Atom

• Základní stavební částicí látek je atom
• století př. n. l. Démokritos a Leukippos názor, že látky jsou složené z nepatrných a neviditelných částeček – atomů (atomos = nedělitelný)
• Počátek 19. století John Dalton – atomová teorie:
  • Prvky jsou složeny z malých částic – atomů, atomy jednoho prvku jsou stejné, atomy různých prvků se liší svými vlastnostmi
  • Při chemických reakcích dochází ke spojování, oddělování a přeskupování atomů, atomy při nich nevznikají, nemizí a ani se nemění na atomy jiných prvků
  • Spojováním atomů dvou nebo více prvků vznikají nové látky – chemické sloučeniny
  • V určité sloučenině připadá na jeden atom jednoho prvku vždy stejný počet atomů jiného prvku
• V roce 1911 objevil anglický fyzik E. Rutherford, že atomy mají svou vnitřní strukturu a skládají se z kladně nabitého jádra obklopeného záporně nabitými částicemi
• Protony, elektrony a neutrony jsou tzv. elementární částice, elektrony jsou zároveň tzv. fundamentální částice – nemají vnitřní strukturu, protony a neutrony jsou tvořeny trojicí fundamentálních částic, tzv. kvarků
• Atom tvoří kladně nabité jádro a záporně nabitý elektronový obal

Atomové jádro

• Jádro atomu se skládá z protonů a neutronů
• Protony p⁺ – částice s kladným nábojem, jejichž počet v jádře udává protonové číslo Z (= atomové číslo)
• Neutrony n⁰ – částice bez náboje, jejichž počet v jádře udává neutronové číslo N
• Protony a neutrony nazýváme nukleony, jejichž počet v jádře udává nukleonové číslo A (= hmotnostní číslo), pro které platí A = N + Z
• A se píše jako horní index před značkou prvku, Z se píše jako dolní index před značkou prvku
• Např. atom kyslíku má 8 protonů, 8 neutronů, 16 nukleonů.
• Látky složené z atomů, jejich jádra mají stejné protonové číslo (stejný počet protonů), stejné neutronové číslo (stejný počet neutronů), a tedy stejné nukleonové číslo (stejný počet nukleonů), se nazývají nuklidy
• Atomy se stejným počtem protonů, ale s různým počtem neutronů se nazývají izotopy
• Atomy různých prvků se stejným nukleonovým číslem se nazývají izobary
• Atomy různých prvků se stejným počtem neutronů se nazývají izotony

→ izotopy

→ izobary

→ izotony

• Většina prvků se vyskytuje jako směs více izotopů, ale v přírodě převládá jeden z nich, např. v kyslík má tři izotopy, ale nejčastěji je zastoupen nuklid
• Izotopy se zahrnují k jednomu prvku
• Izotopy jednoho prvku se liší zejména fyzikálními vlastnostmi, popř. fyzikálně-chemickými vlastnostmi (např. hmotnost atomů), a mohou mít odlišný vliv na živé organismy (např. D₂O je na rozdíl od H₂O toxická)

Elektronový obal

• Je tvořen elektrony e^– – částicemi se záporným nábojem, které kompenzují kladný náboj jádra, jejich počet v elektricky neutrálním atomu je roven počtu protonů v jádře (tedy protonovému číslu Z)

Modely atomu

• Názory na stavbu atomu se v minulosti vyvíjely, a vznikly tak různé modely atomu:
• Sir Ernest Rutherford (1911) – vytvořil jako první tzv. planetární model atomu, ve kterém elektrony v atomovém obalu obíhají atomové jádro po blíže neurčených kružnicích
• Podle Rutherfordova modelu by se energie elektronů, které by při obíhání jádra vyzařovaly elektromagnetické vlnění, postupně snižovala, elektrony by se přibližovaly k jádru, až by s ním splynuly a atom by zanikl
• Podle novější teorie Nielse Bohra (1913), který zkoumal atom vodíku, mohou elektrony obíhat v obalu pouze po kružnicích určitého poloměru, tzv. stacionárních drahách s určitou konstantní energií, energie elektronu se mění pouze po určitých dávkách – kvantech, a to při přechodu z jedné stacionární vrstvy na druhou
• Další vývoj ukázal, že chování elektronů není možné popsat klasickou mechanikou, a proto vzniká kvantově mechanický model:
  • Vychází z kvantové mechaniky (základy položili mezi lety 1924-1927 francouzský vědec Luis de Broglie a rakouský fyzik Schrödinger, vlnovou funkci získáme řešením tzv. Shrödingerovy rovnice), která elektronům přiřazuje vlastnosti částic i vlnění
  • Podle tzv. Heisenbergova principu neurčitosti nelze současně přesně určit polohu a rychlost elektronů
  • Pouze pomocí veličiny vlnová funkce ψ lze vypočítat pravděpodobnost, s jakou se elektrony v daném okamžiku vyskytují v určité oblasti atomu
  • Grafickým vyjádřením vlnové funkce je část prostoru nazývaná orbital

