczeń z wynikami pomiarów była w pełni satysfakcjonująca. Jednak uogólnienie tego modelu na atomy innych pierwiastków niosło wiele problemów. Wynikało to np. z tego, że w atomie wodoru rozpatrujemy oddziaływania jednego protonu z jednym elektronem. W atomie helu mamy już dwa ładunki elementarne w jądrze i dwa elektrony. Ponadto nie tylko jądro działa na każdy z elektronów, lecz także one oddziałują ze sobą. Jeżeli jednak będziemy analizować atom zjonizowanego helu, w którym wokół jądra krąży tylko jeden elektron, to opis okaże się znacznie prostszy, a jego widmo – bardzo podobne do widma wodoru. Oczywiście, długości emitowanych i absorbowanych fal są inne – zawsze wiadomo, z którym pierwiastkiem mamy do czynienia. Łatwo można opisać również atomy wodoropodobne, takie jak sód, w których na ostatniej orbicie krąży jeden elektron.

Oddziaływania w atomach wieloelektronowych są bardzo złożone i, jak się później okazało, nie tylko energia jest skwantowana – inne wielkości fizyczne także mogą przyjmować tylko ściśle określoną wartość. Należą do nich moment pędu, orbitalny moment magnetyczny i tzw. moment spinowy (będziecie mogli je poznać w dalszym toku nauki). Bohr wprowadził swoje postulaty, aby uzyskać zgodność z obserwacjami. W następnych latach zrozumiano, dlaczego prawdziwy jest pierwszy postulat Bohra, ale wtedy już nie traktowano elektronu jako kulki mającej ładunek elektryczny. Te dwie teorie (potwierdzone doświadczalnie) – model planetarny Rutherforda i model Bohra – stały się podstawą zrozumienia procesów w świecie atomów. Powstała mechanika kwantowa, pozwalająca wyjaśnić atomową budowę ciał stałych, co z kolei doprowadziło do poznania ich wielu niezwykłych właściwości. Odkrycie półprzewodników sprawiło, że wiele nowoczesnych urządzeń zostało zminiaturyzowanych; teraz urządzenia, które kiedyś zajmowałyby ogromne pomieszczenia, mieszczą się w kieszeni. Na płytce wielkości paznokcia możemy mieć bibliotekę tysięcy audiobooków lub e‑booków, zapisać film, nawet gdyby trwał on kilkadziesiąt godzin, lub przechować kilkaset godzin muzyki.

Podsumowanie

• Model atomu wodoru stworzony przez Bohra powstał na podstawie faktów doświadczalnych, które doprowadziły do wprowadzenia pojęć nieznanych dotąd fizyce klasycznej:

  • Opis promieniowania ciała doskonale czarnego i fotoefekt:

    • pojęcie kwantu energii promieniowania;

    • pojęcie fotonu;

    • promieniowanie elektromagnetyczne jako strumień cząstek.

  • Liniowe widmo atomu wodoru:

    • widmo atomu wodoru w opisie fizyki klasycznej powinno mieć charakter ciągły;

    • seria widmowa Balmera.

  • Model atomu Thomsona:

    • atom ma strukturę, w skład której wchodzą elektrony.

  • Model atomu Rutherforda:

    • atom składa się z ciężkiego jądra i elektronów krążących wokół niego;

    • atom jest obojętny elektrycznie;

    • za oddziaływania między jądrem atomu, a jego powłoką odpowiada siła Coulomba;

    • znane są rozmiary atomu i jego jądra.

• Teoria atomu wodoru stworzona przez Bohra opierała się na dwóch postulatach:

  • elektron znajdujący się na orbicie stacjonarnej (dozwolonej) nie emituje fali elektromagnetycznej;

  • elektron emituje lub absorbuje energię w postaci kwantu promieniowania ($\mathrm{h\nu }$) podczas przejścia między jedną a drugą orbitą stacjonarną.

• Za pomocą modelu Bohra można wyjaśnić układ linii widmowych atomu wodoru.

• Model atomu Bohra pozwala opisać precyzyjnie budowę jedynie atomu wodoru; zawodzi w odniesieniu do atomów mających bardziej złożone jądro atomowe, wokół którego krąży więcej elektronów.

• Dzięki modelowi Bohra stworzono podstawy nowej gałęzi fizyki współczesnej – mechaniki kwantowej.

