Projekt: Inovace oboru Mechatronik pro Zlínský kraj Registrační číslo: CZ.1.07/1.1.08/03.0009
Struktura elektronového obalu Představy o modelu atomu se vyvíjely tak, jak se zdokonalovaly možnosti vědy proniknout do nitra atomu pomocí přístrojového vybavení a matematiky. Zde jsou nejdůležitější z nich. První představy o atomu pochází z antického Řecka, ve kterém v 5. století př. n.l. Démokritos představil filosofickou teorii, podle které nelze hmotu dělit donekonečna, neboť na nejnižší úrovni existují dále nedělitelné částice, které označil slovem atomos(ἄτομος). Podle této teorie je veškerá hmota složena z různě uspořádaných atomů různého druhu, které jsou nedělitelné, přičemž je nelze vytvářet ani ničit.Vědeckou formu atomové teorii poskytl na začátku 19. století John Dalton, podle kterého se každý chemický prvek skládá ze stejných atomů zvláštního typu, které nelze měnit ani ničit, ale lze je skládat do složitějších struktur (sloučenin). Na základě této teorie byl schopen vysvětlit některé otevřené otázky tehdejší chemie, např. proč při chemických reakcích reagují vždy jednoduché poměry množství příslušných látek Teorii o nedělitelných atomech (přesněji částic, které atomy nazval Dalton) však v roce1897 vyvrátil J. J. Thomson, který při studiu katodového záření objevil elektron - tedy první subatomární částici. Na základě tohoto objevu vytvořil tzv. Thomsonův model atomu (též pudinkový model), který předpokládal, že atom je tvořen rovnoměrně rozloženou kladně nabitou hmotou, ve které jsou (jako rozinky v pudinku) rozptýleny záporně nabité elektrony. Ruthefordův model atomu. Tento model atomu předpokládal, že uprostřed atomu se nachází malé a (relativně) velmi hmotné atomové jádro. Kolem tohoto jádra se pak pohybují elektrony. Vrstva, v níž se elektrony pohybují je označována jako elektronový obal. Elektrický náboj jádra je kladný, přičemž jeho velikost je rovna celkovému náboji elektronového obalu, tzn. atom se jeví jako elektricky neutrální. Elektrony se kolem atomového jádra pohybují po eliptických drahách podobným způsobem jako planety kolem Slunce, což také dalo tomuto modelu jméno. V planetárním modelu se předpokládá, že průměr atomového jádra je přibližně roven 10-15 m a průměr elektronového obalu (a tedy i celého atomu) se pohybuje kolem 10-10 m.
Ruthefordův model atomu lithia protonové číslo 3, v atomovém obalu jsou 3 elektrony Struktura atomu je Bohrově modelu shodná se strukturou atomu v modelu planetárním, tzn. atom obsahuje centrální hmotné atomové jádro, kolem kterého obíhají elektrony Z hlediska popisu tedy v Bohrově modelu můžeme použít všechny vztahy užité v modelu planetárním. Bohrův model ovšem zavádí některá omezení vyplývající z kvantové mechaniky, která zajišťují stabilitu elektronových drah, tzn. řeší největší problém planetárního modelu atomu.
Elektronový obal je tvořen pouze elektrony a proto má záporný elektrický náboj, který je v atomu neutralizovaný kladným nábojem jádra atomu. Proto je atom jako celek elektricky neutrální. Neutrální atomy obsahují v elektronovém obalu stejný počet elektronů, jaký je v jádře počet protonů. U kladně nabitých iontů je počet elektronů v elektronovém obalu menší, u záporně nabitých iontů je počet elektronů v obalu větší. Poloměr elektronového obalu (a tedy celého atomu) se pohybuje kolem 10-10 m. Hmotnost elektronového obalu tvoří okolo 0,01 % celkové hmotnosti atomu.
Vodík – proton a elektron, šedá oblast vyznačuje oblast pravděpodobného výskytu elektronu. Oblast, kde je nejvyšší pravděpodobnost výskytu elektronu – orbital. Orbital a jeho vlastnosti charakterizují kvantová čísla: kvantové číslo n l m s
Název hlavní vedlejší magnetické spinové
možné hodnoty n = 1, 2, 3, …7 l = 0, 1, 2, …, n – 1 m = 0, ±1, ±2, …, ±l s=±½
význam určuje energii a velikost orbitalu určuje tvar orbitalu určuje orientaci orbitalu v prostoru určuje moment hybnosti elektronu
KVANTOVÁ ČÍSLA 1) Hlavní kvantové číslo n - udává energii elektronu (energii stojatého vlnění, která doprovází daný elektron), nabývá hodnot 1, 2, 3, 4, 5, …. Až do nekonečna, v praxi nabývá hodnot (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7), nekonečnou energii má volný elektron, za běžných podmínek má elektron vodíku n=1 - atom je v základním stavu, dodáním příslušného kvanta energie lze atom převést do vzbuzeného excitovaného stavu s vyšší energií, n je rovno čísle periody v tabulce 2) Vedlejší kvantové číslo l - je omezeno hodnotou n a může nabývat hodnot 0, 1, 2, 3,….., (n - 1), tedy celkem n hodnot pro dané n, hodnotám l se přiřazují písmena: hodnota l 0, 1, 2, 3,… písmeno
s, p, d, f,…(g)
vedlejší kvantové číslo udává „tvar“ stojatého vlnění (tvar orbitalu) 3) Magnetické kvantové číslo m - udává počet prostorových variací orbitalu (kolikrát je orbital degenerován), orientaci v prostoru, může se měnit v rozmezí od -l do +l (včetně nuly), např. pro l=2 může mít hodnoty -2, -1, 0, 1, 2 s
<0>
1 prostorová variace (1x degenerován)
p
<-1, +1>
3 prostorové variace (3x degenerován)
d
<-2, +2>
5 prostorových variací (5x degenerován)
f
<-3, +3>
7 prostorových variací (7x degenerován)
energie elektronu - závisí na hlavním i vedlejším kvantovém čísle degenerované orbitaly - orbitaly se stejnou energií (stejným n a l), ale různým m 4) Spinové magnetické kvantové číslo s (spin) - udává směr rotace elektronu, nabývá hodnot
, elektrony s opačným spinem se přitahují.
