Atomo-teoria klasikoa

Materia zer den eta zerez osatua den jakin nahi izatea gizakiaren aspaldiko grina da, eta hainbat ideia eta teoria proposatu dira historian, Aro Modernora arte filosofiaren edo erlijioaren arloan sortuak. Izaera horren inguruko eztabaida bat, Antzinako Greziakoa, "jarraitutasuna/jarraitutasunik eza" zen: materia gero eta zati txikiagotan zatitu ahala, mugarik baden, eta, izatekotan, zein. Garai hartakoa da materia atomo izeneko partikula zatiezinez osaturik egon zitekeelako lehen ideia, Demokritok proposatu zuena hain zuzen ere. Baina, ondo jakina denez, Platonen eta Aristotelesen bestelako ideiak gailendu zitzaizkion materiaren osaeraren ikuspegi horri, eta hainbat mendetan bazterreratuta eta ahaztuta egon zen. XVII-XVIII. mendeetan, indarra hartu zuen berriro, eta fisika eta kimika modernoaren oinarrizko kontzeptua da.

Izan ere, kimikaren sorrerarekin batera hasi zen urratzen atomoaren ideia berreskuratzera eramango zuen bidea. Batez ere, honakoek zerikusi handia izan zuten horretan:

• Gasen portaeraren ikerkuntzaren ondoriozko legeak (Boyleren legea, Charles-Gay-Lussacen legea eta Daltonen legea).

• Lavoisierren masaren kontserbazioaren legea.

• Elementuen konbinazioaren legeek (Prousten proportzio finkoen legea eta Daltonen proportzio anizkoitzen legea).

Daltonen atomo-eredua

1808an, John Daltonek, aurreko lege enpirikoak esplikatu nahian, atomo-eredu bat postulatu zuen. Honela labur daitezke hark emandako postulatuak:

• Materia atomo izeneko partikula zatiezinez osatua da.

• Atomoak zatiezinak eta aldaezinak dira.

• Elementuak molekulak osatzeko konbinatzen dira, proportzio finkoan eta zenbakizko proportzio sinpleen arabera konbinatu ere.

Daltonen proposamena berehala onartu zuten kimikari gehienek. Urte askoan, atomoa materiaren partikularik txikiena zela eta, beraz, zatiezina zela uste izan zuten zientzialariek. Baina XIX. mendearen amaieran, atomoa zatiezina ez zela pentsarazteko lehen ebidentziak agertzen hasi ziren, eta, handik gutxira, erradioaktibitatearen aurkikuntzarekin, aldaezina ez zela ere argi ikusiko zuten zientzialariek.

Atomo-egituraren eredu modernoa

Atomoen barne-egitura zertan den jakitera iritsi izana hainbat arlotan egindako behaketei eta horien emaitzak esplikatzeko garatutako teoriei zor zaie. Behaketa horiek, batez ere, materiaren eta erradiazioaren arteko interakzioekin izan zuten zerikusia, baita argiaren izaerarekin berarekin ere. Hauek dira aipagarrienak:

• Elektrizitatea gasetan barrena eroatea eta horrelako saiakuntzetan egindako aurkikuntzak, batez ere elektroiarena (Joseph John Thomson).

• Erradioaktibitatea.

• Atomoen xurgapen- eta igorpen-espektroak eta horiek deskribatzeko aurkitutako lege enpirikoak (Rybergen formula).

• Gorputz beltzaren erradiazioa eta Max Planckek hori esplikatzeko proposatutako kuantu kontzeptua.

• Efektu fotoelektrikoa eta Albert Einsteinek hori esplikatzeko proposatutako fotoi kontzeptua.

• Mekanika kuantikoa eta horren barnean Werner Heisenbergen ziurgabetasunaren printzipioa eta Erwin Schrödingerren uhin-mekanika eta uhin-funtzioa.

