Lehekülje Aatom lähteteksti vaatamine

{{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)]]}}
{| border="1" cellspacing="0" align="right" cellpadding="2" style="margin-left:1em" width=300
|-
! bgcolor=gray | '''''Heeliumi aatom'''''
|-
| align="center" | [[Pilt:Heeliumi_aatom.svg|300px|Heeliumi aatom põhiolekus]]
|-
| style="font-size: smaller; text-align: justify;" | [[Heelium]]i 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<sup>−10</sup>&nbsp;[[meeter|m]] ehk 100 000&nbsp;[[Femto-|fm]]) võrreldes aatomiga.

|-
! bgcolor=gray | Definitsioon
|-
|
{| align="center"
|-
| Vähim [[keemiline element|keemilise elemendi]] osa
|}
|-
! bgcolor=gray | Omadused
|-
|
{| align="center"
|-
| [[aatommass|Massivahemik]]: || 1,67 &times; 10<sup>−27</sup> kuni 4,52 &times; 10<sup>−25</sup>&nbsp;[[kilogramm]]i
|-
| [[Elektrilaeng]]: || null (neutraalne) ([[ioniseerimine|ioniseerimata aatom]])
|-
| [[Diameeter|Diameetri]] vahemik: || 62&nbsp;[[pikomeeter|pm]] ([[Heelium|He]]) kuni 520&nbsp;pm ([[Tseesium|Cs]])
|-
| [[Elementaarosake|Koostisosad]]: || [[Elektron]]id ja kompaktne [[nukleon]]idest ([[prooton]]id ja [[neutron]]id) koosnev [[aatomituum|tuum]]
|}
|}
'''Aatomiks''' ([[vanakreeka keel|vanakreeka]] sõnast ''ἄτομος'' (''átomos'') 'jagamatu') nimetatakse väikseimat osakest, mis säilitab talle vastava [[keemiline element|keemilise elemendi]] [[keemilised omadused]]. Aatomid võivad [[keemiline aine|aines]] esineda üksikuna või [[molekul]]ideks liitununa.

[[Keemia]] piirides on aatom jagamatu, füüsikaliste vahenditega aga saab teda lahutada [[elementaarosakesed|elementaarosakesteks]]. Aatomi ehitust võivad muuta looduslikud [[radioaktiivsus|radioaktiivsed]] protsessid ja aatomite pommitamine elementaarosakestega.

Aatomite puhul ei kehti [[klassikaline mehaanika|klassikalise mehaanika]] seadused; nende kirjeldamiseks tuleb kasutada [[kvantmehaanika]] mõisteid ja seaduspärasusi.

Aatom koosneb positiivse [[elektrilaeng]]uga [[aatomituum|tuum]]ast, mis paikneb aatomi keskel ning seda ümbritsevast sama suure negatiivse elektrilaenguga [[elektronkate|elektronkattest]]. Aatomi summaarne elektrilaeng on null. Niiviisi mõistetud aatomit nimetatakse '''neutraalseks aatomiks''' ehk '''ioniseerimata aatomiks'''. Laiemas mõttes nimetatakse '''aatomiteks''' ka [[ioniseeritud aatom]]eid. Ioniseeritud aatomid erinevad ioniseerimata aatomitest selle poolest, et: 

# nende elektronkatte elektrilaengu [[absoluutväärtus]] erineb tuuma elektronkatte omast; 
# nende summaarne elektrilaeng erineb nullist; 
# nad kuuluvad [[ioon]]ide hulka.

==Aatomi ehitus==
Aatom koosneb positiivse [[elektrilaeng]]uga [[aatomituum]]ast, mida ümbritseb negatiivselt laetud [[elektronkate]] ehk elektronkest. Viimane jaguneb [[elektronkiht]]ideks, mis omakorda koosnevad negatiivse [[elementaarlaeng]]uga [[elektron]]idest. Aatomi tuum annab 99,9% kogu aatomi [[mass]]ist; aatomi elektronkate määrab ära aatomi läbimõõdu. Vähima aatomi, [[vesinik]]u mass on suurusjärgus 10<sup>−27</sup> kg ja läbimõõt suurusjärgus 10<sup>−10</sup>&nbsp;m (ehk üks [[ongström]]).

== Aatomituum ==
{{vaata|Aatomituum}}

[[Aatomituum]] koosneb lähestikku asetsevatest [[nukleon]]idest – positiivse [[elektrilaeng]]uga [[prooton]]itest ja elektrilaenguta (neutraalsetest) [[neutron]]itest. Prootoni ja neutroni mass on ligikaudu võrdsed. Sõltuvalt tuuma koostisest ja energiatasemest jagunevad tuumad erinevateks [[nukliid]]ideks. 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 [[tuumalagunemine|laguneda]]. Sellised aatomid on [[radioaktiivsus|radioaktiivsed]]. Planeedi Maa looduses leiduvast 94 [[keemilised elemendid|keemilisest elemendist]] on esimesed 80 stabiilsete aatomituumadega, ülejäänud aga radioaktiivsed.

