Atoms

Atoms (sengrieķu: ἄτομος, atomos — ‘nedalāms’) ir vielas pamatvienība, kuru pamatā veido atoma kodols, un tam savukārt apkārt riņķo negatīvi uzlādēts elektronu mākonis. Atoma kodols sastāv no pozitīvi lādētu protonu un elektriski neitrālu neitronu sajaukuma (izņemot protiju, kurš ir vienīgais stabilais izotops, kuram kodolā nav neitronu). Atoma elektronus pie kodola piesaista elektromagnētiskais spēks. Tāpat atomi vai atomu grupas var savstarpēji saistīties kopā, veidojot molekulas. Atomi, saturot vienādu skaitu protonus un elektronus, ir elektriski neitrāli, bet ja šis skaits nav vienāds, tad veidojas pozitīvi vai negatīvi lādēts jons. Atomi tiek klasificēti pēc protonu un neitronu skaita tā kodolā: protonu skaits nosaka ķīmisko elementu, bet neitronu skaits nosaka elementa izotopu. Atoms ir mazākā ķīmiskā elementa vai vienkāršas vielas sastāvdaļa, kas saglabā elementa ķīmiskās īpašības.

Atoma uzbūve

Visi atomi (izņemot ūdeņradi-1) sastāv no trim mazāku daļiņu veidiem:

elektroniem, kas ir negatīvi lādēti; elektrons ir visvieglākā atoma sastāvdaļa — tā masa ir aptuveni 1/1836 no protona masas. Elektronu iedarbība ar citiem atomiem parasti ir galvenais iemesls ķīmiskajām saitēm.
neitroniem, kam nav lādiņa — tie ir neitrāli; to masa ir aptuveni 1838 reizes lielāka par elektrona masu.
protoniem, kas ir pozitīvi lādēti; protonu masa ir aptuveni 1836 reizes lielāka par elektrona masu jeb vienāda ar neitrona masu. To skaits nosaka ķīmiskā elementa piederību, t.i. — nosaukumu.

Vienkāršots nātrija atoma modelis, kurā attēlots no protoniem (zilā krāsā) un neitroniem (zaļā krāsā) sastāvošais kodols un ap to riņķojošie elektroni (sarkanā krāsā), riņķa līnijas attēlo elektronu orbītas

Protoni un neitroni, vienā vārdā — nukloni, veido atoma kodolu jeb nuklīdu, ap kuru izkārtoti elektroni.

Atoma sastāvdaļas
Elementārdaļiņa	Apzīmējums	Relatīvais lādiņš	Faktiskais lādiņš	Relatīvā masa	Faktiskā miera masa
Protons	${}_{1}^{1}\!p$	1	$1,6*10^{-19}$ C	1	$1,673*10^{-27}$ kg
Neitrons	${}_{0}^{1}\!n$	0	0	1	$1,675*10^{-27}$ kg
Elektrons	${}_{-1}^{1}\!e$	-1	$-1,6*10^{-19}$ C	0	$9,1*10^{-31}$ kg

Elektronu kustības dēļ brīviem atomiem (tādiem, kas nav ķīmiski savienoti ar citiem atomiem) nav iespējams uzzināt izmērus. Ar rentgenstruktūranalīzi iespējams notiekt attālumu starp atomu kodoliem to savienojuma kristālos. Vienādu atomu savienojuma gadījumā var pieņemt, ka atoma rādiuss ir puse no starpkodolu attāluma. Zinot viena atoma rādiusu un tā starpkodolu attālumu savienojumā ar citu atomu, kura rādiuss nav zināms, nezināmo rādiusu var aprēķināt, no starpkodolu attāluma atņemot zināmo rādiusu. Taču, tā kā ķīmisko savienojumu veidojošie atomi ir saistīti ar ķīmisko saiti, kura veidojas atomu elektronu orbitāļu (par elektronu orbitālēm skatīt sadaļā Elektronu kustība) pārklāšanās rezultātā, tad ar minēto metodi iegūtais atoma rādiuss nevar būt vienāds ar brīva atoma rādiusu un tas ir tā saucamais atoma efektīvais rādiuss.

Atomi parasti ir apvienoti molekulās, piemēram, ūdens molekula sastāv no diviem ūdeņraža atomiem un viena skābekļa atoma, slāpekļa molekula — no diviem slāpekļa atomiem. Ja atomam tiek atrauti viens vai vairāki elektroni, veidojas katjons — pozitīvi lādēts atoms. Šo procesu sauc par jonizāciju. Atoms var arī pievienot lieku elektronu un veidot anjonu — negatīvi lādētu atomu. To nosaka atoma īpašība, ko sauc par elektrontieksmi.

