Атом

Изображение на повърхността на чисто злато, наблюдавана през сканиращ тунелен микроскоп. Виждат се отделните атоми

Атомът е считан за основната градивна частица на веществото и се състои от плътна централна част (атомно ядро) с положителен електричен заряд, заобиколена от облак електрони с отрицателен електричен заряд. Атомното ядро на свой ред е изградено от протони и неутрони. Електроните в атома са свързани с ядрото с електромагнитна сила. Атомите могат да съществуват в свободно състояние или да се свързват помежду си: чрез химична връзка в молекули или в кристална решетка. Атом с равен брой протони и електрони е електрически неутрален, в противен случай той има положителен или отрицателен електрически заряд и се нарича йон. Различните атоми се класифицират според броя на протоните и неутроните в ядрото в Периодична система на елементите: броят на протоните определя атомния номер или химичния елемент, а броят на неутроните определя различните изотопи на химичния елемент.

Думата произлиза от гръцкото "ἄτομος"—átomos което означава неделим. Концепцията за атома като неделима съставна част на материята е предложена за първи път от античните философи на Индия и Древна Гърция. През 17 и 18 век химиците дават подкрепа на тази идея, като показват че някои вещества не могат да се разделят чрез химически реакции. Атомите и молекулите се възприемат като най-малките градивни частици. В края на 19 и началото на 20 век физиците откриват субатомни частици и установяват структура вътре в атома, като така опровергават неделимостта на атома. Съвременното разбиране за атома се основава на принципите на квантовата теория.

Поради миниатюрния им размер атомите могат да се наблюдават само със специални инструменти като сканиращ тунелен микроскоп. Над 99.9% от масата на атома е съсредоточена в ядрото, като протоните и неутроните имат приблизително еднаква маса. Всеки елемент има поне по един изотоп с нестабилно ядро, което може да претърпи ядрен разпад. Електроните в свързано състояние в атома притежават стабилни енергийни нива (т.е. населяват определени атомни орбитали), като могат да извършват преход към друго ниво чрез поглъщане или изпускане на фотон с енергия, равна на разликата в енергиите на съответните нива. Електроните определят химичните свойства на химичния елемент и силно влияят върху магнитните свойства на атома.

История на изследванията на атома

Атомизъм

Идеята, че материята като съставена от дискретни единици, които не могат да бъдат делени по-нататък, датира от хилядолетия, но в древността тя е по-скоро предмет на абстрактни размишления от страна на философите, отколкото обект на експерименти и емпирични наблюдения. Понятието за атом във философията варират значително според историческото време, културата и философската школа и често съдържа и духовен елемент. Хиляди години по-късно основната идея за атома е възприета от учените, защото добре обяснява новите открития в химията и физиката.

Етимология

Думата произлиза от гръцкото "ἄτομος"—átomos (от α-, "не-" + τέμνω – temno, "отрязвам, деля" ), което означава неделим.

Споменаване на концепцията за атома има още в Индия и древна Гърция от Левкип и ученика му Демокрит), който систематизира възгледите му. Приблизително през 450 г. пр. Хр. Демокрит употребява термина átomos (на гръцки: ἄτομος), което означава неделим. Макар и индийската и гръцката концепции да са чисто философски, модерната наука запазва името.

През Средновековието е популярен алхимическият постулат, според който всички тела притежават външен и вътрешен слой от миниатюрни частици или „корпускули“. През 1661 г. натурфилософът Робърт Бойл публикува труда си The Sceptical Chymist в който твърди, че веществото е съставено от различни комбинации на корпускули или атоми, а не от класическите елементи въздух, земя, огън и вода. Исак Нютон също използва понятието корпускули при създаването на своята корпускулярна теория на светлината.

Зараждане на научна теория

Към края на 18 век са установени два химически закона: Закон за запазване на масата, формулиран от Антоан Лавоазие през 1789 г. и законът за постоянния състав на химичните съединения, изведен от френския химик Жозеф Пруст през 1799 г. Те поставят основата за откритията на Джон Далтон, които изиграват решаваща роля за възприемане на понятието за атом. Той продължава работата на французите, като формулира закона за кратните отношения и прави извода, че всеки химичен елемент се състои от атоми от един, уникален вид, които не могат да бъдат променяни или разрушавани с химически методи, но могат да се съчетават и да образуват по-сложни химични съединения. Тъй като той стига до това заключение чрез експерименти и анализ на резултатите, това поставя началото на истинската научна теория на атома.

Далтон оценява през 1805 г. атомните тегла на елементите според пропорциите на съответните маси, с които те се съединяват един с друг, като за единица приема водорода. Той допуска известни неточности при съставянето на своите таблици, които са коригирани през 1811 г. от Амедео Авогадро. Авогадро предлага хипотезата (наречена по-късно закон на Авогадро), че един мол от произволен газ при еднаква температура и налягане заема един и същ обем и съдържа еднакъв брой молекули.

