Atomi ja kemian peruskäsitteitä demo2019-12-30T14:12:35+02:00

1.1 Peruskäsitteitä

1.1.1 Atomin rakenne

Kaikki aine koostuu alkuaineista ja alkuaineen yksikkö on atomi. Atomi koostuu positiivisesta ytimestä ja negatiivisesta elektroniverhosta. Jokaisella alkuaineella on ytimessään positiivisesti varautuneita (Q=e) protoneja, ja atomilla on ympärillään yhtä monta negatiivisesti varautunutta (Q=-e) elektronia, kuin sillä on protoneja. Lisäksi ydin sisältää neutroneita, joilla ei ole varausta, eikä niillä ole vaikutusta atomin kemiallisiin ominaisuuksiin. Atomi on siis ulkoisesti neutraali
eli sillä ei ole ulospäin näkyvää sähkövarausta.

99,99 % atomin massasta sijaitsee sen ytimessä, mutta ytimen halkaisija on vain noin 1/10000 koko atomin halkaisijasta. Protonien määrä ytimessä kertoo, mikä alkuaine on kyseessä. Neutronien määrä ytimessä voi vaihdella saman alkuaineen eri
isotooppien kesken. Isotoopit ovat siis samaa alkuainetta olevia atomeja, joilla on ytimessään keskenään eri määrä neutroneja.

Atomien massat ovat hyvin pieniä, joten atomien massojen kuvaamisessa käytetään atomimassayksikköä u. Yksi u on 1/12 hiili-12 isotoopin massasta. Hiili-12 –isotoopin massa on siis tasan 12u. Luonnossa kustakin alkuaineesta esiintyy useita isotooppeja. Taulukoissa ilmoitetaan kyseisen alkuaineen keskimääräinen massa eli suhteellinen atomimassa. Se muodostetaan laskemalla massakeskiarvo isotooppien esiintyvyydellä painotettuna.

Huom! Atomin massa on aina sen rakenneosien summaa pienempi, koska massaa muuttuu energiaksi ytimen muodostuessa. Tämä energia on ytimen sidosenergia! Ilmiötä kutsutaan massavajeeksi. Massavajeen vuoksi atomin kokonaismassaa ei siten voi tarkalleen määrittää laskemalla yhteen atomin sisältämien protonien, elektronien ja neutronien massat.

Hiili 12- isotoopin massa
Kuva 1.1: Hiili-12 isotoopin massa on tasan 12 atomimassayksikön suuruinen. Kyseinen atomi koostuu 6 protonista, 6 elektronista ja 6 neutronista. Näiden rakenneosien yhteenlaskettu massa on itse atomin massaa suurempi.

1.1.2 Ionit

Ioni eroaa atomista siten, että sillä on eri määrä elektroneja elektroniverhossaan, kuin mitä sillä on protoneja ytimessään. Sen takia sillä on ulkoinen sähkövaraus (positiivinen tai negatiivinen). Tämän varauksen suuruus on alkeisvarauksen (e=1,6021773\cdot10^{-19}\,C) moninkerta.

Ionien liittyessä toisiinsa syntyy ioniyhdisteitä eli suoloja, kuten esimerkiksi ruokasuola natriumkloridi, NaCl. Suolat syntyvät, kun negatiiviset ja positiiviset ionit vetävät toisiaan puoleensa ja kasaantuvat yhteen ionihilaksi.

Myös atomit voivat liittyä keskenään yhteen! Molekyylit ovat vähintään kahden toisiinsa sitoutuneen atomin muodostamia rakenneosia. Esimerkiksi hengitysilmastamme noin 80 % koostuu typpimolekyyleistä N_{2}. Siinä kaksi typpiatomia liittyvät yhteen ja muodostavat alkuainemolekyylin. Kaksi tai useampi erilaista atomia voivat muodostaa keskenään molekyyliyhdisteitä, kunhan ne liittyvät yhteen kovalenttisin sidoksin. Esimerkiksi vesi H_{2}O on tällainen molekyyli. Se sisältää yhden atomin happea (O) ja kaksi atomia vetyä (H). Kemiallisten yhdisteiden tyyppeihin sekä erilaisiin sidoksiin palataan tarkemmin luvussa 2.