Stavba elektronového obalu

• Elektronová hustota je hodnota pravděpodobnosti výskytu elektronu v daném místě
• Oblasti nejhustšího výskytu elektronů v elektronovém obalu (s nejvyšší elektronovou hustotou) se nazývají orbitaly (ohraničuje oblast s celkovou pravděpodobností výskytu elektronů vyšší než zvolená hodnota, nejčastěji 95 nebo 99 %)

Kvantová čísla

• Orbital, tedy oblast nejhustšího rozložení elektronů kolem jádra, jejich stavy a energii charakterizují 3 kvantová čísla

Hlavní kvantové číslo n

• Určuje velikost atomového orbitalu a jeho energii
• Nabývá hodnot 1 až 7 (souvisí s číslem periody v tabulce)
• Elektrony se stejným hlavním kvantovým číslem tvoří elektronovou vrstvu (hladinu, slupku)
• Jednotlivé hladiny se značí písmeny K, L, M, N, O, P, Q nebo čísly 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 podle rostoucího n

Vedlejší kvantové číslo l

• Určuje tvar a energii orbitalu, určuje elektronovou podvrstvu
• Nabývá hodnot 0 až n-1 (pouze celá čísla)
• Hodnoty vedlejšího kvantového čísla se označují určitým písmenem, písmena se píšou za hlavní kvantové číslo např.

l	0	1	2	3
Typ orbitalu	s	p	d	f

• Energie elektronu roste se stoupajícím n a v rámci jedné hladiny se stoupajícím l

Magnetické kvantové číslo m

• Určuje orientaci orbitalu v prostoru
• Nabývá hodnot od -l do +l včetně nuly (pouze celá čísla)
• Rozlišujeme orbitaly s, p, d, f:
  • Orbital sje kulově symetrický (pro dané n existuje jen jeden orbital s, neboť pro l = 0 existuje pouze 1 hodnota magnetického kvantového čísla m = 0)
  • Orbital p má 3 možné prostorové orientace (pro dané n existují 3 orbitaly p, neboť pro l = 1 existují 3 hodnoty magnetického kvantového čísla m = -1, 0, 1)
  • Orbital d má 5 možných prostorových orientací (pro dané n existuje 5 orbitalů d, neboť pro l = 2 existuje 5 hodnot magnetického kvantového čísla m = -2, -1, 0, 1, 2)
  • Orbital f má 7 možných prostorových orientací (pro dané n existuje 7 orbitalů f, neboť pro l = 3 existuje 7 hodnot magnetického kvantového čísla m = -3,-2,-1,0,1,2,3)
• Elektrony se stejným hlavním i vedlejším kvantovým číslem tvoří podvrstvu, mají stejnou energii a liší se pouze magnetickým kvantovým číslem (vrstva s kvantovým číslem n má celkem n podvrstev – K jednu, L dvě atd.)
• Orbitaly se stejnou energií, tzn. se stejným hlavním a vedlejším kvantovým číslem, se nazývají degenerované orbitaly

Spinové kvantové číslo s

• Charakterizuje rotaci elektronu kolem vlastní osy
• Nabývá hodnot
• Spin = chování elektronů (částice / vlnění)
• V atomovém orbitalu můžou být maximálně 2e^– s opačným spinem
• 0 e^– = vakantní (prázdný) orbital