Gaur egungo atomo-eredua nola garatu den azalduko dugu jarraian, eta aipatu ditugun esperimentu, aurkikuntza eta teoriak agertuko zaizkigu bidean.

Thomsonen eredua

Atomoaren eredu modernoraino eramango zuen bidearen lehen mugarria elektroiaren aurkikuntza izan zen (elektroi). 1897an, J.J. Thomsonek, katodo-izpien saiakuntzen emaitzak azaltzeko, izpiok karga negatiboa duten partikulak direla proposatu zuen, eta partikulok atomoa baino txikiagoak direla gainera. Hodian erabilitako gas desberdinetarako eta elektrodoak egiteko material desberdinetarako, beti q/m erlazio bera lortu zuen partikularako, eta erlazio hori ioi arinenaren (H+) 1/1.800 ingurukoa zela ere bai. Horretan oinarrituta, lehenago (1881ean) unitate horretarako George Johnstone Stoneyk teorikoki proposatua zuen elektroi kontzeptuarekin identifikatu zuen aurkitutako partikula.

Thomsonek erabilitako katodo-izpien hodia. Katodoak igorritako izpiak, eremu elektriko batean zehar igarotzean, desbideratu egiten dira, elektrodo positiborantz desbideratu ere (karga elektriko negatiboa dute, beraz). Eremu elektrikoarekin batera eremu magnetiko bat ezarriz, Thomsonek izpiak ez desbideratzea lortu zuen; horretara, izpien q /m erlazioa kalkulatu zuen. Erlazio hori beti bera zenez (hodiko gasa eta katodoaren materiala zein ere ziren), izpiok atomo guztien osagai komuna zen partikula batez osatuak zirela ondorioztatu zuen. Partikula hori elektroia zen

Thomsonek ez zuen elektroiaren karga bera neurtu; hori gerora egingo zuen R. A. Millikanek, 1913an, olio-tantaren esperimentu dotorean, eta 1,6 × 10–19 C balioa lortu zuen. Horretan oinarrituta, elektroiaren masa atomorik arinenarena (hidrogeno-ioiarena) baino 1.840 bider txikiagoa dela kalkula daiteke.

Nolanahi ere, Thomsonek elektroia aurkitu zuenean argi zegoen atomoa ez zela zatiezina, eta ereduren bat behar zen haren barne-osaera azaltzeko. Thomsonek berak proposatu zuen eredu bat, plum pudding edo plum cake delakoaren eredua hain zuzen ere. Eredua bi puntu nagusitan oinarritzen zen.

• Elektroiak negatiboak direnez eta atomoa neutroa, karga positiboa duen “zerbait” behar atomoaren baitan.

• Elektroiak edozein substantziaren atomoetatik erauz daitezke; materia positiboa, ordea, ez.

Funtsezko bi ideia horiek abiaburutzat harturik, Thomsonek honakoa postulatu zuen: atomoa masa "jariakor" positibo batez eta bertan, gereziak pastel batean bezala, kokatuta dauden elektroiez osatua dago. Elektroiak masa positiboan simetrikoki banatuta egonez gero, atomoa neutroa izan daiteke. Eredua esperimentalki egiaztatu beharra zegoen ordea.

Thomsonen plum-cakearen atomo-eredua

Rutherforden eredua

1908an, Hans Geiger eta Ernest Marsdenek, Ernst Rutherforden zuzendaritzapean, esperimentu bat egin zuten Thomsonen eredua baieztatzeko asmoz: urrezko xaflaren esperimentu famatua. Urrezko xafla mehe-mehe bat material erradioaktiboek jaurtitzen dituzten partikulez bonbardatu zuten.

