Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115

Gymnázium a Střední odborná škola, Rokycany, Mládežníků 1115 Číslo projektu:

CZ.1.07/1.5.00/34.0410

Číslo šablony:

17

Název materiálu:

Atom a kvantová čísla

Ročník:

4. ročník

Identifikace materiálu:

RAN_52_17_atom_a_kvantova_cisla

Jméno autora:

Drahomíra Rancová

Předmět:

Přírodovědný seminář

Tématický celek:

Obecná chemie

Anotace:

Doplněk k opakování k maturitě, podstata tvorby sloučenin, kvantová čísla

Datum:

10.9. 2013

Atom

Atomová teorie

zakladatel J. Dalton, počátek 19. století

  



Prvky složeny z atomů Atomy téhož prvku po chemické stránce všechny stejné Při chemických reakcích - spojování, oddělování a přeskupování atomů Atomy při těchto reakcích: – –

–

nevznikají nemizí nepřeměňují na atomy jiného prvku

Atomová teorie

zakladatel J. Dalton, počátek 19. století





Spojování atomů 2 nebo více prvků – sloučeniny Poměr slučování atomů je pro danou sloučeninu stálý –

zákon stálých poměrů slučovacích

Struktura atomu 

Atomové jádro – kladně nabité



Elektronový obal – záporně nabitý



Hmotnost jádra = 99% hmotnosti atomu –

Kdyby jádro mělo průměr 10 mm, obal by měl průměr 10 m

Atomové jádro 

Obsahuje protony a neutrony = nukleony



Značení: –

–

Protonu

Neutronu

1 1

p

1 0

n

Atomové jádro 

Protonové číslo Z – počet protonů



Neutronové číslo N – počet neutronů



Nukleonové číslo A (hmotnostní) – počet nukleonů



Značení atomů:

A Z

X

Izotopy    

Atomy téhož prvku lišící se počtem neutronů Stejné protonové, ale různé nukleonové číslo Př. - Izotopy vodíku: 1 Protium lehký vodík – 1 proton H 1



Deuterium

2 1

H

těžký vodík – 1 proton a 1 neutron



Tritium

3 1

H

1 proton a 2 neutrony

Modely atomu 

Thomson – 1904 – kladný náboj je rovnoměrně rozložený po celém atomu (pudingový model)



Rutheford – kladný náboj je soustředěn do jádra – stejný počet kladných a záporných nábojů – planetární model – Sluneční soustava



Bohr – elektrony se pohybují po kruhových drahách (orbitalech), při přechodu elektronu se uvolní určité množství energie - základ kvantové teorie

4. Kvantově-mechanický model atomu 

Schrödingerova vlnová funkce 



Dají se vypočítat energetické hladiny elektronu a rozdělení elektronové hustoty



Zavádějí se pojmy orbital a kvantová čísla

Radioaktivita 

Becquerel – 1896 – –

objevil schopnost uranu vysílat záření nuklidy, které vykazují radioaktivitu nazval radionuklidy



Radioaktivita = schopnost atomových jader vysílat určitý druh záření za současného rozpadu jader.



Příčina radioaktivity –

nukleony jsou poutány přitažlivými silami, které mají krátký dosah působení. S rostoucím počtem protonů rostou odpudivé síly a jádra se stávají nestabilními

Radioaktivní záření 

 = proud rychle letících heliových jader



4 2 –



4 2

He

proniká několikacentimetrovou vrstvou vzduchu a velmi tenkými foliemi

 = proud rychle letících elektronů, které vznikají v jádře rozpadem neutronů

1 0  0 1 Je 100x pronikavější než 

n e  p 1 1

Radioaktivní záření 

 = elektromagnetické záření o vysoké energii –



Dá se zachytit vrstvou betonu nebo olověnou deskou

Poločas rozpadu – doba, za kterou se rozpadne polovina jader

Radioaktivní přeměny 



U  He Th

238 92 

4 2

234 90

 0  1

Th e  Pa

234 90

234 91

Radioaktivní rozpadové řady 1.

Thoriová

2.

Neptuniová

3.

Uran – radiová Uran – aktiniová

Umělá radioaktivita 

Rutheford 1919 – průchodem částic  čistým dusíkem vzniká kyslík a uvolňují se protony 14 7



N    O p 4 2

17 8

1 1

Princip umělé radioaktivity – bombardováním neradioaktivního prvku některými částicemi (,proton, neutron) dochází k přeměně jader manželé Curie

Umělá radioaktivita 27 13

Al  He P n 4 2

30 15 

30 15

1 0

P Si  e 30 114

0 1

Pozitrony vznikají v okamžiku jaderné přeměny z protonu 1 1

p n e 1 0

0 1

Použití radionuklidů 

Lékařství – –



Technika –



Kontrola celistvosti materiálů

Archeologie –



Diagnostika Onkologie

Stáří předmětů

Jaderná energetika

Štěpné jaderné reakce 

Těžší jádro se mění na 2 lehčí



Př.:

U  n Ba  Kr 3 n

235 92 

1 0

140 56

93 36

1 0

Řetězová reakce – kontrolovatelný průběh částečným zachycováním vzniklých neutronů

Termonukleární reakce  

Ze 2 lehčích jader vznikne 1 těžší Př.: Vodíková bomba 1 1

 

H  D He 2 1

3 2

Uvolňuje se větší množství energie než při štěpných reakcích Zatím se nedají řídit

Elektronový obal 

Vlnově mechanický model atomu – –

Teorie: vlnová (kvantová) mechanika 1924-7 L.de Broglie, Heisenberg, Schrödinger



Orbital – prostor, ve kterém se s velkou pravděpodobností (99,9..%) nachází elektron



