Aatom

Allikas: Vikipeedia
Disambig gray.svg  See artikkel räägib keemia ja füüsika mõistest; filosoofia mõiste kohta vaata artiklit Aatom (filosoofia); matemaatika mõiste kohta vaata artiklit Aatom (matemaatika); teiste tähenduste kohta vaata lehekülge Aatom (täpsustus)

Heeliumi aatom
Heeliumi aatom põhiolekus
Heeliumi aatomi joonis, millel aatomituum on kujutatud roosa täpina ja elektronkate halli pilvena. Tuum (vt. ülal paremal) on tegelikkuses sfääriliselt sümmeetriline, kuigi suuremate aatomite tuumad ei pruugi sellised olla. Must mõõtejoon näitab pikkusühikut ongström (10−10 m ehk 100 000 fm) võrreldes aatomiga.
Definitsioon
Vähim keemilise elemendi osa
Omadused
Massivahemik: 1,67 × 10−27 kuni 4,5210 × −25 kilogrammi
Elektrilaeng: null (neutraalne) (ioniseerimata aatom)
Diameetri vahemik: 62 pm (He) kuni 520 pm (Cs)
Koostisosad: Elektronid ja kompaktne nukleonidest (prootonid ja neutronid) koosnev tuum

Aatomiks (vanakreeka sõnast ἄτομος (átomos) 'jagamatu') nimetatakse väikseimat osakest, mis säilitab talle vastava keemilise elemendi keemilised omadused. Aatomid võivad aines esineda üksikuna või molekulideks liitununa.

Keemia seisukohast on aatom jagamatu, füüsikaliste vahenditega aga saab teda lahutada elementaarosakesteks. Aatomi ehitust võivad muuta looduslikud radioaktiivsed protsessid ja aatomite pommitamine elementaarosakestega.

Aatomite puhul ei kehti klassikalise mehaanika seadused; nende kirjeldamiseks tuleb kasutada kvantmehaanika mõisteid.

Aatom koosneb positiivse elektrilaenguga tuumast ning seda ümbritsevast sama suure negatiivse elektrilaenguga elektonkattest. Tema summaarne elektrilaeng on null. Niiviisi mõistetud aatomit nimetatakse neutraalseks aatomiks ehk ioniseerimata aatomiks. Laiemas mõttes nimetatakse aatomiteks ka ioniseeritud aatomeid; need erinevad ioniseerimata aatomitest selle poolest, et nende elektronkatte elektrilaengu absoluutväärtus erineb tuuma elektronkatte omast; nende summaarne elektrilaeng erineb nullist ja nad kuuluvad ioonide hulka.

Aatomi ehitus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Aatom koosneb positiivse elektrilaenguga aatomituumast, mida ümbritseb negatiivselt laetud elektronkate ehk elektronkest. Viimane jaguneb elektronkihtideks, mis omakorda koosnevad negatiivse elementaarlaenguga elektronidest. Aatomi tuum annab 99,9% kogu aatomi massist; aatomi elektronkate määrab ära aatomi läbimõõdu. Vähima aatomi mass on suurusjärgus 10−27 kg ja läbimõõt suurusjärgus 10−10 m (ehk üks ongström).

Aatomituum[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Aatomituum

Aatomituum koosneb lähestikku asetsevatest nukleonidest – positiivse elektrilaenguga prootonitest ja elektrilaenguta (neutraalsetest) neutronitest. Prootoni ja neutroni mass on ligikaudu võrdsed. Sõltuvalt tuuma koostisest ja energiatasemest jagunevad tuumad erinevateks nukliidideks. Prootoneid ja neutroneid hoiab tuumas koos tuumajõud, mis on positiivselt laetud prootonite omavahelisest elektrostaatilisest tõukejõust umbes 100 korda suurem. Et tuumajõudude mõjuulatus on väga väike (efektiivselt mõjub see vaid kõrvuti asetsevate nukleonide vahel), siis ülisuurtes aatomituumades ei suuda tuumajõud tuuma enam koos hoida ning tuum võib laguneda. Sellised aatomid on radioaktiivsed. Planeedi Maa looduses leiduvatest 94 keemilisest elemendist on esimesed 80 stabiilsete aatomituumadega, ülejäänud aga radioaktiivsed.

Nii prootonid kui ka neutronid on fermionid, mis tähendab, et nende kohta kehtib Pauli keeluprintsiip – kaks samas ruumiosas asuvat sama tüüpi fermioni ei saa korraga olla samas kvantolekus. Prootonite ja neutronite olekud on määratud tuuma kvantarvudega ning neid nimetatakse ka tuumaorbitaalideks. Et prootonid ja neutronid on erinevad osakesed, siis nemad üksteist Pauli keeluprintsiibi kaudu ei mõjuta.

