Tämä artikkeli käsittelee alkuaineen kemiallisesti pienintä osaa. Sanan muista merkityksistä katsotäsmennyssivu.
Atomi
Taiteellinen näkemys yhdestähelium-atomista. Tumma ja hälvenevä kohta kuvaa elektronipilveä, josta todennäköisimmin on heliumin kaksi elektronia. Mitä tummempi kohta on, sitä todennäköisemmin elektroni on siellä. Suurennettu kohta kuvaa atomin ydintä, jossa sijaitsevat kaksi protonia (vaaleanpunaiset) ja kaksi neutronia (violetti).
Atomi (m.kreik.ἄτομος,atomos, jakamaton) onalkuaineenkemiallisesti pienin osa.[2] Toisin kuin sanan alkuperäinen merkitys antaa ymmärtää, nykyisin atomien katsotaan koostuvan pienemmistä osista.
Atomi jaetaan positiivisen varautuneeseenytimeen ja ytimen ympärillä oleviinelektroneihin, jotka ovat negatiivisesti varautuneita.[2] Ydin koostuu protoneista ja neutroneista. Atomissa on sama määrä protoneita ja elektroneja.
Protonit ja neutronit ovat massaltaan moninkertaisesti elektroneja suurempia, ja atomin massa onkin pitkälti keskittynyt ytimeen. Elektronien kulloistakin todennäköistä sijaintia kuvataan teoreettisella todennäköisyysjakaumalla. Tätä aluetta, missä elektroni voi teoreettisesti sijaita, kutsutaan myös elektronipilveksi, -verhoksi tai -kuoreksi. Ytimen ja elektronipilven väliin jää täysin tyhjää tilaa ja suurin osa atomin tilavuudesta onkin tyhjää.[2][3]
Atomin todellista rakennetta on hankala kuvata täsmällisesti, ja atomia kuvatessa joudutaan käyttämään eri tasoisia malleja, jotka antavat atomista suurpiirteisen ja yksinkertaistetun kuvan.Rutherfordin atomimallissa elektroni kuvataan kiertämään tiettyä, usein pyöreää rataa, vaikka todellisuudessa tarkkaa rataa ei voi laskea. Ytimen ja elektroniverhon välinen etäisyys joudutaan kuvaamaan hyvin yksinkertaisesti, sillä jos atomin ydin olisi marmorikuulan kokoinen, elektroni sijaitsisi 50 metrin päässä.
Atomin ydin sijaitsee keskellä atomia ja on varaukseltaan positiivinen. Ydin muodostuunukleoneista: positiivisesti varautuneistaprotoneista (p+) ja varauksettomistaneutroneista (n0). Eri alkuaineissa ytimessä on eri määrä nukleoneja. Ytimessä sijaitsevien hiukkasten lukumäärää sanotaanmassaluvuksi.[4]
Saman alkuaineen kaikissa atomeissa on yhtä monta protonia. Protonien lukumäärä on samalla alkuaineenjärjestyslukujaksollisessa järjestelmässä.[5] Saman alkuaineen atomeilla voi kuitenkin olla eri määrä neutroneja ja sen mukaisesti erimassaluku. Tällä tavalla toisistaan eroavia atomeja sanotaan alkuaineen eriisotoopeiksi. Saman alkuaineen eri isotooppien kemialliset ominaisuudet ovat samanlaisia, mutta ne voivat erota esimerkiksiradioaktiivisuutensa puolesta.[4]
Protonin ja neutronin on todettu koostuvan vielä pienemmistä osasista,kvarkeista. Protoni koostuu kahdesta ylös-kvarkista ja yhdestä alas-kvarkista. Neutroni vastaavasti kahdesta alas-kvarkista ja yhdestä ylös-kvarkista.[6]
Atomiytimen ympärillä sijaitsee protoneihin nähden sama määräelektroneja (e−), joiden todennäköistä sijaintia kuvastaa teoreettinen todennäköisyysjakauma. Elektronit eivät kulje ympyräradalla eivätkä edes jatkuvaa käyrää pitkin, niillä ei ole määriteltyä kulmanopeutta eikä hetkellistä nopeutta. Elektroni ei sanan varsinaisessa merkityksessä siten "liiku" tai "kierrä" lainkaan vaan "on olemassa" tietyssä pisteessä tietyllä hetkellä, todennäköisyydellä ja etäisyydellä atomiytimestä.[3]
Atomin ydin määrää siis alkuaineen, mutta elektroniverho sen, millaisia ioneja ja yhdisteitä voi syntyä. Elektroniverhossa ovat mahdollisia vain tietyt muutokset, jotka määräytyvät elektronien energiatilan mukaan. Kaikista vakaimmat ja vähiten reagoivat alkuaineet ovatjalokaasut, koska niillä on 8 elektronia uloimmalla kuorellaan[7], eli ne ovatoktetissa.
