AZ ATOM
Atom: atommag + elektronfelhő = proton, neutron, elektron Elemi részecskék
Atomok Dalton elmélete (1805):
John DALTON 1766 - 1844
1. Az elemek apró részecskékből, atomokból állnak. Atom: görög szó = „nem osztható”. 2. Egy elem valamennyi atomja azonos. 3. A különböző elemek atomjainak eltérő tömegük van (megkülönböztethetőek). 4. A különböző elemek atomjai kombinálódhatnak; egy vegyület több, mint egy elem atomjainak speciális kombinációja. 5. Egy kémiai reakcióban az atomok nem keletkeznek, nem pusztulnak el és nem osztódnak kisebb részekre, hanem partnert cserélnek új anyagot létrehozva.
Elektronok
Katódsugárzás töltött részecskékből áll, melyek az elektród atomjaiból jönnek. => Az atomok oszthatók !!!!!
Thomson-féle atommodell Joseph John THOMSON 1856 - 1940
● ● ● ● ● ●
Atommag
atommag
●
● ● ● elektron
Ernest RUTHERFORD 1871 - 1937
Elemi részecskék tulajdonságai --------------------------------------------------------------------részecske jelölés töltés* tömeg (g) --------------------------------------------------------------------Elektron e-1 9,109·10-28 Proton p +1 1,673·10-24 Neutron n 0 1,675·10-24 --------------------------------------------------------------------* a töltés a következő szám többszöröseként van megadva: 1,60·10-19 C
Mennyi az elektronok tömege 1 kg vasban ? atomok száma x elektronok száma x elektron tömege = egy atomban 9,109·10-28 g rendszám = 26
6,02·1023 db (1 mol) 55,847 g x 1000 g --------------------------------------------x = 1,078·1025 db
Eredmény: 0,255 g
Atom: atommag + elektronok atommag: protonok + neutronok Atomszerkezet: az elektronok elrendeződése az atommag körül megértése alapvetően fontos az: --- atomok tulajdonságainak megértéséhez, --- a belőlük képződő vegyületek megértéséhez, --- a reakcióik értelmezéséhez.
Spektroszkópia A különböző anyagok által kibocsátott, vagy elnyelt fény, vagy egyéb sugárzás vizsgálatával foglalkozik. Folytonos színkép
Meleg gáz
Hideg gáz
Emissziós vonalas színkép
Abszorpciós vonalas színkép
Newton kísérletei fehér fénnyel
Sir Isaac Newton (1642–1727)
A hidrogén színképe Gázt melegítve, vagy elektromos kisülés: vonalas spektrum
A hidrogén látható spektruma a Balmer-féle sorozatban:
Joseph Balmer, 1885 A fotonok frekvenciája leírható a köv. sorozattal:
ν ~ 1/4 – 1/n2 ahol n= 3,4,5, ….. Gerjesztett hidrogénlámpa és az általa kibocsájtott fény három látható összetevője.
A hidrogén színképe A teljes spektrum leírása (IR, látható, UV) Johannes Rydberg
ν = R·(1/k2 – 1/n2) IR
látható
UV
R= 3,29·1015 Hz n= k+1, k+2, k+3,…. k= 1 Lyman k= 2 Balmer k= 3 Paschen k= 4 Bracket k= 5 Pfund sorozat
Foton energiája: E= hν h= 6,63·10-34 J/Hz
Bohr atommodell Niels Bohr:
E = −h·R/n2
1.A hidrogénatom egy pozitív töltésű részecskéből és egy elektronból áll, az elektron r sugarú pályán kering energiaveszteség nélkül 2. Az elektron nem keringhet tetszőleges sugarú pályán. 3. Az adott sugarú pályán keringő elektron meghatározott energiával rendelkezik. 4. A két pálya közötti elektronátmenet egy, a pályák energiájának különbségével megegyező energiájú foton elnyelésével, vagy kibocsájtásával jár. Ei → Ej ∆E = − hR/ni2 − (− hR/nj2)= hR(1/nj2 − 1/ni2) = hν
A Stark- és Zeemann-effektus
Mágneses térben a H színképében egyes vonalak felhasadnak (3, 5, 7 részre). Az azonos energiájú atompályák mágneses szempontból különbséget mutatnak.
Kvantum mechanika Louis de Broglie, 1924 Elektron:
hullám – részecske kettősség
hullámfüggvény
atomokban atompálya
Kvantum mechanika Erwin Schrödinger, 1926 1. Az atom energiája kvantált 2. Atompályák három számmal jellemezhetőek (kvantumszámok) 1. Fő 2. Mellék 3. Mágneses
Az atomok elektronszerkezete Atompálya: olyan térrész, ahol az elektron nagy (90%-os) valószínűséggel megtalálható. (n, l, m) Főkvantumszám: n n = 1, 2, 3, 4… K, L, M, N - HÉJAK Méret és elektronenergia elsősorban n-től függ. Mellékkvantumszám: l l = 0, 1 , …, n−1 Az atompálya „alakja” (és energiája) l-től függ.
s, p, d, f, g - ALHÉJAK
Mágneses kvantumszám: m m= −l, −l+1, …, 0, …, l−1, l Az atompálya „irányát” határozza meg, azonos energiájú pályák.
