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

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

4. 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 až 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 prvky– s-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 prvky–d-prvky: valenční el. Zaplňují ns a (n-1)d (prvky 3. -12.skupiny)

 

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

 

Velikost atomů a PSP

 

• V 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
(kromě H)	Alkalické kovy	15.	Pentely
(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 m_u)

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

 

 

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

 

 

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

 

 

4. 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 58 až 71

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: 1s²   2s²   2p²
 

₆C^*: 1s²   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 – ₁₆S^2-: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