Prootonite arv tuumas (laenguarv ehk aatomnumber Z) määrab, millise keemilise elemendi aatomiga on tegemist. Et prootonite arv tuumas võrdub ka elektronide arvuga elektronkattes (ioniseerimata aatomi korral), on erineva prootonite arvuga aatomitel erinevad keemilised omadused ja optilised omadused.

Sama prootonite arvu, kuid erineva neutronite arvuga (N) aatomid on teineteise isotoobid. Eri isotoopide keemilised omadused on reeglina väga sarnased (välja arvatud vesiniku puhul), mis muudab isotoopide eristamise keeruliseks. Et eri isotoopide aatomitel on erinev nukleonide arv (massiarv A), on eri isotoopide füüsikalised omadused erinevad. Isotoopi massiarvuga A ja laenguarvuga Z tähistatakse {}^{A}_{Z}\mathrm{X}, kus X on keemilise elemendi sümbol. Kui neutronite arv aatomis erineb oluliselt energeetiliselt kõige soodsamast (kõige madalama seoseenergiaga) neutronite arvust, on tuum ebastabiilne; sel juhul on tegu radioaktiivse isotoobiga. Viimane võib laguneda võib laguneda, kiirates radioaktiivset kiirgust.

Olgugi et aatomituuma mass moodustab valdava osa aatomi massist, on tuuma läbimõõt umbes 100 000 korda väiksem kui aatomil tervikuna, st suurusjärgus 10−15 m.

Elektronkate, ioonid ja spektrid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Elektronkate

Aatomi elektronkate koosneb elektronidest, millel on negatiivne elektrilaeng. Elektronid ei tiirle ümber aatomi selle sõna klassikalises mõistes, vaid moodustavad elektronpilve. Elektronpilve läbimõõt on mitu suurusjärku suurem aatomituuma läbimõõdust, seega määrab elektronpilve läbimõõt ära aatomi mõõtmed.

Kui aatomis on elektrone rohkem või vähem kui prootoneid, siis on tegemist iooniga. Liigse elektroniga on negatiivne ioon (anioon), puuduv elektron on aga positiivsel ioonil (katioon). Kui aatomis ei ole ühtegi elektroni, siis on tegemist täielikult ioniseeritud aatomiga. Elektronide aatomist lahtirebimine või juurdelisamine on aatomi ioniseerimine. Kõige kergemini on aatomist lahti rebitavad need elektronid, mis on aatomiga kõige nõrgemini seotud. Ioonidel on elektrilaeng, mille määrab neutraalsest aatomist välja rebitud või sellele lisandunud elektronide arv; seetõttu reageerivad ioonid ümbritsevate aatomitega palju tugevamalt kui neutraalsed aatomid.

Kui aatom on molekuli koosseisus, tekib tal selle molekuli teiste aatomitega ühine, uute omadustega elektronkate. Keemiliste elementide keemilised omadused sõltuvad elektronide arvust ja nende energeetilisest jaotusest; aatomituum mõjutab neid ainult elektronide arvu kaudu neutraalses aatomis (erandiks on vesinik).

Elektronid on (nagu prootonid ja neutronidki) fermionid, seega kehtib ka nende kohta Pauli keeluprintsiip, mis ei luba kahel elektronil olla samas ruumiosas samas energeetilises olekus (kvantolekus). Iga elektron, mis lisandub aatomi elektronkattesse, peab valima endale teistest elektronidest erineva energiatasemega aatomorbitaali; aatomorbitaalid on määratud elektronkatte kvantarvudega.

Elektronkatte peakvantarv (n) määrab ära elektronkihi, millel elektron asub. Täpse orbitaali määramiseks tuleb arvestada veel asimuudi kvantarvu (l), magnetilise kvantarvu (ml) ja elektroni spinniga.

Kui kõik aatomi elektronid asuvad madalaimates (vähima energiaga) lubatud kvantolekutes, siis on aatom põhiolekus. Kui mõni elektron neelab footoni (saab endale footoni energia), siis tõuseb ta mõnele kõrgemale vabale energiatasemele ja aatom läheb ergastatud olekusse. Tagasi põhiolekusse minnes kiirgab aatom footoni; sellega naaseb elektron vähima võimaliku energiaga kvantolekusse.

Sellisel moel kiiratud footon omab energiat, mis võrdub elektroni algse ja kiirgamisjärgse energeetilise taseme energia vahega. Et erinevates aatomites on erinevate kvantolekute energiatasemete vahed erinevad, siis iga aatom kiirgab ergastatud olekust põhiolekusse naastes erineva energiaga (st lainepikkusega) footoneid. Sellest tuleneb erinevate aatomite erinev spekter (kiirgusspekter). Sama efekti võib täheldada ka valguse neeldumist uurides. Täielikult neelduvad ainult need footonid, mille energia (lainepikkus) vastab täpselt aatomi põhioleku ja mõne ergastatud oleku energiatasemete vahele. Sellisel moel tekib neeldumisspekter.