Първата периодична система на Дмитрий Менделеев (1869).

През 1869 г., обобщавайки направените дотогава открития, Дмитрий Менделеев създава първата Периодична система на елементите. Самата таблица е визуализация на периодичния закон, според който свойствата на химичните елементи се повтарят периодично, когато те бъдат подредени по атомен номер.

Атомно-молекулната теория е окончателно потвърдена през 1908 г. от френския физик Жан Батист Перен, който доказва, че брауновото движение е свързано с хаотичното движение на атомите и молекулите в течности и газове.

Откриване на субатомни частици и модели на атома

Джоузеф Джон Томсън открива съществуването на електрони чрез експериментите си с т.нар. катодни лъчи., и стига до извода, че атомите са делими и са съставени от корпускули. За да обясни наличието на положителен и отрицателен заряд, той предполага, че електроните с отрицателен заряд са разположени в облак от положителен заряд. По-късно този модел е наречен „пудинг със стафиди“.

Този модел обаче бързо е опроверган през 1909 г. когато Ърнест Ръдърфорд и неговите студенти откриват експериментално атомното ядро. Експериментът е проведен от Ханс Гайгер и Ернст Марсден и се състои в бомбардирането на златно фолио с алфа-частици. Малка част от преминалите частици претърпяват силни отклонения и затова Ръдърфорд приема, че почти цялата маса и положителният заряд на атома са концентрирани в една много малка част от неговия обем. Тази представа получава името модел на Ръдърфорд.

При експерименти продуктите на радиоактивност през 1913 г. Фредерик Соди установява, че във всяка позиция на Периодичната система изглежда има по повече от един химичен елемент. За означаването на такива елементи създадена думата изотоп.

През същата година Джоузеф Джон Томсън провежда експеримент, в който поток от йони на неон се насочва през магнитно и електрично полета и попада върху фотографска плака. Той регистрира две петна върху плаката, което предполага две различни траектории на отклоняване на снопа. Томсън стига до извода, че това се дължи на различната маса на някои от йоните. Томсън създава метод за разделяне на изотопите, като с него са открити редица стабилни изотопи, а природата на различната им маса е обяснена през 1932 г. с откриването на неутрона .

Модел на Бор на водородния атом, показващ преминаването на електрон между две орбити с излъчване на фотон.

Отново през 1913 г. Нилс Бор предлага нов модел на атома, който взема за основа модела на Ръдърфорд, но с една съществена разлика: електроните обикалят около ядрото само по точно определени кръгови орбити с точни стойности на характеризиращите ги момент на импулса и енергия. Радиусът на орбитата е пропорционален на енергията на електрона, а той може да извършва мигновени преходи между две нива с различна енергия. При това се излъчва или поглъща светлина с честота, пропорционална на промяната в енергията на електрона (енергията е квантувана). Основна заслуга на модела на Бор е, че обяснява емисионните и абсорбционни спектрални линии и дискретния характер на спектъра. Въпреки възникването на квантовата механика по-късно, която рисува твърде различна картина на атома и вместо подобни на топчета частици показва размазани "плътности на вероятността", моделът на Бор, особено правилата за квантуване, се използват широко и днес като приближени съотношения.

Важни за разбирането на атома са откритията и на английския физик Хенри Моузли, който изследва рентгеновите спектри на различни химични елементи (предимно метали). Това е първото прилагане на рентгенова спектроскопия във физиката. Моузли открива систематична връзка между дължината на вълната на рентгеновото излъчване на металите и атомния им номер, наречена Закон на Моузли, която потвърждава модела на Бор. Освен това опитите на Моузли показват, че местата на елементите в Периодичната система не са избрани само въз основа на химичните им свойства, а имат солидно физическо потвърждение.

Чрез атомната теория намира своето обяснение и химичната връзка — това прави Гилбърт Люис през 1916 г., като я свързва с взаимодействие между електроните на съответните атоми. Тъй като е известно, че химичните свойства на елементите се повтарят според периодичния закон, през 1919 г. Ървин Ленгмюр предлага това да се обясни с теорията, че електроните в атома са свързани един с друг или групирани по някакъв начин. Счита се, че групите от електрони образуват набор от електронни обвивки около ядрото.

Следващо доказателство за квантовия характер на атомите се получава в експеримента на Щерн-Герлах от 1922 г. При преминаване на сноп от сребърни атоми през магнитно поле с определена форма, снопът се разцепва на две — открит е моментът на импулса (спинът) на атома.

През 20-те години на 20 век се развива квантовата теория. През 1924 г. Луи дьо Бройл изказва предположение, че всички частици имат поведение и на вълни - корпускулярно-вълнов дуализъм. През 1926 г. Ервин Шрьодингер развива математически тази идея и представя електроните като вълни. Едно от следствията на това математическо представяне е, че е невъзможно да се определят едновременно положението и импулсът на електрона; последното е известно като принцип на неопределеността на Хайзенберг, по името на Вернер Хайзенберг, който първи го формулира. Този принцип прави невалиден модела на Бор с неговите точно определени кръгови орбити. Съвременният модел на атома е моделът на атомните орбитали, който описва позицията на електроните спрямо ядрото само като вероятности.