Atoms ir ķīmiskā elementa vissīkākā daļiņa, vielu teorētiskās ķīmiskās dalāmības robeža.

Atoma kodols

Pamatraksts: Atoma kodols

Tā kā jau tika minēts, ka elektroni ir daudz vieglāki nekā nukloni (protoni un neitroni), tad var teikt, ka praktiski visa atoma masa koncentrējas kodolā. Kodolam attiecībā pret pašu atomu ir ļoti sīks izmērs: atoma diametrs ir 10⁻¹⁰ m, bet kodola diametrs ir tikai 10⁻¹⁵ m. Šis fakts pierāda, ka kodols ir ārkārtīgi blīvs.

Atoma kodols mainās tikai kodolreakcijās, bet ne ķīmiskajās reakcijās.

Noteiktu atomu veidu ar vienādu kodola lādiņu sauc par ķīmisko elementu. Dabā pastāv atomi, kuru kodolos ir vienāds skaits protonu, bet dažāds skaits neitronu. Šādus atomus, kuriem ir vienāds lādiņš, bet atšķirīga masa, sauc par izotopiem.

Elektroni atomos

Elektronu kustība

Elektroni atomos atrodas nepārtrauktā kustībā un elektroniem, kas ir matērijas daļiņas, piemīt arī viļņu īpašības. Elektrona kustība atoma telpā rada elektriskos stāvviļņus, rezultātā negatīvais lādiņš ir izkliedēts visā atomtelpā. Stāvviļņiem raksturīgi mezglu punkti (mezgli), kuros nenotiek kustība, un blīzuma punkti (blīzumi), kas atrodas viduspunktā starp diviem mezglpunktiem un kuros svārstības notiek ar vislielāko amplitūdu. Vietās, kur kustība ir intensīvāka, negatīvā lādiņa blīvums ir lielāks, bet vietās, kur elektrona stāvviļņos ir nekustīgās joslas, lādiņa blīvums tuvojas nullei — elektronblīvums sadalīts nevienmērīgi. Elektronblīvums ir saistīts ar elektrona kā daļiņas atrašanās varbūtību noteiktā atoma telpas vietā. Taču elektroniem, tāpat kā citiem mikroobjektiem, ir spēkā Heizenberga nenoteiktības princips, tas ir, tiem nav iespējams vienlaicīgi noteikt ātrumu un atrašanās koordinātas.

Telpas daļu, kurā elektrona atrašanās varbūtība ir 95%, sauc par orbitāli (elektronu mākoni). Katrai orbitālei atbilst noteikts elektrona enerģētiskais stāvoklis. Sakarību starp elektrona atrašanās varbūtību, kuru raksturo viļņa funkcijas $\Psi$ absolūtās vērtības kvadrāts $|\Psi |^{2}$ , un elektrona pilno enerģiju $E$ izsaka Šrēdingera vienādojums. $\Psi$ un $E$ lielumi ir kvantēti un atkarīgi no savstarpēji saistītu skaitļu kopām — kvantu skaitļiem.^[1]

Kvantu skaitļi

Orbitāļu attēlojums ūdeņražveidīgos (vienelektrona) atomos

Galvenais kvantu skaitlis $n$ , kas ir jebkurš naturāls skaitlis līdz 7, norāda, cik enerģijas līmeņos izvietoti atoma elektroni. Elektroniem ar vienādu $n$ vērtību ir vienāds enerģijas pamatlīmenis.

Vienā un tajā pašā enerģijas pamatlīmenī var būt diskrētas (pārtrauktas) enerģijas novirzes, līdz ar to atomos ir enerģijas apakšlīmeņi. Tas novērojams, ja uz atomu iedarbojas elektriskais vai magnētiskais lauks.

Orbitālais kvantu skaitlis $l$ , kas var būt vesels skaitlis no 0 līdz $n-1$ (neierosinātu atomu elektroni var ieņemt tikai četrus apakšlīmeņus), raksturo papildenerģiju, kuru elektrons iegūst papildus (bez kodola elektrostatiskā lauka) elektriskā lauka ietekmē. Apakšlīmeņu apzīmēšanai atšķirībā no pamatlīmeņiem izmanto burtus: ja $l=0$ , apakšlīmeni apzīmē ar $s$ ; ja $l=1$ , — ar $p$ ; ja $l=2$ , — ar $d$ ; ja $l=3$ , — ar $f$ . Pamatlīmeņu ciparus rakstot kopā ar apakšlīmeņu cipariem (piemēram, $2p$ ), tiek norādīts, kuram pamatlīmenim ir atbilstošais apakšlīmenis.