Elektronová konfigurace

• Ukazuje obsazení atomových orbitalů elektrony
• K jejímu znázornění se používá rámečkový diagram, elektrony značíme šipkami
• Opačný směr šipek značí, že elektrony mají opačný spin
• Pokud je to možné, zůstávají elektrony nespárované, neboť v tomto stavu působí menší odpudivé síly a atomy mají menší energii
• Elektronovou konfiguraci můžeme rovněž zapisovat zkráceně tak, že elektronová konfigurace předchozího vzácného plynu nahradí jeho symbolem v hranatých závorkách
• Pro zaplňování elektronového obalu elektrony platí určitá pravidla

Pravidla pro výstavbu elektronového obalu v základním energetickém stavu (= stav o nejnižší hodnotě energie)

Pauliho vylučovací princip

• V atomu nemohou být elektrony, které by měly všechna 4 kvantová čísla shodná, musí se lišit alespoň spinovým kvantovým číslem
• V každém orbitalu mohou být nanejvýše 2 elektrony, a proto:
  • Na hladině smohou být nejvýše 2 elektrony
  • Na hladině p může být nejvýše 6 elektronů
  • Na hladině d může být nejvýše 10 elektronů
  • Na hladině f může být nejvýše 14 elektronů

Hundovo pravidlo

• Orbitaly se stejnou energií (degenerované) se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu se stejným spinovým číslem, a teprve pak druhým elektronem s opačným spinem

Výstavbový princip (= princip minimální energie)

• Orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než orbitaly s vyšší energií
• Nejprve se zaplňují orbitaly s menším součtem n + 1, v případě rovnosti součtu se obsazují dříve 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p

ns < (n-2) f < (n-1) d < np

• Např. bor má 5 elektronů a jeho elektronovou konfiguraci zapisujeme 1s²2s²2p¹
• Elektronovou konfiguraci můžeme zapisovat zkráceně tak, že e^– konfigurace předchozího vzácného plynu nahradí jeho symbolem v hranatých závorkách, např. ₅B: [He] 2s²2p¹
• Elektrony obsazené v energeticky nejvýše položené vrstvě, tzv. valenční vrstvě, se nazývají valenční elektrony – určují chemické vlastnosti atomu prvku, např. dusík s konfigurací

má 5 valenčních elektronů 2s²2p³

• Stabilní elektrovaná konfigurace = plně obsazené orbitaly (mají ji vzácné plyny)
• Uvedená pravidla platí pro elektronovou konfiguraci atomu v základním stavu, tzn. stavu s nejnižší energií
• Dodáním energie se atom dostane do excitovaného stavu (označujeme *) a jeden nebo více valenčních e^– přejde do vyšší energetické hladiny → excitace → zvyšuje se tím počet volných valenčních e^– pro chemickou vazbu
• Ionizace je proces, při kterém se dodáním dostatečně velké energie odtrhne jeden nebo postupně více elektronů od atomu a z elektroneutrálního atomu vznikne kladně nabitý ion – kation
• Energie nutná pro odtržení elektronu od atomu v plynném stavu se nazývá ionizační energie
• Pro odtržení 1 elektronu je nutno dodat 1. Ionizační energii, pro odtržení dalšího elektronu je nutno dodat 2. Ionizační energii, každá následující energie je vždy vyšší než předchozí
• Elektrony se po odtržení mohou spojit s jinou, dosud neutrální částicí, a vzniká tak záporně nabitý ion – anion
• Energie uvolněná při vzniku aniontu z atomu v plynném stavu se nazývá elektronová afinita
• Odtržením nebo příjmem elektronů se atomy snaží získat elektronovou konfiguraci nejbližšího vzácného plynu → nejsnáze se ionizují alkalické kovy a kovy alkalických zemin, jejichž konfigurace se od přechozího vzácného plynu liší jen o 1, resp. o 2 elektrony
• Naopak nejvyšší elektronovou afinitu mají prvky 17. a 18. skupiny, kterým k dosažení konfigurace následujícího vzácného plynu chybí pouze 1, resp. 2 elektrony