1.2 Jaksollinen järjestelmä

1.2.1 Alkuaineen merkintätapa

Jokaisella alkuaineella on oma lyhenteensä, joka kertoo, mikä alkuaine on kyseessä. Esimerkiksi hiilen lyhenne on C. Ydinfysiikassa käytetään seuraavaa merkintätapaa: _{Z}^{A}X. Siinä X on alkuaineen lyhenne. Z kertoo alkuaineen järjestysluvun eli kuinka monta protonia sillä on ytimessään. A on massaluku eli protonien ja neutronien yhteismäärä.

slack-imgs-com

Kuva 1.2: Alkuaineiden jaksollinen järjestelmä (Kuvalähde: Wikipedia)

1.2.2 Ryhmät ja jaksot

Jaksollisen järjestelmän pystyrivejä kutsutaan ryhmiksi. Vastaavasti sen vaakarivit ovat jaksoja. Saman ryhmän atomeilla on yhtä monta elektronia uloimmalla elektronikuorellaan, ja saman jakson atomeilla on yhtä monta elektronikuorta. Elektronikuorista kerrotaan tarkemmin luvussa 1.3.

Alkuaineet jaetaan jaksollisessa järjestelmässä kolmeen pääluokkaan: metalleihin, puolimetalleihin ja epämetalleihin. Alkuaineen metalliluonne kasvaa järjestelmässä mentäessä kohti sen vasenta alanurkkaa. Vastaavasti epämetalliluonne tai elektronegatiivisuus (luku 2.2.1) kasvaa kohti oikeaa ylänurkkaa. Metalliluonteella tarkoitetaan atomin taipumusta luovuttaa elektroneja, ja epämetalliluonteella sen taipumusta vastaanottaa niitä. Toisin sanoen metallit muodostavat yleensä positiivisia ioneja, ja metallin ja epämetallin yhdisteissä epämetallilla on negatiivinen varaus.

Alkuaineiden atomikoko muuttuu ryhmän ja jakson mukaan säännönmukaisesti: ryhmissä alaspäin mentäessä atomikoko kasvaa, kun elektronikuorien lukumäärä kasvaa. Jaksoissa puolestaan atomikoko pienenee oikealle (epämetalleihin päin) mentäessä, sillä tällöin atomin ytimen koko kasvaa. Ytimellä on tällöin suurempi kyky vetää elektroneita puoleensa, joten elektronit ovat lähempänä ydintä.

Metallien reaktiivisuus kasvaa ryhmässä alaspäin mentäessä, kun elektronikuorien määrä kasvaa. Silloin atomin uloimmat elektronit ovat kauempana ytimen vaikutuspiiristä ja ne irtoavat helpommin. Lisäksi atomilla on tällöin erittäin paljon elektroneja, joten niiden väliset hylkimisvoimat kasvavat.

1.2.3 Pääryhmien ominaisuudet

Jaksollinen järjestelmä jaetaan pää- ja sivuryhmiin. Pääryhmiä ovat ryhmät 1-2 ja 13-18, sivuryhmiä ryhmät 3-12. Ensimmäistä pääryhmää kutsutaan alkalimetalleiksi. Niillä on uloimmalla kuorellaan vain yksi elektroni, jonka ne luovuttavat herkästi. Ne reagoivat siis erittäin helposti, eikä niitä sen takia esiinny luonnossa puhtaana. Vety sijaitsee samassa ryhmässä, mutta se ei silti ole alkalimetalli.

Toisen pääryhmän nimi on maa-alkalimetallit. Niillä on uloimmalla kuorellaan kaksi elektronia. Ne eivät ole aivan yhtä reaktiivisia kuin alkalimetallit, mutta nekin esiintyvät luonnossa usein yhdisteinä.

