Složení a struktura atomu

Atom:

-jednojaderná elektroneutrální strukturní jednotka

-z řeckého átomos=nedělitelný

-skládá se z jádra(protony, neutrony) a obalu(elektrony)

-základní částice běžné hmoty, nelze ji dále chemickými prostředky dělit

 

Vývoj názorů na stavbu atomu:

 

Demokritos (starověk – 5stol.př.n.l.- antické Řecko) – zakladatel atomové teorie: hmota se skládá z malých částic dále nedělitelných nazývaných atomy, podle Leukoppovy teorie

 

8. L. Lavoisier (v 18. stol., francouz) zavedl pojem chemického prvku jako látky, kterou nelze rozložit na jiné látky. Svými pokusy dokázal, že při chemických reakcích platí zákon zachování hmotnosti.

 

John Dalton (19. stol,angličan) – navázal a Demokrita – Daltnova Atomová teorie:

1) Atomy téhož prvku jsou stejné, prvky se vzájemně liší 2) Reakce jsou přeskupováním atomů, atomy nemůžeme vytvořit, ani zničit 3) Reakcemi vznikají sloučeniny a poměr prvků v nich je STÁLÝ

Dalton také sestavil první tabulku relativních hmotností atomů, za její základ zvolil hmotnost atomu nejlehčího prvku – vodíku. Italský fyzik A. Avogadro Daltonovu teorii rozšířil a zavedl pojem molekul, skupin atomů spojených chemickými vazbami.

Michael Faraday – předpověděl existenci elektronu

 

Joseph Thomson – 1897 – vyvrácení teorie o nedělitelnosti (atomovou teorii), objev elektronu

1904 – vytvořil Thomsonův model atomu (pudingový model)

Představoval si, že atom je kladně nabitá koule (velmi malá), uvnitř které jsou rovnoměrně rozptýleny záporně nabité elektrony. Počet elektronů je takový, že kladné a záporné náboje se navzájem ruší a atom se chová jako elektricky neutrální. Thomson přirovnával atom k pudingu, do kterého jsou vmíchány rozinky (elektrony) – proto bývá jeho model nazýván pudingový. Později se však ukázalo, že Thomsonova představa vůbec neodpovídá skutečnosti.

 

Ernest Rutherford – Angličan – 1911 – Rutherfordův model atomu Ostřeloval zlatou folii jádry helia (kladnými částicemi alfa). Zjistili, že většina částic prošla bez znatelné výchylky, ale u některých došlo k velkým odchylkám z původního směru. Z toho Rutherford usoudil, že atomy jsou z větší části „prázdné“ a jejich kladný náboj je soustředěn do malého a těžkého jádra. V roce 1911 zveřejnil svou představu o atomu, který má těžké kladné jádro, kolem něhož obíhají záporné elektrony. Rutherford však vycházel z klasické fyziky, podle které by kroužící elektron neustále vyzařoval energii a postupně by klesal k jádru, až by v něm zanikl. Atomy však ve skutečnosti zůstávají neměnné, ani Rutherfordova teorie se tedy neosvědčila.

 

James Chadwick – 1932 – objev neutronu – ostřeloval jádra berylia alfa částicemi

 

1. Bohr – dán – Bohrův model atomu vodíku Patřil k prvním zastáncům Einsteinovy teorie relativity a představ o kvantování energie částic. Roku 1913 předložil teorii stavby atomu vodíku, která byla založena na dvou, v té době zcela revolučních tvrzeních:

1. Elektron se může bez vyzařování energie pohybovat kolem jádra jen po určitých kvantových dráhách, tzv. orbitalech
2. Elektron přijímá nebo vyzařuje energii pouze při přechodu z jednoho orbitalu na druhý. Při přechodu na vzdálenější orbital energii přijímá, při návratu na bližší orbital energii vyzařuje

Bohrův model poměrně dobře popisoval vlastnosti atomu nejjednoduššího prvku – vodíku. Přesvědčivě například vysvětlil, proč spektrum vodíku obsahuje jen světla některých vlnových délek. I když odpovídal skutečnosti podstatně lépe než modely předchozí, měl řadu nedostatků a proto fyzikové pokračovali v jeho zdokonalování.

