Atomi

Atomi (, jakamaton) on alkuaineen kemiallisesti pienin osa. Toisin kuin sanan alkuperäinen merkitys antaa ymmärtää, nykyisin atomien katsotaan koostuvan pienemmistä osista.
Rakenne.
Atomi jaetaan positiivisen varautuneeseen ytimeen ja ytimen ympärillä oleviin elektroneihin, jotka ovat negatiivisesti varautuneita. 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.
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.
Ydin.
Atomin ydin sijaitsee keskellä atomia ja on varaukseltaan positiivinen. Ydin muodostuu "nukleoneista": positiivisesti varautuneista protoneista (p+) ja varauksettomista neutroneista (n0). Eri alkuaineissa ytimessä on eri määrä nukleoneja. Ytimessä sijaitsevien hiukkasten lukumäärää sanotaan massaluvuksi.
Saman alkuaineen kaikissa atomeissa on yhtä monta protonia. Protonien lukumäärä on samalla alkuaineen järjestysluku jaksollisessa järjestelmässä. Saman alkuaineen atomeilla voi kuitenkin olla eri määrä neutroneja ja sen mukaisesti eri massaluku. Tällä tavalla toisistaan eroavia atomeja sanotaan alkuaineen eri isotoopeiksi. Saman alkuaineen eri isotooppien kemialliset ominaisuudet ovat samanlaisia, mutta ne voivat erota esimerkiksi radioaktiivisuutensa puolesta.
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.
Elektronipilvi.
Atomiytimen ympärillä sijaitsee protoneihin nähden sama määrä elektroneja (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.
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 ovat jalokaasut, koska niillä on 8 elektronia uloimmalla kuorellaan, eli ne ovat oktetissa.
Elektronit jakaantuvat eri pääkvanttitasoille eli elektronikuorille. Kullakin tasolla on tietty pääkvanttiluku: 1, 2, 3, 4, 5, 6 ja 7, mutta näistä tasoista käytetään myös nimityksiä K-, L-, M-, N-, O-, P- ja Q-kuoret. 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. 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.
Kemiallisissa reaktioissa osa atomien elektroneista voi siirtyä myös kahden atomin yhteisille orbitaaleille. Tällä tavoin atomien välille syntyy kovalenttinen sidos, joka yhdistää atomit molekyyliksi. Kemialliset yhdisteet koostuvat yleensä joko tällä tavoin muodostuneista molekyyleistä tai positiivisista ja negatiivisista ioneista. Useat alkuaineetkin esiintyvät kahden tai useamman samanlaisen atomin muodostamina molekyyleinä.&lt;/ref&gt;
Elektronipilven tarkempi rakenne.
Eri atomien elektronipilvet vaihtelevat elektronien määrästä riippuen, niitä voidaan kuvailla erilaisina atomin ympärillä olevina tilvauusmalleina, joissa elektronit todennäköisimmiten ovat. Kvanttimekaaninen atomimalli kuitenkin antaa tarkemman kuvauksen elektronien paikasta elektronipilvessä. Kvanttimekaaninen atomimalli lähtee ajatuksesta, että elektronin sijainnin määrää neljä tekijää: pääkvanttiluku "n", sivukvanttiluku "l", magneettinen kvanttiluku "ml" ja spin "s".
Jokainen elektronitaso eli pääkvanttiluku jakaantuu useisiin orbitaaleihin, joita erottavat toisistaan sivukvanttiluvun ja magneettisen kvanttiluvun eri arvot. 
Kun pääkvanttiluku on "n", sivukvanttiluvun mahdollisia arvoja ovat kokonaisluvut "l" välillä 0 ≤ "l" ≤ "n". Sen jokaista arvoa kohti on annettu kirjainsymboli, jotka näkyvät taulukosta:
Kun sivukvanttiluku saa arvon "l", magneettisen kvanttiluvun mahdollisia arvoja ovat kokonaisluvut "-l":stä "l":ään, esimerkiksi sivukvanttiluvun ollessa 1 (p-orbitaalit) siis -1, 0 ja 1, ja sivukvanttiluvun ollessa 2 siis luvut -2, -1, 0, 1 ja 2.
Jokaista pääkvanttilukua "n" kohti sivukvanttiluvulla on siis "n" 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. Spin ilmoittaa ”pyörimissuunnan”.
Elektroneja sijoitetaan orbitaaleille kolmen säännön avulla: minimienergiaperiaatteen, Paulin kieltosäännön ja Hundin säännön avulla. Alkuaineen järjestysluvun ja samalla elektronien lukumäärän kasvaessa eri orbitaalit täyttyvät seuraavassa järjestyksessä:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.
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, ovat siirtymämetalleja. Alkuaineet, joilla ne ovat f-orbitaalilla, ovat lantanoideja tai aktinoideja.
Atomiteorian historia.