Схема на прост мас-спектрометър.

Развитието на масспектрометрията позволява да се измерят точно атомните маси. Мас-спектрометърът е устройство, в което сноп йони на изследвания елемент се пропускат през магнитно поле и се измерва тяхното отклонение на изхода, като така се получава съотношението на маса атомната маса към атомния заряд. Разликата в атомните маси на редица изотопи намира своето обяснение с откритието на неутрона от Джеймс Чадуик през 1932 г. Изотопите са елементи с различен брой неутрони в атомното ядро.

Ядрено делене

През 1938 г. немският учен Ото Хан, ученик на Ръдърфорд, бомбардира уран с неутрони, очаквайки да получи трансуранови елементи. Вместо това в резултат получава химичния елемент барий и това е на практика първото експериментално ядрено делене. Година по-късно Лиза Майтнер и Ото Фриш потвърждават резултата, като. През 1944, Хан получава Нобелова награда за химия. Въпреки неговите усилия, Майтнер и Фриш не получават еднакво признание. Лиза описва физичната обосновка. Тя забелязва, че при процеса на ядрено делене може да стартира верижна реакция, която да доведе до отделяне на огромно количество енергия. Това предизвиква силен интерес в научната област. Става ясно, че може да бъде създадено ядрено оръжие с невероятна разрушителна мощ.

По-нататъшният напредък на физиката на атома се дължи основно на построяването на ускорители на частици през 50-те които позволяват на учените да изследват взаимодействията между атоми при високи енергии. Установява се, че неутроните и протоните са всъщност адрони и са съставени от кварки. Развит е стандартният модел, който обяснява успешно свойствата на ядрото, както и електромагнитното, слабото и силното взаимодействие на всички елементарни частици.

Строеж

Субатомни частици

Макар че първоначално терминът атом означава частица, която не може да бъде разделена на по-малки части, в съвременната наука атомът се разглежда като съставен от субатомни частици. Обикновено атомите се състоят от електрони, протони и неутрони, но атомът на водород 1 не съдържа неутрони, а водородният йон – и електрони.

Електронът е най-леката от тези субатомни частици с маса 9,11 × 10⁻²⁸ g, отрицателен електрически заряд и размер, прекалено малък, за да бъде измерен с известните днес техники. Протоните имат положителен заряд и свободна маса, 1836 пъти по-голямо от тази на електроните (1,6726 × 10⁻²⁴ g). Неутроните нямат електрически заряд, а свободната им маса е 1839 пъти по-голяма от тази на електроните (1,6929 × 10⁻²⁴ g). Неутроните и протоните имат сравними размери, около 2,5 × 10⁻¹⁵ m, макар че повърхността на тези частици не е строго определена.

В Стандартния модел протоните и неутроните са съставени от елементарни частици, наречени кварки. Кваркът принадлежи към групата частици фермиони и заедно с лептона (пример за който е електронът) се считат за двете основни съставящи на материята. Има шест различни кварка, като всеки от тях има различен дробен електричен заряд +2/3 или −1/3. Протоните се състоят от два горни кварка и един долен кварк, а неутронът се състои от един горен кварк и два долни кварка. Това различие отразява различните маса и заряд на двете частици. Кварките се държат заедно благодарение на силното ядрено взаимодействие, чиито носители са глуоните. Глуонът е член на групата калибровъчни бозони.

Ядро

Енергия на свързване на нуклеона в ядрото за различни изотопи.

Всички протони и неутрони в атома са свързани в атомно ядро, в което е съсредоточена 99% от масата на атома, и се наричат нуклеони. Радиусът на дадено ядро е приблизително равен на $\scriptstyle 1.07 \sqrt[3]{A} \text{ fm}$, където с A е означен общият брой нуклеони. Това е много по-малко от радиуса на атома, който е от порядъка на 10⁵ fm. Нуклеоните са свързани с помежду си с ядрени сили, които действат само на късо разстояние и например на по-малко от 2.5 fm са по-силни от електростатичната сила която кара положително заредените протони да се отблъскват.

Атомите на един и същ химичен елемент имат винаги еднакъв брой протони, наречен атомен номер. За даден елемент броят на неутроните може да варира, като определя различни изотопи на елемента. Общият брой на протоните и неутроните определя нуклида на елемента. Отношението на броят на неутроните към броя на протоните определя стабилността на ядрото, като някои изотопи претърпяват радиоактивен разпад, след който ядрото преминава в по-стабилно състояние (с по-близък брой протони и неутрони). С нарастването на атомния номер ядрата стават все по-нестабилни и над атомен номер Z = 20 (калций) не съществуват ядра с равен брой протони и неутрони; а с по-нататъшното нарастване на Z отношението на неутроните към протоните за достигане на стабилност се увеличава до около 1.5.

