Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

1. CH4-Stavba atomu – OBAL ATOMUMgr. Aleš Chupáč, RNDr. YvonaPufferováGymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o. Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky. • Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/01.0114 s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“

2. Atom • částice chemické látky, která se skládá z jádra a obalu 1

3. Model atomu Jádro Protony s kladným nábojem Neutrony bez náboje Slupky se zápornými elektrony Elektronový obal

4. PAMATUJ SI: Počet protonů v jádře je shodný s počtem elektronů v obalu  atom je elektroneutrální !

5. Elektronový obal • stavba obalu podmiňuje chemické vlastnosti prvku • elektron je částice se záporným nábojem (e-) a minimální hmotností (pokud je p+ = 1 pak e- = 1/1840) elektron • klidová hmotnost m = 9,10910-31 kg • náboj Q = -1,60210-19 C 2

6. Bohrův model atomu(I. kvantově mechanický model atomu): • elektrony obíhají atomové jádro jen na některých dovolených drahách, vyzařování energie není spojité, mohou pouze za určitých podmínek jednorázovými změnami „přeskočit“ z jedné energetické hladiny do jiné. 3

7. Niels Bohr definoval 3 principy (postuláty): • elektrony se pohybují po stacionárních drahách (kružnicích) = orbitách • pohyb elektronů na těchto drahách není spojen s vyzařováním elektromagnetického záření, tzn. elektron v atomu může existovat jen ve stavech s určitou energií • přemístění elektronu z jedné dráhy na druhou je spojeno s vyzářením n. pohlcením této energie ve formě kvant (fotonů) 4

8. Arnold Sommerfeld • II. kvantově mechanický model = zpřesňuje první model – elektrony se pohybují po drahách kruhových i eliptických, které jsou různě orientovány v prostoru • Vlnově mechanický model atomu 5

9. Vlnově mechanický model atomu(III. kvantově mechanický model atomu, 1925-26) • vychází ze dvou principů: • dualismus částic (francouzský fyzik Louis-Victor de Broglie, 1924) = mikročástice má povahu jak korpuskulární (hmotnou – chová se jako kulička), tak i vlnovou • princip neurčitosti (německý fyzik Werner Heisenberg, 1927) = pro pohyb elektronu nelze stanovit bod dráhy, kde se v daném čase nachází (pouze pravděpodobnost výskytu)

10. Vlnově mechanický model atomu Louis de Broglie Werner Heisenberg 6 7

11. Kvantově mechanický model atomu • Pohyb elektronu je vyjádřen pomocí veličiny vlnové funkce  a je možné je vypočítat podle Schrödingerovy rovnice, jejíž druhá mocnina charakterizuje pravděpodobnost výskytu elektronu. • Oblast, kde je nejvyšší pravděpodobnost výskytu elektronu – orbital. • Orbital a vlastnosti vlnové funkce charakterizují kvantová čísla. 8

12. Orbital • oblast nejpravděpodobnějšího výskytu (asi 95%) elektronu (el. oblaku) v okolí jádra • orbitaly sede liší velikostí, tvarem a prostorovou orientací a popisujeme je tzv. kvantovými čísly • elektrony se nacházejí v hladinách (slupkách,vrstvách) 9

13. Elektron • neostře ohraničený oblak záporného náboje, rozprostřený kolem jádra a mající v různých místech různou hustotu náboje • Dříve: pohyb elektronů po kruhových či eliptických drahách • Orbita= dráha! 10

14. Hlavní kvantové číslon • hodnota od 1, 2, 3,… ,7,8 • udává energii elektronu (energie elektronu se vzdáleností od jádra roste s rostoucím n) • největší energii mají valenční elektrony – určují chemické a optické vlastnosti atomů (max. počet těchto elektronů je 8 = tzv. elektronový oktet)

15. Valenční elektrony • způsobují vodivost • 1 až 3 elektrony - kovy-vodiče (Na, Cu, Al, Fe). • 4 až 5 elektronů -polovodiče (C,Si, Ge). • 6 až 7 elektronů - nekovy- nevodiče (S, Br, Cl). • 8 elektronů - netečné plyny (Ar,Ne,Xe).