Aatomi mass, isotoobid ja massidefekt[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Aatomi mass
Next.svg Pikemalt artiklis Aatommass
Next.svg Pikemalt artiklis Isotoop
Next.svg Pikemalt artiklis Massidefekt

Peaaegu kogu aatomi mass on koondunud tuuma. Elektronide mass moodustab aatomi massist alla ühe promilli.

Aatomi mass on suurusjärgus 10−27 kg kuni 10−25 kg. Et nii väikeste arvudega on tülikas opereerida, siis väljendatakse aatomi massi suhtena teatud kindla aatomi massiga. Seetõttu väljendatakse aatomi massi dimensioonita arvuga, mida nimetatakse aatommassiks. Võrdlusalusena on varem kasutatud vesiniku ja hapniku aatomit; aastal 1961 lepiti kokku kasutada isotoobi süsinik-12 aatomit. Selle aatomi aatommassiks on definitsiooni järgi 12, nii et aatommassiühikuks (amü) on 1/12 süsinik-12 aatomi massist.

Enamik keemilisi elemente esineb looduses mitme isotoobina, mistõttu antud keemilise elemendi aatommass antakse isotoopide loodusliku segu keskmisena. Enamasti isotoopide looduslikud proportsioonid ei varieeru, kuid näiteks väävli puhul on see siiski eri leiukohtades erinev.

Heelium esineb ainult isotoobina {}^{4}_{2}\mathrm{He}. Heeliumiaatomi tuum koosneb kahest prootonist ja kahest neutronist, mille summaarne mass on 4,034 amü; heeliumi aatomi mass on aga kõigest 4,003 amü. See masside erinevus, mida nimetatakse massidefektist, läheb seoseenergia arvele. Termotuumareaktsioonis, milles vesinikuaatomi tuumade liitumisel moodustub heeliumiaatomi tuum, see energia vabaneb.

Aatomite (ja isotoopide) ning molekulide massi määramiseks kasutatakse tänapäeval massispektroskoopiat.

Aatomi mõõtmed[muuda | redigeeri lähteteksti]

Aatomi mõõtmed määrab elektronkate.

Aatomi läbimõõdu suurusjärk on 10−10 m. Ühte sentimeetrisse mahuks ritta asetatuna umbes 100 miljonit aatomit.

Ajalugu[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Atomistika
Next.svg Pikemalt artiklis Aatomimudel

Antiikaja atomistika[muuda | redigeeri lähteteksti]

Atomistika pärineb vanakreeka filosoofiast. Aine ehitust püüti kindlaks teha arutluste teel. Näiteks Anaxagoras pidas ainet lõputult jagatavaks.

Leukippos ja tema õpilane Demokritos aga leidsid, et see on loogiliselt võimatu. Seetõttu nad oletasid, et aine koosneb väikestest jagamatutest osadest, mida nad hakkasid nimetama aatomiteks ning mida nad eristasid neid ümbritsevast tühjusest. Leukippos lähtus tõsiasjast, et liikumine on olemas. Järelikult peab olema koht, milles liigutakse, ja see peabki olema tühjus. Aine osad peavad aga tühjusest erinema. Kui aine oleks lõputult jagatav, peaks aine osakeste vahel olema tühjus ning osakesed ise oleksid lõpmata väikesed, mis ei ole võimalik.

Kuigi aatomid on füüsiliselt jagamatud, on nad matemaatiliselt jagatavad ja neil on kuju. Leukippose järgi koosnevad kõik aatomid ühest ja samast ainest ning erinevad ainult kuju poolest.

Demokritose järgi erinevad aatomid peale kuju ka mõõtmete pooles.

Demokritose õpetuse võtsid osalt üle epikuurlased. Seda esitab muu hulgas Lucretius oma poeemis "De rerum naturae".

Aristoteles atomistikat ei pooldanud. Seetõttu ei olnud atomistika antiikajal väga mõjukas ning vajus keskajal kristlikus maailmas (kuid mitte islamimaailmas) hoopis unustusse.

Uusaja atomistika[muuda | redigeeri lähteteksti]

Atomistika juurde pöördusid tagasi 17. sajandi õpetlased Pierre Gassendi ja Joachim Jungius. Aatomi mõistet kasutasid ka Robert Boyle ja Isaac Newton.

