Atomi

Bërthama është pjesa qendrore e atomit dhe më e madhja. Bërthama përbën peshën më të madhe të atomit sepse ajo përbëhet prej dy lloj grimcave - protonet dhe neutronet, të cilat bashkërisht quhen nukleone. Ato janë shumë më të mëdha se elektronet. Protonet kanë ngarkesë pozitive (+1), ndërsa neutronet nuk kanë ngarkesë. Protonet ndihmojnë që të ruhet qëndrueshmëria e bërthamës duke krijuar drejtpeshim mes forcave shtytëse pozitive të protoneve.

Në gjendje të qetë, numri i protoneve dhe neutroneve brenda bërthamës është i barabartë. Kur numri i protonove dhe neutroneve nuk është i barabartë, atëherë atomi kalon në gjendje të ngrehur dhe shndërrohet në ion me ngarkesë pozitive (+) ose negative (-). Numri i protoneve në bërthamë përcakton numrin atomik, domethënë ngarkesën përcaktuese të atomit. Ndërsa numri i protoneve dhe neutroneve bashkë përcakton shumatoren e atomit, domethënë shumën e të gjitha grimcave në bërthamë. Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet masa atomike. 

Protonet dhe neutronet përbëhen nga grimca edhe më të vogla të quajtura kaurke. Kuarket janë gjashtë llojesh. Në gjuhën shkencore themi që kanë gjashtë "shije". Tek bërthama atomike gjejmë dy prej tyre: kuarke "lartë" dhe kuarke "poshtë". Protonet përbëhen prej dy kuarkeve "lartë" dhe dy kuarkeve "poshtë". Ndërsa neutronet përbëhen prej një kuarku "lartë" dhe dy kuarkeve "poshtë". Emërtimi "lartë" dhe "poshtë" nuk tregon asnjë drejtim, por është përzgjedhur sa për të bërë dallimin mes tyre. Emërtime të kuarkeve të tjera janë "hijeshi", "habi", "kulm" dhe "fund".

Kuarket mbahen të lidhura pas njëra tjetrës me ndihmën e grimcave të tjera të quajtura gluone (ngjitëse). Ato janë bartëse të asaj që në gjuhën shkencore quhet "forcë e fuqishme".

Në gjendje të qetë atomi i heliumit ka dy protone, dy neutrone dhe dy elektrone. Numri atomik i atomit të heliumit është 2 për shkak se ka vetëm dy protone. Masa atomike e atomit të heliumit është 4 për shkak se ka katër nukleone (protone dhe neutrone).

Në gjuhën shkencore themi që protonet kanë ngarkesë pozitive, neutronet nuk kanë ngarkesë, ndërsa elektronet kanë ngarkesë negative. Kur themi ngarkesë, nuk nënkuptojmë një ngarkesë fizike, si ajo që mund të vendoset mbi një automjet apo në peshore, pra diçka e ngurtë apo e lëngshme që mund të preket. Ngarkesa në mendimin shkencor është një njësi fuqie (energjie), e cila bashkëvepron e ndërvepron me njësi të tjera fuqie për të krijuar atë bashkësi fuqish, që ne e quajmë atom. Duke u nisur nga ky këndvështrim, duhet të kuptojmë gjithashtu që ndonëse pjesët përbërëse të atomit i quajmë grimca, ato në të vërtetë nuk janë sende me pamje dhe ndërtim të përcaktuar qartë. Ato janë fusha fuqie (fusha energjie), të cilat ndonjëherë sillen sikur të jenë sende të ngurta, e ndonjëherë sillen sikur të jenë valë deti.

Rrethepërqark bërthamës vërtiten elektronet, “grimca” shumë më të vogla se bërthama, si në “peshë”, ashtu dhe në madhësi. Në gjuhën shkencore themi që elektronet kanë ngarkesë negative (-1). Ato dhe protonet tërheqin njëra tjetrën, por për shkak të mënyrës se si elektronet lëvizin në hapësirë, ato nuk mund të puqen asnjëherë. Mënyra e lëvizjes së elektroneve përcakton gjithashtu mënyrën se si atomet bashkëveprojnë me njëri tjetrin dhe lidhjet kimike që mund të krijojnë.

