Stavba atomu jádro atom (elektroneutrální)
(kladně nabité)
protony p+ neutrony n0
elektronový obal
nukleony
elektrony e-
(záporně nabitý)
Mikročástice
Klidová hmotnost Klidová (kg) hmotnost (u)
Náboj (C)
Objev
elektron
9,109 . 10-31
5,486 . 10-4
-1,602 . 10-19
1897 Joseph J.Thomson
proton
1,673 . 10−27
1,007 27
+1,602 . 10-19 1918 Ernest Rutherford
neutron
1,675 . 10−27
1,008 66
0
1932 Jamesem Chadwickem.
Elektrické náboje protonu a elektronu jsou nejmenší dosud známé elektrické náboje. Atomy jsou elektroneutrální (počet protonů = počet elektronů). Chemickými metodami (chemickými reakcemi) jsou dále nedělitelné. Atomy mají průměr asi 10-10 m. Jádro je středová část atomu o průměru asi 10-15 m, je tedy asi 100.000krát menší než obal. Hmotnost jádra je mnohem větší než hmotnost elektronového obalu. Více než 99 % hmotnosti atomu je soustředěno v jádře. Proton má 1836x větší hmotnost než elektron.
Historie Atomisté (5. – 3. st. př. n. l.) •
např. Démokritos
•
základ všech objektů jsou dále nedělitelné částečky – atomy, které jsou v neustálém pohybu a svým seskupováním vytvářejí vše, co nás obklopuje
•
určující je složení látek, ze kterého lze vlastnosti látek odvodit.
Platón, Aristoteles (4. a 3. st. př. n. l.) •
rozhodující jsou vlastnosti látek a jim se podřizuje stavba látek
•
jejich učení ovlivnilo celou středověkou chemii (alchymii)
17. – 19. století •
rozvoj atomové hypotézy (Lomonosov, Lavoisier, Avogadro – pojem molekula)
J. Dalton - atomová teorie (1803) •
prvky jsou složeny z velmi malých nedělitelných částeček – atomů. Atomy jednoho prvku jsou stejné, atomy různých prvků se liší svými vlastnostmi.
•
v průběhu chemické reakce dochází k přeskupování atomů, aniž by se při tom atomy měnily, vznikaly či zanikaly.
•
spojováním (slučováním) atomů dvou nebo více prvků vznikají molekuly určité chemické slouč. V určité sloučenině připadá na atom jednoho prvku vždy stejný počet atomů jiného prvku. 1/12
Modely atomu Joseph John THOMSON (konec 19. st.) •
první představa o stavbě atomu - pudinkový model atomu – atom je kladně nabitá koule, v níž jsou rozptýleny elektrony (jako rozinky v pudinku), objev elektronu (1897)
Ernest RUTHERFORD (1911) •
studium rozptylu alfa částic při průchodu tenkou hliníkovou folií
•
planetární model atomu – atom složený z drobného jádra, v němž je soustředěn kladný náboj a téměř veškerá hmota atomu, kolem kladně nabitého jádra obíhají záporně nabité elektrony, které se pohybují na stabilních drahách (orbitách), díky působení přitažlivé síly coulombovské.
•
neurčil blíže poloměry kružnic, které představovaly dráhy elektronů, byl v rozporu se zákony klasické fyziky (elektron by nakonec dopadl na jádro, nebylo možné vysvětlit čárový charakter atomových spekter.
Niels Henrik David BOHR (1913) •
odstranil nedostatky planetárního modelu a zavedl tři postuláty:
1. elektrony obíhají kolem jádra po kruhových drahách s daným poloměrem (stacionární dráhy) 2. při oběhu po stejné dráze má elektron stále stejnou energii (nevyzařuje elektromagnetické vlnění) 3. ke změně energie dochází pouze při přechodech z jedné dráhy do druhé a to pouze po určitých dávkách – kvantech, a to při přechodu z jedné stacionární dráhy na druhou. Arnold Sommerfeld •
zdokonalil Bohrův model zavedením elipsovitých oběžných drah
2/12
Kvantová mechanika (1924 – 27) •
duální charakter mikročástic (1923 Louis de Broglie) – korpuskulárně vlnový charakter •
mikročástice mají v závislosti na experimentu, který je s nimi prováděn, někdy vlnový a někdy korpuskulární (hmotný) charakter. •
částice (korpuskule) - hmotný, od okolí ostře ohraničený útvar, jehož polohu v prostoru lze pevně určit a lze definovat dráhu, po které se pohybuje
•
vlnění - šíření vzruchu ve hmotném prostředí
•
princip neurčitosti (1927 Werner Karl Heisenberg) – u mikročástic není možné současně přesně stanovit jejich hybnost a polohu, pro elektron v atomu proto nelze naměřit ani vypočítat přesné dráhy a rychlosti a je nutno se omezit na pravděpodobnostní popis a určit prostor, v němž se s určitou pravděpodobností elektron vyskytuje.