Илюстрация на термоядрен синтез: два протона се сливат в ядро на деутерий, съдържащо протон и неутрон. Отделят се позитрон (e⁺) и неутрино.

Броят на протоните и неутроните в ядрото може да се променя, макар и за това да е необходима много голяма енергия — протича сливане или термоядрен синтез. Например в Слънцето протичат термоядрени реакции, при които на протоните са необходими енергии от 3–10 MeV, за да се слеят. Противоположният процес се нарича ядрено делене — ядрото се разцепва на по-малки части, обикновено чрез радиоактивен разпад. Ядрото може да се променя и чрез бомбардирането му с фотони или субатомни частици с висока енергия. Ако при това броят на протоните в ядрото се променя, се получава друг химичен елемент.

Ако масата на продукта на термоядрения синтез е по-малка от сумата на масите на отделните частици, разликата може да бъде излъчена във вид на енергия (като например гама лъчи, или като кинетична енергия на бета частица), според формулата на Алберт Айнщайн за равенство на маса и енергия, E = mc², където m е разликата в масите и c е скоростта на светлината. Този дефицит е част от енергията на свързване на новото ядро и именно това, че не подлежи на възстановяване по естествен начин, е причина съединилите се частици да останат заедно.

Сливането на две ядра на елементи с атомен номер, по-малък от желязо и никел (общ брой нуклеони около 60) обикновено е екзотермична реакция, която освобождава повече енергия, отколкото е необходима за сливането им. Именно този процес на освобождаване на енергия прави процеса на термоядрен синтез в звездите самоподдържаща се реакция. При по-тежките ядра, енергията на свързване на нуклеоните в ядрото започва да намалява. Това означава, че процесите на сливане, при които продуктите имат атомен номер над 26 и атомна маса над 60 е ендотермичен процес. Тези по-масивни ядра не могат да осъществят самоподдържаща се реакция.

Електронен облак

Потенциална яма: ако потенциалната енергия е V(x), то частица с енергия E, по-малка от V(x), се задържа в диапазона от положения между x₁ и x₂.

Електроните в атома се привличат към протоните в ядрото от електромагнитна сила. Тя държи електроните в електростатична потенциална яма около ядрото, поради което за тяхното отделяне от него е необходим външен източник на енергия. Колкото по-близо до ядрото е разположен електронът, толкова по-голяма е енергията, необходима за отделяне.

Електроните, както и другите частици, имат едновременно свойства на частица и вълна. Електронният облак е област от потенциалната яма, в която всеки електрон образува своеобразна триизмерна стояща вълна - вълнова форма, неподвижна спрямо ядрото. Това поведение се определя от атомна орбитала, математическа функция, характеризираща вероятността електронът да се окаже на дадено място при измерване на положението му. Около ядрото съществува само дискретно (квантувано) множество от такива орбитали, тъй като останалите възможни вълнови форми са нестабилни. Орбиталите може да имат структура и се различават една от друга по размер, форма и ориентация.

Вълнови функции на първите пет атомни орбитали. Всяка от трите 2p орбитали има възел който има ориентация и минимум в центъра.

Всяка атомна орбитала съответства на определено енергийно ниво на електрона. Електронът може да премине към по-високо енергийно ниво, поглъщайки фотон с енергия, достатъчна, за да го премести в ново квантово състояние. По подобен начин, при спонтанно излъчване на фотон електронът може да се премести на по-високо енергийно ниво. Тези специфични енергийни стойности, съответстващи на енергиите на квантовите състояния, са причината за атомните спектрални линии.

Количеството енергия, необходимо за отделяне или добавяне на електрон - енергията на свързване, е много по-малко от съответното количество енергия за нуклеоните. Например, отделянето на електрон от водороден атом изисква само 13,6 eV, докато за разделянето на ядро на деутерий са нужни 2,23 × 10⁶ eV.

Атомите нямат електрически заряд, когато съдържат еднакъв брой протони и електрони. Атоми, които имат различен дефицит или излишък на електрони се наричат йони. Електроните, най-отдалечени от ядрото, могат да преминават към други близко разположени атоми или да се споделят между повече от един атом. По този начин атомите могат да се свързват в молекули и други химични съединения, като например кристали.

Свойства

Ядрени свойства

По дефиниция, два атома с еднакъв брой протони, принадлежат на един и същ химичен елемент. Атоми с еднакъв брой протони, но различен брой неутрони и съответно различни масови числа са изотопи на този химичен елемент. Например, всички водородни атоми имат един протон, но съществуват следните изотопи: без неутрон водород-1, с един неутрон (деутерий), два неутрона (тритий) както и изотопи с повече неутрони. Най-често срещан е водород-1 и той се подразбира, когато се каже водороден атом (понякога се нарича и протий). Известните химични елементи съдържат от един (водород) до 118 (унуноктий) протона. Всички известни изотопи на елементите с атомни номера над 82 са радиоактивни.

