Architektura elektronového obalu

1. Architektura elektronového obalu

2. Opakování • Popište Thomsonův model atomu • Jak probíhal Rutherfordův experiment a co z něj vyplývá? • Popište stavbu atomu • Čím je způsobena přirozená radioaktivita? • Jak reagují jednotlivá radioaktivní záření při průchodu stacionárním elektrickým polem?

3. Atom Obal Elektrony Protony Jádro Nukleony Neutrony

4. Rutherfordův model • Představa: • Elektrony obíhají kolem jádra jako planety kolem slunce • Elektrony jsou na své dráze drženy elektrostatickou silou • Geometrické parametry dráhy elektronu a jeho rychlost se mohou spojitě měnit, čímž se může spojitě měnit i energie elektronu • Problém: • Elektron v Rutherfordově modelu atomu by ztrácel energii a pohyboval by se po spirále směrem k jádru, s nímž by se nakonec spojil. Atom by tedy zanikl (za 10-10s). • Elektron by při pohybu emitoval záření (elektrická částice se zrychlením) • Z modelu vyplývá spojité spektrum, zatímco v experimentu pozorujeme čárové spektrum atomů

5. Atomární spektrum • 1859 W. Bunsen: • Chemické prvky vložené do plamene vydávají záření o určitých vlnových délkách • Kvantování energie! Energie záření:

6. Bohrův model atomu • Niels Bohr (1885 – 1962): • Dánský fysik • Zkoumal atomární spektrum vodíku • Postuláty: • Elektron se může pohybovat jen po určitých drahách kolem jádra (povolené dráhy), jejichž energii je možné spočítat • Pokud elektron přechází z jedné dráhy do druhé, musí přijmout nebo odevzdat energii, jež je rovna energetickému rozdílu těchto drah

7. Bohrův model atomu • Energie dráhy: • Určena hodnotou čísla n • Hlavní kvantové číslo • Energie stoupá spolu s n • U vodíkového atomu n = 1 → základní stav (nejnižší energie) • Energetické hladiny, slupky • Model velmi dobře vysvětlil atomární spektrum vodíku • Rydbergova konstanta spočtená z theorie velmi dobře odpovídala experimentu • Model selhával u spekter složitějších atomů E – energie dráhy h – Planckova konstanta (6,62618.10-34J.s) R – Rydbergova konstanta (3,2.1015Hz) n – hlavní kvantové číslo DE – rozdíl energetických hladin n – frekvence záření

8. Bohrův model atomu

9. Atomární spektrum dle Bohrova modelu

10. K procvičení • Co jsou atomární spektra? • Proč z čárových spekter vyplývá kvantování energie? • Jak vyřešil Bohr problémy Rutherfordova modelu atomu? Pro jaký atom byl jeho model utvořen? • Jak v Bohrově modelu atomu dochází ke vzniku čárových spekter? • Kde Bohrův model selhává?

11. Dvojí povaha elektronu • Elektron se chová současně jako částice i vlnění • Energie je kvantována (je ji možné přijímat, nebo odevzdávat jen v určitých hodnotách, jež jsou nedělitelné) • Nelze s libovolnou přesností určit současně rychlost (hybnost) elektronu a jeho polohu (Heisenbergův princip neurčitosti) • Je však možné určit energii elektronu • Je možné určit pravděpodobnost výskytu elektronu (elektronovou hustotu)

12. Kvantově – mechanický model atomu • Louis de Broglie, Erwin Schrödinger • Vychází z duálního chování elektronu • Pohyb i energetický stav elektronu je možno vyjádřit jako vlnovou funkci • „Orbital = vlnová funkce  popisující energetický (kvantový) stav elektronu v obalu atomu“ • 2vymezuje oblast s největší pravděpodobností výskytu elektronu (hustota pravděpodobnosti výskytu elektronu) • Orbital je jednoznačně určen kvantovými čísly (n – hlavní, l – vedlejší, m – magnetické) • Pro určení elektronu nutné další kvantové číslo (s – spinové) De Broglieho vlna: l – vlnová délka m – hmotnost částice n – rychlost částice Schrödingerova rovnice: H – hamiltonián E - energie