16. Hlavní kvantové číslon • zároveň určuje pořadí slupky od jádra (slupka = systém elektronů se stejným kvantovým číslem n – označují se písmeny n = 1…K, n = 2…L, n = 3…M, n = 4…) • odpovídá číslu periody v níž se prvek nachází 11

17. Vedlejší kvantové číslo l • hodnota O až n – 1 př. n = 2  l = 0,1 • společně s n určuje energii elektronu • rozhoduje o tvaru orbitalu • udává typ podslupky (podslupka = systém elektronů se stejnou hodnotou n a l )

18. Magnetické kvantové čísloml • hodnota od – l přes 0 až + l př. l = 2  ml = -2,-1,0,1,2 • určuje počet orbitalů na dané podslupce (odpovídající určitému l) • udává prostorovou orientaci (podle osy x,y,z) • orbitaly mají stejnou energii (stejné n a l), jsou i stejného typu jsou degenerované, liší se v magnetickémčísle

19. Vedlejší kvantové číslo l • l = 0 m = 0 • orbital typu s • tvar koule (poloměr se zvětšuje s rostoucím n) 12

20. Vedlejší kvantové číslo l • l = 1 m = -1,0,1 (3× degenerovaný) • orbital typu p • tvar dvojkapky (prostorová 8) (podle osy x,y,z) 13

21. Vedlejší kvantové číslo l • l = 2 m = -2,-1,0,1,2 (5× degenerovaný) • orbital typu d složité tvary (dvojitá 8. .) 14

22. Vedlejší kvantové číslo l • l = 3 m = -3,-2,-1,0,1,2,3 (7× degenerovaný) • orbital typu f • l = 4 m = -4,-3,-2,-1,0,1,2,3,4 • orbital g (9× degenerovaný) 15

23. Orbital typu f 19

24. Magnetické kvantové čísloml • s l = 0 m = 0 1 orbital s  • p l = 1 m = -1, 0, +1 3 orbitaly p • d l = 2 m = -2, -1, 0, +1 ,+2 5 orbitalů d • f l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2 ,+3 7 orbitalů f • g l = 4 m = -4,-3,-2,-1,0,+1,+2,+3,+4 9 orbitalů g

25. Spinové kvantové čísloms • hodnota +½ a -½ • spin = vnitřní magnetický moment hybnosti • charakterizuje chování (rotaci) elektronu v orbitalu • dva elektrony v jednom orbitalu s různým spinovým číslem = elektronový pár 16

27. ÚKOL Orbitaly označujeme běžně s, p, d, f. Vyhledejte informaci, jak vzniklo toto označování?

28. Znázorňování orbitalů 1. Prostorovými tvary 2. Rámečky 3. Pomocí n a l

29. Znázornění orbitalů počet e 1s2 n vrstva typ orbitalu 1s2 2p3 3d7 5f4

30. Znázornění elektronů • šipkami: ↑ nebo ↓ b) symbolem: –10e • Počet orbitalů v každé vrstvě elektronového obalu je dán vztahem n2 • Maximální počet elektronů ve vrstvě určuje vztah 2n2 n = hlavní kvantové číslo

31. Elektronová konfigurace atomu • obsazení jednotlivých stavů (orbitalů) elektrony neboli elektronová konfigurace atomu v základním stavu (stav atomu s nejnižší energií) se řídí třemi pravidly

32. Pravidla pro zaplňování orbitalů • Pauliho vylučovací princip (W. Pauli, 1925) - v jednom atomu nemohou být dva elektrony, které by měly stejnou kombinaci všech čtyř kvantových čísel; tzn. • v jednom orbitalu mohou být max. dva elektrony lišící se hodnotou spinového kvantového čísla • zápisy elektronových konfigurací nebo 1s22s22p2

33. Wolfgang Pauli (1900 – 1958) • teoretický fyzik rakouského původu, žijící v letech. V roce 1945 obdržel Nobelovu cenu za fyziku za objev vylučovacího principu z roku 1925. • Pauli předvídal existenci neutrina (bylo registrováno až v roce 1955), studoval strukturu kovů a zabýval se i mezonovou teorií jaderných sil. Svými výzkumy patří k nejvýznamnějším fyzikům. 17