Elektronet mund të vërtiten rreth bërthamës së atomit vetëm në largësi të caktuara. Secila nga këto largësi përfaqëson një shkallë të caktuar fuqie. Në gjuhën shkencore këto shkallë fuqie quhen nivele energjie. Në çdo shkallë fuqie mund të vërtiten një numër i caktuar elektronesh. Në shkallën e parë mund të vërtiten vetëm dy elektrone. Në të dytën deri në tetë elektrone, në të tretën deri në 18 elektrone, etj. Kur atomi pasurohet me elektrone, ato vendosen nëpër shkallë fuqie sipas radhës: në fillim mbushin shkallën e parë, pastaj atë të dytën, të tretën, e kështu me radhë. Vendosja e elektroneve në shkallë të ndryshme përcakton aftësitë kimike të atomit përkatës.

Pamje skematike e thjeshtuar e shkallëve të fuqisë (nivelet energjike) së elektroneve. Numri i elektroneve sipas shkallëve të fuqisë është 2, 8, 18, 32, 50, 72,... etj.

Pamje e vizatuar skematike e orbitaleve të ndryshme. Kjo është mënyra që përdorin shkencëtarët për të treguar orbitalet. Boshtet XYZ janë vizatuar për të treguar vendosjen e orbitaleve në hapësirë.

Elektronet lëvizin aq shpejt saqë vendndodhja e tyre në hapësirë është e pamundur të përcaktohet me saktësi të plotë. Megjithatë lëvizja e elektroneve është e parashikueshme dhe e matshme. Brenda secilit orbital, elektroni gjendet më shpesh në një vend dhe më rrallë në një vend tjetër. Kjo dukuri në gjuhën shkencore quhet re probabiliteti (gjasave). Domethënë ku janë gjasat më të mëdha që të gjendet elektroni. 

Kjo dukuri mund të krahasohet me fletët e freskueses elektrike ose të motorit të aeroplanit. Ndonëse fletët kanë pamje të përkufizuar qartë, kur rrotullohen me shpejtësi, ne nuk arrijmë t’i dallojmë ato veç e veç por vetëm gjurmën që lënë pas në trajtë rrethore kështu që flluska e vizatuar e shkallës së fuqisë nuk është asgjë tjetër veçse gjurma që lë elektroni gjatë lëvizjes. Ne nuk e shohim dot vetë elektronin por vetëm gjurmën e tij në trajtë reje. 

Paraqitje skematike e orbitaleve të elektroneve rreth bërthamës së atomit në tre shkallë të ndryshme fuqie. Në fotografinë e majtë kemi një shkallë fuqie, në fotografinë e mesit kemi dy shkallë fuqie, ndërsa në fotografinë e djathtë kemi tre shkallë fuqie. Atje ku ngjyra është më e çelët, atje elektroni gjendet më shpesh. Atje ku është më e errët, atje elektroni gjendet me rrallë. Në qendër të çdo fotografie gjendet bërthama e atomit.

Disa lloje orbitalesh (s,p,d,f) sipas shkallës së fuqisë (1,2,3,4...).

Çdo shkallë fuqie ka një numër të caktuar orbitalesh, në varësi të numrit të elektroneve që mund të mbajë. Kështu shkalla e parë ka vetëm një orbital "s". Shkalla e dytë ka 1orbital "s" dhe 3 orbitale "p". Shkalla a tretë ka 1 orbital "s", 3 orbitale "p" dhe 5 orbitale "d", shkalla e katërt ka 1 orbital "s", 3 orbitale "p", 5 orbitale "d" dhe 7 orbitale "f".

Shpërndarja dhe numri i orbitaleve sipas shkallës së fuqisë.

• Çdo shkallë fuqie mund të ketë vetëm 1 orbital "s". 

• Duke filluar nga shkalla e dytë, çdo shkallë fuqie mund të ketë vetëm 3 orbitale "p".

• Duke filluar nga shkalla e tretë, çdo shkallë fuqie mund të ketë vetëm 5 orbitale "d".

• Duke filluar nga shkalla e katërt, çdo shkallë fuqie mund të ketë vetëm 7 orbitale "f".

Llojet dhe numri i orbitaleve: 1"s", 3 "p", 5"d", 7"f". Secila nga këto orbitale mund të mbajë deri në 2 elektrone.

Radhitja e elektroneve sipas shkallëve së fuqisë dhe orbitaleve ndjek një ligjësi të caktuar. Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet konfiguracioni i elektroneve. Më poshtë po rreshtojmë disa të vërteta pë kësaj ligjësie:

• Elektronet zënë vendin e tyre në orbitalet përkatëse, sipas shkallës së fuqisë, duke filluar nga shkalla më e vogël.

