Elektronový obal – maturitní otázka

 

Otázka: Elektronový obal

Předmět: Chemie

Přidal(a): GalaxyMedvidek23

 

 

Modely atomů:

• Demokritos – zakladatel atomové teorie: hmota se skládá z malých částic dále nedělitelných nazývaných atomy, podle Leukoppovy teorie
• Lavoisier (v 18. stol., Francouz) zavedl pojem chemického prvku jako látky, kterou nelze rozložit na jiné látky. Svými pokusy dokázal, že při chemických reakcích platí zákon zachování hmotnosti.
• John Dalton (19. stol, Angličan) – navázal na Demokrita – Daltnova Atomová teorie:
  • Atomy téhož prvku jsou stejné, prvky se vzájemně liší
  • Reakce jsou přeskupováním atomů, atomy nemůžeme vytvořit, ani zničit
  • Reakcemi vznikají sloučeniny a poměr prvků v nich je STÁLÝ
• Thompsonův (pudinkový) model
• Atom je kladně nabitá koule (velmi malá), uvnitř které jsou rovnoměrně rozptýleny záporně nabité elektrony. Počet elektronů je takový, že kladné a záporné náboje se navzájem ruší a atom se chová jako elektricky neutrální.
• Rutherfordův model atomu
• Ostřeloval zlatou folii jádry helia (kladnými částicemi alfa). Zjistili, že většina částic prošla bez znatelné výchylky, ale u některých došlo k velkým odchylkám z původního směru. Z toho Rutherford usoudil, že atomy jsou z větší části „prázdné“ a jejich kladný náboj je soustředěn do malého a těžkého jádra.
• Bohrův model atomu vodíku
• Roku 1913 předložil teorii stavby atomu vodíku, která byla založena na dvou, v té době zcela revolučních tvrzeních:
  • Elektron se může bez vyzařování energie pohybovat kolem jádra jen po určitých kvantových dráhách, tzv. orbitalech
  • Elektron přijímá nebo vyzařuje energii pouze při přechodu z jednoho orbitalu na druhý. Při přechodu na vzdálenější orbital energii přijímá, při návratu na bližší orbital energii vyzařuje
• Planetární Sommerfeldův model
• Podle tohoto modelu jsou u složitějších atomů dráhy elektronů nejen kruhové, ale i eliptické. Každý elektron je v tomto modelu charakterizován čtyřmi kvantovými čísly: n (hlavní), l (vedlejší), m (magnetické) a s (spin). Každé kvantové číslo vyjadřuje určitou vlastnost elektronu. Elektrony se stejným hlavním kvantovým číslem n mají stejnou energii, ale pohybují se po různých orbitalech, tvořících elektronovou slupku. Slupky se označují písmeny (K, L, M …).
• Heisenberg – 1925 – princip neurčitosti – nemůžeme s přesností určit polohu elektronu (vycházel z vlnového charakteru)

  

Kvantově mechanický model

• de Broglie – francouz – vyslovil představu, že elektrony mají nejenom částicové, ale i vlnové vlastnosti (využívá se toho například v elektronovém mikroskopu).
• Schrödinger – tuto teorii v roce 1926 zpracoval matematicky ve formě soustavy složitých rovnic a vznikl zcela nový model atomu. Podle Schrödingera nemůžeme určit nějakou konkrétní dráhu elektronu, ale jenom pravděpodobnost, s jakou se elektrony vyskytují v různých místech – Orbital

 

Stavba elektronového obalu

• Elektronová hustota = hodnota pravděpodobnosti výskytu v daném místě, oblasti s největší elektronovou hustotou se nazývají orbitaly
• Orbitaly, jejich stavy a energii charakterizují 4 kvantová čísla. Jejich kombinací můžeme popsat jakýkoliv orbital v elektronovém obalu:
  • Hlavní kvantové číslo n
    • Určuje energii a nabývá hodnot 1 až nekonečno (7), se stejným n tvoří elektronovou vrstvu – slupku. Slupky označujeme pomocí písmen K, L, M, N, O, P, Q. Záleží na velikosti hlavního kvantového čísla
  • Vedlejší kvantové číslo l
    • Určuje společně s n energii elektronu a rozhoduje o tvaru orbitalu. Prostor, ve kterém se elektron pohybuje, může mít různý tvar. Může nabývat hodnot kladných celých čísel od 0 do n-l. l se značí písmeny s, p, d, f.
  • Magnetické kvantové číslo m
    • Určuje orientaci orbitalu v prostoru. Jednotlivé prostory s, p, d, f se mohou v trojrozměrném prostoru orientovat podle tří prostorových os: x,y,z. Magnetické kvantové číslo může nabývat hodnot od -l do +l včetně nuly. Např. je-li l=2, pak m nabývá hodnot -2, -1, 0, +1, +2.
  • Degenerované orbitaly – mají stejné n a l ale liší se m – mají stejnou energii
    • Orbital s – není degenerovaný, má pouze jednu hodnotu m (max 2 el.)
    • Orbital p – 3x degenerovaný, má 3 hodnoty m (max 6 el.)
    • Orbital d – 5x degenerovaný (max 10 el.)
    • Orbital f – 7x degenerovaný (max 14 el.)
  • Spinové kvantové číslo s
    • Charakterizuje spin (směr rotace) elektronu, popisuje tzv. vnitřní moment hybnosti. Nabývá pouze dvou hodnot +1/2 a -1/2. Toto číslo nemá vliv na tvar, velikost nebo prostorovou orientaci orbitalu.