•
duální chr. mikročástic a princip neurčitosti => nutnost opuštění představy o pohybu elektronu po kruhových či eliptických drahách a dráhu nahradit vymezením prostoru
•
kvant. mech. umožňuje vypočítat pravděpodobnost výskytu elektronu v určité oblasti atomu.
•
elektronová hustota – poměr počtu elektronů v určitém prostoru k objemu tohoto prostoru
Kvantově mechanický model atomu •
1926 Erwin Schrödinger
•
vyřešil řadu nedostatků Bohrova modelu, tato teorie vycházela ze zákonů klasické fyziky s omezujícími podmínkami (postuláty)
•
elektron má mechanické i vlnové vlastnosti (vlnový dualismus)– fotony se chovají jako částice s nulovou klidovou hmotností a elektrony vykazují vlnové vlastnosti
•
kvantovým stavům elektronu lze přiřadit stojaté elektronové vlny v trojrozměrném prostoru. Každé z kvantovým čísel n, l, m charakterizuje trojrozměrnou vlnu.
•
není možné určit přesný popis dráhy elektronu v atomu, proto se musíme omezit na pravděpodobnostní popis dráhy
•
převážně matematický, jehož názornost je značně omezena. Stav částice, popř. systému částic je vyjádřena pomocí veličiny vlnové funkce ψ a je možné ji vypočítat pro zvláštní stavy podle Schrödingerovy rovnice.
•
Atomový orbital – ohraničený prostor s pravděpodobností výskytu elektronu (95 – 99 %). Orbital a vlastnosti vlnové funkce charakterizují kvantová čísla (viz stavba elektronového obalu)
3/12
Stavba jádra atomu Protonové číslo Z - udává počet protonů v jádře atomu. Neutronové číslo N - udává počet neutronů v jádře atomu Nukleonové číslo A = Z + N, udává počet nukleonů (protony + neutrony) v jádře atomu Nuklid – množina atomů o stejném Z a N Prvek – látka tvořená výhradně atomy o stejném Z Izotopy – atomy téhož prvku, lišicí se N (o stejném Z a různém N), (isos = řec. stejný, topos = řec. místo). Izotopy mají stejné chemické, ale rozdílné fyzikální vlastnosti (např. stálost jejich atomových jader). Izobary - atomy mající stejné N a různé Z izotopy počet vodíku protonů
počet počet elektronů neutronů
izotopy počet kyslíku protonů
počet počet elektronů neutronů
Stavba elektronového obalu Elektrony se v elektronovém obalu nachází v hladinách, vrstvách, jejichž energie roste s rostoucí vzdáleností od jádra. K popisu stavu elektronu používáme kombinaci čtyř kvantových čísel. Hlavní kvantové číslo n • nabývá kladných, celočíselných hodnot 1, 2, 3, .... • rozhoduje o energii elektronu a o jeho vzdálenosti od jádra (udává vrstvu, ve které se orbital vyskytuje) Vedlejší kvantové číslo l • nabývá hodnot od 0 do (n - 1) l 0 1 2 3 4 písmenné označení
s p d f
g (prvek s tak vysokým protonovým číslem ještě nebyl objeven, první prvek, jehož elektrony by vstupovaly do orbitalů g by měl protonové číslo 121)
• např. pro n = 2 je l = 0 nebo 1 • společně s n určuje energii elektronu, rozhoduje o tvaru orbitalu Magnetické kvantové číslo ml • nabývá hodnot od -l (mínus "el") přes 0 do l (plus "el") • např. pro l = 2 ml nabývá hodnot -2, -1, 0, 1 nebo 2 • udává orientaci orbitalu v prostoru Spinové kvantové číslo ms (spin z angl. vír, rotace) • nabývá hodnot +1/2 a -1/2 • popisuje vnitřní moment hybnosti elektronu (směr rotace kolem vlastní osy) Souborem čtyř kvantových čísel lze charakterizovat každý elektron elektronového obalu atomu. 4/12
Rozvoj kvantových čísel
hlavní kvantové vedlejší kvantové číslo číslo [vrstva] [typ orbitalu]
magnetické kvantové číslo
n=1 [K]
l=0 [1s]
ml = 0
n=2 [L]
l=0 [2s]
ml = 0 ml = -1
l=1 [2p]
ml = 0 ml = 1
n=3 [M]
l=0 [3s]
ml = 0
spinové kvantové číslo ms = +1/2 ms = -1/2 ms = +1/2 ms = -1/2
2 e-
2 e-
2 e-
ms = +1/2 ms = -1/2 ms = +1/2 ms = -1/2
8 e6 e-
ms = +1/2 ms = -1/2 ms = +1/2 ms = -1/2
ml = -1
max. počet elektronů maximální počet elektronů v daném orbitalu v dané vrstvě (2⋅n2)
2 e-
ms = +1/2 ms = -1/2
l=1 [3p]
ml = 0
ms = +1/2 ms = -1/2
ml = 1
6 e-
ms = +1/2 ms = -1/2
ml = -2
ms = +1/2
18 e-
ms = -1/2 ml = -1
ms = +1/2 ms = -1/2
l=2 [3d]
ml = 0
ms = +1/2 ms = -1/2
ml = 1
ms = +1/2 ms = -1/2
ml = 2
ms = +1/2 ms = -1/2
atd.