• Çdo shkallë fuqie ka një numër të caktuar orbitalesh që pranojnë një numër të caktuar elektronesh. Për shembull, shkalla e parë ka 1 orbital që pranon vetëm 2 elektrone, shkalla e dytë ka 4 orbitale që pranojnë vetëm 8 elektrone, shkalla e tretë ka 9 orbitale që pranojnë vetëm 18 elektrone e kështu me radhë. 

• Në çdo orbital mund të qëndrojnë vetëm dy elektrone me kusht që ato të kenë rrotullim me kah të ndryshëm. Në gjuhën shkencore kjo dukuri udhëhiqet nga Parimi Përjashtues i Paulit. Në të vërtetë elektronet nuk rrotullohen si planetet, pasi ato nuk janë grimca të ngurta, por mënyra se si lëvizin në orbitale është e ngjashme me grimcat që rrotullohen. 

• Çdo orbital duhet të mbushet fillimisht me nga një elektron në mënyrë që të fillojë mbushja me elektronin e dytë. Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet Ligji i Hundit.

• Mbushja e orbitaleve ndjek një radhitje të caktuar. Në fillim mbushen orbitalet me fuqi më të ulët, pastaj ato me fuqi më të madhe. Kështu radha e mubshjes së orbitaleve është: shkalla 1> orbitali “s”, shkalla 2 > orbitali “s” dhe orbitali “p”, shkalla 3 > orbitali “s”, “p” dhe “d”, e kështu me radhë. Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet Parimi i Aufbaut.

• Orbitalet e një shkalle fuqie mund të kryqëzohen me njëra tjetrën por parimi i Paulit i pengon elektronet që të përplasen me njëri-tjetrin. 

Radhitja e elektroneve tregohet me anë të një tabele me shkurtime, në të cilën shënohet shkalla e fuqisë, numri i orbitalit dhe numri i elektroneve për çdo orbital, sipas radhës. Për shembull radhitja e elektroneve tek atomi i karbonit (me 6 elektrone) shënohet kështu 1s² 2s² 2p². Ky shënim na tregon që kemi 2 elektrone në oribtalin “s” të shkallës së parë, 2 elektrone në orbitalin “s” të shkallës së dytë dhe 2 elektrone në orbitalin “p” po të shkallës së dytë.

Konfiguracioni i elektroneve sipas shkallëve të fuqisë së elektroneve. Shembull: shkalla e fuqisë (1), lloji i orbitalit (s), numri i elektroneve (2).

Ndonëse themi që elektronet rrotullohen, ato në të vërtetë nuk rrotullohen si planetet, por shfaqin një rrotullim magnetik. Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet momenti i inercisë. Ky “rrotullim” mund të jetë vetëm në dy drejtime, “lartë” dhe “poshtë”. Kur dy elektrone zënë një orbital, ato duhet të rrotullohen në kahe të kundërt, njëri “lartë” dhe tjetri “poshtë”. Vetëm kështu mund të qëndrojnë në të njëjtin orbital.

Rrotullimi i elektroneve shënohet me shigjeta në trajtë grepi lartë (↿) dhe poshtë (⇂). Kur përshkruajmë radhitjen e elektroneve sipas shkallëve të fuqive dhe orbitaleve, duhet të ndjekim gjithnjë Parimin e Përjashtimit të Paulit, sipas të cilit në çdo orbital mund të qëndrojnë deri në dy elektrone, me kusht që të kenë rrotullim me kah të kundër, dhe Ligjin e Hundit, sipas të cilit çdo orbital duhet të mbushet fillimisht me nga një elektron në mënyrë që të fillojë mbushja me elektronin e dytë. Të pajisur me këtë njohuri, mbushjen e orbitaleve në mënyrë skematike për atomet e elementëve të ndryshëm e bëjmë kështu:

1. Në fillim shënojmë numrin e orbitaleve () sipas shkallës së fuqisë: 1s(  ), 2s(  ), 2p(  )(  )(  ), 3s(  ), 3p(  )(  )(  ), 3d(  )(  )(  )(  )(  )...

2. Pastaj fillojmë me mbushjen e orbitaleve me shigjeta duke ndjekur Ligjin e Hundit: 

   • Elektroni i parë zë vendin në orbitalin e shkallës së parë: 1s(↿), 2s(  ), 2p(  )(  )(  ),...

