Stavba atomu
Výstavba elektronového obalu, periodická tabulka
ATOM
- základní stavební částice hmoty dále již chemickým způsobem nedělitelná
- skládá se z jádra a obalu
Jádro:
- skládá se ze dvou elementárních částic – protonů & neutronů- ty společně tvoří jaderné částice – nukleony
- velikost jádra: 10–14 m, atom cca 10-10 m (1 Angström)
- hmotnost: 99,9 % hmotnosti celého atomu
PROTONOVÉ ČÍSLO … Z
- udává počet protonů v jádře & elektronů v obalu u neutrálního atomu
- udává též pořadí prvků v PSP
|
Proton …
- kladně nabitá částice
- náboj protonu: Qp = e = 1,6021.10–19 C
- klidová hmotnost protonu: mp = 1,6725.10–27 kg
Elektron …
- není součástí jádra
- záporně nabitá částice
- náboj elektronu: Qe = –e = –1,6021.10–19 C
- klidová hmotnost elektronu: me = 9,11.10-31 kg (v porovnání s jádrem zanedbatelná)
NEUTRONOVÉ ČÍSLO … N
- udává počet neutronů v jádře (obvykle se neuvádí)
- neutronů může být v jádře odlišný nebo stejný počet jako protonů
Neutron …
- částice bez náboje (neutrální)
- klidová hmotnost neutronu: mn = 1,6748.10–27 kg (o něco menší než u protonu)
NUKLEONOVÉ ČÍSLO … A
- udává součet protonů + neutronů v jádře
- platí: A = Z + N
- zápis: (např. , , , …)
na základě hodnoty N a Z lze rozlišit:
- PRVEK – látka složená z atomů, jejichž jádra mají stejný počet protonů (stejné Z)
– neutronů při tom u jednotlivých atomů této látky může, nebo nemusí bít stejný počet
- NUKLID skupina atomů, které mají stejné protonové číslo a neliší se ani neutronovým číslem
Zcela identické atomy: stejná hmotnost
- IZOTOPY atomy téhož prvku, které se od sebe liší pouze počtem neutronů v jádře
Hmotnost atomu:
- mu (atom mass unit) = 1,660 538 782 . 10-27 kg …. skutečná hmotnost 1/12 nuklidu uhlíku
- Ar (atomová relativní hmotnost)… průměrná relativní (vztažená na mu) hmotnost součtu hmotností všech izotopů daného prvku podle zastoupení v přírodě
ELEKTRONOVÝ OBAL ATOMU
ELEKTRON … e–
- záporně nabitá elementární částice; základní složka atomového obalu
- náboj elektronu: Qe = e = -1,6021.10-19 C
- klidová hmotnost elektronu: m0 = 9,11.10-31 kg (ve srovnání s protonem zanedbatelná)
- počet elektronů v atomovém obalu udává protonové číslo Z
Historie poznávání elektronu Modely atomů
- Joseph John THOMSON (britský fyzik; 1897) MODEL ATOMU = Pudinkový model atomu
- atom je složený z kladně nabité hmoty (puding) a v ní jsou rozmístěné záporně nabité elektrony (jako rozinky v pudinku)
- jako první prokázal existenci elektronu (při zkoumání katodového záření)
- Ernest RUTHERFORD (novozélandský fyzik; 1911) MODEL ATOMU = Planetární model atomu
- kolem kladně nabitého jádra obíhají záporně nabité elektrony, a to po kružnicích
- poloměr těchto kružnic je dán podmínku rovnosti dostředivé síly (elektrické přitahování jádra a elektronu) a odstředivé síly (pohyb elektronu kolem jádra)
- nedostatky této teorie: podle zákonů klasické fyziky, by pohyb elektronu kolem jádra musel být doprovázen vyzařováním elektromagnetického vlnění energie elektronu by klesala zmenšoval by se poloměr dráhy elektron by byl nakonec jádrem pohlcen atom by zanikl; !atom je ale velmi stabilní částice!
- objevitel atomového jádra atomu a protonů
- Niels BOHR (dánský fyzik; 1913) MODEL ATOMU = Kvantově mechanický model atomu
- elektrony obíhají kolem jádra po předem určených stacionárních (stabilních) drahách (kružnice s daným poloměrem); elektrony v těchto drahách mají konstantní energii a nevyzařují elektromagnetické vlnění.