Orbitalový model - předpokládá, že se každý elektron v atomu pohybuje nezávisle na ostatních v kulově souměrném poli jádra a zbylých elektronů, stav elektronu je pak možno popsat pomocí jednoelektronové vlnové funkce -atomového orbitalu: 1. elektrony ve stavech s týmž n (např. 2s a 2p) tvoří elektronovou slupku neboli vrstvu, jednotlivé vrstvy se označují velkými písmeny K, L, M, N, O,P,Q v pořadí podle stoupajícího n 2. elektrony ve stavech s týmž n a týmž l tvoří podvrstvu (např.3d nebo 4s ) elektrony stejné podvrstvy mají stejnou energii - jsou na stejné energetické hladině 3. slupka s kvantovým číslem n má celkem n hladin, energie elektronu v atomu roste se stoupajícím n a v rámci jedné vrstvy (která má konstantní n) se stoupajícím l 4. energie jednotlivých hladin závisí na hodnotě protonového čísla stav atomu s nejnižší energií se nazývá stavem základním, stavy s vyšší energií jsou stavy excitované Valenční elektrony – elektrony v orbitalech s a p v nejvyšší slupce – určují chemické a atomů. Jejich maximální počet je 8 → elektronový oktet ⇒ oxidační čísla → – IV … VIII (buď doplnění do prázdných orbitalů – záporná ox. č. nebo odtržení elektronů z orbitalů – kladná ox. č.) Seřazení prvků v periodické soustavě prvků podle: 1. Počet elektronů je roven protonovému číslu prvku v periodické soustavě. 2. Stav každého elektronu v atomu je určen čtyřmi kvantovými čísly. 3. Energetické hladiny atomu v základním stavu se obsazují postupně, každý další elektron obsadí dosud volnou hladinu s nejmenší energií. 4. Musí být splněn Pauliho princip. PRAVIDLA O ZAPLŇOVÁNÍ ORBITALŮ Existují tři pravidla, podle kterých můžeme (až na malé výjimky) určit rozmístění a spin elektronů v jednotlivých orbitalech. Mluvíme pak o elektronové konfiguraci atomů. Tato pravidla udávají takové uspořádání elektronů v orbitalech, v nichž určitý počet elektronů má nejnižší energii. Proto podle těchto pravidel je možné odvodit elektronové konfigurace nejen
atomů, ale i iontů, přičemž částice o stejném počtu elektronů musí mít ve stavu s nejnižší energií stejnou elektronovou konfiguraci. 1. Výstavbový princip Orbitaly s nižší energií se zaplňují elektrony dříve než orbitaly s energií vyšší. Energie orbitalu je určena hlavním a vedlejším kvantovým číslem; např. orbitaly 2s a 2p mají různou energii. Orbitaly, které mají stejnou energii (mají stejné hlavní a vedlejší kvantové číslo a liší se pouze v čísle magnetickém), nazýváme degenerované. V elektronovém obalu atomu se energie orbitalů nezvyšuje pravidelně se stoupající hodnotou hlavního a vedlejšího kvantového čísla. Např. orbitaly 3d mají nižší energii než orbitaly 4p, ale větší než orbitaly 4s. Podle principu o výstavbě elektronového obalu se orbitaly zaplňují přibližně v tomto pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 5d, 4f, 6p, atd. 2. Pauliho vylučovací princip V orbitalu mohou být maximálně dva elektrony s opačným spinem, které vytvářejí elektronový pár. Podle tohoto pravidla jsou nejmenší odpudivé síly mezi dvěma elektrony v jediném orbitalu v případě, že tyto elektrony mají opačný spin. Správný zápis dvou elektronů: 2s: ↑↓ 3. Hundovo pravidlo V degenerovaných orbitalech vznikají elektronové páry teprve po obsazení každého orbitalu jedním elektronem. Nespárované elektrony v degenerovaných orbitalech mají stejný spin. Správný zápis: ↑ |↑ |↑ Elektronová konfigurace atomů a iontů vyjádřená pomocí vzácného plynu. Celá elektronová konfigurace daného prvku by byla nepřehledná, proto častěji znázorňujeme elektronovou konfiguraci pomocí nejbližšího vzácného plynu. Celá elektronová konfigurace atomu síry: 16S: 1s22s22p63s23p4 Elektronová konfigurace vyjádřená pomocí předchozího vzácného plynu: 16S [10Ne]: 3s23p4 Zápis orbitalů pomocí rámečků a symbolů:
s
p
d
F:1s 2s 2p F: ↑↓
9
2
2
f
5
9
↑↓
↑↓ ↑↓ ↑
↑↓
↑
C: 1s 2s 2p
6
2
2
↑↓
2
↑
Úkol: Určete elektronovou konfiguraci atomu H, He, Li, B, C, F, S, Ar, V, As, Mn, Ag.
Následující obrázky znázorňují pomocí různých modelů tvary orbitalů:
S a p orbitaly
Na videu je možné vidět názorněji prostorové uspořádání orbitalů: http://www.youtube.com/watch?v=VfBcfYR1VQo&feature=related http://www.youtube.com/watch?v=HxWF_tiLAXE&feature=related