5/12
10 e-
Pauliho princip výlučnosti • v atomu nemohou existovat dva elektrony, které by měli všechny čtyři kvant. čísla stejné. • částice, pro které Pauliho vylučovací princip platí, se nazývají fermiony. Ty, pro které neplatí bosony (např. fotony). Slupka elektronového obalu • v ní jsou jen elektrony se stejným kvantovým číslem n • v každé slupce je maximálně 2⋅n2 elektronů • slupky jsou označeny písmeny n 1 2 3 ... 7 elektronová K L M ... Q vrstva •
hlavním kvantovým číslům odpovídají řádky: periody Mendělejevovy soustavy prvků
Tvary a prostorová orientace orbitalů Orbitaly s • mají tvar koule, poloměr koule roste s rostoucí hodnotou n • každá vrstva (hladina) elektronového obalu obsahuje pouze jeden orbital s
Orbitaly p • tvar připomíná rotující osmičku • v každé vrstvě elektronového obalu jsou tři orbitaly p (pro l =1 je ml =-1, 0, 1), jsou na sebe kolmé. Jsou orientovány podle os x, y a z pravoúhlého souřadného systému. Jde o degenerované orbitaly • orbitaly p se od sebe rozlišují označením px (méně často p1), py (méně často p-1), pz (méně často p0)
Orbitaly d • v každé vrstvě elektronového obalu je pět orbitalů d (pro l =2 je ml =-2, -1, 0, 1, 2), lišících se prostorovou orientací, jde opět o degenerované orbitaly
6/12
Orbitaly f • v každé vrstvě elektronového obalu je sedm orbitalů f (pro l =3 je ml =-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3) lišících se prostorovou orientací, jde opět o degenerované orbitaly, Degenerované orbitaly • mají stejnou hodnotu hlavního a vedlejšího kvantového čísla (tedy stejnou energii), liší se v čísle magnetickém (tedy prostorovou orientací) Znázorňování a zápis elektronů a orbitalů • zápis pomocí hlavního a vedlejšího kvantového čísla • např. 2p4 (n = 2, l = 1, počet elektronů = 4) (čti "jedna es dva") • zápis pomocí rámečků • elektrony - šipky • orbitaly - stejně velké rámečky • degenerované orbitaly - spojíme odpovídající počet rámečků
Pravidla výstavby elektronového obalu Základní stav atomu - nejstálejší stav atomu, s nejmenší možnou energií. Výstavbový princip • orbitaly s energií nižší se zaplňují dříve, než orbitaly s energií vyšší • 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s, ... • uspořádáním elektronů v obalu podle výstavbového pravidla vzniká základní stav atomu. • některé sféry se energeticky navzájem prolínají (např. orbital 4s má menší energii než orbitaly 3d, orbital 5s než orbitaly 4d atd.). Příčinou této nepravidelnosti je vliv kladného náboje jádra, které působí na elektrony přitažlivou silou a mění tak jejich energii a také vliv vzájemného ovlivňování se elektronů v různých orbitalech. Pravidlo n + l
Pomůcka pro výstavbový princip
7/12
Pauliho princip výlučnosti • v elektronovém obalu atomu nemohou být elektrony, jejichž všechna kvantová čísla jsou stejná, musí se lišit alespoň v jednom kvantovém čísle. • v jednom orbitalu mohou být maximálně dva elektrony, lišící se hodnotou spinového kvantového čísla Hundovo pravidlo • v degenerovaných orbitalech (mají stejnou energii) vznikají elektronové páry (dvojice elektronů v jednom orbitalu) teprve po zaplnění každého orbitalu jedním elektronem. Všechny nespárované elektrony mají stejný spin (pak má systém nejnižší energii)
Odchylky • např. 24Cr:[18Ar]3d54s1 místo 24Cr:[18Ar]3d44s2, 29Cu:[18Ar]3d104s1 místo 29Cu:[18Ar]3d94s2 • vyplývají ze skutečnosti, že nejstálejší je takové uspořádání elektronů, ve kterém jsou orbitaly buď úplně zaplněné nebo jsou zaplněné právě z poloviny (popř. jsou prázdné).