Urrezko xaflaren esperimentua: a)  partikula gehienak ez dira desbideratzen (edo oso gutxi), baina batzuk bai, eta bakan batzuek atzera egiten dute; b) Thomsonen ereduaren araberako iragarpena; c) Esperimentuan behatutakoa eta Rutherfordek proposatutako atomo-eredu nuklearra

Thomsonen ereduaren arabera, espero izatekoa zen α partikulek desbideratu gabe edo oso gutxi desbideratuz zeharkatzea xafla, masa positibo uniforme batean barrena igaro behar zutelako. Baina emaitzek ez zuten iragarpen hori baieztatu. Partikula gehienek ia desbideratu gabe zeharkatzen zuten xafla, baina batzuk nabarmen desbideratzen ziren; eta, are gehiago, gutxi batzuek atzera ere jotzen zuten.

Emaitza horiek ez zetozen bat inondik ere ziren Thomsonen ereduarekin, eta iradoki zioten Rutherforden taldeari atomoaren karga positiboa "pilatuta" zegoela, eta ez atomoan barreiatuta. Hortik abiatuta, 1911n, Rutherfordek atomo-eredu berria proposatu zuen, eredu "planetarioa". Eredu horretan, atomoaren masaren parterik handiena nukleo izenekoan dago, eta horren inguruan elektroiak biraka dabiltza. Nukleoak karga positiboa du eta inguruko elektroiek, berriz, negatiboa. Gainera, atomoaren bolumen gehiena hutsik dago; Rutherfordek urre-atomoaren nukleoaren tamaina kalkulatu zuen, eta nukleoa atomo osoa baino 10.000 aldiz txikiagoa da.

Rutherforden ereduaren arazoak eta eredu hobe baten beharra

Rutherforden eredua aurrerapauso handia izan zen, eta geroko ereduetan iraungo zuen nukleo kontzeptuaren ekarria aitortu beharrekoa da (aurrerago, nukleoaz eta horren barne-egituraz jardungo dugu). Baina arazo handi bi zituen.

Batetik, fisika klasikoaren ikuspegitik "ezinezkoa" da. Izan ere, argi dago elektroiak ezin direla geldi egon, indar elektrostatikoak nukleorantz hurbilaraziko bailituzke. Rutherfordek elektroiak biraka dabiltzala proposatu zuen. Kasu horretan, biratzen ari den elektroiak nukleoaren erakarpen elektrostatikoaren indarra orekatu behar du orbitan irauteko. Higitzean daraman abiadurak sortzen duen indar zentrifugoak orekatzen du erakarpen-indarra. Baina Maxwellen teoria elektromagnetikoaren arabera, edozein partikula kargadun azeleratuk erradiazioa igortzen du; beraz, horrek elektroiaren energia gutxituko luke eta, beraz, abiadura ere bai. Azkenik, nukleo positiboraino "eroriko" litzateke, oso denbora laburrean erori ere, segundo-zati txiki batean besterik ez. Rutherforden atomoa, beraz, ezegonkorra da.

Bestetik, Rutherforden eredua ez zen gai bere garaiko zenbait behaketa esperimental esplikatzeko. Esaterako, ezin du azaldu zergatik atomoen xurgapen- zein igorpen-espektroak ez-jarraituak diren. Atomo eta molekula guztiek erradiazio elektromagnetikoa xurgatzen dute, bakoitzaren ezaugarri diren maiztasun jakin batzuetan xurgatu ere. Esaterako, atomoen xurgapen-espekespektroek xurgatze-lerro diskretuak agertzen dituzte, eta ez xurgatze-zona jarraituak. Orobat igorpen-espektroak, hau da, atomoak edo molekulak berotzen direnean igortzen duten erradiazio elektromagnetikoaren erregistroak. 1885ean, Johann Jakob Balmerrek hidrogeno-atomoaren igorpen-espektroaren banda ikusgaia aztertu zuen, eta espektroko lerroek jarraitzen zuten lege enpiriko bat eman zuen, gerora, beste ikertzaile batzuek (Lymanek eta Paschenek) espektro elektromagnetikoko beste banda batzuetako lerroak aurkitu ondoren, Rydbergek honela orokortu zuena:

