Struktura atomů a periodická soustava prvků

Složení a struktura atomu

 

  • Atom se skládá z kladně nabitého jádra a záporně nabitého elektronového obalu
  • Jádro obsahuje protony a neutrony
  • Fermiony=proton, neutron, elektron, kvarky

    V jádře je koncentrována veškerá hmotnost celého jádra

  • Jádro je v poměru k celému atomu velmi malé

 

Jádro atomu

 

  • Skládá se z kladných částic protonů p+ a nábojově neutrálních částic neutronů n0 → nukleony (počet udává nukleonové číslo A=N+Z)
  • Je v něm koncentrována veškerá hmotnost atomu
  • Počet protonů a neutronů v jádře udává nukleonové číslo A
  • Počet protonů v jádře udává protonové číslo Z
Neutron je TĚŽŠÍ než proton!

 

 

Proton

  • P, H (+)
  • První důkaz v anodovém záření (Moseley)

 

Nuklid

 

  • Látka složená z atomů se stejným protonovým a stejným neutronovým číslem
  • ® Látka složená z atomů o stejném nukleonovém čísle

 

Izotopy

 

  • Atomy se stejným počtem protonů, ale s různým počtem neutronů
  • ® liší se nukleonovým číslem

 

Elektronový obal

 

  • Thomson – zjistil e/me=1,759.1011 C.kg-1
  • Je složen ze záporně nabitých elektronů e, které kompenzují kladný náboj jádra
  • Elektrony mají povahu jak částicovou, tak i vlnovou
  • Počet elektronů odpovídá počtu protonů v jádře
  • e+ – pozitron, náboj stejný s opačným znaménkem

 

Částice Náboj Hmotnost
PROTON +1,602*10-19 C 1,672*10-27 kg
ELEKTRON -1,602*10-19 C 9,109*10-31 kg
NEUTRON Bez náboje 1,674*10-27 kg

 

 

Modely atomů

 

  1. Thomsův model atomu (Pudinkový model) – J.J. Thomson (1898), atom je tvořen elektricky kladně nabitou látkou, v níž plavou záporně nabité elektrony, celkový náboj je pak nulový

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  1. Planetární model atomu- E. Rutherford (1911); elektrony v atomovém obalu obíhají atomové jádro po neurčených kružnicích (podle modelu by se energie elektronů snižovala, elektrony by se přiblížily k jádru a atom by zanikl)= první rozumný model

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  1. Bohrův model – Neils Bohr (1913), elektron se může bez vyzařování E pohybovat kolem jádra jen po určitých kvantových drahách, tzv. orbitaly
  • Elektron přijímá nebo vyzařuje E pouze při přechodu z jednoho orbitalu na druhý
  • Při přechodu na vzdálenější orbital E přijímá, při návratu na bližší orbital E vyzařuje

= 3 postuláty

                                    – model obsahuje jádro a přesně definované sféry energií

E=h.υ →E= h.1/λ h  =Planckova konstanta= 6,626.10-34 J.s

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  1. Kvantově mechanický model atomu – vychází z kvantové mechaniky, elektronům přiřazuje vlastnosti částic i vlnění (vlnová funkce ψ= pozměněná energie)
    • Podle Heisenbergova principu neurčitosti nelze přesně určit polohu a hybnost elektronů
    • Pouze podle vlnové funkce lze vypočítat pravděpodobnost, s jakou se elektrony vyskytují v daném okamžiku v určité oblasti atomu

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

Stavba elektronového obalu

 

Elektronová hustota– hodnota pravděpodobnosti výskytu elektronu

  • Oblasti nejhustšího výskytu elektronů v el. Obalu=orbitaly

Kvantová čísla

  • Charakterizují stav elektronu vyznačující se určitou energií a určitým rozložením elektronové hustoty kolem jádra atomu.
  • Hlavní kvantové číslo n – určuje energii elektronu v atomu
    –  nabývá hodnot od 1 do nekonečna
    –  elektrony se stejným n patří do stejné elektronové vrstvy (slupky, K, L, M, N,O)