На Земята съществуват в естествен вид около 339 нуклида, от тях 255 (около 75%) не са наблюдавани да се делят и се наричат "стабилни изотопи". От тях обаче само 90 са истински стабилни; останалите теоретично могат да се разпаднат, но тъй като това не е наблюдавано, те също се класифицират като стабилни. Други 33 радиоактивни нуклида имат период на полуразпад над 80 милиона години, т.е. съществуват от раждането на Слънчевата система. Тази набор от 288 нуклида е известен като „първични нуклиди“. Останалите 51 нуклида с по-къс живот се срещат в природата като продукти на разпад на първичните нуклиди, например радий от уран), или като продукти от естествени процеси като бомбардирането на Земята с космически лъчи — въглерод-14.

Маса

Масата на атома е съсредоточена в протоните и неутроните и общият им брой се нарича масово число. Масата на атома в покой често се изразява в единици за атомна маса (u), наричана също далтон (Da). Тази единица се дефинира като една дванайсета от масата на свободен неутрален атом на въглерод-12 (¹²С), която е приблизително 1.66×10^-27u kg}}. Атомът на водорода, който е най-лекият изотоп на водорода и е атомът с най-малка маса, има атомно тегло 1.007825 u. Всеки атом има маса, приблизително равна на произведението на масовото му число и единицата за атомна маса. Най-тежкият стабилен атом е олово-208, с маса от около 207.9766521 u.

Тъй като и най-тежките атоми са с много малка маса, за практически цели химиците използват едницата за количество вещество мол. Един мол от всеки елемент съдържа винаги един и същ брой атоми (число на Авогадро N_A = 6,023×10²³ mol^-1). Тази константа е избрана така, че ако един елемент има атомна маса от 1 u, то един мол атоми от този елемент ще тежи един грам. От дефиниията на единица за атомна маса пряко следва, че въглеродът има атомна маса точно 12 u, а мол въглеродни атоми тежи точно 0.012 kg.

Размер и форма

Макар че атомите нямат рязко очертана външна граница, обикновено размерът им се оценява с атомен радиус. Той е мярка за разстоянието, до което се разпростира електронният облак от ядрото. Това понятие обаче предполага сферична форма на атома, което е валидно само в отделни случаи. Атомният радиус може да се оцени в случаите, когато два атома образуват химична връзка. Той варира според атомния номер, вида на химичната връзка, броя на съседните атоми (координационно число) и квантово-механичното свойство спин. В Периодичната система атомният радиус нараства в посока надолу, но намалява отляво надясно в един и същи ред. Следователно, най-малкият атом е хелий с радиус от 32 pm, докато един от най-големите е цезий с 225 pm.

В присъствие на външни полета, като електрично поле, формата на атома може да се отклонява от сферичната. Деформираността зависи от големината на полето и вида на външната електронна обвивка и може да се определи с математическия апарат на теория на групите. Отклонения от сферичната форма например се наблюдават при кристалите. Значителни деформации във вид на елипсоиди са наблюдавани при йони на сярата в съединения от типа на пирит.

В сравнение с дължината на вълната на светлината във видимия спектър (400–700 nm) атомите са много малки и затова не могат да бъдат наблюдавани директно с оптичен микроскоп. Отделни атоми могат обаче да се наблюдават със сканиращ тунелен микроскоп. За да се онагледи малкият размер на атома, може да се използва сравнението с човешки косъм: той е дебел около 1 милион въглеродни атома. Капка вода съдържа около 2 х10²¹ атома кислород и два пъти повече атоми водород. Един карат диамант с маса от 2х10^-4kg съдържа около 10²² атома въглерод. Ако си представим една ябълка с размера на Земята, тогава атомите на ябълката биха били приблизително с размера на истинска ябълка.

Радиоактивен разпад

Период на полуразпад (T_½) на различни изотопи със Z протона и N неутрона.

Всеки нестабилен изотоп претърпява радиоактивен разпад, при което продуктите на разпада са частици или електромагнитно излъчване. Радиоактивност се наблюдава когато радиусът на ядрото е по-голям от силата на силно ядрено взаимодействие, която действа на разстояния от порядъка на 1 fm.