8/12
Rozvinutý a zkrácený zápis elektronové konfigurace
9/12
Jak psát zkrácený zápis elektronové konfigurace bez rozvinutého?
10/12
Excitované stavy atomů • vznikají, jestliže atom pohltí určité množství energie, pak může dojít k vybuzení jednoho nebo více elektronů do energeticky bohatších orbitalů • pokud atom absorboval větší energii než odpovídá přeskoku elektronu do energeticky nejbohatšího stavu, potom elektron uniká z oblasti přitažlivosti jádra a atom se mění na kation • excitovaný stav je nestálý, elektrony se rychle vrací na nižší energetickou úroveň a rozdíl obou energií se projeví jako záření - emisní spektrum. • každá čára spektra odpovídá přeskoku elektronu z energeticky bohatší hladiny na hladinu s menší energií • u každého atomu může existovat velký počet excitovaných stavů. Pro vlastnosti prvků jsou nejdůležitější tzv. valenční excitované stavy, které mají vliv na vytváření chemických vazeb (označují se *), protože tvorbou valenčních excitovaných stavů se zvyšuje počet nespárovaných elektronů. • při vzniku valenčních excitovaných stavů prvek excituje valenční elektrony do prázdných orbitalů valenční vrstvy (se stejným n jako n valenčních elektronů, u základních prvků se n shoduje s číslem periody, v níž se daný prvek nachází, v pořadí s → p → d → f). • u některých prvků existuje více valenčních excitovaných stavů (např. S), některé netvoří valenční excitovaný stav (např. F)
11/12
Vznik iontů a elektronové konfigurace iontů Kation • vznikne tak, že přijetím dostatečné množství energie (ionizační energie), která převyšuje excitační energii, dojde k odtržení jednoho nebo více elektronů od atomu - ionizace. Ionizační energie (kj.mol-1) • energie potřebná k odtržení valenčního elektronu od atomu. Čím je ionizační energie nižší, tím je prvek reaktivnější • I1 je první i.e. (k odtržení prvního e-), I2 je druhá i.e. (k odtržení druhého e-), ... • např. Li → Li+ + eI1 = 520 kJ/mol Li+ → Li2+ + eI2 = 7.300 kJ/mol Anion • vznikne tak, že atom přijme elektron (případně více elektronů) do neúplně obsazeného orbitalu, energie se uvolňuje Elektronová afinita A (kj.mol-1) • energie, která se uvolní při přijetí jednoho, příp. více elektronů atomem. Čím je hodnota e.a. vyšší, tím prvek snadněji tvoří anionty => vyšší reaktivita. • rozlišujeme první, druhou, resp. třetí elektronovou afinitu • např.: O + e- → OA1 = -142 kJ/mol O- + e- → O2A2 = -694 kJ/mol U prvků s protonovým číslem větším než 20 dochází po zaplnění orbitalu 4s dvěma elektrony ke snížení energie orbitalů 3d. Proto prvky s protonovým číslem větším než má vápník ( 20Ca) mají energii orbitalů 3d menší než je energie orbitalu 4s. • např. železo má po vytvoření základního stavu atomu jiné energetické pořadí orbitalů než odpovídá výstavbovému principu. • při vzniku základního stavu atomu železa se orbitaly zaplňují v pořadí 26Fe......4s2 3d6 • po vzniku atomu základního stavu atomu železa je energetické pořadí 26Fe......3d6 4s2 • proto atom železa (ale i jiných prvků) při ionizaci uvolňuje nejdříve elektrony z orbitalu 4s (jsou po vytvoření základního stavu energeticky nejbohatší) a teprve potom elektrony z orbitalů 3d: • 26Fe2+......3d6 4s0 • 26Fe3+......3d5 4s0 • kation Fe3+ je stálejší, protože orbitaly d jsou z poloviny obsazeny a orbital s je prázdný K podobné energetické záměně dochází i u orbitalů 5s a 4d. Při vzniku základního stavu atomu se zaplňují v pořadí 5s, 4d, po vzniku základního stavu je energetické pořadí orbitalů 4d, 5s. (zdroj: Roubal: Základy obecné a anorganické chemie, http://www.chesapeake.cz/chemie/index.php?option=com_content&task=view&id=59&Itemid=102) manžel
12/12
