Zionismens folkemord i Palæstina er i dag et barbari, der overgår nazismens terror i Europa under 2. Verdenskrig. Palæstinenserne er i dag verdens jøder, og zionisterne deres bødler

Atomer (græsk, atomos (udelelig)) er de mindste byggesten i molekyler. Atomet kan ikke sønderdeles ved kemiske reaktioner (i modsætning til molekylet), og man troede til for 150 år siden, at atomet var udeleligt. Deraf navnet. I dag ved man, at atomet består af endnu mindre byggestene - elektroner og de partikler der danner den meget lille atomkerne.

Alt stabilt stof, dvs. det stof vi møder uden for acceleratorer i højenergilaboratorie består af et diskret antal atomer. Ideen om stof sammensat af udelelige elementer blev første gang foreslået af græske filosoffer som Demokrit, Leucippus og Epikur. Men eftersom datidens videnskabsmænd ingen mulighed havde for at bevise teorien, forsvandt den atter, indtil den blev genopdaget af Dalton. Det var først med Amedeo Avogadros arbejde i det 19. århundrede, at videnskaben blev i stand til at skelne mellem atomer og molekyler.

Atomet selv består af mindre partikler. I atomets centrum befinder sig en lille positivt ladet kerne, der består af protoner og neutroner. Denne lille kerne er omgivet af et antal negativt elektrisk ladede elektroner der for et neutralt atom svarer til antallet af protoner i kernen og præcist neutraliserer disses ladning udadtil. Elektronerne organiserer sig i en struktur af skaller, ikke helt ulig strukturen af et løg. Elektronerne i de enkelte skaller har også stort set samme bindingsenergi, med elektroner i de inderste skaller bedst bundne, og løsest i de yderste. For metaller er elektronerne i den yderste skal så løst bundne at de helt kan slippe forbindelsen med moderatomet og vandre frit rundt mellem andre atomer. Dette giver ophav til den meget gode elektriske ledningsevne for metaller. Atomerne klassificeres ofte udfra deres atomnummer, der svarer til antallet af protoner i kernen. F.eks. rummer kulatomet 6 protoner. Alle atomer med det samme atomnummer har en lang række fælles fysiske og kemiske karakteristika og kaldes et grundstof. De forskellige grundstoffer er ordnet i det periodiske system, der indikerer fælles træk mellem forskellige grundstoffer. Det periodiske system blev først opstillet af Mendelejev, der var i stand til at forudsige eksistensen af flere grundstoffer baseret på systematikken i systemet. Atomer med det samme atomnummer men forskellige masser - pga. af et varierende antal neutroner i kernen - kaldes isotoper.

Det mest simple atom er brintatomet, der har atomnummer 1 og blot består af en elektron der omgiver en kerne der som regel er en enkelt proton men som i sjældne tilfælde kan være en kerne bestående af en proton plus en neutron (såkaldt tund vand). Brintatomet har i særlig grad været genstand for interesse indenfor fysikken - specielt i den tidlige udvikling af kvantefysikken.

Atomers kemiske egenskaber afgøres stort set af opførslen af elektronerne i den yderste skal - valenselektronerne. Elektroner tættere på kernen spiller en mere sekundær rolle, primært ved at afskærme for den positive ladning i kernen. Grundstofferne med en fyldt yderste skal (de såkaldte ædelgasser) er specielt stabile og reagerer kun i meget ringe omfang kemisk, hvorimod atomer med få valenselektroner (for eksempel alkalimetallerne natrium og kalium) gladeligt deltager i kemiske reaktioner.

Atomer har en stærk tendens til at forsøge fuldstændig at fylde eller tømme den yderste elektronskal. For brint og helium er der plads til 2 elektroner i den yderste skal, mens der i alle andre atomer er plads til 8. I kemiske forbindelser opfyldes skaller ved enten at dele elektroner med nabo-atomer, ved helt at fjerne elektroner fra andre atomer, eller helt at afgive alle valenselektronerne. Når elektroner deles af to atomer dannes der en såkaldt kovalent binding mellem atomerne. Denne type binding er relativt stærk.