Kolmatta pääryhmää, ryhmää 13, kutsutaan booriryhmäksi. Sen ryhmän atomeilla on kolme ulkoelektronia, ja ryhmä koostuu lähes ainoastaan metalleista. Vain sen ylin alkuaine, boori, on puolimetalli. Hiiliryhmän (ryhmä 14) atomeilla on puolestaan neljä ulkoelektronia, typpiryhmän (ryhmä 15) atomeilla 5, happiryhmän (ryhmä 16) atomeilla 6, halogeeneilla (ryhmä 17) 7 ja jalokaasuilla (ryhmä 18) 8. Jalokaasuista ainoastaan heliumilla on kaksi ulkoelektronia, muilla kahdeksan. Epämetallien ominaisuuksia käsitellään tarkemmin luvussa 7.

1.3 Kvanttimekaaninen atomimalli

1.3.1 Bohrin atomimalli

Alkuaineen kemialliset ominaisuudet määräytyvät sen elektronirakenteen mukaan, joten elektronien sijoittuminen ytimen ympärille on arvokas tieto. Bohrin atomimallissa jokaiselle elektronikuorelle mahtuu 2n² elektronia, jossa n on kuoren järjestysluku ytimestä päin laskettuna. Alkuaineen elektronirakennetta kuvaa tarkemmin kvanttimekaaninen atomimalli.

Kuorimalli
Kuva 1.3: Atomin rakenne Bohrin atomimallin mukaan.

1.3.2 Elektronien sijoittuminen atomin ympärille

Elektronin energia tietyn atomin sisällä on kvantittunut. Se tarkoittaa, että elektronin energia ei voi lisääntyä tai pienetyä mielivaltaisen pienillä energian lisäyksillä, vaan energia muuttuu tietyin määrätynlaisin hyppäyksin tilasta toiseen olematta koskaan mitään siltä väliltä. Tätä ilmiötä voidaan verrata tikapuilla kävelyyn: askeleet ovat vain tietyn matkan päässä toisistaan, eikä kahden askelman väliin voi nousta.

Tästä syystä jokaisella atomin elektronilla on oma määrätty tasonsa tai energiatilansa, jossa se värähtelee. Törmäyttämällä energiaa sisältäviä valokvantteja eli fotoneja atomin elektroneihin voidaan elektronin energiaa ja värähtelytilaa saada muutettua atomin sisällä. Tällöinkin kuitenkin elektroni siirtyy vain tasolta toiselle, eikä koskaan jää tasojen väliin.

Elektroniverho muodostuu elektronikuorista eli erilaisista karkeista energiatasoista. Kullekin pääkuorelle mahtuu 2n^{2}-elektronia. Pääkuoria merkitään joskus myös kirjaimin: K,L,M,N…

Elektronikuoren sisällä elektronit jakaantuvat edelleen eri energiatasoihin eli orbitaaleihin. Niiden voidaan ajatella olevan ns. “alakuoria”. Orbitaali on elektronin sijainti atomissa eli kolmiulotteinen tila, jossa elektroni suurella todennäköisyydellä esiintyy. Kullekin orbitaalille mahtuu kaksi elektronia, jotka ovat samalla energiatasolla. Nämä kaksi elektronia ovat kuitenkin pyörimissuunnaltaa eli spiniltään erilaisia: spin ylös tai spin alas; \frac{1}{2} tai -\frac{1}{2}.

Stabiileja orbitaaleja on neljää eri tasoa: s, p, d ja f. Eri orbitaaleilla olevilla elektroneilla on keskenään eri energiatasot. Esimerkiksi s-orbitaali on alemmalla energiatasolla kuin p-orbitaali. S-orbitaaleja on kullakin pääkuorella 1 kpl, p-orbitaaleja 3 kpl, d-orbitaaleja 5 kpl ja f-orbitaaleja 7 kpl. Orbitaalien kappalemäärä tarkoittaa sitä, että kyseisellä energiatasolla on muuten samanlaisia, mutta eri avaruudellisiin suuntiin kulkevia orbitaaleja (kuvat 1.3 ja 1.4). Esimerkiksi kaikki p-orbitaalit ovat samalla energiatasolla, mutta ne kulkevat eri suuntiin (kuva 1.4).