Radioaktivita

• V přírodě se vyskytují:
  • stabilní nuklidy (A = 30 → 130 – Fe, Co, Ni – nejstabilnější)
  • radionuklidy – projevují přirozenou radioaktivitu (malé a velké hodnoty A)
• Stabilní nuklidy se nacházejí ve stabilním stavu – mají minimální možnou energii, kterou může dané jádro mít
• Radionuklidy se nacházejí ve stavu, v němž mají větší energii, než jsou schopny „zvládnout“. Proto se snaží přebytečné energie zbavit tak, že „odhazují“ ze své struktury některé částice.
• Radioaktivitou se rozumí schopnost některých atomových jader vysílat záření.
• Přitom se takové jádro může přeměnit v jiné nebo alespoň ztratí část své energie.
• Při jaderné přeměně se mění struktura jádra, izotop jednoho prvku se mění v izotop jiného prvku.
• Radius znamená paprsek a activitas činnost
• Radioaktivita byla poprvé pozorována francouzským fyzikem Henrym Becquerelem roku 1896 u uranu a podle jeho jména je také nazvána jedna z jednotek aktivity radioaktivní látky – becquerel (Bq)
• Správný výklad 1898 – Pierre Curie a Marie Curie Sklodowská – pojem radioaktivita, objev radia a polonia
• Využití: náplň do jaderných elektráren, jaderná zbraň, pohon (ponorky, ledoborce), zdravotnictví (nukleární medicína), zemědělství (genetické mutace), archeologie (uhlík)
• Rozlišují se dva druhy radioaktivity:
  • přirozená radioaktivita – jde o radionuklidy, které se běžně vyskytují (nebo vyskytovaly) v přírodě (existuje jich asi 50 – např. Pu, U, Ra, Po, Th)
  • umělá radioaktivita – radionuklidy jsou uměle vyrobené v laboratoři

Druhy jaderného záření

• Záření, které při radioaktivním přeměně vzniká, je zpravidla tří druhů:
  • Záření α je proud jader helia (částic alfa ) a nese kladný elektrický náboj, má nejkratší dosah (lze ho zastavit např. i listem papíru)
  • Záření β je proud specificky nabitých elektronů/pozitronů. Rozlišujeme záření β- (elektrony ) a β+ (kladně nabité pozitrony ), lze ho odstínit 1 cm plexiskla nebo 1 mm olova, avšak při stínění urychlených elektronů těžkým materiálem (kovy) vzniká brzdné záření neboli rentgenové záření. Je 100x pronikavější než alfa.
  • Záření γ je elektromagnetické záření vysoké frekvence neboli proud velmi energetických fotonů. Nemá elektrický náboj, a proto nereaguje na elektrické pole. Jeho pronikavost je velmi vysoká, pro odstínění se používají velmi tlusté štíty z kovů velké hustoty (např. olovo), anebo slitin kovů velké hustoty. Platí, že čím vyšší hustota a tloušťka štítu, tím více je záření odstíněno.
• Radionuklid je buď α nebo β zářič, γ je doprovodné záření

                          

hmotnost a náboj

Umělá radioaktivita

• Rutherford – první umělá transmutace jádra

umělý radionuklid lehkého prvku

• Pro přeměnu nestabilního jádra v jiný atom platí obecná pravidla (posuvové zákony):
  • Při vyzáření alfa částice dochází k posunu v periodické tabulce o dvě místa vlevo
  • Při vyzáření beta částice dochází k posunu o jedno místo vpravo
• Poločas rozpadu je doba, za kterou se z výchozího počtu atomů přemění právě jedna polovina (od zlomků sekund po tisíc let)
• Rozpadové řady – 3 přirozené (uranová, aktinouranová, thoriová), 1 umělá (neptuniová)

Jaderné reakce

Štěpné jaderné reakce

• Jaderný reaktor – v jaderné elektrárně, ledoborce, ponorky, zbraně
• Týká se těžších prvků
• Uvolnění velkého množství energie → snaha zpracovat na el. energii
• Řízená (jaderný reaktor) – moderátor – snižuje rychlost neutronů – pohlcuje je, např. D₂O, grafit, Cd, H₃BO₄
• Neřízená – jaderné zbraně
• Štěpný materiál: ²³³U ²³⁵U       ²³⁸U       ²³⁹Pu
• Elektrárny: Temelín a Dukovany

Termonukleární (syntézní, fúzní) reakce

• Budoucnost
• Týká se lehkých prvků
• Slunce
• Z lehkých jader → těžší jádra + E
• Řízené a neřízené