Transcript Stavba atomu

Stavba atomu
1. Historický přehled
2. Stavba atomu
3. Stavba jádra
4. Radioaktivita
5. Stavba elektronového obalu
6. Poloha prvku v periodické soustavě
1
1. Historický přehled
4. st. p.n.l.
Leukippos, Epikuros, Demokritos (Řecko),
atomos
středověk
Názor zapomenut
období
alchymie
17.-18. st.
19. st.
1897
1911
1932
Leukippos
2
Epikuros
1. Historický přehled
4. st. p.n.l.
Leukippos, Epikuros, Demokritos (Řecko),
atomos
středověk
Názor zapomenut
období
alchymie
Navázání na Aristotela a Platóna, 4 živly
17.-18. st.
Návrat k představě atomů (pokusy)
19. st.
John Dalton – Atomová teorie
1897
1911
1932
Aristoteles a Platón
3
John Dalton – Atomová teorie
1. prvky se skládají z velmi malých
dále nedělitelných částic – atomů,
2. atomy téhož prvku jsou stejné,
atomy různých prvků se liší,
3. v průběhu chemických dějů se
atomy spojují, oddělují nebo
přeskupují, přičemž ale nemohou
vznikat nebo zanikat,
4. slučováním dvou či více prvků
vznikají chemické sloučeniny.
4
pudinkový model
Jádrový model
4. st. p.n.l.
středověk
období
alchymie
17.-18. st.
19. st.
1897
John Thomson – objev elektronu, pudink. model
1911
Ernest Rutherford – Jádrový model (objev jádra)
1932
James Chadwick – objev neutronu
5
2. Stavba atomu
Atom = elektroneutrální částice prvku, kterou
nelze rozdělit chemickou cestou.
(chemicky je nedělitelný)
Atom = jádro (p+,n) + obal (e-)
m(e-) = 9,11.10-31kg
m(p+) = 1,673·10-27kg
m(n) = 1,675·10-27kg
m(n) = m(p+) = 1836 . m(e-)
0,1 nm Atom helia (model)
6
3. Stavba jádra
A = Nukleonové číslo (n a p)
A
Z = Protonové číslo (p)
Z
N = Neutronové číslo (n)
X
A=Z+N
Prvek = látka tvořená výhradně atomy se stejným Z (např. uhlík)
Nuklid = soubor atomů, které mají stejné Z i A.
12C jsou dva totožné nuklidy!)
(např. 12
C
a
6
6
Izotop = atomy téhož prvku (stejné Z), které se liší číslem A
= soubor nuklidů daného prvku
(např. 12C a 13C jsou vůči sobě izotopy) (protium, deuterium a tritium
Izobar = atomy různých prvků (odlišné Z), ale stejné A
(např. 14C-14N;3H-3He)
7
Příklady!!!
4. Radioaktivita
Proces při kterém se nestabilní atomová
jádra samovolně rozpadají.
Jejich přeměnou vznikají jádra a uvolňuje se
neviditelné záření.
1896 Henri Becquerel
Poprvé pozorována radioaktivita u sloučenin uranu.
1898 Marie Curie – Sklodovská, Pierre Curie
Objev Polonia a Radia (Smolinec u Jáchyma)
- Radioaktivita je vlastností atomu a nezávisí na tom, zda jsou
atomy součástí prvku nebo sloučeniny.
Které atomy jsou nestabilní?
a) Z ≤ 20, nejstabilnější jsou: N/Z = 1
b) Z > 2O nejstabilnější jsou: N/Z = 1,5
8
4.1 Přirozená radioaktivita
V přírodě existuje cca 50 radioaktivních látek (radionuklidů).
Radionuklidy jsou prvky, které vyzařují 3 druhy neviditelného
záření.
Záření α
Proud kladně nabitých jader helia (42He)
Má velmi malý dosah (proniká vrstvou vzduchu silnou několik cm)
Rychlost = 2 000 km/s
Záření β
dva druhy: proud pozitronů 0+1e a proud elektronů 0-1e
100x větší pronikavost než záření alfa.
Rychlost = 280 000 km/s
Záření γ = elektromagnetické vlnění (proud fotonů), vysoká E
je nejpronikavější (projde i vrstvou olova širokou několik cm)
obvykle doprovází záření α a β
9
Rychlost = 300 000 km/s = rychlost světla
4.2 Umělá radioaktivita
Umělá radioaktivita = samovolný rozklad UMĚLE
PŘIPRAVENÝCH NUKLIDŮ, které se v přírodě nevyskytují.
10
4.3 Radioaktivní rozpady (přeměny)
Rozpad α
Z jádra (většinou těžkého prvku) je vymrštěna částice 42He
A
226
A-4
4 He
X
→
Y
+
Z
Z-2
2
222 Rn + 4 He
Ra
→
88
86
2
Rozpad βneutron se přemění na proton a elektron.