Elektronit jakaantuvat eri pääkvanttitasoille elielektronikuorille. Kullakin tasolla on tiettypääkvanttiluku: 1, 2, 3, 4, 5, 6 ja 7, mutta näistä tasoista käytetään myös nimityksiä K-, L-, M-, N-, O-, P- ja Q-kuoret.[8] Elektroneja mahtuu ensimmäiselle eli K-tasolle vain kaksi kappaletta. Toiselle energiatasolle mahtuu 8 elektronia, kolmannelle tasolle 18 kappaletta, neljännelle 32 kappaletta, viidennelle 50 kappaletta, kuudennelle 72 kappaletta ja seitsemännelle 98 kappaletta. Q-taso on ytimestä katsottuna etäisin, jossa ei minkään nykyisin tunnetun alkuaineen atomilla ole perustilassa elektroneja. Elektronien maksimilukumäärä yhdellä energiatasolla voidaan laskea yksinkertaisella laskutoimituksella 2 · n², missä ’n’ korvataan tason järjestysluvulla.[8] Näin teoreettisesti kuvitteelliselle kahdeksannelle tasolle mahtuvat elektronit lasketaan 2 · 8² = 128, eli kahdeksannelle tasolle mahtuisi teoriassa 128 elektronia.
Ioneja muodostuu, kun atomi tai kemiallinen yhdiste luovuttaa tai ottaa vastaan yhden tai useamman elektronin.[9]
Kemiallisissa reaktioissa osa atomien elektroneista voi siirtyä myös kahden atomin yhteisille orbitaaleille. Tällä tavoin atomien välille syntyykovalenttinen sidos, joka yhdistää atomitmolekyyliksi.Kemialliset yhdisteet koostuvat yleensä joko tällä tavoin muodostuneista molekyyleistä tai positiivisista ja negatiivisista ioneista. Useat alkuaineetkin esiintyvät kahden tai useamman samanlaisen atomin muodostamina molekyyleinä.Matti Tiilikainen, Ilkka Virtamo: ”Kovalenttinen sidos”, Kemia 1, s. 33–37. WSOY, 1968. </ref>
Vetyatomin elektronitasoja / energiatiloja. Kuvat ovat todennäköisyystiheyden väärikoodauksia (valkoinen = todennäköisin ja musta = epäodennäköisin). Sarakkeittainkulmamomentin kvanttiluku (l) spektroskooppisen tunnuksen mukaisesti; "s": l=0; "p": l=1; "d": l=2.Pääkvanttiluvut riveittäin. Kaikillemagneettikvanttiluku m on asetettu arvoon 0 ja poikkileikkaustaso on x-z-taso (z on pystyakseli).
Eri atomien elektronipilvet vaihtelevat elektronien määrästä riippuen, niitä voidaan kuvailla erilaisina atomin ympärillä olevina tilvauusmalleina, joissa elektronit todennäköisimmiten ovat. Kvanttimekaaninenatomimalli kuitenkin antaa tarkemman kuvauksen elektronien paikasta elektronipilvessä. Kvanttimekaaninen atomimalli lähtee ajatuksesta, että elektronin sijainnin määrää neljä tekijää: pääkvanttilukun, sivukvanttilukul, magneettinen kvanttilukuml jaspins.[3]
Kun pääkvanttiluku onn, sivukvanttiluvun mahdollisia arvoja ovat kokonaisluvutl välillä 0 ≤l ≤n. Sen jokaista arvoa kohti on annettu kirjainsymboli, jotka näkyvät taulukosta:[8]
Sivukvanttiluku
0
1
2
3
Kirjainsymboli
s
p
d
f
Kun sivukvanttiluku saa arvonl, magneettisen kvanttiluvun mahdollisia arvoja ovat kokonaisluvut-l:stäl:ään, esimerkiksi sivukvanttiluvun ollessa 1 (p-orbitaalit) siis -1, 0 ja 1, ja sivukvanttiluvun ollessa 2 siis luvut -2, -1, 0, 1 ja 2.[8]
Jokaista pääkvanttilukuan kohti sivukvanttiluvulla on siisn mahdollista arvoa, joita kutakin vastaa tietty orbitaali. Esimerkiksi L-kuorella, jonka pääkvanttiluku on 1, sivukvanttiluku voi olla 0 tai 1, toisin sanoen sillä on sekä s-orbitaali ja p-orbitaali (p-orbitaaleja on kolme). Eri orbitaalit ovat eri muotoisia: S-orbitaalit on pallomaisia ja p-orbitaalit ovat muodoltaan kahdeksikkoja. P-orbitaaleja on aina kolme kullakin energiatasolla; jokaiselle ulottuvuudelle yksi. Eri p-orbitaaleja merkitään px-, py- ja pz-orbitaaleiksi. Yleensä erikseen merkitseminen on turhaa, sillä kaikki orbitaalit, joilla on sama pää- ja sivukvanttiluku, ovat samanenergisiä, ja ne ilmoitetaan yleensä ikään kuin ne muodostaisivat vain yhden orbitaalin.