Zadania podsumowujące moduł

Słowniczek

Biogramy

Niels Bohr

RnRZ6AQ3sDYQF1

Zdjęcie portretowe Nielsa Bohra. Zdjęcie czarno białe. Mężczyzna w wieku około trzydziestu lat. Twarz pociągła, zwrócona nieco w prawo. Skóra twarzy gładko ogolona. Czoło wysokie. Ciemne włosy zaczesane do tyłu. Uszy małe. Brwi ciemne, gęste. Oczy małe. Nos duży. Usta wydatne. Mężczyzna ubrany w białą koszulę i ciemną marynarkę. Ciemny wzorzysty krawat.

Niels Bohr

7.10.1885–18.11.1962

Duński fizyk, współtwórca mechaniki kwantowej. Brał dział w budowie pierwszej bomby atomowej w ramach projektu „Manhattan”.

Johannes Geiger

RSFhNYcbAC0Wx1

Zdjęcie Johannesa Geigera. Zdjęcie czarno białe. Zdjęcie zrobione na zewnątrz. Mężczyzna w wieku około pięćdziesięciu lat. Twarz skierowana w stronę obserwatora. Duży biały kapelusz z czarną wstążką nad daszkiem. Małe metalowe oprawki okularów. Oprawki wokół szkieł okrągłe. Nos mały. Jasne wąsy równo przycięte nad górną wargą. Wyraźne zmarszczki mimiczne między policzkami a ustami. Mężczyzna ubrany w białą koszulę i szary ciepły płaszcz.

Johannes Geiger

30.09.1882–24.09.1945

Niemiecki fizyk, który wspólnie z Walterem Müllerem opracował licznik promieniowania, nazwany na ich cześć licznikiem Geigera‑Müllera.

Ernest Marsden

RSG92PoKpiaOG1

Zdjęcie portretowe Ernesta Marsdena. Zdjęcia czarno białe. Mężczyzna w wieku około trzydziestu lat. Twarz pociągła. Czoło wysokie, gładkie. Czarne proste włosy zaczesane do tyłu. Ciemne gęste brwi. Mały nos. Gęste czarne wąsy przycięte nad górną wargą. Skóra twarzy gładko ogolona. Mężczyzna zwrócony przodem do obserwatora. Ubrany w białą koszulę, szarą kamizelkę i szarą marynarkę. Ciemny krawat zawiązany pod dużym sztywnym kołnierzem koszuli.

Ernest Marsden

19.02.1889–15.12.1970

Jeden z czołowych nowozelandzkich fizyków. W czasie II wojny światowej prowadził prace nad radarem.

Ernest Rutherford

RNkamwlrJ8GLH1

Zdjęcie portretowe Ernesta Rutherforda. Zdjęcie czarno białe. Mężczyzna w wieku około pięćdziesięciu lat. Twarz pociągła, zwrócona nieco w lewo. Czoło wysokie, gładkie. Przedziałek po prawej stronie. Siwe proste włosy zaczesane na boki. Uszy duże. Brwi ciemne i gęste. Oczy jasne. Nos duży, ostro zakończony. Wąsy gęste ciemne, przycięte poniżej górnej wargi. Policzki zaokrąglone. Mężczyzna ubrany w białą koszule i szarą marynarkę. Ciemny krawat obwiązany wokół sztywnego kołnierza w formie stójki.

Ernest Rutherford

30.08.1871–19.10.1937

Nowozelandzki fizyk. Badał pierwiastki promieniotwórcze, odkrył, że źródłem promieniowania jest spontaniczny rozpad pierwiastków, za co otrzymał Nagrodę Nobla.

Joseph John Thomson

R1FgouIH6gV9H1

Zdjęcie portretowe Josepha Thomsona. Zdjęcie czarno białe. Mężczyzna w wieku około sześćdziesięciu pięciu lat. Mężczyzna zwrócony w prawo. Czoło wysokie. Duże zakola. Długie ciemne włosy zaczesane do tyłu. Włosy zakręcone poniżej karku. Uszy duże. Brwi ciemne. Nos duży, ostro zakończony. Twarz gładko ogolona. Wąsy długie i ciemne. Przycięte poniżej górnej wargi. Policzki pulchne. Mężczyzna nosi metalowe okulary. Szkła okularów w okrągłych oprawkach. Mężczyzna ubrany w białą koszulę i szarą marynarkę. Czarny krawat obwiązany jest wokół wysokiego sztywnego kołnierza.

Joseph John Thomson

18.12.1856–30.08.1940

Angielski fizyk, który otrzymał Nagrodę Nobla za badanie przewodnictwa elektrycznego gazów, co doprowadziło do odkrycia elektronu.