34. Hundovo pravidlo • v degenerovaných orbitalech vznikají elektronové páry teprve po obsazení každého orbitalu jedním elektronem • nespárované elektrony v degenerovaných orbitalech mají stejný spin 18 Friedrich Hermann Hund(1896 - 1997)

35. Výstavbový princip • (princip minimální energie) - na základě n+l určuje pořadí zaplňování orbitalu elektrony • orbitaly s energií nižší se zaplňují elektrony dříve než orbitaly s vyšší energií (energie je dána součtem n+l) • podle rostoucí energie: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p (pro prvky za 21Sc je energie 4s větší než 3d!!!)

36. pravidlo n+l • z orbitalů, které mají stejný součet n+l, se zaplňuje dříve ten, který má nižší n • př. orbital 2p se zaplňuje dříve než 3s, nebo 4s dříve než 3d • seřaď 3s (3+0) 3p (3+1) 2p (2+1)  2p 3s 3p

37. Energie orbitalů 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

38. Periodická tabulka • Prvky ve stejných sloupcích mají stejnou elektronovou konfiguraci valenční slupky.

39. Periodická tabulka 20

40. Zkrácená elektronová konfigurace pomocí vzácného plynu • Při tomto zápisu se uvádí pouze obsazení těch orbitalů, které má daný atom navíc o proti atomům předcházejícího vzácného plynu • nezkrácený zápis - 20Ca: 1s22s22p63s23p64s2 • zkrácený zápis - 20Ca: [18Ar]4s2

41. Excitované stavy atomů • jestliže atom pohltí určité množství energie, může dojít k vybuzení jednoho n. více elektronů do energeticky bohatších orbitalů – tzv. excitovaný stav • když se vrací do základního stavu uvolňuje přitom záření (fotony) – tzv. luminiscence, fluorescence • u každého atomu může existovat velký počet excitovaných stavů

42. Síra – základní stav S: [Ne] • první excitovaný stav : S* [Ne] • druhý excitovaný stav S**: [Ne]

43. Vznik kationtu • dostatečného množství energie může dojít k odtržení elektronu (popř. elektronů) od atomu vznik kationtu

44. Ionizační energie • energie potřebná k odtržení valenčního elektronu od atomu • první ionizační energie – odtržení jednoho valenčního elektronu • druhá ionizační energie – odtržení druhého elektronu • čím je hodnota ionizační energie nižší, tím je prvek reaktivnější (např. s-prvky)

45. Ionizační energie • jednotka kJ·mol-1 n. eV • se stoupajícím Z ve skupině hodnota klesá • v periodě stoupá (nejvyšší hodnotu v dané periodě mají vzácné plyny) – nemusí platit vždy!

46. Vznik aniontu • jestliže atom přijme jeden, popř. více elektronů, energie se uvolňuje vznik aniontu

47. Elektronová afinita • energie, která se uvolní při přijetí jednoho, popř. více elektronů atomem • čím je hodnota elektronové afinity vyšší, tím je prvek víc elektronegativní • nejvyšší hodnotu má F, Cl, Br, I - snadněji tvoří anionty  vyšší reaktivita • jednotka kJ·mol-1 n. eV • u některých prvků má hodnoty blízké nule (He, Ne, Ar) n. dokonce záporné (Be, Mg)

48. Elektronové konfigurace iontů • př. 1H-: 1s2 lze též napsat 1H-: (2He) • př. 3Li+: 2s2 ale též 3Li+: (2He)

49. Nepravidelnosti elektronové konfigurace • způsobeny symetrií orbitalů • větší stabilitou zcela n. napůl zaplněných orbitalů • výjimky: Cr, Cu; Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag; Pt, Au

50. Označení orbitalů - řešení • Označení orbitalů s, p, d, f má původ v označení odpovídajících čar ve spektrech „sharp“ (ostrá), „principal“ (hlavní), „diffuse“ (difuzní), „fundamental“ (základní). • Další orbitaly se již označují po sobě jdoucími písmeny abecedy (g, h, …).