Spin on yksi tärkeimmistä elektronin ominaisuuksista, kun mietitään atomin elektronikonfiguraatiota eli elektronien sijoittumista elektronipilveen. Spinin voidaan ajatella olevan tietynlaista elektronin pyörimistä. Elektronin pyörimistä ei pidä sekoittaa pyörimiseen, jonka ihminen havaitsee, vaan se on jotakin muuta. Jos elektronin pyöriminen akselinsa ympäri olisi vastaavaa kuin klassisen fysiikan ymmärtämä pyöriminen, elektroni pyörisi lähes kymmenkertaisella valonnopeudella akselinsa ympäri. Elektronin spin voi olla joko ½ tai −½.[10] Spin ilmoittaa ”pyörimissuunnan”.
Näissä merkinnöissä numerot tarkoittavat pääkvanttilukua, jäljessä olevat kirjaimet sivukvanttiluvun mukaan määräytyviä orbitaaleja. Huomattava on, että ylemmän kuoren s-orbitaalit täyttyvät ennen alemman kuoren d- ja f-orbitaaleja. Alkuaineet, joilla viimeksi tulleet elektronit ovat d-orbitaaleilla, ovatsiirtymämetalleja. Alkuaineet, joilla ne ovat f-orbitaalilla, ovatlantanoideja taiaktinoideja.
Käsitteenä atomi on vanha. JoDemokritos ehdotti, että kaikki koostuu "atomeista" ja tyhjyydestä, ja koska atomeissa ei ole tyhjyyttä, ne ovat jakamattomia, sillä ainoastaan tyhjyys voi erottaa kappaleet toisistaan.[12]
Kemiassa atomin käsitteen otti käyttöönJohn Dalton 1800-luvun alussa. Sen avulla hän selitti etenkinkerrannaisten painosuhteiden lain. Tämä laki sanoo, että jos kaksialkuainetta muodostaa useampia yhdisteitä keskenään, niin ne määrät yhtä alkuainetta, jotka voivat yhtyä samaan määrään toista alkuainetta, ovat yksinkertaisessa, yleensä pienillä kokonaisluvuilla ilmaistavassa suhteessa toisiinsa.[13] Esimerkiksi 12 grammaahiiltä voi yhtyä joko 16 grammaanhappea muodostaenhiilimonoksidia tai tarkalleen kaksinkertaiseen määrään, 32 grammaan happea muodostaenhiilidioksidia. Tämä selittyy sillä, että hiilimonoksidinmolekyylissä on yksi hiili- ja yksi happiatomi, hiilidioksidin molekyylissä taas yksi hiili- ja kaksi happiatomia.
Tämän teorian ja kemiallisten reaktioiden avulla pystyttiin jo 1800-luvun alkupuolella määrittämään varsin tarkoin eri alkuaineiden atomien massojen suhteet toisiinsa. Ei kuitenkaan vielä tiedetty, kuinka suuria niiden massat olivat gramman murto-osina, vain niiden suhteelliset massat tunnettiin. Siksi olikin otettava käyttöön erityinenatomimassayksikkö, joka alkujaan määriteltiinvetyatomin massaksi.[14] (Nykyisin se on määritelty 1/12-osaksi hiili-12-atomin massasta.[15]) Samoihin aikoihin kehittyivät nopeasti myöslämpöoppi ja siihen läheisesti liittyväkineettinen kaasuteoria, joka myös edellytti kaasun koostuvat molekyyleistä. Kineettiseen kaasuteoriaan perustuvaAvogadron laki osoittautui myös hyödylliseksi kaasumaisten alkuaineiden atomimassojen määrityksessä.[14]
1800-luvulla atomiteoria sai kuitenkin erityisen suuren merkityksenorgaanisessa kemiassa. Erilaisten kemiallisten reaktioiden avulla tehtiin pitkälle meneviä päätelmiä orgaanisten molekyylien rakenteesta ja siitä, missä järjestyksessä niissä atomit sijaitsevat toisiinsa nähden. Kun paljon myöhemmin orgaanisten molekyylien rakenteita pystyttiin tutkimaan myösröntgensäteiden avulla, kemistien tekemät päätelmät osoittautuivat useimmissa tapauksissa oikeiksi.[16]
Atomiteoria tuli nopeasti tieteilijöiden yleisesti hyväksymäksi, joskin epäilijöitä oli vielä 1800-luvun lopullakin, esimerkiksiErnst Mach. Vastaradioaktiivisuutta koskevat tutkimustulokset sekäAlbert Einsteinin vuonna1905 esittämäBrownin liikkeen selitys ratkaisivat kiistan lopullisesti ja tekivät myös mahdollisiksi määrittää atomimassayksikön ja gramman välisen suhteen.[17]
Demokritoksen tavoin myös Dalton ja tiedeyhteisö vielä kauan hänen jälkeensäkin piti atomia jakamattomana.Elektrolyysin tutkimus johti kuitenkin vähitellen siihen päätelmään, että atomi voi saadasähkövarauksen eliionisoitua, mikä antoi aihetta olettaa, että on olemassa atomiakin pienempiä sähköisesti varattuja hiukkasia.[18]
Thomsonin "rusinapullamalli".Rutherfordin atomimallissa on keskellä ydin, jonka ympärillä elektronit kiertävät.Bohrin atomimallissa elektronit kiertävät vain määräetäisyyksillä olevia ratoja pitkin.
