1. Historický přehled

1. Stavba atomu1. Historický přehled2. Stavba atomu3. Stavba jádra 4. Radioaktivita 5. Stavba elektronového obalu 6. Poloha prvku v periodické soustavě

2. 1. Historický přehled Leukippos, Epikuros, Demokritos (Řecko), atomos 4. st. p.n.l. Názor zapomenut středověk období alchymie 17.-18. st. 19. st. 1897 1911 1932 Leukippos Epikuros

3. 1. Historický přehled Leukippos, Epikuros, Demokritos (Řecko), atomos 4. st. p.n.l. Názor zapomenut středověk období alchymie Navázání na Aristotela a Platóna, 4 živly Návrat k představě atomů (pokusy) 17.-18. st. John Dalton – Atomová teorie 19. st. 1897 1911 1932 Aristoteles a Platón

4. 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.

5. pudinkový model Jádrový model 4. st. p.n.l. středověk období alchymie 17.-18. st. 19. st. John Thomson – objev elektronu, pudink. model 1897 Ernest Rutherford – Jádrový model (objev jádra) 1911 James Chadwick – objev neutronu 1932

6. 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)

7. 3. Stavba jádra X A A = Nukleonové číslo (n a p) Z Z = Protonové číslo (p) A = Z + N N = Neutronové číslo (n) Prvek = látka tvořená výhradně atomy se stejným Z (např. uhlík) Nuklid = soubor atomů, které mají stejné Z i A. (např. 12C a 12C jsou dva totožné nuklidy!) 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) Příklady!!!

8. 4. Radioaktivita Proces při kterém se nestabilní atomová jádrasamovolněrozpadají. 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

9. 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:proudpozitronů 0+1ea proudelektronů 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 Rychlost = 300 000 km/s = rychlost světla

10. 4.2 Umělá radioaktivita Umělá radioaktivita = samovolný rozklad UMĚLE PŘIPRAVENÝCH NUKLIDŮ, které se v přírodě nevyskytují.

11. 4.3 Radioaktivní rozpady (přeměny) Rozpad α Z jádra (většinou těžkého prvku) je vymrštěna částice 42He AZX → A-4Z-2Y + 42He 22688Ra → 22286Rn + 42He Rozpad β- neutron se přemění na proton a elektron. Proton zůstává v jádře, elektron jádro opouští. 10n → 11p + 0-1e Charakteristické pro jádra s nadbytkem neutronů. AZX → AZ+1Y + 0-1e 23491Pa → 23492U + 0-1e

12. 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. 11p → 10n + 0+1e AZX → AZ-1Y + 0+1e 3015P → 3014Si + 0+1e Elektronový záchyt Přebytek protonů. Proton zachytí elektron z EO. Vzniká neutron. 0-1e + 11p →10n AZX → AZ-1Y

13. 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

15. 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)!

16. 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!!!

17. Vodík a uhlík

18. 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.

19. 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.

20. 5.1.2 Vedlejší kvantové číslo (l) Rozhoduje o ENERGII a o TVARU ORBITALU. Nabývá hodnot od 0 po n-1: Tvar orbitalu:

21. 5.1.2 Vedlejší kvantové číslo (l) Rozhoduje o ENERGII a o TVARU ORBITALU. Nabývá hodnot od 0 po n-1: Tvar orbitalu:

22. 5.1.3 Magnetické kvantové číslo (ml) Udává PROSTOROVOU ORIENTACI orbitalu v prostoru. Nabývá hodnot od -l po +l:

24. 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 dvaelektrony lišící se spinem!!!

25. 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 3degenerované orbitaly typu p (stejná E, jiná prostorová orientace) l=2 Orbital d: dvě rotující osmičky V každé hladině EO je 5degenerovaných orbitalů typu d (stejná E, jiná prostorová orientace) Degenerované orbitaly = mají stejné hodnoty n a l, liší se ml !

27. 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) Příklady!!!

28. 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 (max. 118 elektronů) Jak se naučit? Pravidlo n+l 2. Pauliho princip výlučnosti V jednom orbitalu mohou být max. 2 e lišící se spinem (hodnotou ms) s ↑↓ p ↑↓ ↑↓ ↑↓ d ↑↓↑↓↑↓ ↑↓↑↓

29. 7s 6p 6f 6s 5p 5d 4p 5s 5f 4d 4s 3p 4f 3s 3d 2p 2s 1s

30. 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 Příklady!!!

31. 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 period. zákona

32. 6.1. Periody 1. 2 prvky (1-2 e) 7 slupek → 7 period! 2. 8 prvků (3-10 e) 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

33. d-prvky s-prvky p-prvky f-prvky s-prvky - doplňují e do orbitalu ns Nepřechodné prvky p-prvky - doplňují e do orbitalu np Přechodné prvky - doplňují e do orbitalu (n-1)d d-prvky Prvky vnitřně přechodné f-prvky - doplňují e do orbitalů (n-2)f

34. 6.2. Skupiny Vzácné plyny Alkalické kovy Halogeny Chalkogeny Kovy alkalických zemin (Ca, Sr, Ba, (Ra))

35. 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)fa(n-1)d

36. 6.3. Zkrácený zápis elektronové konfigurace Vzácné plyny leží v 18. skupině a vždy ukončují periody. Mají plně obsazeny všechny orbitaly!!! 2He: 1s2 2He: 1s2 10Ne: 1s2 2s2 2p6 10Ne: 1s2 2s2 2p6 18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 36Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p64s2 3d104p6 36Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 54Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p65s2 4d105p6 54Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 86Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p66s2 4f14 5d106p6 86Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 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. Příklady!!!