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
|
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
- 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
- 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
- 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
- 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 |
| Alkalické kovy | 15. | Pentely |
| 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
- Prosté přeměny
- Štěpení – u hmotných prvků
- tříštění
Deuterium= atom s jádrem 2H, obsahuje jeden proton a jeden neutron a liší se od běžného vodíku atomovou hmotností (2,0136 mu)
- 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:
- Záření α – proud rychle letících jader atomu (částice α), málo pronikavé, zadrží jej list papíru, silné ionizační účinky
- Záření β– – proud elektronů, které se uvolňují v jádře při přeměně neutronu na proton, pronikavější, menší ionizační účinky
-
- Záření β+ – proud pozitronů, které se uvolňují v jádře
- 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 2p63s2 3p4
16S*: 1s2 2s2 2p63s2 3p3 3d1
16S**: 1s2 2s2 2p63s1 3p3 3d2
15P: 1s2 2s2 2p63s2 3p3
14Si: 1s2 2s2 2p63s2 3p2
Příklad 4:
Pomocí rámečků a šipek znázorněte elektronovou konfiguraci iontu draselného a
sulfidového.
Iont draselný – 19K+: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s0
Iont sulfidový – 16S2-: 1s2 2s2 2p63s2 3p6