Käsitteenä atomi on vanha. Jo Demokritos ehdotti, että kaikki koostuu "atomeista" ja tyhjyydestä, ja koska atomeissa ei ole tyhjyyttä, ne ovat jakamattomia, sillä ainoastaan tyhjyys voi erottaa kappaleet toisistaan.
Kemiassa atomin käsitteen otti käyttöön John Dalton 1800-luvun alussa. Sen avulla hän selitti etenkin kerrannaisten painosuhteiden lain. Tämä laki sanoo, että jos kaksi alkuainetta muodostaa useampia yhdisteitä keskenään, niin ne määrät yhtä alkuainetta, jotka voivat yhtyä samaan määrään toista alkuainetta, ovat yksinkertaisessa, yleensä pienillä kokonaisluvuilla ilmaistavassa suhteessa toisiinsa. Esimerkiksi 12 grammaa hiiltä voi yhtyä joko 16 grammaan happea muodostaen hiilimonoksidia tai tarkalleen kaksinkertaiseen määrään, 32 grammaan happea muodostaen hiilidioksidia. Tämä selittyy sillä, että hiilimonoksidin molekyylissä 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 erityinen atomimassayksikkö, joka alkujaan määriteltiin vetyatomin massaksi. (Nykyisin se on määritelty 1/12-osaksi hiili-12-atomin massasta.) Samoihin aikoihin kehittyivät nopeasti myös lämpöoppi ja siihen läheisesti liittyvä kineettinen kaasuteoria, joka myös edellytti kaasun koostuvat molekyyleistä. Kineettiseen kaasuteoriaan perustuva Avogadron laki osoittautui myös hyödylliseksi kaasumaisten alkuaineiden atomimassojen määrityksessä.
1800-luvulla atomiteoria sai kuitenkin erityisen suuren merkityksen orgaanisessa 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 myös röntgensäteiden avulla, kemistien tekemät päätelmät osoittautuivat useimmissa tapauksissa oikeiksi.
Atomiteoria tuli nopeasti tieteilijöiden yleisesti hyväksymäksi, joskin epäilijöitä oli vielä 1800-luvun lopullakin, esimerkiksi Ernst Mach. Vasta radioaktiivisuutta koskevat tutkimustulokset sekä Albert Einsteinin vuonna 1905 esittämä Brownin liikkeen selitys ratkaisivat kiistan lopullisesti ja tekivät myös mahdollisiksi määrittää atomimassayksikön ja gramman välisen suhteen.
Demokritoksen tavoin myös Dalton ja tiedeyhteisö vielä kauan hänen jälkeensäkin piti atomia jakamattomana. Elektrolyysin tutkimus johti kuitenkin vähitellen siihen päätelmään, että atomi voi saada sähkövarauksen eli ionisoitua, mikä antoi aihetta olettaa, että on olemassa atomiakin pienempiä sähköisesti varattuja hiukkasia.
Atomimalleja.
Runsaat 2 000 vuotta sitten filosofi Platon esitteli teoksessaan "Timaios" eri alkuaineiden atomeja. Hän yhdisti jokaiseen klassiseen alkuaineeseen – maahan, ilmaan, tuleen ja veteen – säännöllisen monikulmion, niin kutsutun Platonin kappaleen, niin että maata vastasi kuutio, ilmaa oktaedri, vettä ikosaedri ja tulta tetraedri. Platon ajatteli jokaisen alkuaineen koostuvan omanlaisistaan atomeista, kuten nykyteoriatkin olettavat.
Nykyisistä, tieteellisiin havaintoihin perustuvista atomimalleista ensimmäinen on elektronin löytäjän Joseph Thomsonin rusinapullamalli. 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.
Ernest Rutherford teki kuitenkin kokeen, jossa hän pommitti ohutta kultakalvoa alfahiukkasilla. 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 päätyi aurinkokuntamalliin, jossa elektronit kiertävät positiivista ydintä samaan tapaan kuin planeetat aurinkoa. Rutherfordin atomimallin mukainen atomi ei kuitenkaan klassisen fysiikan mukaan olisi vakaa, sillä ympyräliikkeessä olevat elektronit säteilisivät energiansa pian pois.
Niels Bohr ratkaisi ongelman esittämällä, että elektronit kiertävät ydintä vain tietyillä pysyvillä, stationaarisilla radoilla. Bohrin mallissa elektronit säteilevät vain siirtyessään radalta toiselle absorboimalla tai emittoimalla fotonin. Mallin heikkoudet liittyvät siihen, että se ei mitenkään selitä kvantittumista. Lopulta fyysikot kuten Erwin Schrödinger saivat kehitettyä kvanttimekaanisen 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, ja useimmat ihmiset ajattelevatkin atomeja edelleen pieninä aurinkokuntina. Kvanttimekaaninen atomimalli on kuitenkin todistettu päteväksi useilla äärimmäisen tarkoilla kokeilla.