$\bar{\nu }=R_H\left(\frac{1}{n^2}-\frac{1}{m^2}\right)$ ,

non:

$\bar{\nu }$ = lerroaren posizioaren uhin-zenbakia;

RH = Rydbergen konstantea; esperimentalki kalkulatutako balioa: 109.677,582 cm-1 ;

n, m = zenbaki oso positiboak; n-ren balioak 1, 2, 3… dira eta m = (n + 1), (n + 2), (n + 3)…

Hidrogenoaren igorpen-espektroa eta Rydbergen formula ezagunak ziren 1910erako, baina ez zegoen esplikazio teorikorik. Espektroa ez-jarraitua izateak iradokitzen zuen atomoak energia-kantitate jakin batzuk igor ditzakeela, eta ez edozein energia-kantitate; horrekin zerikusia zuen Planckek gorputz beltzaren erradiazioaren fenomenoa eta lege enpirikoa esplikatzeko proposatu zuen kuantu ideiak, gerora A. Einsteinek efektu fotoelektrikoa azaltzeko fotoi kontzeptuan berrerabili eta garatu zuenak. Ideia horietan inspiratuta eman zuen Niels Bohrrek bere atomo-eredua.

Bohrren eredua

1913an, Niels Bohrrek atomo-eredu berria proposatu zuen, postulatu hauetara labur daitekeena:

• Elektroia nukleoaren inguruan dabil, orbita zirkularrak eginez eta energia igorri gabe (orbita bakoitzari egoera geldikor esaten zaio). Ideia honek Rutherforden atomoaren "ezintasunari" irtenbidea eman zion, elektroiak ez zuen zertan nukleorantz erori energia igorri behar ez bazuen; baina, horretarako, mekanika klasikoa gainditu beharra zegoen, eta mekanika kuantikoaren bidea urratzen hasi.

• Elektroiaren momentu angeluarra kuantizatuta dago, eta orbita bakoitzean har ditzakeen balioak h /2π balioaren multiplo osoak dira: nh /2π, non h: Plancken konstantea den; eta n: zenbaki kuantikoa, honako balioak har ditzakeena: n = 1, 2, 3… Balio horien araberako orbitak edo energia-mailak bakarrik dira posible. n = 1 egoera energia txikienekoa da, eta funtsezko egoera deritzo, eta horrek baino energia handiagokoei, egoera eszitatu edo kitzikatu.

• Egoera batetik bestera iragatean, elektroiak bi egoeren arteko energia-jauzi zehatzari dagokion erradiazio elektromagnetikoa igortzen edo xurgatzen du, Plancken ekuazioaren araberakoa dena: $E_m-E_n=h\nu$ .

Bohrren atomoa. Elektroiak n zenbaki kuantikoaren araberako orbita kuantizatuetan biraka dabiltza nukleoaren inguruan. Egoera eszitatuari dagokion kanpoko orbitatik (n = 3), energia-maila beheragoko orbita batera igarotzean, elektroiak argi-kuantu bat (fotoia) igortzen du, bi mailen arteko energia-aldeari dagokion maiztasuna duena

Hortik abiatuta, Bohrrek hidrogeno-atomoaren espektroaren egitura teoriatik azaldu nahi izan zuen, eta emaitzak behaketa esperimentalek emandakoekin guztiz bat zetozen. Gainera, lerroen posizioak kalkulatu zituen, eta Rydbergen formularen baliokidea den ekuazio batera heldu zen:

$\bar{\nu }=\frac{{\mathrm{2\pi }}^2{m}_e{e}^4}{c{h}^3}\left(\frac{1}{n^2}-\frac{1}{m^2}\right)$ ,

non me = elektroiaren geldiuneko masa den, eta e, elektroiaren karga elektrikoa. me-ren baliorako 9,1091 × 10–25 kg erabiliz, RH-rentzat aurreikusitako balioa 109.737 cm–1 da, esperimentalki lortutako baliotik aski gertua dena.