Enerģijas izmaiņas ir saistītas ar elektronu orbitāles jeb mākoņu formu. Visu enerģijas līmeņu $s$ orbitālēm ir lodes forma, starp kurām ir mezglpunkti, kuros elektrona atrašanās varbūtība vienāda ar nulli. Sākot ar otro enerģijas līmeni ( $n=2$ ), atomā var būt $p$ orbitāles, kurām ir hanteļu forma, ir divas daļas, kuras atdala mezglu plakne, un šīs orbitāles telpā var būt novietotas trijos savstarpēji perpendikulāros virzienos. Viļņu funkcija pie mezglu plaknes maina zīmi ( vai -). $d$ un $f$ orbitāles ir sarežģītākas un var ieņemt telpā vairāk atšķirīgu virzienu.

Magnētiskais kvantu skaitlis $m$ , kas var būt vesels skaitlis no $-l$ līdz $l$ , raksturo papildenerģiju, kuru elektrons iegūst magnētiskā lauka ietekmē. Ja $s=0$ , arī $m=0$ . Pārējās apakšlīmeņu orbitāles telpā var būt izvietotas dažādos stāvokļos, kuri attiecībā pret magnētiskā spēka līnijām tiecas iegūt tādu stāvokli, lai pašu orbitāļu magnētiskā momenta virziens sakristu ar magnētiskā lauka virzienu. $m$ raksturo elektronu orbitāļu iespējamo pagriezienu leņķus, tie savukārt atkarīgi no orbitāles formas. Ja orbitālais kvantu skaitlis $l=0$ , magnētiskais kvantu skaitlis $m=0$ , ja $l=1$ , $m=-1;0;1$ , ja $l=2$ , $m=-2;-1;0;1;2$ un tā tālāk.^[1]

Spins

Spins (dažkārt saukts par spinu kvantu skaitli $m_{s}$ , kurš var būt 1/2 vai -1/2) ir noteikts impulsa moments, kam atbilst magnētiskais moments. Šī momenta vektors var būt orientēts tikai divos savstarpēji pretējos virzienos. Elektrona spins rada magnētisko lauku, un elektroniem ar pretējiem spiniem piemīt pretēji orientēti magnētiskie lauki. Spinu grafiski apzīmē ar vienā vai otrā virzienā vērstu bultiņu.^[1]

Elektronu konfigurācija daudzelektronu atomos

Iepriekš izklāstītie priekšstati par dažādiem enerģētiskajiem līmeņiem un orbitālēm, kurās iespējams atrasties elektronam, balstās uz Šrēdingera vienādojumu vienelektrona atomiem. Daudzelektronu atomiem Šrēdingera vienādojuma risinājumu sarežģī elektronu savstarpējie atgrūšanās spēki un ekranēšanas efekts. Tomēr ar matemātisko tuvinājumu metodi arī vairākelektronu atomiem Šrēdingera vienādojums ir risināms.

Pauli princips nosaka, ka vienā atomā nevar atrasties divi elektroni ar pilnīgi vienādu enerģiju, tas ir, divi atomi, kuriem ir vienādi visi kvantu skaitļi un spins.

Hunda likums nosaka, ka viena apakšlīmeņa robežās elektroni ieņem tādus enerģētiskos stāvokļus, kuros to spinu summa ir vislielākā.

Kļečkovska likums nosaka, ka ar elektroniem vispirms aizpildās tas enerģijas apakšlīmenis, kuram galvenā kavantu skaitļa un orbitālā kvantu skaitļa summa ir mazāka; ja šī summa ir vienāda diviem apakšlīmeņiem, tad vispirms aizpildās tas, kuram ir mazāks galvenais kvantu skaitlis.^[1]

Atoma valence

Atoma valence jeb vērtība ir atoma spēja veidot noteiktu skaitu ķīmisko saišu, tā ir atkarīga no valences jeb vērtības elektronu skaita, kuri piedalās saišu veidošanā. Atoma elektronu konfigurācija (sakārtojums) ir pamatā periodiskajam likumam un tā grafiskajam attēlojumam periodiskajai sistēmai.^[1]

Vēsture

Hipotēze par elektronu kā vismazāko dabā eksistējošo negatīvā lādiņa nesēju radās jau Maikla Faradeja un Viljama Kruksa pētījumos (tostarp katodstari Kruksa caurulē, kuri novirzījās elektriskā vai magnētiskā lauka ietekmē).

Pētot katodstaru novirzes, Džozefs Tomsons noteica katodstaru lādiņa $q$ attiecību pret to masu $m$ : $q_{e/m}=-1,76\cdot 10^{11}C/kg$ . Tika konstatēts, ka šī attiecība ir nemainīga neatkarīgi no gāzes Kruksa caurulē un metāla, no kura izgatavots katods, tāpēc Tomsons secināja, ka šīs negatīvi lādētās daļiņas atrodas jebkurā vielā. Viņš šīs daļiņas nodēvēja par elektroniem. Tomsona atoma modelis izskatījās kā pozitīvi lādēta lodīte, kurā atrodas negatīvi lādētie elektroni (tā sauktais "kēkss ar rozīnēm").