Nii prootonid kui ka neutronid on [[fermion]]id, mis tähendab, et nende kohta kehtib [[Pauli keeluprintsiip]] – kaks samas ruumiosas asuvat fermioni ei saa korraga olla samas [[kvantolek]]us. Prootonite ja neutronite olekud on määratud tuuma [[kvantarv]]udega ning neid nimetatakse ka [[tuumaorbitaal]]ideks. Prootonid ja neutronid ei saa Pauli keeluprintsiibi tõttu olla samas ruumipunktis.

[[Prooton]]ite arv tuumas ([[laenguarv]] ehk [[aatomnumber]] Z) määrab, millise [[Keemiline element|keemilise elemendi]] aatomiga on tegemist. Et prootonite arv tuumas võrdub ka elektronide arvuga elektronkattes ([[ioniseerimine|ioniseerimata]] aatomi korral), siis on erineva prootonite arvuga aatomitel erinevad [[keemilised omadused|keemilised]] ja optilised omadused.

Sama prootonite arvu, kuid erineva neutronite arvuga (N) aatomid on teineteise [[isotoop|isotoobid]]. Eri isotoopide keemilised omadused on reeglina väga sarnased (välja arvatud [[vesinik]]u 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 <math>{}^{A}_{Z}\mathrm{X}</math>, kus X on keemilise elemendi sümbol. Kui neutronite arv aatomis erineb oluliselt energeetiliselt kõige soodsamast (kõige madalama [[seoseenergia]]ga) neutronite arvust, on tuum ebastabiilne; sel juhul on tegu [[radioaktiivne isotoop|radioaktiivse isotoobiga]]. Viimane võib laguneda, kiirates [[radioaktiivne kiirgus|radioaktiivset kiirgust]].

Ehkki aatomituuma [[mass]] moodustab valdava osa aatomi massist, on tuuma läbimõõt umbes 100 000 korda väiksem kui aatomil tervikuna, st suurusjärgus 10<sup>−15</sup>&nbsp;m.

== Elektronkate, ioonid ja spektrid ==
{{vaata|Elektronkate}}

Aatomi elektronkate koosneb [[elektron]]idest, millel on negatiivne [[elektrilaeng]]. Elektronid ei tiirle ümber aatomi selle sõna klassikalises mõistes, vaid moodustavad [[elektronpilv]]e. 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 [[ioon]]iga. 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 [[molekul]]i 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 (nagu [[prooton]]id ja [[neutron]]idki) on [[fermionid]]. Seega kehtib ka nende kohta [[Pauli keeluprintsiip]], mis ei luba kahel elektronil olla samas ruumiosas samas energeetilises olekus ([[kvantolek]]us). Iga elektron, mis lisandub aatomi elektronkattesse, peab valima endale teistest elektronidest erineva energiatasemega [[aatomorbitaal]]i. Aatomorbitaalid on määratud elektronkatte [[kvantarv]]udega.

[[Elektronkatte peakvantarv]] (n) määrab ära [[elektronkiht|elektronkihi]], millel elektron asub. Täpse orbitaali määramiseks tuleb arvestada veel [[asimuudi kvantarv]]u (l), [[magnetiline kvantarv|magnetilise kvantarv]]u (m<sub>l</sub>) ja elektroni [[spinn]]iga.

Kui kõik aatomi elektronid asuvad madalaimates (vähima energiaga) lubatud [[kvantolek]]utes, siis on aatom [[põhiolek]]us. Kui mõni elektron neelab [[footon]]i (saab endale footoni energia), siis tõuseb ta mõnele kõrgemale vabale energiatasemele ja aatom läheb [[ergastatud olek]]usse. Tagasi põhiolekusse minnes kiirgab aatom [[footon]]i; sellega naaseb elektron vähima võimaliku energiaga [[kvantolek]]usse.

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 [[lainepikkus]]ega) footoneid. Sellest tuleneb erinevate aatomite erinev [[aatomispekter|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==
{{vaata|Aatomi mass}}
{{vaata|Aatommass}}
{{vaata|Isotoop}}
{{vaata|Massidefekt}}
Peaaegu kogu aatomi [[mass]] on koondunud tuuma. Elektronide mass moodustab aatomi massist alla ühe [[promill]]i.

Aatomi mass on suurusjärgus 10<sup>−27</sup> kg kuni 10<sup>−25</sup> kg. Et nii väikeste arvudega on tülikas opereerida, siis väljendatakse aatomi massi suhtena teatud kindla aatomi massiga. Seetõttu väljendatakse aatomi massi [[dimensioonita suurus]]ega, mida nimetatakse [[aatommass]]iks. Võrdlusalusena on varem kasutatud [[vesinik]]u ja [[hapnik]]u aatomit; aastal [[1961]] lepiti kokku kasutada isotoobi [[süsinik-12]] aatomit. Selle aatomi aatommass on definitsiooni järgi 12, nii et [[aatommassiühik]] (amü) on 1/12 süsinik-12 aatomi massist.

