Vývoj představ o struktuře atomu – otázka z chemie

 

   Otázka: Vývoj představ o struktuře atomu

   Předmět: Chemie

   Přidal(a): JC

 

Základní charakteristika částic

Hmota: se skládá z látky a pole

 

Látka:

  • Chemické individuum= tvořena stejnými atomy se stejnými vlastnostmi
  • Směs=látka složena ze dvou a více chemických individuí

 

Definice atomu: základní stavební jednotka látky

 

Struktura: ATOM

  • Jádro – menší, oproti obalu nepatrné, ale těžší, kladně nabitý
  • Obal – mnohonásobně větší, lehčí, záporně nabitý

 

Jádro: Jádro se skládá z:

  1. protonů p+ = částice s kladným nábojem, jejichž počet udává protonové číslo Z
  2. neutronů n0=částice bez náboje, jejichž počet v jádře udává neutronové číslo N

Protony a neutrony jsou tzv. nukleony (počet v jádře udává A), pro něž platí: A=Z+N

 

Popis atomu prvku:

Nuklid= látka ze stejných atomů (stejné N, Z, A)

Izotop= atom prvku se stejným Z, ale různým N    

Izobar= atom prvku se stejným N, ale různým Z

Molekula= částice složena ze dvou a více atomů prvku – 4H2

Molekula chemické sloučeniny= částice složena ze 2 a více atomů různých prvků – 4HCl

 

Obal: je tvořen elektrony e = částicemi se záporným nábojem, které kompenzují kladně nabité jádro. Jejich počet je roven počtu protonů v jádře (tedy Z)

E. Rutherford, 1911 – Planetární model atomu – kdy elektrony obíhají kolem jádra po kružnicích

 

Modely atomů:

  1. Thomson – využití elektrolýzy a galvanického článku -> pudingový model
  2. Rutherford – planetární model, radioaktivita
  3. Bohr – elektron má elektronovou, stacionnární a kvantovou dráhu
  4. de Broglie – dualistický charakter – něco je elektron ale něco vlnění
  5. Schrödinger a Heisenberg – vlnení τ(n,l,m – kvantová čísla): 95% orbitaly s, p, d, f

 

Radioaktivita

= je shopnost atomových jader některých prcků samovolně se přeměňovat na atomová jádra jiných prvků za současného vyzařování neviditelného radioaktivního záření.

 

Historie:

a)1896 H. Becquerel: první zkoumání radioaktivity na uranovém jádře

b)Marie Curie: výzkum přirozené radioaktivity a její dcera výzkum umělé radioaktivity (1934)

 

Dělíme na:

  1. přirozenou: je samovolný rozpad v přírodě se vyskytujících radioaktivních nuklidů – radionuklidů (v přírodě asi 50)
  2. umělou: samovolný rozpad umělých radionuklidů (= působení záření na stabilní nuklidy)

 

3 typy záření:

  1. záření α: proud rychle letících jader helia 24He, proniká několikacentimetrovou vrstvou vzduchu, silné ionizační účinky, rozpad α jádra:
  2. záření β: je proud elektronů, které se uvolňují v jádře při přeměně neutronu na proton, víc pronikavější ale menší ionizační účinky, rozpad β jádra:
  3. záření γ: je elektromagnetické vlnění podobné světlu, ale mnohem pronikavější a je doprovázen zářením α nebo β

 

Poločas rozpadu: je doba, za kterou se z výchozího počtu atomů přemění právě jedna polovina

Rozpadové řady:

Využití radioaktivity: Jaderné reakce – srážka jader s jinou částicí – atomové zbraně (řetězová reakce)

Štěpné reakce – rozpad těžšího jádra na dvě lehčí – jaderné reaktory

Termonukleární reakce – spojení dvou lehčích jader za vzniku jednoho těžšího (opak jaderné reakce) – hvězdy

 

Elektronový obal:

Elektronová hustota= hodnota pravděpodobnosti výskytu elektronu v daném místě.

Orbitaly = oblasti s nejhustším výskytem elektronů v obalu. Určují oblast na 95 – 99%

Stav a energii charakterizují 3 kvantová čísla (jejich kombinací lze popsat jakýkoli orbital):

a) Hlavní kvantové číslo n – určuje energii elektronu v atomu a nabývá hodnoty 1 až nekonečno (pouze N). Elektrony se stejným n tvoří elektronové vrstvy (slupky), a ty se značí K,L,M,N a nebo 1,2,3,4 podle rostoucí n.

 

b) Vedlejší kvantové číslo l – určují tvar a energii orbitalu a nabývá hodnot 0-(n-1) – pouze N, hodnoty se označují písmenem a píšou se za n.

 

n;   l(n-1);   písmeno

1;   0;   s

2;   1;   p

3;   2;   d

4;   3;   f

 

c) Magnetické kvantové číslo m – určuje orientaci orbitalu v prostoru a nabývá hodnot od –l do +l včetně 0 (pouze N)

Poté bylo definováno spinové číslo, které charakterizuje teoretickou rotaci elektronu kolem vlastní osy a nabývá hodnot -1/2 a +1/2 – není charakteristické pro orbital ale pouze pro elektron.

 

Elektronová konfigurace atomu: ukazuje obsazení atomových orbitalů elektrony. K jejímu znázornění se používá rámečkový diagram, elektrony značíme šipkami.

Opačná šipka = opačný spin.

Odtržením nebo příjmem elektronů se atomy prvků snaží dosáhnout elektronové konfigurace nejbližšího vzácného plynu

 

Pro zaplňování v základním stavu platí pravidla:

a) Pauliho princip: v atomu nemohou být elektrony, která by měla všechna 4 kvantová čísla shodná, musí se lišit alespoň spinem. V každém orbitalu max. 2 elektrony.

  • s-2                p-6         d-10     f-140

b) Hundovo pravidlo: orbitaly se stejnou energii (=degenerované) se obsazují všechny po jednom elektronu se stejným spinem, a teprve pak s tím druhým.

c) Výstavbový princip: orbitaly se zaplňují podle narůstající energie : ns (n-2)f (n-1)d np

 

Valenční vrstva: elektrony obsazené v energeticky nejvyšší vrstvě – valenční elektrony (chemické vlastnosti)

Při dodání energie dojte k tzv. excitaci = 1 nebo více valenčních elektronů přejde do vyšší energetické hladiny

Ionizace = je proces, kdy se dodá dostatečná energie a vznikne po odtrhnutí jednoho nebo více elektronů z atomu kladně nabitý ion = KATION

Ionizační energie= nutná k odtrhnutí elektronu od atomu v plynném stavu.

Poté se elektrony mohou spojit s jinou neutrální částicí a vznikne záporně nabitý ion= ANION

Elektronová afinita= energie uvolněná při vzniku anionu z atomu v planém stavu






—————————————————————————

 Stáhnout práci v PDF  Upozornit na chybu

 Učebnice k maturitě  Maturitní kurzy

 Učebnice k VŠ přijímačkám  Kurzy na přijímačky

—————————————————————————

Další podobné materiály na webu: