Atom

Atomer og molekyler

Elektronene i de høyeste orbitalene har lav bindingsenergi og kan lett frigjøres. De vil derfor utveksles med nærliggende atomer eller deles mellom flere atomer. Orbitalene fylles opp fra laveste nivå, og spesielt antall elektroner i det øverste orbitalet bestemmer mange av atomets kjemiske egenskaper. Ved hjelp av disse mekanismene skapes kjemiske bindinger som danner molekyler og elektronparbundne krystallstrukturer.
Molekylene bygges opp av flere atomer; for eksempel er vann en kombinasjon av to hydrogen og ett oksygen atom (H₂O), mens vanlig oksygen i luften er en kombinasjon av to oksygenatomer (O₂). Disse har kjemiske egenskaper som ofte er forskjellige fra de grunnstoffene de består av. Molekyler er de minste enhetene som et stoff kan deles i og fremdeles bevare disse kjemiske egenskapene.
I noen stoffer er atomene eller molekyler organisert i krystallstrukturer, dvs. at de er organisert i romlige mønstre som gjentas i forskjellige retninger. Krystallet kan bestå av samme eller forskjellige typer atomer og/eller molekyler. En spesiell type krystaller brukes i elektronikk-komponenter der krystallet bygges opp av halvledere med små mengder andre atomer som i stor grad endrer krystallgitterets elektriske egenskaper.
Atomer der ytterste orbital er helt fylt opp, danner vanligvis ikke kjemiske bindinger, og kalles derfor edelgasser. Her vil de enkelte atomene eksistere ubundet. Disse okkuperer gruppe 18 i det periodiske systemet.
I endel stoffer er det ikke noen egentlig molekyl- eller gitterstruktur. Disse har organiseringer uten noen finstruktur på molekylnivå. Dette er tilfellet for eksempel  smeltede metaller og amorfe bergarter og mineraler.

Historikk og utviklingen av atommodellen

Filosofiske funderinger over materiens oppbygning går tilbake til Antikkens Hellas og tidlig indisk kultur omkring 450 f.kr. Demokrit framsatte teorien om at alt kan deles i stadig mindre stykker, inntil man når en nedre grense. De minste udelelige stykkene kalte han for atomer som betød udelelig. Disse ideene gikk senere tapt og ble først gjenoppdaget nesten 2000 år senere, i forbindelse med ny interesse for naturvitenskap under renessansen.
John Dalton brukte i 1803 ideen om atomet for å forklare hvorfor grunnstoffene alltid reagerer i samme forhold, og hvorfor noen gasser løses bedre i vann enn andre. Han framsatte hypotesen at hvert grunnstoff består av atomer av en fast unik type, og at disse forenes og danner sammensatte kjemiske stoffer.
I 1897 oppdaget JJ Thomson elektronet som et resultat av arbeid med katodestråler. Dette viste at atomet kan deles i mindre enheter. Senere oppdaget Thomson eksistensen av isotoper gjennom arbeidet med ioniserte gasser. Thomson antok at elektronene var jevnt fordelt i et atom med en utstrakt positiv ladning som gjør atomet nøytralt. Denne beskrivelsen blir vanligvis omtalt som rosinbollemodellen eller "plum pudding modell" på engelsk.
Men i 1909 viste Rutherfords gullfolieeksperiment at atomets positive ladning og størstedelen av massen trolig er samlet i en atomkjerne, og at elektronene sirkler rundt denne som planeter rundt sola. Rutherfords atommodell ble framsatt i 1911, men allerede i 1913 presenterte Niels Bohr sin atommodell som innførte kvantebegrepet. Elektronene ble nå kvantifisert i klart definerte baner og kunne ikke lenger spiralisere inn og ut.
I 1926 foreslo Erwin Schrödinger at elektronene oppførte seg som bølger. Som en følge av dette viste Werner Heisenberg et år senere  at det ikke er matematisk mulig å måle en partikkels tilstand (posisjon og moment) til en gitt tid helt nøyaktig. Dette usikkerhetsprinsippet medførte at Bohrs atommodell ble erstattet med en beskrivelse der det ikke er mulig å angi elektronenes posisjoner, kun sannsynligheten for at de befinner seg innen visse soner.
Fra tidlig på 1970 tallet har standardmodellen gitt en samlet beskrivelse av elementærpartikler og krefter på subatomært nivå. Den har gitt en rekke teoretiske forutsigelser som senere er blitt eksperimentelt verifisert med høy nøyaktighet. Teorien har imidlertid fortsatt en rekke svakheter som at den inneholder mange eksperimentelt bestemte (ikke beregnede) konstanter, og at den ikke inkluderer gravitasjon.

Subatomære partikler

Inntil 1961 ble atomet antatt å bestå bare av elektroner, nøytroner og protoner. Standardmodellen som ble utviklet tidlig på 1970 tallet, beskriver de partikler og krefter som bygger opp subatomære partikler. Kvarker kommer i 3 par (6 varianter) med ladning henholdsvis  +2/3 og −1/3 og spinn ½. De forekommer ikke fritt, men er alltid bundet sammen i baryoner med 3 kvarker som får ½ heltalls spinn og mesoner med 2 kvarker og heltalls spinn. Elektronet sammen med partikler som positroner og nøytrinoer er leptoner og påvirkes ikke av den sterke kjernekraften. Familiene leptoner og bosoner er begge fermioner som er partikler med ½ heltalls spinn.
Protonene og nøytronene er baryoner og bygges opp av u (opp) og d (ned) kvarker som har såkalt fargeladning i tillegg til at de har elektrisk ladning. Protonet får med kombinasjonen (uud) en positiv elektrisk elementærladning mens nøytronet med (udd) blir elektrisk nøytralt. Kvarkene holdes sammen av den såkalte fargekraften formidlet av gluoner som er vekselvirkningsbosoner. Størstedelen av energien i nøytronet og protonet kommer ikke fra opp ned kvarkene (med 4 og 8 MeV) men ligger i bindingsenergien som gir dem masser på respektive 938,3 og 939,6 MeV. Protonene og nøytronene er fargenøytrale. Men fargeladningen er ujevnt fordelt i dem slik den elektriske ladningen er ujevnt fordelt i molekyler. På tilsvarende måte som det gir opphav til bindingskrefter mellom molekyler, gir den ujevne fordelingen av fargeladning i protonene og nøytronene opphav til sterk kjernekraft eller nukleon-til-nukleon-kraften som holder atomkjernene sammen, til tross for den elektriske frastøtningen mellom protonene.
Fotoner er masseløse elektromagnetiske bølger (partikler) med heltalls spinn som formidler den elektromagnetiske kraften. Denne virker mellom elektronet og kjernen og sammen med elektronets bølgenatur dannes orbitalene.

Elektroner og elektronskall

Atomkjernene er omgitt av elektrontåker, og det er primært disse tåkene som bestemmer hvordan atomene virker på hverandre og hvilke kjemiske bindinger som oppstår. Disse tåkene representerer sannsynlighetsfordelinger for elektronene og deles opp i orbitaler som tilsvarer faste energinivåer for elektronene. Disse orbitalene kalles også elektronskall. Hvert orbital har bare plass til et bestemt antall elektroner fordi alle elektronene i samme atom må befinne seg i forskjellig kvantemekanisk tilstand (for elektronet er dette kombinasjonen av hoved-, bi- magnetisk- og spinn-kvantetall etter bestemte regler). Orbitalene øker i størrelse og kompleksitet med økende energinivå inntil elektronet er ionisert og dermed frigjort fra kjernen.
Elektronene kan i prinsippet befinne seg i et hvilket som helst orbital, men vil i grunntilstanden fylle opp orbitalene fra laveste (innerste) nivå. Et eksitert elektron befinner seg i et høyere orbital enn grunntilstanden, og vil raskt falle tilbake til en ledig plass i et lavere orbital og avgi energien i form av et foton.
Elektronene i ytterste "befolkede" skall i grunntilstanden kalles valenselektroner og bestemmer i vesentlig grad hvordan elektronet forbinder seg kjemisk med andre atomer. Generelt vil atomene som bindes sammen, dele på et eller flere elektroner i ytterste skall. Atomene søker å fylle opp dette skallet. I vann (H₂O) er hydrogenets ytterste skall 1s¹ og kan derfor avgi eller ta opp et elektron. Oksygen har ytterste skall 2p⁴ som kan avgi 4 eller ta opp 2 elektroner. Oksygenet kan derfor dele på et elektron fra hvert hydrogenatom for å fylle sitt ytterste skall, og hydrogenet dele et elektron med oksygenet for å fylle sitt. I hydrogengass (H₂) vil begge hydrogenatomene fylle 1s skallet ved å dele på de to elektronene. Edelgassene har alle fullt ytterste skall og reagerer derfor vanskelig med andre stoffer.
Atomene plasseres i Grupper og Perioder i det periodiske system, der perioden tilsvarer antall orbitaler eller elektronskall, og antall ledige plasser i ytterste skall faller fra venstre mot høyre i gruppen. På denne måten viser man grunnstoffer med beslektede egenskaper nær hverandre.
Elektronene i skallene innenfor kalles kjerneelektronene og hovedeffekten av disse kommer i form av skjerming av kjernens positive ladning. Dette avgjør deler av atomets elektronegativitet og bestemmer evnen til å tiltrekke felles elektroner i en binding mellom flere atomer. Elektronegativteten øker med antall elektroner i ytterste skall, og minker med antall kjerneelektroner.
Dersom forskjellen i elektronegativitet er mindre enn 0.4 trekker atomene omtrent like mye på elektronene og disse vil fordele seg jevnt mellom atomene. Dette kalles en kovalent binding og opptrer for eksempel i vanlige gasser som O₂, H₂ og N₂
Ved forskjell større enn 1,4 får man en ionebinding. Atomet med høyest elektronegativitet vil tiltrekke seg de fleste elektronene og bli mer negativt ladet. Samtidig trekkes elektroner fra de (det) andre atomene, noe som reduserer skjermingen av kjernen og gir positiv ladning. Slike molekyler er dipoler og organiserer seg i retningsorienterte strukturer med positive ender mot negative ender. Et eksempel er vanlig salt (NaCl) som vist i krystallgitteret tidligere.
Ved forskjell mellom 0,4 og 1,7 oppstår en polar kovalent binding. Spesielt dersom noen av atomene er hydrogenatomer er denne viktig ettersom protonkjernen lett blir avskjermet og derfor danner hydrogenbindinger til elektronegative atomer i andre eller samme molekyl, noe som gir opphav til spesielle egenskaper. Dette er for eksempel tilfelle i vann (H₂O) og mer komplekse organiske molekyler som proteiner, DNA og polysakkarider. Proteiner har forskjellige egenskaper etter hvordan de er «kveilet opp» og denne strukturen stabiliseres av hydrogenbindingene.

Grunnstoffer, isotoper og ioner

Atomer med samme atomnummer Z har en lang rekke fysiske egenskaper til felles, og oppviser tilnærmet like kjemiske egenskaper. Derfor klassifiserer man alle atomer med samme antall protoner i kjernen og dermed samme atomnummer som samme grunnstoff. For eksempel vil alle atomer med seks protoner i kjernen (Z = 6) klassifiseres som karbon.
Massetallet A gir antallet nukleoner i atomkjernen, dvs. summen av protoner og nøytroner. Den er sammenlignbar med atommassen i atommasseenheter. Et spesifikt sett nukleoner med Z protoner og A-Z nøytroner kalles en nuklide.
Et grunnstoff kan ha flere forskjellige nuklider, alle med samme atomnummer Z (antall protoner og elektroner), men forskjellig antall nøytroner. Dette settet av nuklider kalles isotoper av grunnstoffet. Isotop betyr «samme sted», fordi de har samme kjemiske symbol og plass i det periodiske system. ¹⁴C eller Karbon-14 er en slik isotop av karbon og har 6 protoner og 8 nøytroner i kjernen, som gir massetall 14. Isotoptabellen viser alle kjente isotoper av grunnstoffene. Atommassen som oppgis er et snitt av isotopmassen for alle isotoper veiet etter deres relative vanlighet i naturen.
Det enkleste atomet er protium, den vanligste isotopen av løse hydrogener, med bare ett proton og ett elektron. Hydrogen med ett proton og ett nøytron kalles deuterium, mens tritium har ett proton og to nøytroner. Tritium er radioaktivt og har en halveringstid på 12.23 år og går da over til helium isotopen ³He samt et elektron og et elektron antinøytrino som alle er stabile. Mange isotoper er radioaktive, og antall stabile isotoper varierer sterkt fra grunnstoff til grunnstoff. Tinn (Sn, Z=50) har 10 stabile isotoper, mens Bly (Pb, Z=82) er det høyeste atomnummeret som har stabile isotoper. Høyere atomnummer Z≥83 har ingen stabile isotoper og er alle radioaktive.
De fleste atomer som er lettere enn uran (U, Z=92) har ett eller flere isotoper med lang nok levetid til å finnes på jorden. Noen unntak er technetium (Tc, Z=43) og Promethium (Pm, Z=61) som kun kan identifiseres i stjerner der de nylig er blitt syntetisert. Dette gjelder også transuraner, dvs. tyngre atomer enn uran med kort levetid.
Flere tyngre atomer som ikke forekommer naturlig har blitt framstilt ved bombardering av andre kjerner med høy energi. Nye grunnstoffer har blitt skapt på denne måten opp til atomnummer 116, med foreløpig navn ununhexium. (Nedbrytningsprodukter av ununoctium, Z=118 har også blitt observert) 
 Slike tunge grunnstoffer er svært ustabile og nedbrytes raskt.
Etter Big Bang besto vanlig masse i universet av 76 % hydrogen og 24 % helium, og mindre enn 1 % av noen få andre lette atomer. Alle andre grunnstoffer er dannet senere ved nukleosyntese i stjerner og supernovaer. Solen er en 3 generasjons stjerne, og solsystemet inneholder stoffer etter to tidligere generasjoner stjerner og har derfor en viss mengde tyngre grunnstoffer.
Atomene kan avgi eller oppta elektroner. Når antall elektroner er forskjellig fra antallet protoner i kjernen er atomet ikke elektrisk nøytralt. Atomer med underskudd på elektroner er positivt ladd og kalles kationer fordi de vil trekkes mot katoden (negativ elektrode). Når det er overskudd på elektroner er ladningen negativ, og ionet er et anion, navnet kommer fordi de trekkes mot den positive anoden.

Atomspekter

Hvert grunnstoff har et spesifikt sett orbitaler for sin elektronkonfigurasjon. Disse orbitalene har energinivåer og sprang mellom disse energinivåene som er unike for samme grunnstoff og forskjellig for ulike atomnummere. Når et elektron eksiteres, dvs. tilføres energi fra et foton og går til et ledig høyere orbital vil dette kreve en fast energimengde som er lik energispranget mellom disse orbitalene. Atomer i et høyere orbital vil raskt gå til et lavere orbital dersom dette har en ledig plass, og vil da tilsvarende avgi et foton med en energi lik energispranget mellom orbitalene. Fotonets energi tilsvarer en spesifikk frekvens og bølgelende (=farge i det synlige området).
Hvert grunnstoff får på denne måten et unikt sett av bølgelengder som kan absorberes eller emitteres. Ved spektroskopi brukes dette ved at en prøvetagning bestråles fra en intensiv lyskilde. Elektronene vil da eksiteres, og når disse eller andre elektroner inntar den lavere ledige posisjonen avgis fotoner. Det resulterende emisjonsspekteret brukes til å analysere hvilke grunnstoffer som er tilstede og deres relative mengder.
Tilsvarende vil atomer som gjennomlyses med et kontinuerlig spektrum, vise et absorbsjonsspekter med mørke linjer tilsvarende kvantesprangene. Lys fra stjerner (og solen) som passerer gjennom stjernens fotosfære, interstellare gasståker eller planeters atmosfære vil kunne vise deres kjemiske sammensetning på denne måten. Stjernene selv er optisk opake til fotosfæren (den lysende solskiven) og lyset emitteres, absorberes og reemitteres derfor i mange omganger. Selve stjernens spektrum er derfor kontinuerlig. Linjene vil ofte være forskjøvet i spekteret på grunn av høy relativ hastighet eller universets ekspansjon og kan derfor gi ytterligere informasjon om dette.
Energinivåene finner man i hele det elektromagnetiske spektrum fra lav energi radiobølger til høyenergi røntgenstråling. Lave energinivåer oppstår ved små energisprang i høyere orbitaler eller i spinn som den viktige Hydrogenlinjen ved 0,21 m (1420,40575 MHz). Høyenergifotoner oppstår i tunge atomer når posisjoner i lave orbitaler frigjøres ved at elektronene eksiteres for eksempel av betastråling og elektroner fra høye orbitaler tar deres plass.