Atomy - Celkové shrnutí

Modely atomu

• atomová teorie byla potvrzena objevením atomu -> zjištění, že atomy nejsou nejmenší částice hmoty

Thomson

• 1.model atomu
• objevil elektron
• domníval se, že atom je složen z elektronů

Rutheford

• 2.model atomu
• planetární elektrony obíhají kolem jádra po drahách podobně jako planety kolem slunce
• nedostatek teorie: obíhající elektrony kolem jádra nemohou vyzařovat energii
• platí: atom je složen z jádra a obalu

Bohr

• 3.model atomu
• elektrony se mohou pohybovat kolem jádra bez vyzařování energie po zcela určitých drahách
• elektron vyzařuje, nebo příjmá kvantum světla jen tehdy, když přechází z jedné dráhy na druhou
• nedostatek teorie: elektrony mají také charakteristické vlnění, model vyhovuje pro složitější výklad, není vhodný pro výklad chemické vazby

Kvantově mechanický model atomu

• kvantová mechanika -> teorie:
  • základy vypracovali:
    • de Broglie
    • Heisenberg
    • Schódinger
    • Born
• předpoklad: elektron má dualistickou povahu, (může se chovat jako částice, nebo jako vlnění
• ukázalo se, že nelze vypočítat ani naměřit s, v elektronu, ale lze vypočítat pravděpodobnost, která vyjadřuje elektronovou hustotu
• poměr počtu elektronů na objemu prostoru

Atomové jádro

• jádra jsou složena z:
  • protonů a neutronů-přibližně stejná hmotnost
    • počet protonů: dle protonového čísla, vlevo dole před značkou-(značí se Z)
    • počet neutronů: (značí se N)
    • počet nukleonů: nachází se nahoře před značkou, (značí se A=N+Z)
• stabilita jádra je dána poměrem protonů a neutronů
• nukleony jsou poutány v jádře silami malého (krátkého) dosahu
• některá jádra podléhají samovolné proměně, která je provázena zářením
• toto záření se nazývá radioaktivita
• radioaktivita byla poprvé pozorována Becquerelem

Radioaktivita

• v přírodě-50 radioaktivních nuklidů
• radionuklidy=přirozená radioaktivita 

1.Přirozená radioaktivita

• 3 druhy jaderného záření:

1.1.záření α

• proud jader atomů helia proniká tenkými kovovými fóliemi
• silné izolační účinky
• rychlost-10% rychlosti světla
• přeměna α: (přeměna radia na radon)

A 4 A-4

X -> α + γ

Z 2 Z-2

• α-nukleonové číslo o 4 menší, protonové číslo o 2 menší

1.2.záření β

• proud elektronů, asi 100x pronikavější, rychlost 99% rychlosti světla

1 1 0

n -> p + -e

0 1 -1

A 0 A

X -> -e + γ

Z -1 Z+1

1.3.záření γ

• elektromagnetické vlnění
• nejpronikavější
• mnohem menší vlnová délka
• mnohonásobně vyšší energie
• doprovází záření α a β

2.Umělá radioaktivita

• 1934 objev manželů Curieových
• ozařováním hliníku, který není radioaktivní, z částicemi vzniká radioaktivní fosfor
• při přeměně fosforu se uvolňují pozitrony-kladně nabité elektrony (vznikají při přeměně protonů na neutrony)
• kladně nabitý elektron=pozitron
• pozitron vzniká z protonů
• elektron vzniká z neutronů
• 1.umělá jaderná reakce byla pozorována při ozařování nuklidu částicemi α
• 1919-Rutheford
• jadernými reakcemi byly získány transurany (Z>92), Tc, Pm, At, Fr
• Z=protonové číslo A=nukleonové číslo
• použití radionuklidů:
  • v lékařství
  • zjišťování metabolismu látek
  • určování stáří hornin
  • zjišťování skrytých vad v matereiálu
• rychlost radioaktivní přeměny (počet přeměn za sekundu) je roven aktivitě vzorku, která je udávána v becquerelech (1Bq=1s na -1)

Atomový orbital

• pravděpodobnost výskytu elektronu a jeho energie je určena vlnovou funkcí /γ/
• mocnina vlnové funkce je úměrná pravděpodobnosti, s jakou se elektron vyskytuje v daném místě /γ2/

• část prostoru, ve kterém se nejpravděpodobněji vyskytuje elektron se označuje jako orbital
• pravděpodobnost výskytu elektronu v orbitalu s a p
• orbital je charakterizován 4 kvantovými čísly:
  • hlavní kvantové číslo-n
  • vedlejší kvantové číslo-l
  • magnetické kvantové číslo-m
  • kvantové číslo (spinové)

Hlavní kvantové číslo[editovat | editovat zdroj]

• značí se malé n
• při dodání energie elektron přechází do exitovaného stavu -> elektron přeskočí do dráhy s vyšším kvantovým číslem
• hl. kvant. číslo udává energii a velikost orbitalu
• vzdálenost elektronu od jádra h=1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
• kvantové číslo určuje sloupky K, L, M, N, O, P, Q

Vedlejší kvantové číslo[editovat | editovat zdroj]

• značí se malé l
• určuje tvar orbitalu a energii elektronu
• nabývá hodnot od 0 do (n-1)
• když je n=4, tak je to od 0 do (4-1)
  • od 0 do 3 -> 0, 1, 2, 3 =l
  • s p d f
• takto se obvykle označují hodnoty l

Magnetické kvantové číslo[editovat | editovat zdroj]

• určuje polohu daného orbitalu v prostoru
• nabývá hodnot od (-l) do (+l) včetně 0
• l=0...s, m=0 (podslupka obsahuje jeden orbital)
• l=1...p, m=-1, 0, 1 (podslupka obsahuje 3 orbitaly)
• l=2...d, m=-2, -1, 0, 1, 2 (podslupka obsahuje 5 orbitalů)
• l=3...f, m=-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 (podslupka obsahuje 7 orbitalů)

Spinové číslo[editovat | editovat zdroj]

• značí se s
• charakterizuje spin elektronu v orbitalu, s=+0,5, -0,5
• spin=vnitřní rotace elektronu -> popisuje jeho chování

Elektronová konfigurace atomu prvku

• obsazení jednotlivých vrstev atomů elektronu
• konfigurace - ne kapacita
• obsazování vrstev, podslupek elektronu se řídí 4 pravidly:

Výstavbový princip

• určuje pořadí v jakém se orbitaly zaplňují elektrony
  • nejprve se zaplňují hladiny s nišší energií
• pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5f, 6p, 7s, 5p, 6d, 7p

Pravidlo n+l

• doplňuje výstavbový princip a umožňuje rozhodnout o energii jednotlivých orbitalů
  • a) elektrony zaplňují nejdříve ten orbital, jehož součet n+l je nižší
  • b) má-li 2, nebo více orbitalů, stejný součet n+l rozhodující je nižší hodnota n

Pauliho princip

• určuje maximální počet elektronu v orbitalu a jeho spin
• v orbitalu mohou být maximálně 2 elektrony s opačným spinem

Hundovo pravidlo

• objasňuje zaplňování orbitalů se stejnou energií
• orbitaly se stejnou energií se obsazují nejprve pouze po 1 elektronu, elektrony mají paralelní (stejný) spin