 

  • Vedlejší kvantové číslo l – určuje tvar a energii orbitalu
    –  nabývá hodnot od 0 po n-1
    hodnoty l se označují písmeny s, p, d, f…

 

l 0 1 2 3
písmeno s p d f

 

 

 

 

  • Magnetické kvantové číslo m – určuje orientaci orbitalu v prostoru
    –  nabývá hodnot od-l do +l

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

  • Orbitaly se stejnou energií, tzn. Se stejným hlavním a vedlejším kvantovým číslem = degenerované orbitaly

 

  • Spinové magnetické číslo s – charakterizuje rotaci elektronu kolem vlastní osy
    –  nabývá hodnot +1/2 a –1/2
  • 1s2                n = 1, l = 0, m = 0, s = -1/2

 

Elektronová konfigurace

 

  • Ukazuje obsazení atomových orbitalů elektrony
  • K jejímu znázornění se používá rámečkových diagramů, elektrony značíme šipkami
  • Pro zaplňování elektronového obalu platí určitá pravidla:
  • Pauliho princip – V elektronovém obalu se nemohou vyskytovat 2 elektrony, které by měly všechna kvantová čísla stejná, musí se lišit alespoň spinovým číslem
  • Hundovo pravidlo – Orbitaly se stejnou energií (degenerované) se obsazují nejprve po jednom elektronu se stejným spinovým číslem, pak až druhým elektronem s opačným spinovým číslem
  • Výstavbový princip – Orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než s energií vyšší, pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p,…

 

  • Uvedená pravidla platí pro elektronovou konfiguraci atomu v základním stavu (s nejnižší energií), dodáním energie se dostane do excitovaného stavu (jeden nebo více valenčních elektronů přejde do vyšší energetické hladiny=excitace)

 

Periodická soustava prvků

 

Vychází z periodického zákona (aplikoval ho Moseley – záření, které vychází z jádra je přímosměrné pořadí atomu  

  • I. Mendělejev (1869)

 

Periodický zákon

 

  • Vlastnosti prvků jsou periodicky závislé na jejich protonovém čísle
  • Grafickým vyjádřením periodického zákona je Periodická Soustava Prvků

 

Periodická soustava prvků (PSP)

 

  • Prvky jsou zde uspořádány podle vzrůstajícího protonového čísla do:
    a) period
    b) skupin
  • Periody – sedm vodorovných řad, udává počet vrstev el.obalu (1-7, K-Q)
  • Skupiny – 18 svislých řad, udává počet valenčních elektronů nebo max. ox.č.
  • Prvky ve stejných skupinách mají podobné vlastnosti (alkalické kovy, kovy alkalických zemin, halogeny, chalkogeny, vzácné plyny)
  • V periodách jsou si nápadně podobné prvky za lanthanem (lanthanoidy) a za aktiniem (aktinoidy) = vnitřně přechodné prvky, vyčleňuj+í se z period

 

Periodický zákon a valenční elektrony

 

  • Nepřechodné prvkys-prvky:valenční elektrony zaplňují pouze hladinu ns (prvky 1. A 2. Skupiny+helium); p-prvky: valenční el. Zaplňují ns a np (prvky 13. -18. skupiny)

 

  • Přechodné prvkyd-prvky: valenční el. Zaplňují ns a (n-1)d (prvky 3. -12.skupiny)

 

  • Vnitřně přechodné prvkyf-prvky: valenční el. Obsazují ns a (n-2)f a (n-1)d, tzv. lanthanoidy a aktinoidy

 

Velikost atomů a PSP

 

  • periodách se poloměry atomů s rostoucím protonovým číslem zmenšují
  • Ve skupinách poloměry atomů nepřechodných prvků 1. až 6. periody s rostoucím protonovým číslem zřetelně rostou
  • Poloměry atomů přechodných prvků 5. a 6. periody jsou si blízké.
  • Kationty jsou vždy menší než příslušné atomy
  • Anionty jsou vždy vetší než příslušné atomy

 

Periodicity ionizačních energií a elektronových afinit

 

  • Ionizační energie je energie potřebná k odtržení prvního elektronu z obalu atomu.

