Otázka: Složení a struktura atomu
Předmět: Chemie
Přidal(a): If
Každá látka je složena z nepatrných hmotných částic – atomů, které nelze chemickými postupy dále dělit. První představy o atomu pochází z antického Řecka, ve kterém v 5. století př. n. l. Démokritospředstavil filosofickou teorii, podle které nelze hmotu dělit donekonečna, neboť na nejnižší úrovni existují dále nedělitelné částice, které označil slovem atomos.Považujeme je tedy za základní neboli elementární částice.Každý atom se skládá z atomového jádra a elektronového obalu. Jádro atomu je tvořeno protony, částicemi s kladným nábojem a neutrony, které jsou bez náboje. Obal je pak tvořen záporně nabitými částicemi – elektrony. Celkový počet protonů v jádře je označován jako protonové číslo a značí se písmenem Z. Zapisuje se pomocí dolního indexu před chemickou značkou prvku (např. 6C). Počet neutronů v jádře vyjadřuje neutronové číslo, které se značí písmenem N. U značky prvku se neuvádí. Protony a neutrony tvořící jádro atomu se společně nazývají nukleony a jejich celkový počet vyjadřuje nukleové číslo A (A=Z+N). Energie je uložená v jádře, je tedy těžší než obal.
POJMY – PRVEK,NUKLID, IZOTOP,AJ.
Prvek je látka složená z atomů jednoho druhu, tedy atomů se stejným protonovým číslem. Množina atomů mající stejné protonové a neutronové číslo se nazývá nuklid. Atomy téhož prvku se mohou lišit neutronovým číslem. Takovým atomům, které se od sebe liší pouze neutronovým číslem, říkáme izotopy neboli izotopické nuklidy. Nejznámějšími izotopy jsou izotopy vodíku 1H – protium, který je v přírodě zastoupen nejvíce a nemá žádný neutron,2H- deuterium a 3H – tritium, pak uhlíku 12C, 13C a 14C – ten je radioaktivní a určuje se jím stáří archeologických vykopávek a kyslíku 16O,17O a 18O. Izotony jsou nuklidy, které mají různé protonové i nukleonové číslo, ale stejné neutronové – shodují se tedy v počtu neutronů v jádře. Izobary jsou pak nuklidy, které mají stejné nukleonové číslo, ale jiné protonové číslo.
RELATIVNI MOLEKULOVÁ/ATOMOVÁ HM. A HMOTNOSTNÍ KONSTANTA
Relativní atomová hmotnost (Ar) kteréhokoliv prvku je definována jako poměr skutečné hmotnosti atomu k atomové hmotnostní konstantě mu, je to bezrozměrná veličina. Relativní molekulová hmotnost (Mr) je definována stejně, s tím rozdílem, že jde o podíl skutečné hmotnosti molekuly k atomové hmotnostní konstantě mu. Skutečné hmotnosti atomů a molekul jsou velmi malé, proto byly zavedeny relativní atomové/molekulové konstanty. Jejich základem je atomová hmotnostní konstanta mu, která činí 1/12 klidové hmotnosti atomu uhlíku , tedy uhlíku s 6 protony a 6 neutrony v jádře) a číselně je rovna 1,66×10-27kg. V tabulkách jsou uváděny střední atomové hmotnosti.
MODELY ATOMŮ
Po objevení základních částic byla postupně objevována i struktura elektronového obalu. Nejznámější jsou tří typy modelů atomů a to: Thomsonův pudinkový model, který předpokládal, že atom je tvořen rovnoměrně rozloženou kladně nabitou hmotou, ve které jsou rozptýleny záporně nabité elektrony. Rutherfordův planetární model, podle kterého kolem jádra obíhají elektrony po určitých drahách jako planety okolo Slunce, nedostatkem ale byl fakt, že energie neustále klesá a jádro by elektrony přitáhlo k soběa Bohrův model, který obohatil planetární model o kvantovou teorii. Bohr říká, že elektrony mají konstantní energii, mění se pouze v kvantech.
ELEKTRON – ORBITALY
Elektrony jsou tedy částice se záporným nábojem v obalu atomu. Stavba elektronového obalu atomu podmiňuje chemické vlastnosti každého prvku. Orbital je část prostoru v okolí jádra atomu, ve kterém se elektron vyskytuje s nejvyšší pravděpodobností.Orbitaly se liší tvarem a velikostí, rozlišujeme čtyři druhy orbitalů – s, p, d a f. Orbital s má tvar koule, orbital p prostorové osmičky, která je orientovaní dle os x,y a zorbital d tvar čtyřlístku a orbital f je prostorové těleso, které je obtížné na zobrazení.Orbital 1s a 7s se liší velikostí, „koule“ se zvětšují.