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

[[Heelium]] esineb ainult isotoobina <math>{}^{4}_{2}\mathrm{He}</math>. 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 [[massidefekt]]iks, läheb [[seoseenergia]] arvele. See energia vabaneb [[termotuumareaktsioon]]is, kus vesinikuaatomi tuumade liitumisel moodustub heeliumiaatomi tuum.

Aatomite (ja isotoopide) ning molekulide massi määramiseks kasutatakse tänapäeval [[massispektroskoopia]]t.

==Aatomi mõõtmed==
Aatomi mõõtmed määrab elektronkate.

Aatomi läbimõõdu suurusjärk on 10<sup>−10</sup>&nbsp;m. 
Ühte sentimeetrisse mahuks ritta asetatuna umbes 100 miljonit aatomit.

==Ajalugu==
{{vaata|Atomistika}}
{{vaata|Aatomimudel}}

===Antiikaja atomistika===
[[Atomistika]] pärineb [[vanakreeka filosoofia]]st. [[Aine ehitus]]t püüti kindlaks teha arutluste teel. Näiteks [[Anaxagoras]] pidas ainet [[lõputu jagatavus|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 [[aatom (filosoofia)|aatom]]iteks ning mida nad eristasid neid ümbritsevast [[tühjus]]est. 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===
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 [[keemiline element|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 aatomid ühinevad "liitaatomiteks" ([[molekul]]ideks). Edasine keemia areng lähtus nendest postulaatidest. Daltoni aatomiteooria seletas muuhulgas, miks elemendid osalevad [[keemiline reaktsioon|keemilistes reaktsioonides]] kindlates proportsioonides. Juba Dalton püüdis määrata aatomite massi, kuid esialgu ei õnnestunud seda õigesti teha muuseas sellepärast, et molekulide koostis polnud 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===
{{Vaata|Aatomifüüsika}}
Aastatel 1833–1834 leidis [[Michael Faraday]] [[elektrolüüs]]i uurides, et [[elektrivool]]u [[lahus]]tes peavad põhjustama [[elektrilaeng]]uga aatomid ning peab eksisteerima vähim elektrilaeng ([[elementaarlaeng]]). Aastal [[1897]] näitas [[Joseph John Thomson]], et [[gaas]]is võivad esineda ühe ja sama negatiivse elektrilaenguga osakesed, ning oletas, et see ongi vähim elektrilaeng. Neid osakesi hakati nimetama [[elektron]]ideks. Aastal [[1898]] näitas [[Wilhelm Wien]], et peavad eksisteerima ka positiivse elektrilaenguga osakesed. Neid hakati nimetama [[prooton]]iteks.

Pommitades aatomeid radioaktiivsetest ainetest pärinevate osakestega, leidis [[Ernest Rutherford]], et [[alfaosake]]sed 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 [[Päikesesüsteem]]i: aatomituum vastab [[Päike]]sele ja elektronid [[planeet]]idele. Aatomit hoiab koos elektriline külgetõmbejõud. See nn [[Rutherfordi aatomimudel]] oli vastuolus [[elektrodünaamika]]ga, mille järgi kiirust või liikumissuunda muutev elektron peab emiteerima [[elektromagnetkiirgus]]t 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 ja aatomite stabiilsus tervikuna peab tulenema tundmatutest [[loodusseadus]]test. 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 [[energia]]hulk, mis võrdub energianivoode [[vahe]]ga. Energia vabaneb [[elektromagnetkiirgus]]ena, [[footon]]itena; see toimub kindlate annustena ([[kvant]]idena); 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 perioodilisussüsteem]]is.

[[1919]]. aastal tekitas Rutherford maailmas esimesena kunstliku [[tuumareaktsioon]]i, pommitades [[lämmastik]]ku [[alfaosake]]stega.

[[Neutron]]i avastas [[1932]]. aastal [[James Chadwick]]. Alles siis jõuti [[aatomimudel]]ini, mille järgi [[aatomituum]] koosneb prootonitest ja [[neutron]]itest.

==Vaata ka==
*[[Aatomimudel]]

==Viited==
{{viited}}

== Välislingid ==
{{vikisõnaraamatus|aatom}}
{{vikitsitaadid}}
* [http://www.videoneat.com/documentaries/1810/astronomy/how-small-is-the-universe-2012-bbc-horizon-watch-online] (''ingliskeelne dokumentaal'')
* [https://www.youtube.com/watch?v=oQS6O2g26aY] (''Toomas Tamme loeng'')
* [https://digi.lib.ttu.ee/i/?837 "Aatomi ehitus. Keemiline side. Õppevahend"]. digi.lib.ttu.ee

[[Kategooria:Aatomifüüsika]]
[[Kategooria:Keemia]]