Proton zůstává v jádře, elektron jádro
opouští. 1
1
0
0n
→ 1p +
-1e
Charakteristické pro jádra s nadbytkem
neutronů.
A
A
0
ZX
234
→
Z+1Y
+
-1e
234 U + 0 e
Pa
→
91
92
-1
11
4.3 Radioaktivní rozpady (přeměny)
Rozpad β+
proton se přemění na neutron a pozitron. Neutron zůstává v jádře,
pozitron jádro opouští.
Charakteristické pro jádra s nadbytkem protonů.
1 p
1
A
30
→ 10n + 0+1e
A
0 e
X
→
Y
+
Z
Z-1
+1
30 Si + 0 e
P
→
15
14
+1
Elektronový záchyt
Přebytek protonů. Proton zachytí elektron z EO. Vzniká neutron.
0
1 p → 1 n
e
+
-1
1
0
A X →A
Z
Z-1Y
12
4.4 Poločas rozpadu τ½
je doba, za kterou se rozpadne polovina přítomných jader
radioaktivního nuklidu.
Radiouhlíková metoda (pro zajímavost)
Užití pro určování stáří archeologických nálezů.
Přírodní uhlík je tvořen třemi izotopy: 12C 13C a 14C (radioaktivní)
Poměr izotopů je v atmosféře konstantní, z toho plyne, že každý
organismus má též ve svém těle konstantní poměr těchto
izotopů.
Zemře-li organismus – přísun14C z atmosféry se zastaví, 14C se
rozpadá a poměr se zvětšuje.
τ½ (14C) =5730 let
13
14
5. Stavba elektronového obalu (=EO)
Demokritos – zanedbatelné kuličky
John Thomson – rozinky v pudinku
Ernest Rutherford – kruhové dráhy elektronů
Niels Henrick David Bohr – eliptické dráhy
elektronu (1913 Bohrův model)
Albert Einstein – Elektron má dualistický
charakter. Nelze současně stanovit
rychlost a hybnost (polohu)!
15
5.1 Orbitaly
Opuštění klasické teorie a představy o pohybu elektronu
po kruhových či eliptických drahách.
Tyto dráhy byly nahrazeny ORBITY.
ORBITAL = část prostoru v
okolí jádra, ve které se
elektron vyskytuje s 95%
pravděpodobností!!!
16
Vodík a uhlík
17
5.1 Kvantová čísla
Elektrony se v EO atomu nacházejí v několika hladinách
(tzv. vrstvách).
Energie s rostoucí vzdáleností od jádra roste.
Každý elektron je popsán čtyřmi kvantovými čísly:
1. Hlavní kvantové číslo (n)
2. Vedlejší kvantové číslo (l)
3. Magnetické kvantové číslo (ml)
4. Spinové kvantové číslo (ms)
Kterýkoliv elektron z EO lze poté JEDNOZNAČNĚ
charakterizovat na základě souboru čtyř kvantových čísel.18
5.1.1 Hlavní kvantové číslo (n)
Rozhoduje o ENERGII a o VZDÁLENOSTI od jádra.
Udává SLUPKU (sféru, hladinu), ve které se elektron
nachází.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 (nabývá celých kladných čísel).
n = K, L, M, N, O, P, Q (čísla lze nahradit velkými písmeny).
Čím větší číslo tím větší energie a vzdálenost od jádra.
19
5.1.2 Vedlejší kvantové číslo (l)
Rozhoduje o ENERGII a o TVARU ORBITALU.
n
Nabývá hodnot od 0 po n-1:
l
1 0
2 0
1
3 0
1
2
4 0
1
2
3
l=0 orbital s koule
5 0
1
2
3
4
l=1 orbital p rotující
osmička
6 0
1
2
3
4
5
7 0
1
2
3
4
5
Tvar orbitalu:
6
l=2 orbital d 2 rotující
osmičky
l=3 orbital f
3 rotující
osmičky
20
5.1.2 Vedlejší kvantové číslo (l)
Rozhoduje o ENERGII a o TVARU ORBITALU.
Nabývá hodnot od 0 po n-1:
Tvar orbitalu:
l=0 orbital s koule
l=1 orbital p rotující
osmička
l=2 orbital d 2 rotující
osmičky
l=3 orbital f
3 rotující
osmičky
21
5.1.3 Magnetické kvantové číslo (ml)
Udává PROSTOROVOU ORIENTACI orbitalu v prostoru.
Nabývá
hodnot od
-l po +l:
orbital l
prostorová orientace
ml
koule má jednu orientaci
s 0 0
p 1 -1 0
osmička rotuje třemi směry
1
d 2 -2 -1 0
1
2
f 3 -3 -2 -1 0
1
5 možných orientací
2
3
7 možných orientací
22
23
5.1.4 Spinové kvantové číslo (ml)
Udává ROTAČNÍ IMPULS ELEKTRONU. (vnitřní moment
hybnosti)
Nabývá hodnot dvou hodnot: -1/2 a +1/2
V každém orbitalu leží dva elektrony lišící se spinem!!!