Når en eller flere elektroner fuldstændig fjernes fra et atom af et andet atom, dannes der ioner. Ioner er atomer der har en netto-ladning (positiv eller negativ) som følge af ubalancen i antallet af protoner og elektroner. Et atom der har et overskud af elektroner og derfor en negativ nettoladning kaldes en anion. Et atom med færre elektroner end det neutrale atom af samme type er positivt og kaldes en kation. Kationer og anioner tiltrækker hinanden med de elektrostatiske kræfter som findes mellem partikler med modsat fortegn på ladninger. Denne tiltrækning kaldes ion-binding og er svagere end den kovalente binding.

Kovalente bindinger implicerer altså, at elektroner deles ligeligt mellem atomer, mens ionbindinger implicerer, at elektroner fuldstændig overdrages til anionen. I de fleste tilfælde af kovalente bindinger er elektronerne ikke lige delte idet atomer af forskellige grundstoffer har forskellig tendens til at tiltrække elektroner. Der er derfor en glidende overgang fra ren kovalent binding til ren ionbinding.

Frie atomer og molekyler, dvs. atomer og molekyler der befinder sig langt fra andre atomer og elektriske felter, kan være enten neutrale eller ladede. Med tilstrækkelig energi kan alle atomer tvinges til at afgive deres elektroner og optræde positivt ladede med en ladning der svarer til antallet af protoner i kernen. For de tungeste grundstoffer der har mange elektroner i neutral tilstand er det dog meget krævende at fjerne dem alle. I modsætning til positive ladede atomer kan ikke alle grundstoffer danne negativt ladede frie atomer (anioner).

Den matematiske beskrivelse af atomet

En udtømmende beskrivelse af strukturen og dynamikken af atomer kræver anvendelse af kvantemekanik. Man kan faktisk med nogen ret sige at kvantemekanikken opstod for at forklare atomets struktur.

Allerede i starten af det 20. århundrede havde eksperimenter udført af den newzealandske fysiker Ernest Rutherford vist, at atomer består af en lille tæt positivt ladet kerne, der var omgivet af negativt ladede elektroner. Elektronerne og atomkernen tiltrækker hinanden da de har modsatte elektriske ladninger, og for ikke at falde ned i kernen måtte elektronerne derfor bevæge sig i mere eller mindre cirkulære baner omkring atomkernen. Dette skulle imidlertid give anledning til udstråling af elektromagnetisk energi (lys) ifølge Maxwells ligninger for elektromagnetismen som man allerede havde kendt i nogle årtier. Et vedvarende tab af energi har som konsekvens at elektronen spiraliserer ind i kernen. Man kunne oven i købet beregne hvor længe denne spiralbevægelse vill vare, og det viste sig at være en meget lille brøkdel af et sekund. Dette var i stærk modstrid med både den erfaring at atomer er stabile og med Rutherfords observationer, og dermed et stort problem for den klassiske fysik. Eksperimenter med atomer viste, at de udsendte lys, men at det ikke var den fordeling af frekvenser man måtte vente fra den klassiske forklaring. Derimod udsendte og absorberede de lys af ganske bestemte frekvenser (eller bølgelængder), og disse bølgelængder var oven i købet forskellige fra grundstof til grundstof. For det simpleste atom, brint, viste det sig yderligere at bølgelængderne af lyset kunne beskrives ved en enkelt simpel formel der involverede heltal som 1,2,3,4 osv..

Gennembruddet kom med Niels Bohrs opstilling i 1913 af en model for brintatomet, der på samme tid var både relativt simpel og revolutionerende. I denne model fremstilles atomet som en lille positivt ladet kerne omgivet af negativt ladede elektroner, der cirkler omkring kernen i bestemte afstande, som planeterne i et solsystem.