Hodnoty ionizačních energií s rostoucím protonovým číslem v:
a) skupinách klesají
b) periodách rostou

  • Elektronová afinita je energie, která se uvolní, přijme li atom další elektron.

Elektronové afinity prvků 18. skupiny jsou velmi malé (tyto atomy elektrony
nepřijímají).
Největší hodnoty elektronových afinit mají prvky v pravé horní části tabulky (snadno
tvoří anionty).

 

  • Elektronegativita je schopnost přitahovat elektrony sdílené s jinými atomy.
    Prvky s malou elekronegativitou tvoří snadno kationty.
    Elektronegativita v periodě roste zleva doprava a zdola nahoru.

 

  • Kovový charakter stoupá zprava doleva a svrchu dolů

Prvky podle fyzikálních vlastností:

Nekovy-prvky s velkou el. afinitou, struktura valenčního orbitalu podobná nejbližšímu vyššímu vzácnému plynu (halogeny)

 

Polokovy– prvky mají některé vlastnosti kovů a některé nekovů (bor, křemík, tellur)

 

Kovy-prvky s nízkou ionizační energií (snadno tvoří kationty), kovový lesk, velká el. I tepelná vodivost, tažné, kujné (alkalické kovy)

 

Číslo skupiny Skupinový název Číslo skupiny Skupinový název
  1. (kromě H)
Alkalické kovy 15. Pentely
  1. (kromě Be a Mg)
Kovy alkalických zemin 16. Chalkogeny
13. Triely 17. Halogeny
14. Tetrely 18. Vzácné plyny

 

 

Jaderné reakce

 

  • dochází k samovolné přeměně jádra, nebo účinkem jiné částice
  • průběh popsán rovnicemi

Radioaktivita – schopnost atomových jader samovolně se přeměňovat na atomová jádra jiných prvků za současného vyzařování radioaktivního záření

– přirozená nebo umělá

poločas rozpadu= doba, za kterou se z výchozího počtu atomů přemění právě polovina

 

Typy jaderných reakcí

 

  1. Prosté přeměny

 

  1. Štěpení – u hmotných prvků

 

  1. tříštění

 

 

Deuterium= atom s jádrem 2H, obsahuje jeden proton a jeden neutron a liší se od běžného vodíku atomovou hmotností (2,0136 mu)

  1. Syntéza
  • pokud je počet nuklidů sudý, izotop bude mnohonásobně stabilnější, než izotop sudý
  • jaderná iniciace probíhá buď γ zářením nebo neutronem:

 

 

 

Přirozená radioaktivita=samovolný rozpad v přírodě se vyskytujících radioaktivních nuklidů (asi 50), byly u nich zjištěny 3 typy záření:

 

  1. Záření α – proud rychle letících jader atomu (částice α), málo pronikavé, zadrží jej list papíru, silné ionizační účinky

 

 

  1. Záření β – proud elektronů, které se uvolňují v jádře při přeměně neutronu na proton, pronikavější, menší ionizační účinky

 

 

    1. Záření β+ – proud pozitronů, které se uvolňují v jádře

 

 

  1. Záření γ – elektromagnetické vlnění, nejpronikavější, obvykle doprovází záření β nebo α

 

Rozpadové řady

 

  • Radioaktivní přeměna neprobíhá izolovaně, a pokud je následující nuklid radioaktivní, vznikají rozpadové řady
  • Každá řada má počáteční radioaktivní a konečný stabilní nuklid

 

 

 

 


 

Úkol 1:

            Pro určité prvky se používají vžité (triviální) názvy. Doplňte chybějící údaje:

 