1895. gadā Vilhelms Rentgens novēroja katodstaru spēju iziet cauri vielām (rentgenstari), 1896. gadā Anrī Bekerels atklāja radioaktivitāti, vēlāk Ernests Rezerfords atklāja radioaktīvā starojuma neviendabīgumu (sadalīšanās alfa, beta un gamma staros elektriskā lauka iedarbībā). Pētot alfa daļiņu izkliedi, tām izejot cauri zelta folijai, pēc Rezerforda fiksētajiem rezultātiem, alfa daļiņu izkliede bija viena grāda robežās. Taču Hansa Geigera un Ernesta Marsdena eksperimentā tika atklāts, ka dažas alfa daļiņas tiek izkliedētas lielākā par vienu grādu leņķī un dažas tiek atstarotas atpakaļ. Pēc Tomsona atoma modeļa, pozitīvi lādētajām alfa daļiņām vajadzētu brīvi iet cauri zelta folijas atomiem. Pēc šī eksperimenta rezultātiem Rezerfords izstrādāja jaunu atoma modeli (Rezerforda atoma modelis): atomu veido pozitīvi lādēts blīvs kodols, kas atrodas centrā, un elektroni kā planētas Saules sistēmā riņķo ap kodolu, turklāt lielākā daļa masas koncentrēta kodolā, bet lielāko daļu atoma telpas aizpilda elektroni.

Bora atoma modelis, kurā norisinās elektrona lēcienveida pārejas starp orbītām, atomam iegūstot vai zaudējot enerģiju kvantu veidā

Rezerforda atoma modeļa teorija neizskaidroja ar elektromagnētisko starojumu saistītās atomu īpašības: absorbcijas spektru un emisijas spektru. To novērsa Bora atoma modelis, kuru izstrādāja Nilss Bors, izmantodams Alberta Einšteina (jebkurš elektromagnētiskais starojums ir daļiņu plūsma) un Maksa Planka (enerģija tiek uzņemta vai atdota nevis nepārtraukti, bet porciju jeb kvantu veidā) atklājumus. Pēc Bora, elektronam, kas kustas pa noteiktu orbītu ap kodolu, ir noteikta jeb kvantēta enerģija, turklāt tā ir atkarīga no orbītas rādiusa — jo tālāk no kodola, jo lielāka enerģija. Viņš ieviesa kvantu skaitļus — orbītu raksturojošus lielumus. Ja atoms absorbē noteiktu kvantu daudzumu (iegūst enerģiju), elektrons pāriet no orbītas ar mazāku rādiusu uz orbītu ar lielāku rādiusu. Ja atoms emitē noteiktu kvantu daudzumu (zaudē enerģiju), elektrons pāriet no orbītas ar lielāku rādiusu uz orbītu ar mazāku rādiusu. Absorbcijas un emisijas spektrs saistīts ar noteiktām elektronu pārejām. Bora atoma modeļa teoriju papildināja Arnolds Zommerfelds, ieviesdams galvenā kvantu skaitļa un orbitālā kvantu skaitļa jēdzienus.^[1]

1932. gadā krievu pētnieks Dmitrijs Ivaņenko un vācu zinātnieks Verners Heizenbergs izvirzīja hipotēzi, ka atoma kodols sastāv no divu veidu daļiņām, no protona un neitrona, ko vienkopus sauc par nukloniem (latīņu valodā nucleus nozīmē kodols). Šī hipotēze izrādījās patiesa.

Skatīt arī

Atsauces

↑ ^1,0 ^1,1 ^1,2 ^1,3 ^1,4 ^1,5 Valdis Kokars. Vispārīgā ķīmija. Rīgas Tehniskā universitāte, 2009. 33.—54. lpp. ISBN 978-9984-32-700-6.

Ārējās saites

Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: Atoms.

Mūsdienu Ukrainas enciklopēdijas raksts (ukrainiski)
Krievijas Lielās enciklopēdijas raksts (krieviski)
Encyclopædia Universalis raksts (franciski)
Katoļu enciklopēdijas raksts (angliski)
Enciklopēdijas Krugosvet raksts (krieviski)
Tieši cik mazs ir atoms? — Džonatans Bergmans (latviski). TED-Ed (2012. gada 16. aprīlis).

[:0-1] 1,0 ^1,1 ^1,2 ^1,3 ^1,4 ^1,5 Valdis Kokars. Vispārīgā ķīmija. Rīgas Tehniskā universitāte, 2009. 33.—54. lpp. ISBN 978-9984-32-700-6.

[1]