 

Pravidla zaplňování

• Jeden elektron znázorňujeme jednou šipkou směřující nahoru ↑ nebo dolů ↓. Různé směry šipek udávají opačné spiny elektronu.

  

Orbitaly znázorňujeme:

• jejich prostorovým tvarem
• pomocí jejich symbolů (exponent udává počet elektronů v daném orbitalu (např. zápis 2p³ znamená, že v orbitalu 2p jsou tři elektrony))
• pomocí rámečků, které jsou rozděleny na tolik políček, kolikrát je orbital degenerovaný.

orbital s:  ▢

orbital p: ▢▢▢

orbital d: ▢▢▢▢▢

orbital f: ▢▢▢▢▢▢▢

nejčastěji kombinujeme symboly s rámečky pro přehlednější zápis:

orbital 1s znázorníme 1s ▢

orbital 3d znázorníme 3d ▢▢▢▢▢

 

Výstavbový princip

• Orbital s energii nižší se zaplňují elektrony dříve než orbitaly s energii vyšší.
• Elektronový pár se stejnou orientací spinů obou elektronů má mírně menší energii, než elektronový pár s opačnou orientací spinů. Protože v jednom orbitalu mohou být pouze elektrony s opačným spinem, dochází nejprve k obsazení stejných orbitalů (se stejným n a l) jedním elektronem a poté teprve dochází k párování elektronů.
• Pravidlo n+l – nejdříve se zaplňují orbitaly, jejichž součet hlavního a vedlejšího kvantového čísla (n + l) je nižší, pokud mají součet stejný rozhoduje hodnota n, který se zaplní dříve.

Vysvětlení:

• pro orbital 2p je součet n+l = 2+1=3
• pro orbital 3s je součet n+l = 3+0

Orbitaly se tady zaplňují v následujícícm pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, …

 

Výjimky

• Energie d orbitalu, který je zcela nebo z poloviny zaplněný, je nižší než energie nejbližšího s orbitalu. Proto v případě d4 a d9 prvků dochází k přeskoku jednoho elektronu z s orbitalu do orbitalu d. Např. elektronová konfigurace chromu je [Ar] 4s1 3d5, nikoliv [Ar] 4s2 3d4.

 

Pauliho princip výlučnosti

• V atomu nemohou existovat dva elektrony, které by měly všechna kvantová čísla stejná. Musí se lišit alespoň spinem.

 

Hundovo pravidlo

• V degenerovaných orbitalech se elektrony rozmisťují nejprve tak, aby jejich spinová čísla měla stejnou hodnotu, a teprve pak se tvoří elektronové páry.

 

Ionizace

• Je to proces, při kterém se dodáním dostatečné energie odtrhne jeden nebo více elektronů od atomu a vznikne kladně nabitý ion – kation, energie nutná k odtržení – ionizační energie, se po odtržení mohou spojit s jinou neutrální částicí a vzniká záporně nabitý ion – anion, energie uvolněná při vzniku aniontu se nazývá elektronová afinita
• Elektrony, které obsazují nejvýše položenou vrstvu, valenční vrstvu, se nazývají valenční elektrony. Dodáním energie se atom dostane do excitovaného stavu a jeden nebo více valenčních elektronů přejde do vyšší energetické hladiny. Valenční elektrony lze určit podle skupiny v periodické soustavě prvků. I. A – VIII. A a I. B – VIII. B kromě VIII. B skupiny a I. B a II. B skupin

 

Periodická soustava prvků

• Mezi přechodné prvky řadíme s a p kovy, jejich valenční elektrony (nebo orbitaly) jsou pouze v jediné – poslední vrstvě (slupce) obalu atomu ns np
• Mezi nepřechodné prvky řadíme d kovy, Jejich valenční elektrony (orbitaly) zahrnují poslední a část předposlední vrstvy obalu atomu, jde o skupiny I.B až VIII.B (3 až 10) ns (n-1) d
• Mezi vnitřně přechodné prvky řadíme lanthanoidy a aktinoidy ns (n-2) f.

Další podobné materiály na webu:

• Stavba atomu – maturitní otázka (5)
• Vývoj představ o struktuře atomu – otázka z chemie
• Atom a molekula – maturitní otázka z chemie