Kvantumszámok n=1
l=0
m=0
s alhéj
K (elektron)héj
n=2
l=0
m=0 m=-1 m=0 m=+1
s alhéj
L (elektron)héj
m=0 m=-1 m=0 m=+1 m=-2 m=-1 m=0 m=+1 m=+2
s alhéj
l=1 n=3
l=0 l=1
l=2
p alhéj
p alhéj
d alhéj
L (elektron)héj
A hidrogénatom atompályái
y
z
x
A spin
Spinkvantumszám: ms ms= −1/2, +1/2 Az elektron „forgási irányát” határozza meg.
Az atompályák alakja csómógömb
s l=0 csómósík
n=3
n=2
n=1
p l=1
n=3
n=2
n=2
n=3
d l=2
n=3
n=3
n=3
f l=3 n=4
n=4
n=4
n=4
Az elektronburok szerkezete Az alhéjak a H-atomban:
4s
4p
4d
3s
3p
3d
2s
2p
4f
1s Az alhéjak többelektronos atomokban:
4s 3s 2s 1s
4p
4d
3p
3d
2p
4f
Az elektronburok felépülése • Az energiaminimumra törekvés elve (felépülési elv): Az elektronok a legalacsonyabb energiájú pályákat foglalják el. • Pauli-elv: Egy atomon belül nem lehet két olyan elektron, amelynek minden kvantumszáma megegyezik. ⇒ n. héj, n2 pálya, max. 2n2 elektron – Egy pályán maximum két elektron helyezkedhet el ellentétes spínnel.
• Hund-szabály: Azonos energiájú szintek közül a különböző mágneses kvantumszámúak („térbelileg különbözőek”) töltődnek be először (Így vannak az elektronok a legmesszebb egymástól) azonos spinnel (maximális multiplicitás). Paramágnes Diamágnes
Az elektronburok felépülése
Energianívók sorrendje:
Az elektronburok felépülése • Vegyérték héj --- vegyérték elektronok • Atom-törzs
Az elektronburok szerkezete • Elektronkonfiguráció: Az elektronkonfiguráció leírja, hogy az elektronok miképpen oszlanak el a héjakon, alhéjakon, pályákon és mekkora a spinkvantumszámuk. Jelölésük például: 1s1, 1s22s22p3, …
2p 2s
H
He
Li
Be
B
... ...
1s alhéjak
Ne
Az elektronburok felépülése Felépülési (aufbau) elv: „energiaminimumra törekvés elve” Na: 1s22s22p63s1 alapállapot
1s22s22p63p1 1. gerjesztett állapot spektrumban Na D-vonal
Extra: félig és teljesen betöltött alhéj stabil! Cr: 3d54s1 Pd: 4d10 (de Ni: 3d84s2) (Pt: 5d96s1) Mo: 4d55s1 Cu: 3d104s1 Gd: f7d1s2 Au: 5d106s1
A periódusos rendszer periódusok és oszlopok/csoportok eka Al, eka Si 1872. 66 ismert elem alapján atomtömeg szerint Cu Zn __ __ As Se Br
Mengyelejev Ga
M (g/mol) 63 65 68 72 79 78 80
68
69,9
1914. Henry G. Moseley rendszám szerint! Ea2O3 5,9 alacsony magas
Ga2O3 ρ 5,91 g/cm3 o.p. 30,1 C° f.p. 1983 C°
Felosztás: s,p,d,f – mező
lantanidák és aktinidák
A periódikus sajátságok Atomsugár Def.1: a legkülső maximum távolsága (90%-os tartózkodási valószínűség!) Def.2: az atom- vagy fémrácsban az atomok távolságának fele Meghatározó tényezők: n, effektív magtöltés Zeff = Z – S (árnyékolási szám)
Az atomsugár változása
A periódikus sajátságok •
Ionizációs energia: Az első ionizációs az az energia, amely egy atom (vagy molekula) leglazábban kötött elektronjának eltávolításához szükséges. (Történhet pl. elektronütközéssel vagy fotonok hatására.) A(g) → A+(g) + e− Perióduson belül nő: Ok: csökkenő atomméret, növekvő Zeff (effektív magtöltés) Li B C Zeff: 1,3 2,7 3,35 eltérések: IIIA < IIA p vs. s VIA < VA páratlan vs. párosított •
Elektron affinitás: 1. A−(g)
→ A(g) + e−
2. A(g)+ e−
→ A−(g)
magyar, Boksai angolszász, Nyilasi IUPAC definíció: 1-nél a befektetett energia, vagy a 2-nál felszabaduló energia (a kettő ekvivalens)
Az (első) ionizációs energia M(g) = M+(g) + e-
Elektronegativitás
Elektronegativitás Mulliken:
χ
=
I.E. + E.A. 2
.
1 6,3
Pauling: A kémiai kötést létesítő atomok azon képessége, hogy a molekulán belül, a szomszédos atomoktól elektronokat (azaz közös elektronpárokat) vonzanak magukhoz. F elektronegativitása választott: 4,0
A periódusos rendszer – IE és EN Ionizációs energia
Elektronegativitás