Най-честите видове радиоактивен разпад са:

• алфа разпадът е спонтанното разпадане на атомното ядро, вследствие на което се получават дъщерно ядро и α-частица (ядро на ⁴He). Алфа частиците се състоят от два протона и два неутрона. Алфа разпадът е характерен за тежките ядра, с масово число А≥140. Резултатът е нов елемент с по-нисък атомен номер.
• бета разпадът се подчинява на силите на слабо ядрено взаимодействие и при него настъпва превръщане на неутрон в протон или обратно. В първия случай се отделя електрон (с отрицателен заряд) и антинеутрино, а във втория позитрон (с положителен) и неутрино. Електронът и позитронът се наричат бета частици и имат по-голяма проникваща способност. Отделянето на бета частица води до промяна на атомния номер на химичния елемент с единица.
• Понятието „гама разпад“ почти не се използва, но описва промяната на енергийното състояние на ядрото чрез изпускане на гама лъчи, която съпътствува алфа и бета разпада.

Всеки радиоактивен изотоп има характерно време на живот или период на полуразпад - времето, необходимо за разпад на половината (50%) от разглеждания образец. Процесът е експоненциален и намалява т.е.след един период на полуразпад остават 50%, след два периода на полуразпад остават 25% и т.н.

Магнитен момент

Елементарните частици притежават вътрешна квантова характеристика, нямаща еквивалент в класическата механика — спин. Тя е аналогична на момента на импулса на тяло, въртящо се около център на масите, макар че стриктно погледнато тези частици се разглеждат като точки и не могат да се въртят. Спинът се измерва в единици редуцирана константа на Планк (ħ), като електроните, протоните и неутроните имат полуцял спин ½ ħ. В атома, движещите се около ядрото електрони освен спин притежават орбитален „момент на импулса“, измерван с орбиталното квантово число, докато самото ядро също притежава спин.

Атомът притежава свое магнитно поле, получено от тези различни видове спин, точно както едно класическо електрически заредено тяло при въртене произвежда магнитно поле. Поради това, че електроните се подчиняват на принципа на Паули, според който два електрона не могат да се намират в едно и също квантово състояние, в една атомна орбитала може да има най-много два електрона, но с противоположни спинове. Така тези спинове се неутрализират и общият диполен магнитен момент в някои атоми с четен брой електрони става нула..

В някои атоми с нечетен брой електрони (например на феромагниттните елементи като желязо) се съдържат несдвоени електрони и поне един некомпенсиран спинов магнитен диполен момент. Орбиталите на съседно разположени атоми се припокриват и състоянието с най-ниска енергия е онова, при което спиновете на несдвоените електрони са паралелни. Този ефект се нарича обменно взаимодействие. При това подреждане на магнитните моменти на атомите се получава измеримо по големина собствено магнитно поле. Парамагнитните материали имат атоми със собствен магнитен момент, който под действието на външно поле се ориентира по посока на полето и така създават резултантно поле, превишаващо външното. В отсъствието на външно магнитно поле обаче собствените магнитни моменти на атомите са ориентирани напълно хаотично поради топлинното движение.

Ядрото на атома също има спин различен от нула. При нормални условия тези ядра са ориентирани хаотично, но някои изотопи с нечетен брой протони притежават спин, коийто при определени условия може да бъде ориентиран в една посока. Това свойство намира важно практическо приложение в магнитно-резонансната томография.

Енергетични нива

Когато електронът е в свързано състояние в атома, неговата потенциална енергия е обратно пропорционална на разстоянието му до ядрото. Експериментално тя се измерва като енергията, необходимо за откъсване на електрона в единици електронволт (eV). В квантово-механичния модел свързаният електрон може да заема само определен набор от състояния и всяко състояние има определена специфична енергия. Състоянието с най-ниска енергия се нарича основно състояние, а всяко състояние с по-висока енергия се нарича възбудено състояние.

Преминаването на електрон от едно в друго състояние става с излъчване или поглъщане на фотон с енергия, равна на разликата в енергиите на двете състояния. Тъй като енергията на излъчения (погълнатия) фотон е с определена честота, тези фотони се регистрират като специфични линии в електромагнитния спектър. Всеки химичен елемент има характерен спектър, който зависи от множество фактори: заряд на атомното ядро, степен на запълване на електронните подслоеве, наличие на електромагнитни взаимодействия и т.н.

Пример на спектрални линии на поглъщане.

Спектроскопските измервания на яркостта и ширината на спектралните линии позволяват да се получи информация за състава и физическите свойства на изследваните материали.

При по-близко изучаване някои спектрални линии се оказват съставени от отделни компоненти и това се проявява, когато атомът се намира във външно поле. Например ефектът на Зееман се наблюдава в присъствието на магнитно поле и се дължи на придобиването на допълнителна енергия от електроните. Присъствието на външно електрично поле също може да доведе до подобно разцепване и леко изместване на спектралните линии — този ефект се нарича ефект на Щарк.

Ако свързан електрон се намира във възбудено състояние, при взаимодействието му с фотон с подходяща енергия може да настъпи стимулирана емисия. Това свойство се използва за направата на лазери, които произвеждат монохроматична, кохерентна, насочена светлина с голяма яркост.