Alkalické kovy                      Li, Na, K, Rb, Cs, Fr   

     Kovy alkalických zemin                   Ca, Sr, Ba, Ra

Chalkogeny                             O, S, Se, Te,Po

Lantanoidy                    prvky s protonovým číslem 5871

Transurany                      prvky stojící v řade za uranem

Platinové kovy                             Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt

 

 

Úkol 2:

Na příkladu elektronové konfigurace alkalických kovů a halogenů vysvětlete podobné
vlastnosti těchto prvků. (el. Konfigurace valenčních elektronů, velikost atomů,
ionizační energie, el. Afinita)

 

Alkalické kovy

 

  • Velmi reaktivní
  • Mají jeden valenční elektron ® lehce se odtrhuje
  • ® vznikají lehce kationty
  • Malá ionizační energie
  • Malá elektronegativita
  • Malá elektronová afinita ® netvoří anionty

 

Halogeny

 

  • Velmi reaktivní
  • Vysoké elektronegativita
  • Vysoká el. afinita ® tvoří anionty
  • 7 valenčních elektronů
  • existují i kationty chlóru

 

Úkol 3:

Jednou z nejtypičtějších vlastností přechodných prvků je schopnost tvořit koordinační
sloučeniny. Určete centrální atom, ligandy, koordinační číslo a název  následujících
sloučenin.

 

K3[Fe(CN)6] – hexakyanoželezitan draselný
1, centrální atom:  železo

2, ligandy: kyanid

3, koordinační číslo: 6

 

K4[Fe(CN)6] – hexakyanoželeznatan draselný

1, centrální atom:  železo

2, ligandy: kyanid

3, koordinační číslo: 6

 

[Ni(NH3)6] SO4 – síran hexaamin nikelnatý

1, centrální atom:  nikl

2, ligandy: amoniak

3, koordinační číslo: 6

 

[Cu(H2O)2Cl2] – diaquadichloroměďnatý komplex

1, centrální atom:  měď

2, ligandy: voda, chlór

3, koordinační číslo: 4

 

[Co(NH3)3]3+ – kationt triaminkobaltitý

1, centrální atom:  kobalt

2, ligandy: amoniak

3, koordinační číslo: 3

 

[Cr(NH3)5(H2O)](NO2)3 – dusitan pentaaminaquachromitý

1, centrální atom:  chrom

2, ligandy: voda, amoniak

3, koordinační číslo: 6

 

 

Příklad 1:

Z uvedeného zápisu určete počet elementárních částic atomu.

 

238U: 92 elektronů         211Bi: 83 elektronů      216At: 85 elektronů
92 protonů                     83 protonů                   85 protonů

146 neutronů                 128 neutronů               131 neutronů

 

Příklad 2:

Určete, které jádro z uvedených prvků má nejvíce neutronů.

 

87Sr: 38 protonů ® 49 neutronů

82Se: 34 protonů  ® 48 neutronů

86Kr: 36 protonů ® 50 neutronů

® nejvíce neutronů má jádro Kryptonu

Příklad 3:

Pomocí rámečků a šipek znázorněte elektronovou konfiguraci :
C,   C* ,   S,   S*,   S**,   P ,   Si

 

 

6C: 1s 2s2   2p2
 

6C*: 1s 2s1   2p3
 

  16S: 1s2 2s2 2p6 3s2   3p4
 

16S*: 1s2 2s2 2p6 3s2   3p3 3d1

 

 

 

 

16S**: 1s2 2s2 2p6 3s1   3p3 3d2

 

 

 

 

15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

 

 

 

 

14Si: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2

 

 

 

 

 

Příklad 4:

                  Pomocí rámečků a šipek znázorněte elektronovou konfiguraci iontu draselného a
sulfidového.

 

Iont draselný – 19K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s0

 

 

 

 

Iont sulfidový – 16S2-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Napsat komentář

Vaše emailová adresa nebude zveřejněna. Vyžadované informace jsou označeny *