Teoriaren eta esperientziaren arteko bat-etortze nabarmen hori Bohrren ereduaren lorpen handia izan zen. Ereduak arrakasta handia izan zuen hidrogeno-atomoa azaltzen, baita atomo hidrogenoideak ere, hau da, nukleo batez eta elektroi batez osatuak (He+, Li2+ …). Baina, hortik aurrera, arazoak sortu ziren.

Bohrren ereduaren arazoak, Sommerfelden hobekuntza-saioak eta eredu hobe baten beharra

Bohrren ereduaren ahulezietako bat izan zen hidrogeno-atomoaren bereizmen handiagoko espektroen ezaugarriak esplikatu ezina. Ohiko serieetako lerroak ez dira bakunak, tarte laburrez bereizitako lerro-multzoak baizik. Gainera, espektroa eremu magnetiko baten eraginpean egiten denean, horiek ere lerro gehiagotan bereizten dira (horri Zeeman efektua deritzo), eta hori azaltzeko ere ez zen gai Bohrren eredua.

1916an, Arnold Sommerfeldek ereduan hobekuntza batzuk egitea proposatu zuen, eragozpen hori gainditzeko asmoz. Espektroetako lerroak azpilerrotan bereizteak iradokitzen zuen Bohrrek orbita edo energia-maila bakartzat deskribatu zituenak energia-azpimailatan bereizita daudela.

Lehenik, elektroiaren orbita, zirkularra ez ezik, eliptikoa ere izan daitekeela baieztatu zuen. Hala denean, nukleoa elipsearen foku batean dago. Elipsearen eszentrikotasuna zehazteko, zenbaki kuantiko berri bat proposatu zuen: l zenbaki kuantiko azimutala. Elektroiak orbita eliptikoan duen momentu angeluarra zenbaki horren arabera kuantizatuta dago. l zenbakiak balio hauek har ditzake:

l = 0, 1, 2, 3... (n-1),

non n zenbaki kuantiko nagusia den.

Lehen orbitan edo energia-mailan, n = 1 denean, l zenbakiak 0 balioa bakarrik har dezake, eta orbita zirkular bakarra dago. n = 2 denean, orbital zirkular bat (l = 0) eta orbita eliptiko bat dira posible (l = 2) eta abar. Horretara, energia-maila bakoitza (n = 1 izan ezik) zenbait azpimailatan bereizita dago. Horrela esplika daitezke espektroko lerroak bakunak ez izatea, bata bestetik gertu dauden lerro-multzoez osatuak baizik (multzo bakoitza n bereko l desberdinen ondoriozko energia-mailei dagozkie).

Zeeman efektuak erakusten du, gainera, eremu magnetiko baten eraginpean aurreko energia-azpimailak areago bereizten direla. Fenomeno hori beste zenbaki kuantiko baten bidez interpretatu zen: m zenbaki kuantiko magnetikoa, elektroiaren momentu angeluarraren bektorearen orientazioa zehazten duena. m zenbakiak balio hauek har ditzake:

m = l, (l– 1), (l– 2)…2, 1, 0, –1… – (l– 1), –l

Azkenik, espektroen azterketa xeheago batek erakutsi zuen azken lerroak ere ez zirela bakunak, lerro-bikoteak baizik, eta hori ezin zela aurreko zenbaki kuantikoez azaldu. 1925an, George Uhlenbeck eta Samuel Goudsmitek laugarren zenbaki kuantiko bat proposatu zuten: spina. Spina elektroiak bere ardatzaren inguruan egiten duen biraketa-higiduraren orientazioa da, eta bi balio har ditzake: +1/2 eta –1/2 (h/2π unitatetan). Aurrerago ikusiko zen spina ez dela elektroiaren propietatea bakarrik, oinarrizko partikula orok duela bere spin-zenbakia.