Валентност и химична връзка

Най-външният електронен слой на атома е известен като валентен слой и електроните в него се наричат валентни електрони. Броят на валентните електрони определя характера на химичната връзка на атома с други атоми. Атомите се стремят да реагират един с друг по начин, който да запълва (или изпразва) техните валентни слоеве. Например обменът на електрон е добра апроксимация за онагледяване на химичната връзка между атом с един електрон във валентния слой и атом с един недостигащ електрон във валентния слой, например натриев хлорид или други йонни соли. Много от химичните елементи обаче имат няколко валентности или пък участват с различен брой електрони в различни химични съединения. В тези случаи химичната връзка е с много по-сложен механизъм на споделяне на електроните. Пример за такива сложни връзки е въглеродът в органичните съединения.

В Периодичната система химичните елементи с една и съща валентност образуват една група на периодичната система, която се изобразява като една колона в таблицата. Хоризонталните редове се наричат периоди и отразяват постепенното запълване на валентния слой с електрони. Елементите, които са най-вдясно на таблицата имат запълнен валентен слой и това се отразява на химичните им свойства — те са известни като инертни газове.

Състояния

Илюстрация на формирането на Бозе-Айнщайнова кондензация.

Групи от много атоми могат да съществуват в различни агрегатни състояния в зависимост от физическите условия като температура и налягане. При промяна на условията, веществата могат да преминават от едно агрегатно състояние в друго: твърдо тяло, течност, газ и плазма. В едно агрегатно състояние е възможно един материал да съществува в няколко алотропни форми, например въглеродът може да се срещне като графит или диамант.

При температури близки до абсолютната нула атомите могат да образуват Бозе-Айнщайнова кондензация, при което в макроскопичен мащаб започват да се проявяват квантово-механичните ефекти, които иначе се наблюдават само в микроскопичен мащаб. Този супер охладен ансамбъл от атоми започва да се държи като един „супер атом“, което позволява да се направят проверки на квантово-механичното му поведение.

Тази страница частично или изцяло представлява превод на страницата „Atom“ в Уикипедия на английски. Оригиналният текст, както и този превод, са защитени от Лиценза „Криейтив Комънс - Признание - Споделяне на споделеното“, а за съдържание, създадено преди юни 2009 година — от Лиценза за свободна документация на ГНУ. Прегледайте историята на редакциите на оригиналната страница, както и на преводната страница, за да видите списъка на съавторите.