Jokaiselle orbitaalille mahtuu kaksi elektronia. Kullakin pääkuorella s-orbitaaleille mahtuu siis yhteensä 2 elektronia, p-orbitaaleille 6, d-orbitaaleille 10 ja f-orbitaaleille 14 elektronia.

s-orbitaali

Kuva 1.4: s-orbitaalin muoto.

p-orbitaalit

Kuva 1.5: Yksi p-orbitaali muistuttaa muodoltaan kahta soikeaa ilmapalloa. P-orbitaalit (merkitään p_{x}, p_{y}, p_{z}) asettuvat avaruudessa kohtisuoraan toisiaan vasten.

1.3.3 Kvanttiluvut ja orbitaalien täyttymisjärjestys

Atomin elektronirakennetta kuvataan matemaattisesti kvanttilukujen avulla. Kvanttilukuja on neljä erilaista: Pääkvanttiluku (n) kuvaa karkeasti elektronin energiatasoa, eli sitä millä pääelektronikuorella elektroni sijaitsee. Pääkvanttiluku saa positiivisia kokonaislukuarvoja, siten että n ≥ 1. Joskus käytetään myös kirjaimia K, L, M, N ja niin edelleen.

Sivukvanttiluku (l) kuvaa, minkä muotoisella orbitaalilla elektroni värähtelee. Kuten aiemmin kerrottiin, orbitaaleja on neljää eri tyyppiä, joten l:n mahdollisia arvoja ovat s, p, d tai f. Kirjaimia vastaavat numerot ovat 0, 1, 2 ja 3.

Magneettinen kvanttiluku (m) määrittelee orbitaalin avaruudellisen suunnan magneettikenttään nähden. Magneettinen kvanttiluku saa sivukvanttiluvusta riippuen kaikki kokonaislukuarvot välillä -l\leq m_{l}\leq l. M:n mahdollisten arvojen lukumäärä kertookin, kuinka monta samanlaista, mutta erisuuntaista orbitaalia samalla pääkuorella on. Esimerkiksi p orbitaalia kuvaa sivukvanttiluku 1, joten m saa arvot -1, 0 ja 1. Näin ollen samalla kuorella on kolme p-orbitaalia, jotka voidaan erottaa toisistaan alaindeksein: p_{x}, p_{y} ja p_{z}.

Neljäs kvanttiluku eli spinkvanttiluku (s) kuvaa elektronin spiniä. Spin kuvaa tavallaan elektronin pyörimissuuntaa, mutta tätä ei voida täysin verrata makromaailmassa havaittavaan pyörimiseen. Samalla orbitaalilla sijaitsevilla elektroneilla on eri spinit: spin ylös tai spin alas.

Paulin kieltosäännön mukaan kahdella saman atomin elektronilla ei voi olla täysin samaa kvanttilukujen kombinaatiota, joten mikäli nämä elektronit sijaitsevat samalla pääkuorella ja samalla orbitaalilla, eli elektronien pää- (n), sivu- (l) ja magneettiset (m) kvanttiluvut ovat samat, täytyy näillä elektroneilla olla erisuuntaiset spinit (s).

Elektronit sijoittuvat perustilassa orbitaaleille minimienergiaperiaatteen mukaan. Elektronit siis värähtelevät sellaisessa tilassa, jossa niiden energia on mahdollisimman alhainen. Tästä seuraa, että kaikki saman pääkuoren orbitaalit eivät välttämättä täyty kokonaan ennen kuin seuraava pääkuori alkaa täyttyä. Esimerkiksi 4s-orbitaali täyttyy ennen 3d-orbitaaleja, koska sen energia on alhaisempi. Minimienergiaperiaatteesta on seurausta myös Hundin sääntö, jonka mukaan jokainen samanlainen orbitaali täyttyy ensin vain yhdellä elektronilla. Esimerkiksi kullekin p-orbitaalille sijoittuu ensin vain yksi elektroni, ja vasta tämän jälkeen niille voi sijoittua toinen, vastakkaisen spinin omaava elektroni.