- pokud se chce elektron dostat do dráhy energeticky vyšší, musí mu být dodána energie v podobě energetického kvanta (dávky); pokud se vrací z dráhy energeticky vyšší na nižší, musí tuto energii vyzářit zavedeno kvantování
- tento model vystihuje základní vlastnost elektronu v atomu schopnost existovat jen ve stavech s určitou energií a tuto energii měnit ve skocích (nikoli spojitě), a to po určitých dávkách (kvantech)
- představa elektronu – kulička = korpuskule
- nedostatky této teorie: platí pouze pro vodík a kationty s jedním elektronem (např. He+, Li2+); nevyhovuje při výkladu jiných chemických jevů (např. chemická vazba …)
- Erwin SCHRÖDINGER (rakouský fyzik; 1923) MODEL ATOMU = Vlnově mechanický model atomu
- experimentálně potvrzena hypotéza, že elektron má dualistický charakter (vyznačuje se tzv. korpuskulárně-vlnovým dualismem) chová se jako kulička (částice = korpuskule) a současně jako vlnění
- z dualistického charakteru elektronu byl odvozen vztah zvaný princip neurčitosti nelze současně přesně stanovit polohu a hybnost elektronu nelze vypočítat/naměřit jeho přesnou dráhu ani rychlost
- z principu neurčitosti a dualistického charakteru elektronu vychází kvantová mechanika, která umožňuje popsat chování elektronu v atomu pomocí veličiny zvané vlnová funkce (psí)
- Schrödingerův model atomu je model matematický (problematické si jej představit) popisuje ho Schrödingerova rovnice jejím řešením získáme:
- vlnovou funkci (= amplituda pravděpodobnosti)
- jejím prostřednictvím lze popsat stav a vlastnosti elektronu
- je to obecně funkce prostorových souřadnic x, y, za t (času)
- sama o sobě nemá bezprostřední fyzikální význam – nepatří mezi pozorovatelné veličiny
- má-li částice vlnovou funkci y, pak absolutní hodnota její druhé mocniny |y|2 udává pravděpodobnost výskytu elektronu v určitém prostoru poměr počtu elektronů v tomto prostoru k objemu tohoto prostoru = elektronová hustota spojením míst se stejnou elektronovou hustotou vymezíme prostor s vysokou pravděpodobností výskytu elektronu = atomový ORBITAL (Znázorňování elektronové hustoty ® viz str. 72 – 75 v Přehledu středoškolské chemie) .
- hodnoty energie příslušející jednotlivým stacionárním stavům
- shrnutí: Schrödingerova rovnice: |y|2 = pravá strana rovnice
- jejím výpočtem lze určit tvar ORBITALU
= část prostoru v okolí jádra, ve kterém se elektron vyskytuje s 95% pravděpodobností; soubor vlnových funkcí
- !!! odpovídá určitému stavu elektronu, který se vyznačuje určitou energií a určitým rozložením elektronové hustoty kolem jádra atomu
- k popisu orbitalu (stavu elektronu) se používají kvantová čísla, která vycházejí jako podmínky řešení Schrödingerovy rovnice (na rozdíl od Bohrova modelu, kde bylo kvantování zavedeno jaksi „násilně“)
- přesně řešitelná pro atom vodíku a ionty s jedním elektronem
KVANTOVÁ ČÍSLA
- HLAVNÍ KVANTOVÉ ČÍSLO … n
- nabývá hodnot 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 … ¥ rozděluje obal na slupky K, L, M, N, O, P, Q
|
- udává energii orbitalu (elektronu)
- pro energii elektronu v atomu vodíku (a ionty s jedním elektronem) platí vztah:
- závislost energie na hlavním kvantovém čísle čím větší n, tím větší En
- elektron ve vodíku má nejmenší možnou energii (protože n = 1) atom je v základním stavu; dodáním energetického kvanta jej lze dočasně převést (vybudit) do stavu s vyšší energií (stav s vyšším n) = excitovaný (vybuzený) stav
- VEDLEJŠÍ KVANTOVÉ ČÍSLO … l
- nabývá hodnot 0, 1, 2, 3, … (n – 1) je omezeno hodnotou hlavního kvantového čísla n pro dané n nabývá n – 1 hodnot (např. pro n = 2 nabývá hodnot l = 0 & 1)
- kvantuje moment hybnosti elektronu související s jeho pohybem kolem jádra udává prostorový tvar orbitalu, v němž se elektron vyskytuje
- rozděluje jednotlivé slupky na podslupky hodnotám l se přiřazují písmena symbolizující tvar orbitalu
Hodnota l | 0 | 1 | 2 | 3 |
Písmeno | s | p | d | f |
Tvar | koule | prostorová osmička | Prostorové osmičky orientované v rovinách os | složitější útvary |
- píše se za hlavní kvantové číslo (např. 1s, 2s, 2p …)
- MAGNETICKÉ KVANTOVÉ ČÍSLO … m (ml)
- nabývá hodnot od –l do +l včetně 0 (např. pro l = 2 m = -2, -1, 0, 1, 2 … celkem 5 různých prostorových orientací poloh orbitalu v prostoru)
- udává prostorovou orientaci orbitalu
- SPINOVÉ MAGNETICKÉ KVANTOVÉ ČÍSLO (spin) … s (ms)
- nabývá hodnot od –½ (doleva) a +½ (doprava)
- udává vnitřní moment hybnosti vyjadřuje rotaci elektronu kolem vlastní osy, aby byl stabilní
Pravidla pro zaplňování orbitalů elektrony Elektronové konfigurace atomů .