 

Planetární Sommerfeldův model Podle tohoto modelu jsou u složitějších atomů dráhy elektronů nejen kruhové, ale i eliptické. Každý elektron je v tomto modelu charakterizován čtyřmi kvantovými čísly: n (hlavní), l (vedlejší), m (magnetické) a s (spin). Každé kvantové číslo vyjadřuje určitou vlastnost elektronu. Elektrony se stejným hlavním kvantovým číslem n mají stejnou energii, ale pohybují se po různých orbitalech, tvořících elektronovou slupku. Slupky se označují písmeny (K, L, M …).

 

Heisenberg – 1925 – princip neurčitosti – nemůžeme s přesností určit polohu elektronu (vycházel z vlnového charakteru)

 

Kvantově mechanický model L. de Broglie – francouz – vyslovil představu, že elektrony mají nejenom částicové, ale i vlnové vlastnosti (využívá se toho například v elektronovém mikroskopu).

1. Schrödinger – tuto teorii v roce 1926 zpracoval matematicky ve formě soustavy složitých rovnic a vznikl zcela nový model atomu. Podle Schrödingera nemůžeme určit nějakou konkrétní dráhu elektronu, ale jenom pravděpodobnost, s jakou se elektrony vyskytují v různých místech – Orbital

 

Základní složení atomu

Elektronový obal
elektron	objeven	J. Thomson, 1897
hmotnost	9,1.10-31 kg
	náboj	– 1,6.10-19 C
Atomové jádro
proton	objeven	Rutherford, 1913
hmotnost	1,672.10-27 kg
	náboj	+ 1,6.10-19 C
neutron	objeven	Chadwick, 1932
hmotnost	1,674.10-27 kg
	náboj	bez náboje C
nukleony	společný název pro protony a neutrony, který navrhli Moller a Pais v r. 1941
poznámka	náboj elektronu nebo protonu je dále nedělitelný a proto se nazývá elementární náboj e. Ostatní elektrické náboje jsou celočíselným násobkem elementárního náboje, tj. Q = n.e

Pojmy:

Protonové/atomové číslo: Z – počet protonů v jádře     _ZX

Nukleonové/hmotnostní číslo: A – počet nukleonů v jádře   ^AX

Neutronové číslo: N – počet neutronů v jádře

A=Z+N

Nuklid – látka složená z atomů se stejným protonovým a nukleonovým číslem

Izotop – nuklidy se stejným protonovým ale různým nuleonovým číslem (liší se počtem neutronů)

Izobar – nuklidy se stejným nukleonovým číslem

Orbital – prostor, kde se s 95% pravděpodobností vyskytuje elektron

Valenční elektrony – elektrony , které jsou nejdál od jádra, jsou v poslední tzv. valenční vrstvě, mají největší energii, max: je 8 el. = elektronový oktet, určují hodnotu oxidačního čísla, vytvářejí chemické vazby, jejich počet je roven číslu příslušné skup.

Atom vodíku v základním stavu – za běžných podmínek má elektron v atomu vodíku nejmenší možnou energii (n=1)

Exitovaný stav – dodáním energie, elektron přejde do některého ze stavů s větší hodnotou n, značíme tento stav hvězdičkou, může exitovat i několikrát

 

Kvantová čísla – charakterizují elektrony, stav elektronu v elektronovém obalu je určen čtyřmi kvantovými čísly

 

1. Hlavní kvantové číslo: n – Popisuje hladinu ve které se elektron nachází. Má vliv na velikost orbitalu ( jeho objem ). Čím je hlavní kvantové číslo větší, tím je větší i prostor, v němž se elektron pohybuje okolo jádra. Může nabývat hodnot kladného celého čísla od l do 7, teoreticky do nekonečna. Dodáme-li elektronu energii, může přejít na energetickou hladinu s vyšší hodnotou n. Při návratu na původní hladinu se tato energie vyzáří ( na př. ve formě světelných kvant ). Energie elektronu roste směrem od jádra.