   • Elektroni i dytë zë vendin e vetë në orbitalin e shkallë së parë: 1s(↿⇂), 2s(), 2p(  )(  )(  ),...

   • Elektroni i tretë zë vendin e vetë në orbitalin e shkallës së dytë: 1s(↿⇂), 2s(↿ ), 2p(  )(  )(  ),...

   • Nevojiten edhe tre elektrone të tjera që të mbushin të gjitha orbitalet para se të zënë vend elektronet e dyta: 1s(↿⇂), 2s(↿), 2p(↿ )(↿ )(↿ ),...

   • Elektronet e tjera zënë vendin e tyre me radhë nëpër orbitale: 1s(↿⇂), 2s(↿⇂), 2p(↿⇂)(↿⇂)(↿⇂),...

Ndonjëherë ndodh që bërthama e atomit të një elementi të mos ketë të njëjtin numër protonesh dhe neutronesh. Kur numri i neutroneve në bërthamë ndryshon nga numri i protoneve, atëherë themi që kemi një izotop të asaj lënde. Kjo do të thotë që ndonëse numri atomik, pra numri i protoneve, është i njëjtë, masa atomike, pra numri i nukleoneve, ndryshon. Në këtë mënyrë atome të të njëjtës lëndë mund të kenë masa atomike të ndryshme.

Disa izotope janë të qëndrueshme, që do të thotë se nuk ndryshojnë dhe nuk zbërthehen me kalimin e kohës. Ndërsa disa izotope janë të paqëndrueshme. Ato lëshojnë rrezatime dhe me kalimi e kohës zbrëthehen duke krijuar lëndë të tjera. Në gjuhën shkencore kjo dukuri quhet zbërthim radioaktiv. Për shembull karboni-14 është një izotop rrezatues. Ai përdoret kryesisht për zbulimin e vjetërsisë së sendeve të lashta. Në gjuhën shkencore kjo veprimtari quhet datim nëpërmjet karbonit. Ndërsa karboni-12 është një izotop i qëndrueshëm që nuk lëshon rrezatime. Të dyja janë izotope të karbonit, me nga 6 protone secila por me numër të ndryshëm neutronesh - 6 për karbonin-12 dhe 8 për karbonin-14.

Izotopet e atomeve shënohen me indeks të vogël para simbolit të lëndës. Për shembull karboni-12 shënohet (12C), ndërsa karboni-14 shënohet (14C). 

Në natyrë lëndët i gjejmë kryesisht në trajtë izotopesh të përziera dhe çdo izotop gjendet më shumë ose më pak, në varësi të kushteve. Hulumtimi i izotopeve është i rëndësishëm sepse ato gjejnë përdorime në shumë fusha, përfshi lëndën e kimisë, fizikës, gjeologjisë dhe mjekësisë. Izotopet përdoren për përcaktimin e vjetërisë së sendeve të lashta, gjurmimin e bashkëveprimeve kimike dhe trajtimin e disa sëmundjeve.

Ionet janë atome që kanë fituar ose kanë humbur një ose disa elektrone dhe për pasojë u ka ndryshuar ngarkesa elektrike. Kjo ngarkesë mund të jetë pozitive ose negative në varësi të numrit të elektroneve kundrejt protoneve.

Kur atomi humbet një ose disa elektrone, ai bëhet ion me ngarkesë pozitive, ose ndryshe “kation”. Për shembull, kur atomi i natriumit (Na) humbet një elektron, ai bëhet ion natriumi (Na⁺). Por ku një atom fiton një ose disa elektrone, ai bëhet ion me ngarkesë negative, ose ndryshe “anion”. Për shembull, atomi i klorit (Cl) mund të fitojë një elektron dhe të bëhet ion kloridi (Cl⁻).

Shndërrimi i atomeve në ione zë vend të rëndësishëm në lëmin e bashkëveprimeve  kimike, veçanërisht tek përzierjet ionike. Tek këto përzierje, kationet dhe anionet mbahet të lidhura nëpërmjet bashkimeve ionike. Në gjuhën shkencore ato quhen forcat elektrostatike. Lëvizja e lirë në tretësira është gjithashtu një veprim i rëndësishëm për përcjelljen e elektricitetit gjatë ndërveprimeve të ndryshme, si për shembull tek bateritë e makinave apo tek bashkësitë biologjike, si për shembull tek nervat dhe ngarkesat elektrike.