24
5.2 Tvary a prostorová orientace orbitalů
l=0
Orbital s: koule
V každé hladině EO je 1 orbital typu s
l=1
Orbital p: rotující osmička (l=1)
V každé hladině EO jsou 3 degenerované
orbitaly typu p
(stejná E, jiná prostorová orientace)
l=2
Orbital d: dvě rotující osmičky
V každé hladině EO je 5 degenerovaných
orbitalů typu d
(stejná E, jiná prostorová orientace)
Degenerované orbitaly = mají stejné hodnoty n a l, liší se ml !
26
5.3 Znázorňování orbitalů
1. Nákres - nepřehledné
2. Symbolicky: číslo n, typ orbitalu (s, p, d …), počet e
1s2
3. Rámečky: číslo n, typ orbitalu (s, p, d …), e jako šipky
1s ↑↓
4. Pomocí vzácného plynu (viz dále)
27
Příklady!!!
5.3 Znázorňování orbitalů
PRAVIDLA ZAPLŇOVÁNÍ ORBITALŮ:
1. Výstavbový princip
Nejprve se zaplní orbitaly s NEJNIŽŠÍ ENERGIÍ.
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s,
4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
Jak se naučit?
Pravidlo n+l
(max. 118
elektronů)
2. Pauliho princip výlučnosti
V jednom orbitalu mohou být max.
2 e lišící se spinem (hodnotou ms)
s ↑↓
p ↑↓ ↑↓ ↑↓ d ↑↓ ↑↓↑↓ ↑↓ ↑↓
28
7s
6p
6s
5s
4s
5p
5d
4p
3s
2s
6f
5f
4d
3p
2p
3d
4f
1s
29
3. Hundovo pravidlo
V orbitalech o stejné E vznikají elektronové páry až po
obsazení všech orbitalů jedním elektronem. Nespárované
elektrony mají stejný spin.
p ↑↓
špatně
p↑ ↓
špatně
p↑ ↑
správně
p↑ ↑ ↑
správně
p ↑ ↑↓ ↑
špatně
p ↑↓ ↑ ↑
správně
30
Příklady!!!
6. Poloha prvku v periodické soustavě
Dmitrij Mendělejev 1896 Periodický zákon
Vlastnosti prvků jsou periodickou
funkcí (tzn. periodicky se mění)
jejich atomových vlastností
Co – Ni
Te – I
Vlastnosti prvků jsou periodickou
funkcí jejich protonových čísel
Period. tabulka je graf. vyjádření
31
period. zákona
1. 2 prvky (1-2 e)
2. 8 prvků (3-10 e)
6.1. Periody
7 slupek → 7 period!
3. 8 prvků (11-18 e)
4. 18 prvků (19-36 e)
5. 18 prvků (37-54 e)
6. 32 prvků (55-86 e)
7. prozatím 23 prvků
(87-109? e)
Lanthanoidy
Aktinoidy
32
d-prvky
s-prvky
p-prvky
f-prvky
s-prvky
- doplňují e do orbitalu ns
p-prvky
- doplňují e do orbitalu np
d-prvky
- doplňují e do orbitalu (n-1)d Přechodné prvky
f-prvky
- doplňují e do orbitalů (n-2)f
Nepřechodné prvky
Prvky vnitřně33
přechodné
Alkalické kovy
6.2. Skupiny
Vzácné plyny
Halogeny
Kovy alkalických zemin
(Ca, Sr, Ba, (Ra))
Chalkogeny
34
Valenční elektrony
Valenční elektrony = elektrony s nejvyšší energií a
nacházejí se:
u nepřechodných prvků (s- a p- prvků) v orbitalech ns a np
u přechodných prvků (u d-prvků) v orbitalech ns a (n-1)d
u f-prvků v orbitalech ns, (n-2)f a (n-1)d
35
6.3. Zkrácený zápis elektronové konfigurace
Vzácné plyny leží v 18. skupině a vždy ukončují periody.
Mají plně obsazeny všechny orbitaly!!!
22He:
1s22
22
22
66
10Ne: 1s 2s 2p
10
18Ar:
18
1s22 2s22 2p66 3s22 3p66
22
22
66
22
66
22
36Kr: 1s 2s 2p 3s 3p 4s
36
10 4p66
3d10
22
22
54Xe: 1s 2s
54
10 4p66 5s22 4d10
10 5p66
2p66 3s22 3p66 4s22 3d10
22
22
86Rn: 1s 2s
86
10 4p66 5s22 4d10
10 5p66 6s22 4f14
14 5d10
10 6p66
2p66 3s22 3p66 4s22 3d10
Poslední vrstva EO může obsahovat maximálně 8 elektronů v
orbitalech ns a np (ns2 a np6).
Elektronový oktet
Zcela zaplněná poslední vrstva je charakteristická vysokou stabilitou –
charakteristické pro vzácné plyny.
36
Příklady!!!