Moodsale aatomiteooriale pani 1807 aluse John Dalton. Daltoni järgi koosnevad kõik keemilised elemendid aatomitest. Ühe ja sama elemendi aatomitel on sama kaal, samad mõõtmed ja sama kuju ning eri elementide aatomitel on erinev kaal, mõõtmed ja kuju. Aatomid ei ole jagatavad väiksemateks osadeks. Elementide aatomit ühinevad "liitaatomiteks" (molekulideks). Edasine keemia areng lähtus nendest postulaatideks. Daltoni aatomiteooria seletas muu hulgas, miks elemendid osalevad keemilistes reaktsioonides kindlates proportsioonides. Juba Dalton püüdis määrata aatomite massi, kuid esialgu ei õnnestunud seda õigesti teha muu hulgas sellepärast, et molekulide koostis ei olnud täpselt teada.

Aastal 1811 esitas Amadeo Avogadro hüpoteesi, et ühe ja sama ruumalaga gaasid ühe ja sama rõhu juures sisaldavad ühepalju molekule. See aitas kaasa molekulide koostise ning aatomite ja molekulide massi õigele määramisele.

Esialgu käsitati aatomeid struktuurita kõvade keradena.

Aatomifüüsika[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Aatomifüüsika

Aastatel 1833–1834 leidis Michael Faraday elektrolüüsi uurides, et elektrivoolu lahustes peavad põhjustama elektrilaenguga aatomid ning peab eksisteerima vähim elektrilaeng (elementaarlaeng). Aastal 1897 näitas Joseph John Thomson, et gaasis võivad esineda ühe ja sama negatiivse elektrilaenguga osakesed, ning oletas, et see ongi vähim elektrilaeng. Neid osakesi hakati nimetama elektronideks. Aastal 1898 näitas Wilhelm Wien, et peavad eksisteerima ka positiivse elektrilaenguga osakesed. Neid hakati nimetama prootoniteks.

Pommitades aatomeid radioaktiivsetest ainetest pärinevate osakestega, leidis Ernest Rutherford, et alfaosakesed tungivad aatomi sisemusse ning aatomisisesed jõud kallutavad neid kõrvale. Ta mõõtis alfakiirguse kõrvalekaldumist õhukese ainekihi läbimisel ning jõudis 1911 järeldusele, et aatomid peavad koosnema raskest positiivse elektrilaenguga tuumast, mida ümbritsevad kerged negatiivse elektrilaenguga elektronid (ainsad tollal tuntud negatiivse elektrilaengu kandjad), mis tiirlevad ümber tuuma sellest suhteliselt väga kaugel. Nõnda meenutab aatom Päikesesüsteemi: aatomituum vastab Päikesele ja elektronid planeetidele. Aatomit hoiab koos elektriline külgetõmbejõud. See nn Rutherfordi aatomimudel oli vastuolus elektrodünaamikaga, mille järgi kiirust või liikumissuunda muutev elektron peab emiteerima elektromagnetkiirgust ning sellega energiat ära andma, nii et elektron peab lõpuks langema tuumale.

Rutherfordi aatomimudelit modifitseeris 1913 Niels Bohr (Bohri aatomimudel). Bohr võttis aluseks hüpoteesi, et aatomitel on statsionaarsed olekud ning elektrodünaamika ei ole nende puhul rakendatav. Elektronide stabiilsus peab tulenema tundmatutest loodusseadustest. Bohri esimese postulaadi järgi saab aatom eksisteerida üksnes ühes või mitmes kindlas statsionaarses olekus. Igale olekule on iseloomulik teatud energianivoo. Bohri teise postulaadi järgi saab aatom üle minna ühelt energianivoolt teisele ning selle ülemineku käigus vabaneb aatomist või seotakse aatomiga energiahulk, mis võrdub energianivoode vahega. Energia vabaneb elektromagnetkiirgusena, footonitena; see toimub kindlate annustena (kvantidena); sageduse määrab Einsteini sagedustingimus. Sel alusel õnnestus Bohril arvutada vesiniku spektrijoontele vastavad sagedused; seda peeti tema teooria tugevaks tõendiks. Bohri teooriat püüti rakendada ka teiste elementide aatomitele, kuid rakendatavaid tulemusi ei saadud. Küll aga õnnestus rahuldavalt seletada aatomite järjestust keemiliste elementide perioodilisussüsteemis.

Aastal 1919 tekitas Rutherford esmakordselt kunstliku tuumareaktsiooni, pommitades lämmastikku alfaosakestega.

Neutroni avastas alles 1932 James Chadwick. Alles siis jõuti aatomimudelini, mille järgi aatomituum koosneb prootonitest ja neutronitest.

Viited[muuda | redigeeri lähteteksti]

Vaata ka[muuda | redigeeri lähteteksti]

Välislingid[muuda | redigeeri lähteteksti]

  • [[1]] (Ingliskeelne dokumentaal)