Hala eta guztiz ere, Bohr-Sommerfeld ereduak ez zuen luze iraun. Batetik, ez zuen konpondu eredua atomo polielektronikoen espektroak esplikatzeko gai ez izatea. Bestetik, energia-kuantizazioaren ideia aplikatu zuen lehen eredua izan arren, orduan garatzen ari zen mekanika kuantikoaren funtsezko kontzeptu batzuk arrotz zituen; ikusiko dugunez, elektroiak orbita “zehatza” izatea zen arazoetako bat.

Mekanika ondulatorioa eta gaur egungo atomo-eredua: orbitalak

Gaur egun onartzen den atomo-ereduaren garapenean giltzarri izan diren ekarpenen artean, argiaren uhin-partikula izaera bikoitzaren onarpena aipatu beharra dago lehenik. Argiaren izaera ondulatorioaren eta korpuskularraren arteko eztabaida aspaldikoa zen (argi). Uhin-ikuspegia onartu samarra zegoen Thomas Youngen interferentzia-esperimentuaren garaitik, baina Planckek gorputz beltzaren erradiazioari emandako esplikazioan proposatu zuen energia-kuantuaren kontzeptuak (1900), eta, batez ere, A. Einsteinek efektu fotoelektrikoa azaltzeko proposatutako fotoi partikularen kontzeptuak (1905) argiaren partikula-izaera berriz ere ekarri zuten agertokira. Azkenik, 1924an, Louis de Brogliek argia aldi berean uhin eta partikula dela baieztatu zuen, fotoiak uhin bat asoziatua duela postulatu zuenean. Einsteinen $E={mc}^2$ eta Plancken $E=h\nu$ ekuazio ezagunak konbinatuz, de Brogliek $\lambda =\frac{h}{mc}$ adierazpena proposatu zuen higitzen den fotoi bati dagokion uhinaren uhin-luzeraren baliorako. Gero, higitzen den partikula orori egokitu zien adierazpena: $\lambda =\frac{h}{m\nu }$ .

Gerora (1927an), Werner Heisenbergek ziurgabetasunaren printzipioa enuntziatu zuen. Funtsean, printzipioak partikula baten momentua eta posizioa aldi berean jakiteko zehaztasun-muga bat dagoela ezarri zuen, eta muga horren balioa $\Delta p\Delta x\ge \frac{h}{\mathrm{4\pi }}$ da (ziurgabetasunaren printzipio). Ondorioz, defendaezina da elektroia ibilbide zehatzeko orbitetan biraka ibiltzea. Orbitaren ideia kolokan zegoen beraz. Hori baztertu, eta orbital arena sortu zen. Orbitala elektroia egoteko probabilitate ez-arbuiagarria dagoen espazioko aldea da.

Aldi bertsuan, Erwin Schrödingerrek elektroia atomoan nola higitzen den deskribatzeko, uhin gisa tratatzeari ekin zion, hurbilketa ondulatorioa erabiliz, eta 1926an bere uhin-ekuazio ezaguna aurkeztu zuen. Ekuazio horrek sistema kuantiko baten egoera eta bilakaera deskribatzen du, Ψ uhin-funtzioaren bidez (mekanika kuantiko). Ψ uhin-funtzio konplexua probabilitate-anplitudea da, eta horren interpretazio fisikoa baino intuitiboa da horren moduluaren karratuarena, |Ψ(x)|2, horrek ematen baitu partikula posizio batean aurkitzeko probabilitate-dentsitatea.