 

Hodnota hlavního kvantového čísla n	1	2	3	4	5	6	7
Označení slupky atomu	K	L	M	N	O	P	Q

 

 

2. Vedlejší kvantové číslo: l – Určuje společně s n energii elektronu a rozhoduje o tvaru orbitalu. Prostor,ve kterém se elektron pohybuje, může mít různý tvar. Může nabývat hodnot kladných celých čísel od 0 do n-l. (např. je-li n=3, pak l nabývá hodnot, 0,1 a 2).

 

Orbitaly o stejné hodnotě l mají i stejný prostorový tvar.

 

Hodnota vedlejšího kvantového čísla	0	1	2	3
Označení typu orbitalu	s	p	d	f

 

 

3. Magnetické kvantové číslo: m – Určuje orientaci orbitalu v prostoru. Jednotlivé prostory s, p, d, f se mohou v trojrozměrném prostoru orientovat podle tří prostorových os: x,y,z. Magnetické kvantové číslo může nabývat hodnot od -l do +l včetně nuly. Např. je-li l=2, pak m nabývá hodnot -2, -1, 0, +1, +2.

 

Degenerované orbitaly: – mají stejné n a l ale liší se m – mají stejnou energii

Orbital s – není degenerovaný, má pouze jednu hodnotu m (max 2 el.)

Orbital p – 3x degenerovaný, má 3 hodnoty m (max 6 el.)

Orbital d – 5x degenerovaný (max 10 el.)

Orbital f – 7x degenerovaný (max 14 el.)

 

4. Spinové kvantové číslo: s – Charakterizuje spin (směr rotace) elektronu, popisuje tzv. vnitřní moment hybnosti. Nabývá pouze dvou hodnot +1/2 a -1/2. Toto číslo nemá vliv na tvar, velikost nebo prostorovou orientaci orbitalu.

 

Pauliho princip výlučnosti V atomu nemohou existovat dva elektrony, které by měly všechna kvantová čísla stejná. Musí se lišit alespoň spinem.

 

Hundovo pravidlo V téže hladině se elektrony rozmistují nejprve tak,aby jejich spinová čísla měla stejnou hodnotu, a teprve pak začnou tvořit elektronové páry.

 

Tvary a prostorová orientace orbitalů:

Pro rozlišení jednotlivých orbitalů předřazujeme jejich označení číselnou hodnotu příslušného hlavního kvantového čísla, např. 2s udává orbital s ze slupky L (n=2).

 

Orbital s (l=0)

Je kulovitě symetrický, velikost orbitalu roste s rostoucím m

Není degenerovaný, má pouze jednu hodnotu m (max 2 el.)

 

1s            2s                  3s

 

Orbital p (l=1)

Je 3x degenerovaný, má 3 hodnoty m (max 6 el.) (m=-1,0,1)

  

Orbital d (l=2)

Je 5x degenerovaný (max 10 el.) (m=-2,-1,0,1,2)

 

Orbital f (l=3)

Je 7x degenerovaný (max 14 el.) (m=-3,-2,-1,0,1,2,3)

 

Znázornění a zápis elektronů a orbitalů

Jeden elektron znázorňujeme jednou šipkou směřující nahoru ↑ nebo dolů ↓. Různé směry šipek udávají opačné spiny elektronu.

 

Orbitaly znázorňujeme:

• jejich prostorovým tvarem
• pomocí jejich symbolů (exponent udává počet elektronů v daném orbitalu (např. zápis 2p³ znamená, že v orbitalu 2p jsou tři elektrony))
• pomocí rámečků, které jsou rozděleny na tolik políček, kolikrát je orbital degenerovaný.

orbital s: ¨

orbital p: ¨¨¨

orbital d: ¨¨¨¨¨

orbital f: ¨¨¨¨¨¨¨

 

–    nejčastěji kombinujeme symboly s rámečky pro přehlednější zápis:

 

orbital 1s znázorníme 1s ¨

orbital 3d znázorníme 3d ¨¨¨¨¨

 