Източници

Цитирани източници

• L'Annunziata, Michael F.. Handbook of Radioactivity Analysis. Academic Press, 2003. ISBN 0-12-436603-1. OCLC 16212955.
• Bell, R. E. Gamma-Rays from the Reaction H¹(n,γ)D² and the Binding Energy of the Deuteron. // Physical Review 79 (2). 1950. DOI:10.1103/PhysRev.79.282. с. 282–285.
• Brucat, Philip J. The Quantum Atom. // University of Florida, 2008. Посетен на 2007-01-04.
• Beyer, H. F. и др. Introduction to the Physics of Highly Charged Ions. CRC Press, 2003. ISBN 0-7503-0481-2. OCLC 47150433.
• Choppin, Gregory R., Liljenzin, Jan-Olov, Jan, Jan. Radiochemistry and Nuclear Chemistry. Elsevier, 2001. ISBN 0-7506-7463-6. OCLC 162592180.
• Dalton, J.. A New System of Chemical Philosophy, Part 1. London and Manchester, S. Russell, 1808.
• Demtröder, Wolfgang. Atoms, Molecules and Photons: An Introduction to Atomic- Molecular- and Quantum Physics. 1st. Springer, 2002. ISBN 3-540-20631-0. OCLC 181435713.
• Feynman, Richard. Six Easy Pieces. The Penguin Group, 1995. ISBN 978-0-14-027666-4. OCLC 40499574.
• Fowles, Grant R.. Introduction to Modern Optics. Courier Dover Publications, 1989. ISBN 0-486-65957-7. OCLC 18834711.
• Gangopadhyaya, Mrinalkanti. Indian Atomism: History and Sources. Atlantic Highlands, New Jersey, Humanities Press, 1981. ISBN 0-391-02177-X. OCLC 10916778.
• Goodstein, David L.. States of Matter. Courier Dover Publications, 2002. ISBN 0-13-843557-X.
• Harrison, Edward Robert. Masks of the Universe: Changing Ideas on the Nature of the Cosmos. Cambridge University Press, 2003. ISBN 0-521-77351-2. OCLC 50441595.
• Herter, Terry. Lecture 8: The Hydrogen Atom. // Cornell University, 2006. Посетен на 2008-02-14.
• Iannone, A. Pablo. Dictionary of World Philosophy. Routledge, 2001. ISBN 0-415-17995-5. OCLC 44541769.
• Jevremovic, Tatjana. Nuclear Principles in Engineering. Springer, 2005. ISBN 0-387-23284-2. OCLC 228384008.
• King, Richard. Indian philosophy: an introduction to Hindu and Buddhist thought. Edinburgh University Press, 1999. ISBN 0-7486-0954-7.
• Lequeux, James. The Interstellar Medium. Springer, 2005. ISBN 3-540-21326-0. OCLC 133157789.
• Levere, Trevor, H.. Transforming Matter – A History of Chemistry for Alchemy to the Buckyball. The Johns Hopkins University Press, 2001. ISBN 0-8018-6610-3.
• Encyclopedia of Electrical and Electronics Engineering: Magnetic Resonance Imaging. John Wiley & Sons, 1999. ISBN 0-471-13946-7. с. 412–26. Посетен на 2008-01-09.
• McEvilley, Thomas. The shape of ancient thought: comparative studies in Greek and Indian philosophies. Allworth Press, 2002. ISBN 1-58115-203-5.
• MacGregor, Malcolm H.. The Enigmatic Electron. Oxford University Press, 1992. ISBN 0-19-521833-7. OCLC 223372888.
• Mulliken, Robert S. Spectroscopy, Molecular Orbitals, and Chemical Bonding. // Science 157 (3784). 1967. DOI:10.1126/science.157.3784.13. с. 13–24.
• Manuel, Oliver. Origin of Elements in the Solar System: Implications of Post-1957 Observations. Springer, 2001. ISBN 0-306-46562-0. OCLC 228374906.
• Mazo, Robert M.. Brownian Motion: Fluctuations, Dynamics, and Applications. Oxford University Press, 2002. ISBN 0-19-851567-7. OCLC 48753074.
• Mills, Ian и др. Quantities, Units and Symbols in Physical Chemistry. 2nd. Oxford, International Union of Pure and Applied Chemistry, Commission on Physiochemical Symbols Terminology and Units, Blackwell Scientific Publications, 1993. ISBN 0-632-03583-8. OCLC 27011505.
• Moran, Bruce T.. Distilling Knowledge: Alchemy, Chemistry, and the Scientific Revolution. Harvard University Press, 2005. ISBN 0-674-01495-2.
• Myers, Richard. The Basics of Chemistry. Greenwood Press, 2003. ISBN 0-313-31664-3. OCLC 50164580.
• Padilla, Michael J. и др. Prentice Hall Science Explorer: Chemical Building Blocks. Upper Saddle River, New Jersey USA, Prentice-Hall, Inc., 2002. ISBN 0-13-054091-9. OCLC 47925884.
• Pais, Abraham. Inward Bound: Of Matter and Forces in the Physical World. New York, Oxford University Press, 1986. ISBN 0198519710.
• Pauling, Linus. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press, 1960. ISBN 0-8014-0333-2. OCLC 17518275.
• Pfeffer, Jeremy I.. Modern Physics: An Introductory Text. Imperial College Press, 2000. ISBN 1-86094-250-4. OCLC 45900880.
• Ponomarev, Leonid Ivanovich. The Quantum Dice. CRC Press, 1993. ISBN 0-7503-0251-8. OCLC 26853108.
• Roscoe, Henry Enfield. John Dalton and the Rise of Modern Chemistry. New York, Macmillan, 1895. Посетен на 2011-04-03.
• Scerri, Eric R.. The periodic table: its story and its significance. Oxford University Press US, 2007. ISBN 0-19-530573-6.
• Fundamentals of Nuclear Science and Engineering. CRC Press, 2002. ISBN 0-8247-0834-2. OCLC 123346507.
• Siegfried, Robert. From Elements to Atoms: A History of Chemical Composition. DIANE, 2002. ISBN 0-87169-924-9. OCLC 186607849.
• Sills, Alan D.. Earth Science the Easy Way. Barron's Educational Series, 2003. ISBN 0-7641-2146-4. OCLC 51543743.
• Smirnov, Boris M.. Physics of Atoms and Ions. Springer, 2003. ISBN 0-387-95550-X.
• Teresi, Dick. Lost Discoveries: The Ancient Roots of Modern Science. Simon & Schuster, 2003. ISBN 0-7432-4379-X. с. 213–214.
• Editor-in-chief, David R. Lide. Handbook of Chemistry & Physics. 88th. CRC, 2002. ISBN 0-8493-0486-5. OCLC 179976746. Посетен на 2008-05-23.
• Woan, Graham. The Cambridge Handbook of Physics. Cambridge University Press, 2000. ISBN 0-521-57507-9. OCLC 224032426.
• Wurtz, Charles Adolphe. The Atomic Theory. New York, D. Appleton and company, 1881. ISBN 0-559-43636-X.
• Radiation Science for Physicians and Public Health Workers. Springer, 2001. ISBN 0-306-46403-9. OCLC 44110319.
• Zumdahl, Steven S.. Introductory Chemistry: A Foundation. 5th. Houghton Mifflin, 2002. ISBN 0-618-34342-3. OCLC 173081482. Посетен на 2008-02-05.