Orbitaalien täyttymisjärjestys on seuraavanlainen: Kolmen ensimmäisen pääkuoren kohdalla ensin täyttyy pääkuoren s-orbitaali, ja tämän jälkeen saman kuoren p-orbitaalit. Neljännestä pääkuoresta alkaen täyttyy edelleen ensin s-orbitaali, mutta ennen p-orbitaaleja täyttyvät edellisen kuoren d-orbitaalit. Kuudennessa ja seitsemännessä jaksossa täyttyvät s- ja d-orbitaalien välissä vielä f-orbitaalit (6. jaksossa 4f- ja 7. jaksossa 5f-orbitaalit).

Täyttymisjärjestys: 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d,5p,6s,4f,5d,6p,7s,5f,6d,7p

Täyttymisjärjestyksestä seuraa, että atomin uloimmalla kuorella on aina korkeintaan 8 elektronia (oktetti).

Atomin elektronirakennetta kuvataan elektronikonfiguraation avulla. Siinä atomin kaikki tai halutessa vain uloimman kuoren elektronit ilmoitetaan pienienergisimmästä suurienergisimpään, toisin sanoen orbitaalien täyttymisjärjestyksessä. Elektronikonfiguraatiota kirjoitettaessa ensimmäisenä ilmoitetaan pääkuori, jolla elektroni sijaitsee, esimerkiksi numero 2 viittaa toiseen pääkuoreen. Seuraavaksi kirjoitetaan, minkä muotoisella orbitaalilla elektroni on, eli joko s, p, d tai f. Yhdistelmä 2s kuvaa siis toisen pääkuoren s-orbitaalia. Viimeiseksi, orbitaalin yläindeksillä ilmoitetaan kuinka monta elektronia kyseiselle orbitaalille on sijoittunut. Esimerkiksi merkintä 2s2 kuvaa, että atomin toisen pääkuoren s-orbitaalilla on kaksi elektronia. Samalla kuorella sijaitsevia samanmuotoisia orbitaaleja ei välttämättä erotella toisistaan elektronikonfiguraatiota kirjoitettaessa. Toisin sanoen merkintä 2p5 ei tarkoita, että yhdellä p-orbitaalilla olisi viisi elektronia, vaan kyseiset viisi elektronia ovat jakautuneet toisen pääkuoren kolmelle p-orbitaalille. Kun kirjoitetaan atomin koko elektronikonfiguraatio, saadaan käsitys siitä, mitkä kaikki orbitaalit sillä ovat miehitettyinä perustilassa. Esimerkiksi natriumin (Z=11) elektronikonfiguraatio on seuraavanlainen: 1s22s22p63s1.

Elektronitasot
Kuva 1.6: Kolmen täyden elektronikuoren elektronit. Nuolet kuvaavat yksittäistä elektronia, jonka spin on nuolen suunnasta riippuen ylös tai alas. Yhteen laatikkoon, joka tässä kuvaa yksittäistä orbitaalia, mahtuu kaksi elektronia.

Arseenin elektronirakenne
Kuva 1.7: Arseeniatomin elektronirakenne (1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{2}4s^{2}3d^{10}4p^{3}). Tässä kuvassa näkyy, kuinka 4s-orbitaali täyttyy ennen 3d-orbitaalia. Arseenin 4p-alataso täyttyy Hundin säännön mukaisesti, eli jokaisessa orbitaalissa on yksi elektroni ja näiden elektronien spinit ovat keskenään samat.

Kertaa!
Termit:
- atomi
- protoni
- neutroni
- elektroni
- isotooppi
- atomimassayksikkö
- ioni
- suola
- molekyyli
- jaksollinen järjestelmä sekä siihen liittyvät ryhmät ja jaksot
- järjestysluku
- massaluku
- alkalimetalli
- maa-alkalimetalli
- orbitaali
- elektronin kvanttiluku
- Paulin kieltosääntö
- Hundin sääntö
Mitä eroa on ionilla ja atomilla?
Mitä kaikkea tietoa alkuaineen merkintätavasta saa?
Miten atomin koko muuttuu jaksollisessa järjestelmässä?
Miten atomin elektronit täyttyvät kuorilleen eli miten muodostetaan atomin elektronikonfiguraatio?