KVANTOVÁ ČÍSLA
Kvantová čísla určují stav elektronu, máme 4 druhy.Hlavní kvantové číslo (n) udává energii elektronu. Hodnota n je od 1 do 7, což jsou vlastně čísla period. Hodnoty můžeme také označovat písmeny a to od K do Q. Vedlejší kvantové číslo (l) udává tvar orbitalu. Nabývá hodnot od 0 až po n-1, kdy 0=s, 1=p, 2=d a 3=f. Například pro n=2 je vedlejší kvantové číslo l rovno 0 a 1, tedy orbitalu s a p. Magnetické kvantové číslo (m) udává prostorovou orientaci a dosahuje hodnot od –l až po +l. Pro n=2 , tedy l=0 a l=1, je m=0 a m=-1, m=0 a m=1. Poslední kvantové číslo je spinové a značí se s. Udává rotační impuls v prostoru, tzv. spin elektronu. Nabývá pouze hodnot -1/2 a +1/2.
ELEKTRONOVÁ KONFIGURACE
Elektronová konfigurace popisuje uspořádání elektronů uvnitř elektronového obalu. Zápis vypadá například takto: 1s2,který nám říká, že v orbitalu typu s první vrstvy (n=1 – hlavní kvantové číslo) se nachází 2 elektrony. Polohu prvků můžeme také zapsat pomocí rámečků. Zápis konfigurace atomu s velkým počtem elektronů by byl velmi dlouhý, proto existuje i zkrácená notace, kdy na začátku zápisu uvedeme nejbližší vzácný plyn a poté zapíšeme elektrony, které má prvek navíc.
EXCITOVANÝ STAV
Některé atomy se ve svém základním stavu neslučují, ale slučují se pouze ve stavu excitovaném. Excitovaný stav je stav, kdy elektrony v elektronovém obalu atomu jsou přeneseny do vyšších energetických hladin. Excitovaný stav je důsledkem excitace. Je to stav s větším obsahem energie než stav základní. Vzniká přijetím energie z okolí. Elektron přechází na zlomek sekundy na vyšší energetickou hodnotu, poté se vrátí do základního stavu a uvolní energii ve formě elektromagnetického záření.
VÝSTAVBOVÝ PRINCIP AJ. PRAVIDLA
Pauliho princip je, že v každém orbitalu mohou být maximálně 2 elektrony lišící se hodnotou spinového kvantového čísla. Hundovo pravidlo říká, že elektronové páry vznikají teprve po zaplnění každého orbitalu jedním elektronem. Všechny nespárované elektrony mají stejný spin. Třetí důležité pravidlo – výstavbové pravidlo zní: Orbitaly s energií nižší se zaplňují elektrony dříve než orbitaly s energií vyšší. Orbitaly jsou zaplňovány v pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3s, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p,…
ELEKTRONEGATIVITA
Elektronegativita je vlastnost atomu, vyjadřující jeho schopnost přitahovat vazebné elektrony.Podle rozdílů elektronegativit rozdělujeme vazby na nepolární, polární a iontové.U kovalentně polární vazby určujeme parciální náboje – posun vazebných elektronů k jednotlivým prvkům z dané polární sloučeniny, značí se δ+ a δ–. Elektronegativita vzrůstá v periodách zleva doprava a ve skupinách shora dolů klesá. Nejelektronegativnější jsou halogeny (nejelektronegativnější je fluor), naopak nejméně elektronegativní jsou alkalické kovy. Atom je elektricky neutrální, pokud má vzniknout iont – anion nebo kation, musí atom přijmout nebo uvolnit jeden nebo více elektronů. Ionizační energie je energie, kterou je nutné dodat pro odštěpení jednoho elektronu z atomu, má kladnou hodnotu, značí se I(velké i) a jednotky jsou jouly(I: atom + E -> kation + é). Ionizační energie má několik stupňů, ionizační energie druhého stupně, je energie potřebná k odštěpení druhého elektronu z atomu. Ve skupině hodnota klesá a naopak v periodách hodnota stoupá. Elektronová afinita je energie, která se uvolní při vzniku aniontu. Značí se A a jednotky jsou opět jouly (A: atom + é -> anion + E). Stejně jako u ionizační energie, nejvyšší hodnoty elektronové afinity nalezneme v pravém horním rohu periodické tabulky prvků. Halogenidy tedy velmi dobře vytvářejí anionty. I. a II. A skupina mají nízkou hodnotu ionizační energie.