Zápis el. Konfigurace:

Nezkrácený: Ca: 1s 2s 2p 3s 3p 4s

Zkrácený (pomocí vzácného plynu): Ca: Ar 4s

           

Přehled kvantových čísel:

Kvantová čísla			Počet
Hlavní n (slupka)	Vedlejší l (podslupka)	Magnetické m	Orbitalů v dané slupce	Elektronů v dané slupce
n=1 (K)	l=0 (s)	0	1	2
n=2 (L)	l=0 (s) l=1 (p)	0 -1, 0, +1	4	8
n=3 (M)	l=0 (s) l=1 (p) l=2 (d)	0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2	9	18
n=4 (N)	l=0 (s) l=1 (p) l=2 (d) l=3 (f)	0 -1, 0, +1 -2, -1, 0, +1, +2 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3	16	32

 

Pravidla pro zaplňování orbitalů:

 

Výstavbový princip

Orbital s energii nižší se zaplňují elektrony dříve než orbitaly s energii vyšší.

Elektronový pár se stejnou orientací spinů obou elektronů má mírně menší energii, než elektronový pár s opačnou orientací spinů. Protože v jednom orbitalu mohou být pouze elektrony s opačným spinem, dochází nejprve k obsazení stejných orbitalů (se stejným n a l) jedním elektronem a poté teprve dochází k párování elektronů.

Pravidlo n+l – nejdříve se zaplňují orbitaly, jejichž součet hlavního a vedlejšího kvantového čísla (n + l) je nižší, pokud mají součet stejný rozhoduje hodnota n, který se zaplní dříve.

Vysvětlení: pro orbital 2p je součet n+l = 2+1=3

pro orbital 3s je součet n+l = 3+0

Orbitaly se tady zaplňují v následujícícm pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, …

Vyjímky

Energie d orbitalu, který je zcela nebo z poloviny zaplněný, je nižší než energie nejbližšího s orbitalu. Proto v případě d⁴ a d⁹ prvků dochází k přeskoku jednoho elektronu z s orbitalu do orbitalu d. Např. elektronová konfigurace chromu je [Ar] 4s¹ 3d⁵, nikoliv [Ar] 4s² 3d⁴.

 

Pauliho princip výlučnosti V atomu nemohou existovat dva elektrony, které by měly všechna kvantová čísla stejná. Musí se lišit alespoň spinem.

 

Hundovo pravidlo V degenerovaných orbitalech se elektrony rozmisťují nejprve tak, aby jejich spinová čísla měla stejnou hodnotu, a teprve pak se tvoří elektronové páry.

 

Příklady:

C: 1s²2s²2p² ([He] 2s²2p²)

S: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴ ([Ne] 3s²3p⁴)

Au: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶4f¹⁴5d¹⁰6s¹ ([Xe] 4f¹⁴5d¹⁰6s¹)

 

Základní a excitovaný stav atomu

Jestliže je atom v základním stavu, má nejmenší možnou energii.

Excitovaný stav – stav s vyšší energií.

Každý atom může vytvářet více různých excitovaných vztahů, přitom 1 a více elektronů  přecházejí do vyšších orbitalu.

Valenční excitovaný stav – atomy pouze některých prvků, dodáme energii – elektron z posledního elektronového páru přejde do nejbližšího prázdného orbitalu téže vrstvě (ve valenční)

 

1s     2s        2p

 

….základní stav ₆C

 

 

….excitovaný stav ₆C*

 

 

3s                     3p

základní stav ₁₆S : [Ne]

 

 

3s                        3p                                      3d

excitovaný stav ₁₆S* : [Ne]

 

 

Využití ve vazbách:

 

H­¯H                        H:H                 H¾ H

 

 

 

Podobně lze schematicky popsat vznik molekuly Cl₂:

 

1s        2s       2p                               3s        3p

Cl       ­¯       ­¯     ­¯ ­¯ ­¯              ­¯       ­¯ ­¯ ­

 

 

 

Cl       ­¯       ­¯     ­¯ ­¯ ­¯               ­¯       ­¯ ­¯   ¯