- Pauliho princip
- v jednom orbitalu můžou být maximálně 2 elektrony
- žádné dva elektrony v atomu se nemůžou shodovat ve všech čtyřech kvantových číslech liší se přinejmenším spinem takové elektrony, které se liší pouze spinem tvoří elektronový pár a leží v jednom orbitalu
- Výstavbový princip (princip minimální energie)
- orbitaly jsou zaplňovány tak, že se napřed zaplní orbitaly s energií nižší a poté orbitaly s energií vyšší výsledkem je co nejnižší energie atomu při takové energii je atom v základním stavu
- orbitaly se zaplňují v pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d
- nepravidelnosti jsou způsobeny např. závislostí energie orbitalů na protonovém čísle, relativně vyšší stabilita určitých konfigurací, …
- pomůcky pro rychlé stanovení pořadí orbitalů při zaplňování:
- Pravidlo n + l
- elektrony zaplňují nejdříve ten orbital, jehož součet n + l (hlavní + vedlejší kvantové číslo) je nižší
- mají-li orbitaly součet n + l stejný, je rozhodující nižší hodnota n
- Tabulka – postupuje se po směru šipek (dolů)
1s | |||||
2s | 2p | ||||
3s | 3p | 3d | |||
4s | 4p | 4d | 4f | ||
5s | 5p | 5d | 5f | ||
6s | 6p | 6d | |||
7s | |||||
- : chemické vlastnosti prvků ovlivňují především ty elektrony, které mají nejvyšší energii leží v posledním zaplňovaném orbitalu valenční elektrony (u nepřechodných prvků = I. – VIII. A skupina, je jejich počet roven číslu skupiny v níž je prvek umístěn)
- Hundovo pravidlo
- týká se degenerovaných orbitalů = orbitaly stejného tvaru a energie shodují se v hlavním a vedlejší kvantovém čísle, leží ve stejné slupce
- v degenerovaných orbitalech vznikají elektronové páry teprve po zaplnění každého orbitalu jedním elektronem; všechny nespárované elektrony v těchto orbitalech mají stejný spin
ZNÁZORNĚNÍ ORBITALŮ (a ELEKTRONŮ v nich)
- prostorovými tvary
- orbital s … koule
- orbital p … prostorová osmička
- zaujímá polohy: 2px, 2py, 2pz … indexy říkají, do kterého směru osy je osmička orientovaná
- orbital d … prostorové osmičky orientované v rovinách os
- zaujímají polohy: 3dxy, 3dxz, 3dyz, 3d x2 – y2, 3d z2
- pomocí rámečků
- rámeček představuje orbital
- jednotlivé rámečky jsou rozděleny na tolik políček, kolik prostorových orientací (poloh) může daný orbital zaujmout (dáno magnetickým kvantovým číslem)
orbital typu s může zaujmout jednu polohu
orbital typu p může zaujmout tři polohy
orbital typu d může zaujmout pět poloh
orbital typu f může zaujmout sedm poloh
- orbital charakterizovaný kvantovým číslem n = 1 l = 0(s) zapíšeme 1s
znázorňuje se
- orbitaly charakterizované kvantovým číslem n = 2 l = 1(p) zapíšeme 2p
znázorňuje se
- orbitaly charakterizované kvantovým číslem n = 3 l = 2(d) zapíšeme 3d
znázorňuje se
- orbitaly charakterizované kvantovým číslem n = 4 l = 3(f) zapíšeme 4f
znázorňuje se
- počet elektronů v orbitalu zapisujeme jako index k symbolu orbitalu (s, p, d, f) a do políček znázorňujeme šipkami (↑↓)
- např.