13. Orbital • „Orbital = vlnová funkce  popisující energetický (kvantový) stav elektronu v atomovém obalu“ • 2vymezuje oblast s největší pravděpodobností výskytu elektronu • Orbital je jednoznačně určen kvantovými čísly (n – hlavní, l – vedlejší, m – magnetické) • Pro určení elektronu nutné další kvantové číslo (s – spinové)

14. Hlavní kvantové číslo • n • Značí velikost orbitalu a energii elektronu • S rostoucím n roste velikost orbitalu i energie elektronu • Nabývá hodnoty 1 – 7 • Elektrony se stejným n se nacházejí ve stejné elektronové vrstvě (slupce) • V PSP odpovídá číslu periody

15. Vedlejší kvantové číslo • l • Vyjadřuje tvar orbitalu (počet uzlových ploch) • s-orbital = koule • p-orbital = „osmička“ • d-orbital • f-orbital • Nabývá hodnot: • Slupky odpovídající různým n tak mají i jiné orbitalové složení závislé na l • n = 1 → s • n = 2 → s; p • n = 3 → s; p; d • n  4 → s; p; d; f složitější tvary Všechny elektrony a shodné hodnotě n a l mají tutéž energii.

16. Vedlejší kvantové číslo

17. Magnetické kvantové číslo • m • Vyjadřuje orientaci orbitalu v prostoru v silném magnetickém poli • Hodnota závisí na hodnotě l, nabývá celých čísel v rozmezí –l až +l • Počet m = 2l + 1 – degenerované orbitaly • l = 0  m = 0  1 s-orbital • l = 1  m = -1;0;1  3 p-orbitaly • l = 2  m = -2;-1;0;1;2  5 d-orbitalů • l = 3  m = -3;-2;-1;0;1;2;3  7 f-orbitalů

18. Spinové kvantové číslo • s • Popisuje chování elektronu v orbitalu • s = +/- ½

19. Znázorňování orbitalů • A) označením n a l • 1s; 2s; 2p; 3s; 3p; 3d; etc. • B) grafickým znázorněním

20. Orbitaly a atomární spektra

21. K procvičení • Z čeho vychází kvantový model atomu? Vysvětlete. • Co je orbital a čím je určen? • Co vyjadřují jednotlivá kvantová čísla? • Jaký tvar mohou orbitaly zaujímat? • Podle čeho rozlišujeme prvky na s, p, d a f? • Jakým způsobem je možné orbitaly značit?

22. Elektronová konfigurace • Popisuje uspořádání elektronů v elektronovém obalu atomu • Počet elektronů v orbitalech se zapisuje: • souhrnně do exponentu za písmeno vyjadřující typ orbitalu (např. 1s2 2s2 2p3) • graficky jako šipky do rámečků

23. Pravidla pro určení elektronové konfigurace 1. Pravidlo – Výstavbový princip Orbitaly se zaplňují postupně podle jejich vzrůstající energie, tj. orbitaly s nižší energií se obsazují elektrony dříve než orbitaly s vyšší energií. 2. Pravidlo – Hundovo Orbitaly shodného n i l se zaplňují postupně elektrony o stejném spinu, posléze se párují s elektrony spinu opačného (nebo čím vyšší je celkový spin, tím je příslušný atom stabilnější). 3. Pravidlo – Pauliho vylučovací princip Každý orbital může být zaplněn maximálně dvěma elektrony s opačným spinovým kvantovým číslem.

24. Vyplňování elektronové konfigurace

25. Několik vztahů • Počet orbitalů ve vrstvě = n2 • Maximální počet elektronů ve vrstvě = 2n2

26. Valenční elektrony • Pro chemické vlastnosti nejsou všechny orbitaly stejně důležité • Nejdůležitější – nejvzdálenější, vnější, valenční orbitaly • Orbitaly nejvyššího n v atomu – valenční vrstva • „Chemické a fysikální vlastnosti látek jsou důsledkem obsazení valenční vrstvy jejich atomů. Stejně tak je i důležitá možnost přijmout elektrony do elektronového obalu od jiného prvku.“

27. K procvičení • Napište řadu 10 orbitalů dle jejich vzrůstající energie zkratkou i rámečky. • Kolik elektronů může maximálně obsahovat třetí elektronová slupka? • Zakreslete d-orbital, který osahuje 3, 6 a 9 elektronů • Proč jsou pro reaktivitu podstatné pouze valenční elektrony?

28. Příště: Periodicita vlastností a PSP