Hidrogeno-atomoaren elektroi-egitura

Atomoaren deskribapen mekaniko-ondulatorioa Schrödingerren ekuazioaren soluzioak, hau da, uhin-funtzioaren balioak, aurkitzean datza. Protoi batez eta elektroi batez osatutako sistemaren, hau da, hidrogeno-atomoaren, uhin-ekuazioa zehatz ebatz daiteke. Lortzen diren uhin-funtzioen adierazpenek hiru zenbaki kuantikoren araberako kuantizazio-egoerak agertzen dituzte. Zenbaki kuantiko horiek elkarren artean Bohr-Sommerfeld ereduko zenbaki kuantikoen arteko erlazio berberak dituztenez, ikur berak erabiltzen dira. Bada, egoera bakoitzean elektroia espazioan egoteko probabilitate-dentsitate bat lortzen da. Orbital bat da, orduan, elektroia probabilitate handiz (% 90-99) egoteko dagoen espazioaren eskualdea. Zenbaki kuantikoen konbinazio bakoitzari orbital bat dagokio.

Orbitalen nomenklatura, zenbaki kuantikoak eta elektroi-kopurua

Orbital bakoitzean dagoen elektroi-kopurua adierazteko, zenbakizko goi-indizea erabiltzen da.

Hidrogeno-atomoaren 1s, 2s, 2p eta 3d orbitalak

Atomo polielektronikoak

Elektroi bat baino gehiagoko sistemetan, uhin-ekuazioa ez da zehatz ebaki, elektroien arteko aldaratze-indarrek dakartzaten kalkulu-konplexutasunagatik. Hori dela eta, zenbait hurbilketa proposatu dira, eta nagusiak bariazio-metodoa eta perturbazio-metodoa dira.

Nolanahi ere, atomo polielektronikoen elektroi-egitura deskriba daiteke, eta elektroiak (oinarrizko egoeran daudela) gehitu ahala orbitalak nola betetzen diren azaltzen duten printzipio batzuk daude:

• Aufbauren printzipioa: elektroiek energiarik txikieneko orbitalak betetzen dituzte lehenbizi.

• Pauliren esklusio-printzipioa: une berean ezin dira existitu zenbaki kuantiko berak dituzten bi elektroi.

• Hunden printzipioa: energia bereko orbitalak betetzerakoan, spinak desparekatuen dauden egoera da energia beherenekoa, eta horren arabera betetzen dira orbitalak (spinek balio bera dutenean esaten da desparekatuta daudela).

Atomo polielektroniko neutroen orbital-energia erlatiboak. Irudiak orbitalak betetzeko ordena agertzen du: elektroiak libre dagoen energia behereneko orbitalean sartzen dira. Horren arabera, esaterako, 4s orbitala 3d orbitala baino lehenago betetzen da

Atomoaren elektroi-egitura azaltzeko gaur egungo ereduak arrakasta handia izan du hainbat fenomeno argitzeko. Esaterako, elektroien energia-mailen arteko jauziak materiaren eta erradiazioaren hainbat propietateren funtsa dira. Bestetik, elementu kimikoen propietateak esplikatzeko, ahalmen handia erakutsi du (elektronegatibotasuna eta ionizazio-potentziala, propietate periodikoak…), baita lotura kimikoaren eta molekula-egituraren azalpena egiteko ere (orbital molekularren teoriaren bidez, esaterako). (lotura kimiko; taula periodiko).

Nukleoaren egitura

Protoia eta neutroia

Elektroiaren aurkikuntzaz gero, uste orokorra zen, atomoa neutroa zenez, karga positiboa zuen “zerbait” behar zela atomoan. 1886an, Eugen Goldsteinek, izpi kanalak aurkitu zituenean, elektroiaren kide positiboaren existentzia iradoki zuen, baina izpien karga-masa erlazioa hodia betetzen duen gasaren araberakoa zen, elektroiarena baino askoz txikiagoa betiere. Gerora, Thomsonek erakutsi zuen ioi positiboak direla. Aurrerago, Rutherforden ereduak atomoaren nukleoan kokatu zuen atomoaren karga positiboa, eta, 1918an, alfa izpiekin eta nitrogenoarekin egindako esperimentu batzuen ondoren, protoi kontzeptua proposatu zuen atomoaren nukleoa osatzen duen oinarrizko partikulatzat (protoi).