Runsaat 2 000 vuotta sitten filosofiPlaton esitteli teoksessaanTimaios eri alkuaineiden atomeja. Hän yhdisti jokaiseenklassiseen alkuaineeseen – maahan, ilmaan, tuleen ja veteen – säännöllisen monikulmion, niin kutsutunPlatonin kappaleen, niin että maata vastasi kuutio, ilmaa oktaedri, vettä ikosaedri ja tulta tetraedri.[19] Platon ajatteli jokaisen alkuaineen koostuvan omanlaisistaan atomeista, kuten nykyteoriatkin olettavat.
Nykyisistä, tieteellisiin havaintoihin perustuvista atomimalleista ensimmäinen onelektronin löytäjänJoseph Thomsoninrusinapullamalli. Atomin oli havaittu olevan sähköisesti neutraali, mutta koostuvan erimerkkisesti varautuneista hiukkasista. Klassisen teorian mukaan ainoa mahdollinen pysyvä atomimalli oli sellainen, jossa positiiviset ja negatiiviset hiukkaset ovat tasaisesti levittyneet atomiin kuin rusinat pullaan.[20]
Ernest Rutherford teki kuitenkinkokeen, jossa hän pommitti ohuttakultakalvoaalfahiukkasilla. Suureksi yllätyksekseen hän havaitsi, että pieni osa hiukkasista kimposi kalvosta takaisin muiden mennessä läpi, ikään kuin suurin osa atomista olisi tyhjää täynnä ja vain pieni ydin sisältäisi kaiken massan. Rutherford päätyiaurinkokuntamalliin, jossa elektronit kiertävät positiivista ydintä samaan tapaan kuinplaneetat aurinkoa.Rutherfordin atomimallin mukainen atomi ei kuitenkaan klassisen fysiikan mukaan olisi vakaa, sillä ympyräliikkeessä olevat elektronit säteilisivät energiansa pian pois.[21]
Niels Bohr ratkaisi ongelman esittämällä, että elektronit kiertävät ydintä vain tietyillä pysyvillä, stationaarisilla radoilla.Bohrin mallissa elektronit säteilevät vain siirtyessään radalta toiselle absorboimalla tai emittoimallafotonin. Mallin heikkoudet liittyvät siihen, että se ei mitenkään selitäkvantittumista.[21] Lopulta fyysikot kutenErwin Schrödinger saivat kehitettyäkvanttimekaanisen atomimallin, jossa elektronit muodostavat ytimen ympärille todennäköisyyspilviä: koskaan ei voi tietää varmasti, missä elektroni on, vaan se on ikään kuin levittäytynyt koko avaruuteen. Kvanttimekaniikan monimutkaisuuden ja järjenvastaisuuden vuoksi Rutherfordin ja Bohrin yksinkertaisia malleja käytetään edelleen opetuksessa[22], ja useimmat ihmiset ajattelevatkin atomeja edelleen pieninä aurinkokuntina. Kvanttimekaaninen atomimalli on kuitenkin todistettu päteväksi useilla äärimmäisen tarkoilla kokeilla.lähde?
Ball, Philip: Kemian eturintamassa: Matka molekyylien maailmaan. (Designing the molecular world: Chemistry at the Frontier, 1994) Suomentanut Kimmo Pietiläinen. Helsinki: Terra Cognita, 1997. ISBN 952-5202-07-0
Krauss, Lawrence M.: Atomi: Matka maailmankaikkeuden alusta elämän syntyyn ja siitä edelleen. (Atom: An Odyssey from the Big Bang to life on Earth...and beyond, 2001) Suomentanut Juha Pietiläinen. Helsinki: Terra Cognita, 2002. ISBN 952-5202-51-8
.svg)