- 1 elektron v orbitalu 2s zapíšeme 2s1
znázorňuje se
- 5 elektronů v orbitalech 2p zapíšeme 2p5
základní stav atomu = stav atomu o nejnižší energii; uvažuje se zde pouze energie elektronu v obaluznázorňuje se
Základní & excitovaný stav atomu
- ostatní energetické stavy (vyšší) jsou stavy excitované (vzbuzené)
- dojde k nim tehdy, pokud atomům dodáme energii (např. zahřátím, ozařováním …) elektrony z orbitalu s nižší energií excitují („přeskočí“; jsou vybuzeny) do orbitalu s energií vyšší
- excitované stavy, které mají vliv na vaznost atomu vznikají „roztržením elektronového páru“ a excitací („přeskočením“) jednoho elektronu do nejbližšího prázdného orbitalu
- může nastat první, druhý, třetí … excitovaný stav (záleží na množství elektronových páru)
- při dodání dostatečné energie atomu, může dojít k odtržení elektronu od atomu vzniká kationt
IONIZAČNÍ ENERGIE … I
- energie potřebná k odtržení jednoho elektronu z elektroneutrálního atomu v plynném stavu
- charakterizuje schopnost atomu uvolnit elektron
- vypovídá o stabilitě elektronové konfigurace neutrálního atomu čím vyšší, tím stabilnější
- hodnoty uváděné v tabulkách bývají přepočtené na jednotkové látkové množství jednotka: mol-1
- rozlišujeme první (při odtržení prvního elektronu), druhou (při odtržení druhého elektronu) … ionizační energii; každá další ionizační energie je vždy vyšší než předchozí velikost jejich rozdílu závisí na hloubce hladiny (s, p, d, f), odkud byly vytrženy; má vždy kladnou hodnotu
- nejnižší u alkalických kovů; nejvyšší u vzácných plynů
ELEKTRONOVÁ AFINITA … A
- energie uvolněná při připojení elektronu k elektroneutrálnímu atomu v plynném stavu při vzniku aniontu
- charakterizuje schopnost atomu přijmout elektron
- rozlišujeme první, druhou … elektronovou afinitu (analogie s ionizační energií)
- hodnoty uváděné v tabulkách bývají přepočtené na jednotkové látkové množství jednotka: mol-1
- nejvyšší u halogenů snadno tvoří anionty
- průměrná hodnota ionizační energie a elektronové afinity X musí charakterizovat vlastnost schopnost atomu přitahovat elektrony vazebného partnera = atomová elektronegativita
Vznik iontu
Proces vzniku iontu se nazývá ionizací. Obrácený proces, tzn. vytvoření neutrálního atomu z iontu, se označuje jako rekombinace.
Energie potřebná k odstranění jednoho z elektronů ve vnější podslupce atomu se označuje jako ionizační energie (popř. ionizační potenciál). Ionizační energie nám říká, jak pevně jsou vnější elektrony k atomu vázány.
Přidáním elektronu k atomu určitého prvku dojde k uvolnění jisté energie, která se označuje jako elektronová afinita.
Ionty vznikají
- při rozpouštění (např. solí ve vodě), kdy se část molekul rozpouštěné látky rozštěpí na dva (nebo více iontů). Takové roztoky jsou elektricky vodivé.
- při ionizaci plynu, kdy rychle letící částice nárazem rozštěpí molekulu na ionty. Ionizovaný plyn se pak stává vodivým.
- při tření (kladný náboj – sklo, záporný náboj – plast)
Vztah mezi hodnotami kvantových čísel, počtem orbitalů a počtem elektronů
(pro první čtyři kvantová čísla)
Kvantová čísla |
Označení orbitalu |
Počet orbitalů |
Počet elektronů | |||||
Hlavní kvantové číslo … n | Vedlejší kvantové číslo … l | Magnetické kvantové číslo … m | V podslupce (políčka;
degenerace) |
Ve slupce (rámeček) | V podslupce | Ve slupce | ||
n = 1 | l = 0 (s) | m = 0 | 1s | 1 (s) | 1 (K) | 2 | 2 | |
n = 2 | l = 0 (s) | m = 0 | 2s | 1 (s) | 4 (L) | 2 | 8 | |
l = 1(p) | m = –1
m = 0 m = 1 |
2p | 3 (p) | 2
2 2 |
6 | |||
n = 3 | l = 0 (s) | m = 0 | 3s | 1 (s) | 9 (M) | 2 | 18 | |
l = 1 (p) | m = –1
m = 0 m = 1 |
3p | 3 (p) | 2
2 2 |
6 | |||
l = 2 (d) | m = –2
m = –1 m = 0 m = 1 m = 2 |
3d | 5 (d) | 2
2 2 2 2 |
10 | |||
n = 4 | l = 0 (s) | m = 0 | 4s | 1 (s) | 16 (N) | 2 | 32 | |
l = 1 (p) | m = –1
m = 0 m = 1 |
4p | 3 (p) | 2
2 2 |
6 | |||
l = 2 (d) | m = –2
m = –1 m = 0 m = 1 m = 2 |
4d | 5 (d) | 2
2 2 2 2 |
10 | |||
l = 3 (f) | m = –3
m = –2 m = –1 m = 0 m = 1 m = 2 m = 3 |
4f | 7 (f) | 2
2 2 2 2 2 2 |
14 |
Radioaktivita
Přirozená, umělá radioaktivita, jaderná energetika
- RADIOAKTIVITA
- Radioaktivita neboli radioaktivní rozpad je samovolná přeměna jader nestabilních nuklidů na jiná jádra, při níž vzniká radioaktivní záření. Nuklid je nestabilním jestliže vybočuje z tzv. řeky stability. Pro nuklidy s Z (protonové číslo) ≤ 20 je stabilní poměr protonů ku neutronům 1:1. Se zvyšujícím se protonovým číslem se poměr Z : N blíží poměru 2:3. Pokud se daný nuklid významně odchyluje od poměru, daným řekou stability, je nestabilní.