Bestetik, hainbat esperimentuk erakutsi zuten atomo askoren masa handiagoa zela protoi-kopuruari zegokion masa baino. Hori azaltzeko, kargarik gabeko partikula masadun baten existentzia postulatu zen, eta neutroi izena eman zitzaion. 1932an, James Chadwickek partikula horren aurkikuntzaren froga esperimentalak eman zituen (neutroi).

Hauek dira atomoaren protoi- eta neutroi-kopuruaren arabera bereizi ohi diren kontzeptu nagusiak:

• Zenbaki atomikoa: nukleoko protoi-kopurua. Hau da elementu kontzeptuaren bereizgarria: protoi-kopuru bereko atomoak elementu bereko atomoak dira.

• Masa-zenbakia: nukleoko protoi- eta neutroi-kopuruen batura (hau, da, nukleoi-kopurua).

• Isotopoa: zenbaki atomiko bera duten masa-zenbaki desberdineko atomo-espezieetako bakoitza.

Horiekin duten erlazioagatik, hauek ere aipatzea merezi du:

• Masa atomikoa: atomo-espezie baten masa, atomo-masaren unitatetan adierazia.

• Pisu atomikoa: elementu bereko isotopoen masa atomikoen batezbestekoa.

Indar nuklearra

Atomoaren elektroi-egituraren kasuan bezala, nukleoaren osaeraren aurkikuntzak ere esplikazio bat eskatzen zuen, indar elektromagnetikoa eta grabitatorioa kontuan hartuta ezinezkoa zelako ulertzea karga positiboko partikulak, hau da, protoiak, nukleoan elkarri atxikirik nola egon zitezkeen (elektromagnetikoren aldaratze-indarra grabitatearena baino askoz ere intentsitate handiagokoa baita).

Erantzuna indar berri bat proposatzea izan zen: indar nuklearra. Oso distantzia laburretan, indar hori aldaratze elektromagnetikoa baino bortitzagoa da, baina, distantzia handitu ahala, berehala hutseratu egiten da eta protoiek elkar aldaratzen dute orduan.

Pentsatzekoa da, beraz, bi protoi elkartu ahal izateko, energia handia beharko dela, lehenik aldaratze elektromagnetikoa gainditu behar baita. Izan ere, halaxe da, energia-kantitate itzela dagoenean bestetan ezin delako elkartze edo "fusio" hori gertatu. Izarretan bai, adibidez. Nukleoak, hidrogenoaren kasuan protoiak, elkarri atxikitakoan, energia izugarria askatzen da: nukleoaren lotura-energia (fusio nuklear; nukleoaren lotura-energia).

Bestetik, nukleoa egonkorra izan dadin, hidrogenotik aurrera neutroiak behar dira protoien arteko aldaratze-indar elektromagnetikoari kontra egiteko. Taula periodikoan kaltziora iritsi arte, isotopo egonkorretan protoi- eta neutroi-kopuru bera egoten da gutxi gorabehera. Hortik aurrera, nukleoak egonkorrak izan daitezen, neutroi gehiago behar dira. Berunetik eta bismutotik aurrera, ordea, nukleoa ez da betiko egonkorra, ezin die partikulei iraunkorki eutsi. Nukleoak energia-maila txikiagoko egoerara jotzen du eta, horretarako, desintegratu egiten da. Horretarako probabilitatea nukleoaren osaeraren, hau da, egonkortasunaren araberakoa da (erradioaktibitate; fisio nuklear).

Gaur egun, badakigu protoiak eta neutroiak ez direla oinarrizko partikulak, quark ez osatuak diren hadroien multzo ugariko partikulak baizik (eredu estandar; quark). Protoien eta neutroien arteko indar nuklearra ere quarken arteko interakzio edo indar bortitzaren "hondar-indar" bat da.