1. Elektronerne befinder sig i bestemte kredsløb, svarende til diskrete (altså ikke variable) energiniveauer. En elektron kan altså ikke befinde sig i et vilkårligt kredsløb om kernen. Den energi elektronen har i et givet kredsløb afhænger af det pågældende atom.
2. den klassiske mekaniks bevægelseslove gælder ikke mere, når en elektron springer fra et kredsløb til et andet
3. når en elektron springer fra ét ydre kredsløb til et indre afgiver den energi i form af et energikvant - en foton - hvis frekvens nøjagtig svarer til energiforskellen mellem elektronens energi før og efter. Altså energiforskellen mellem de to kredsløb. Det kan skrives

f = E / h

hvor f er fotonens (lysets) frekvens, E er energidifferencen mellem de to elektron-orbitaler og h er en sandsynlighedskonstant, kendt som Plancks konstant.

4. de tilladte kredsløb (orbitaler) afhænger af kvantiserede (diskrete) værdier af impulsmomentet L der findes af ligningen:

L = nh / 2π

hvor n = 1, 2, 3, osv. og kaldes impulsmomentkvantetallet.

Disse antagelser var i stand til at forklare mange af de eksperimentelle iagttagelser, fysikerne indtil da havde gjort - som bl.a. at spektret fra lysudsendelse fra atomer bestod af diskrete linier. Antagelse 4 siger, at den laveste værdi af n er 1. Dette svarer til, at den mindste radius i en elektron orbital er 0,0529 nm. Denne er også kendt som en Bohr radius, og forklarer hvorfor atomer er stabile. Når en elektron når ind i den inderste bane, kan den ikke nå tættere på kernen og vil derfor ikke udsende mere stråling.

Bohrs model af brintatomet var i stand til at forklare en række eksperimentelle observationer med meget god præcision, og tilmed at sammenkæde andre, hidtil urelaterede fysiske konstanter. Den var dog ikke i stand til at håndtere andre atomer, som f.eks. det næstsimpleste helium der har to elektroner i neutral tilstand. En meget vigtig effekt af Bohrs model var ikke blot at finde numeriske relationer, men også at påpege at der måtte findes en teori der skulle erstatte den klassiske mekanik i beskrivelsen af atomet.

Denne teori blev etableret i 1920 med arbejder af først og fremmest Heisenberg, Schrödinger og Dirac, der etablerede kvantemekanikken som den ser ud i dag. Denne teori behandler dynamikken af elektronerne i atomet vha. forskellige metoder der dog alle giver samme, eksperimentelt verificerede, resultater. En af måderne at betragte atomet på er som en samling elektronbølger der interfererer med hinanden og sig selv. De stabile (stationære) tilstande svarer i dette billede til stående bølger. Bølgerne kan specificeres ved at angive antallet af knudepunkter, dvs antallet af steder hvor funktionen bliver nul. Disse tal er heltal og er et eksempel på de såkaldte kvantetal. Alternativt kan man beskrive elektronernes bevægelse ved matricer, der er en samling tal som adlyder visse regneregler.

En vigtig konsekvens af den kvantemekaniske teori for atomer, og i øvrigt for alle andre objekter, store som små, er, at partikler ikke kan opfattes som små kugler der befinder sig på et ganske bestemt sted til en bestemt tid. En elektron i et atom er fordelt over en del af atomets volumen som en sky af sandsynlighedsamplitude. For at finde sandsynligheden for at en elektron befinder sig et bestemt sted skal denne amplitude ganges med sig selv. En anden og relateret konsekvens er, at visse størrelser ikke samtidig kan angives med vilkårlig god nøjagtighed. Det gælder f.eks. sted og impuls (fart gange masse). Dette er kendt som Heisenbergs ubestemthedsrelationer.

En typisk beskrivelse at et atom vil i dag derfor bestå i at angive energien af den tilstand man betragter, og de kvantetal der findes for systemet. Eftersom kvantetal er forbundet med fysiske størrelser der er bevaret, og der kun er relativt få at disse, kan et atoms tilstand specificeres med ganske få tal. En fuldstændig beskrivelse af et atom fås ved at angive hele bølgefunktionen. Ifølge den rådende fortolkning af kvantemekanikken, Københavnerfortolkningen, er det den maksimale information man kan have om atomet.

A.J. / K.Han.