- v přírodě převažují stabilní prvky (neradioaktivní), ale existuje asi 50 radioaktivních nuklidů – radionuklidů
- přirozená radioaktivita:
- tyká se radioaktivních nuklidů, které se nachází volně v přírodě
- objevitel: Becquerel (1896) – objevil ji v jáchymovském smolinci
- Curie-Sklodowská – zkoumala radioaktivitu a objevila další prvky (Po, Ra)
- záření a a b+
- umělá radioaktivita:
- týká se radioaktivních nuklidů uměle připravenýchnevyskytujících se v přírodě
- záření b–
Druhy radioaktivního záření
ZÁŘENÍ
- proud rychle letících (až 10% rychlosti světla) heliových jader ( částic) … , (kladně nabitá jádra helia složená ze dvou protonů a dvou neutronů)
- malá pronikavost, malý dosah (zastaví list papíru)
- silné ionizační účinky (nebezpečné v trávicím ústrojí)
- nuklid X vyzáří záření a vzniklý nuklid Y ztratí dva neutrony a dva protony, proto leží v PSP o dvě místa vlevo oproti původní poloze
- přeměna typická pro jádra těžkých kovů
ZÁŘENÍ
- asi stokrát pronikavější než záření , ale s menšími ionizačními účinky
- … proud (záporně nabitých) elektronů
- elektrony se uvolňují z jádra přeměnou neutronu (jenž je sám o sobě nestabilní), ze kterého se stane proton, který zůstane v jádře, zatímco elektron jádro opouští jako částice až 99% rychlostí světla. Vzniká ještě anti-neutrino –
- vzniklý nuklid má nezměněné nukleonové číslo A, ale o jeden proton navícprotje posunut o jedno místo vpravo oproti původní poloze
- typické pro jádra s nadbytečným počtem neutronů
- … proud kladně nabitých elektronů = pozitronů (částic o stejné hmotnosti jako elektron nesoucí ale kladný náboj)
- elektrony se uvolňují z jádra přeměnou protonu, ze kterého se stane neutron, který zůstane v jádře, zatímco kladný elektron = pozitron jádro opouští jako částice
- vzniklý nuklid má nezměněné nukleonové číslo, ale o jeden proton míň, tedyje posunut o jedno místo vlevo oproti původnímu
- typické pro jádra s nedostatkem neutronů
- obvykle vyvoláno uměle, protože je nutno dodat počáteční energii (rozdíl hmotností n a p)
ZÁŘENÍ
- elektromagnetické vlnění o velmi krátké vlnové délce (vysoké frekvenci), proud fotonů
- nejpronikavější, silně ionizující a nejnebezpečnější (prochází i lidským tělem aničí buňky, způsobuje rakovinu – narušuje genetický kód)
- podobá se svými účinky záření rentg.
- 50 % ho pohltí 1,3 cm tlustá vrstva olova (díky své velké hustotě)
Využití radionuklidů
- defektoskopie = skryté vady materiálu
- „metoda značkovaných atomů“ (pacient sní např. radioaktivní fosfor a pomocí přístrojů pak lze pozorovat, kudy v těle prochází
- zdravotnictví funkční vyšetřování orgánů, ozařování cíleného místa (ničení chorob, nádorů ), záření je však zdraví škodlivé
- radiokarbonový test určování stáří archeologických nálezů (podíl radioaktivního izotopu uhlíku v kostech se snižuje až po smrti, dokud oragnismus jí, poměr je stabilní; poločas rozpadu – 5730 let)