Energie orbitalů je kvantována = při přechodu z jedné energetické hladiny na druhou je potřeba přesně stanovené kvantum energie

Kvantová čísla 

Hlavní kvantové číslo n – – – –

nabývá hodnot teoreticky od 1 do nekonečna prakticky od 1 do 7 udává energii orbitalu (vzdálenost od jádra) elektrony ve stavech se stejným n tvoří jednu elektronovou vrstvu (slupku)

n 1 značení vrstev K

2 L

3 M

4 N

5 O

6 P

7 Q

Kvantová čísla 

Vedlejší kvantové číslo 1 hodnoty: od 0 do n-1 = od 0 do 6



Udává tvar orbitalu – –

s p d

hodnota 1 označení tvaru orbitalu

0 s

1 p

tvar koule tvar prostorové osmičky (mašle) tvar dvojmašle

2 d

3 f

Orbital typu s 

Idealizovaný tvar atomového orbitalu 1s (vlevo) a 2s (vpravo) podle rozložení elektronové hustoty

Orbital typu p 

Idealizovaný tvar p-orbitalů s různou prostorovou orientací.

Kvantová čísla 

Magnetické kvantové číslo – – –

značí se nabývá hodnot Udává:  

m -1, 0, +1

orientaci orbitalu v prostoru počet magnetických kvantových čísel odpovídá počtu degenerovaných orbitalů

Kvantová čísla 

Spinové kvantové číslo – – – –

značí se s nabývá hodnot -1/2, +1/2 udává rotaci elektronu není pro orbital, ale pro elektron

Značení: s (l=0), p (l=1), d (l=2), f (l=3), g (l=4), h (l=5)… n

l

ml

symbol AO

degenerace

Obsazení elektrony

1

0

0

1s

není

2

2

0

0

2s

není

2

2 2 2

1 1 1

-1 0 +1

2p 2p 2p

3x

3

0

0

3s

není

3 3 3

1 1 1

-1 0 +1

3p 3p 3p

3 3 3 3 3

2 2 2 2 2

-2 -1 0 +1 +2

3d 3d 3d 3d 3d

2 2 2

vrstva

el. ve vrstvě

K

2

L

8

M

18

6 2

3x

2 2 2

6

5x

2 2 2 2 2

10

Elektronová konfigurace = obsazení jednotlivých orbitalů elektrony  Pravidla pro vytváření elektronových konfigurací  Výstavbový princip – –

Orbitaly se obsazují elektrony podle vzrůstající energie 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p…

Výstavbový trojúhelník s

p

d

f

8

7

6

5

7

6

5

4

6

5

4

5

4

3

4

3

3

2

2 1

Pauliho vylučovací princip  Každý

orbital je obsazen nejvýše dvěma elektrony, které se od sebe liší svým spinem.

Hundovo pravidlo  Orbitaly

se stejnou energií (degenerované) se obsazují nejprve všemi elektrony se stejným spinem, pak teprve se spinem opačným.

Vnitřní a valenční elektrony  

valenční elektrony = elektrony přítomné na AO o nejvyšším hlavním nebo nejvyšším vedlejším kvantovém čísle valenční sféra atomu = skupina AO, které obsahují valenční elektrony (Tyto AO jsou u daného atomu zčásti nebo úplně zaplněny a nepatří do elektronové konfigurace nejblíže nižšího vzácného plynu.) valenční sféra atomu = skupina AO, které obsahují valenční elektrony (Tyto AO jsou u daného atomu zčásti nebo úplně zaplněny a nepatří do elektronové konfigurace nejblíže nižšího vzácného plynu.)



elektrony mimo valenční sféru atomu = vnitřní elektrony

Ionizační energie 

Ionizační energie I = práce, kterou musíme vynaložit, abychom z atomu v základním stavu odtrhli nejslaběji poutaný elektron a úplně jej vzdálili z prostoru atomu I [kJ/mol], příp. [eV/atom]



 

Ionizačním energiím potřebným k vytváření iontů s vyšším nábojem se říká ionizační energie vyšších stupňů. Jsou vždy větší než první ionizační energie. Nejnižší ionizační energii mají alkalické kovy (jeden elektron v nově zaplňované n-té vrstvě) Maximální hodnoty ionizačních energií mají vzácné plyny (zcela zaplněná n-tá vrstva).

Elektronová afinita  



Elektronová afinita = energie uvolněná při připoutání elektronu k atomu za vzniku aniontu Elektrony jsou snadněji poutány těmi atomy, jejichž elektronová valenční sféra se svým zaplněním blíží struktuře vzácného plynu Prvky s velkou elektronovou afinitou (např. F, Cl, Br, I) snadno tvoří anionty

Periodická soustava prvků 

Periodický zákon: –





Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla

Periody : 7 vodorovných řad Skupiny : 18 svislých sloupců tvoří 8 skupin

Periodická soustava prvků A skupiny = hlavní - nepřechodné prvky

B skupiny = vedlejší - přechodné prvky IA alkalické kovy IIA kovy alkalických zemin – od Ca VIA chalkogeny VIIA halogeny VIIIA vzácné plyny

Periodická soustava prvků  

 

s prvky –valenční elektrony na hladině s p prvky –valenční e- v hladině ns, np d prvky – ns a (n-1)d f prvky – ns, (n-1)d, (n-2)f

Použité informační zdroje 

Literatura: Benešová M., Pfeiferová E., Satrapová H. Odmaturuj z chemie, 2. přepracované. vyd. BRNO: Didaktis spol. s r.o., 2014, ISBN 978-807358-232-6.