(Microsoft PowerPoint - 02 Atomy i elektrony.ppt [tryb zgodno\234ci])

2. Atomy i elektrony
Budowa atomu
Orbitale
Liczby kwantowe
Kwantowanie energii
Powłoki i podpowłoki
Konfiguracja elektronowa
Elektroujemność
2. Atomy i elektrony
1
Substancje chemiczne
• Wszystkie substancje chemiczne (pierwiastki i związki
chemiczne) składają się wyłącznie z atomów.
• Atomy zawierają neutrony, protony (+) i elektrony (-).
Liczba protonów w atomie to liczba atomowa Z.
A
Z
E
Łączna liczba protonów i neutronów to liczba masowa A.
• Pierwiastki zawierają atomy o tej samej liczbie atomowej, które
mogą się różnić liczbą masową.
• Atomy mogą łączyć się ze sobą tworząc cząsteczki.
• Związek chemiczny składa się z takich samych cząsteczek,
zbudowanych z atomów różnych pierwiastków (związek jonowy
nie składa się z cząsteczek, tylko z kationów i anionów).
2. Atomy i elektrony
2
1
Budowa atomu
• Atomy są bardzo małe (ok. 10-10 m = 0,1 nm), mają kształt kuli.
• Protony i elektrony tworzą jądro, które znajduje się w centrum
atomu. Jądro atomowe jest skrajnie małe (ok. 10-14 m = 10 fm), ale
skupia w sobie prawie całą masę atomu.
• Elektrony znajdują się wokół jądra, tworząc „chmurę elektronową”.
• Elektrony nie poruszają się po ściśle
określonych orbitach.
• Energia elektronów w atomie jest kwantowana
– przyjmuje tylko określone wartości.
• Kwantowany jest także orbitalny moment pędu
oraz własny moment pędu (spin) elektronów
2. Atomy i elektrony
3
Orbitale
• Do opisu elektronów w atomie wykorzystuje się orbitale,
czyli funkcje falowe Ψn,l,m(x,y,z).
• Kwadrat funkcji falowej stanowi gęstość prawdopodobieństwa
znalezienie elektronu (gęstość ładunku elektronowego).
• Funkcje falowe są rozwiązaniami równania Schrödingera.
• Orbitale atomowe są „ponumerowane” przez parametry n, l i m,
czyli liczby kwantowe.
2. Atomy i elektrony
4
2
Liczby kwantowe
• Liczby kwantowe n (główna), l (poboczna), m (magnetyczna) i ms
(magnetyczna spinowa) określają stan elektronu w atomie.
• Liczby kwantowe mogą przyjmować tylko określone wartości:
n = 1, 2, 3, D
l = 0, 1, 2, D n-1
m = -l, -l+1, D l
ms = -½, ½
• Od wartości liczb kwantowych uzależnione są wielkości fizyczne
charakteryzujące elektron:
• n „kwantuje” energię
• l „kwantuje” orbitalny momentu pędu
• m „kwantuje” składową z (orientację) orbitalnego momentu pędu
• ms „kwantuje” składową z (orientację) spinowego momentu pędu
2. Atomy i elektrony
5
Symbole orbitali
• Oznaczenia orbitali zawierają wartość głównej liczbę kwantowej
oraz literę (s, p, d lub f), odpowiadającą kolejnym wartościom liczby
kwantowej l (0,1,2,3):
1s (n=1, l=0, m=0)
1 orbital
2s (n=2, l=0, m=0)
1 orbital
2p (n=2, l=1, m=-1,0 lub 1)
3 orbitale
3p (n=2, l=1, m=-1,0 lub 1)
3 orbitale
3d (n=3, l=2, m=-2, -1, 0, 1 lub 2)
5 orbitali
4d (n=3, l=2, m=-2, -1, 0, 1 lub 2)
5 orbitali
4f (n=4, l=3, m=-3, -2, -1, 0, 1, 2 lub 3)
7 orbitali
2. Atomy i elektrony
6
3
Kontury orbitali
• Orbital typu s - symetria sferyczna
• Orbital typu p – 2 części, rozmieszczone wzdłuż osi x, y, z
• Orbitale typu d (poza dz2) – 4 części rozmieszczone wzdłuż jednej
płaszczyzny
s
py
pz
px
2. Atomy i elektrony
7
Kwantowanie energii
• W atomie wodoru energia elektronu zależy tylko od głównej liczby
kwantowej n:
En = −
13,6 eV
n2
n = 1,2,3, …
1 eV = 1,602·10-19 J
• Przejście elektronu z niższego poziomu na wyższy wymaga
dostarczenia energii (absorpcja fotonu czyli kwantu promieniowania
elektromagnetycznego).
• Przejściu elektronu z wyższego poziomu na niższy towarzyszy
emisja fotonu.
h – stała Plancka (6,626·10-34 J·s)
∆E = hv
2. Atomy i elektrony
ν – częstotliwość promieniowania
8
4
Powłoki i podpowłoki
• W atomach wieloelektronowych energia elektronu zależy od
głównej i pobocznej liczby kwantowej
• Orbitale o tej samej wartości n (którym odpowiadają podobne
wartości energii) tworzą powłokę elektronową
• Orbitale o tej samej wartości n i l (którym odpowiadają takie same
wartości energii) tworzą podpowłokę elektronową
• Kolejne powłoki oznaczamy dużymi literami K, L, M, N, O, P, Q
(odpowiednio dla wartości n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
• Orbitale z danej powłoki mogą opisywać maksymalnie 2n2
elektronów
2. Atomy i elektrony
9
Zakaz Pauliego i reguła Hunda
Zakaz Pauliego
W atomie nie mogą występować elektrony, które nie różnią się
przynajmniej jedną liczbą kwantową.
albo
Dowolny orbital może być obsadzony przez najwyżej dwa elektrony.
Reguła Hunda
Orbitale należące do danej podpowłoki przyporządkowywane są kolejnym
elektronom w taki sposób, by liczba elektronów niesparowanych była
możliwie największa.
2p3
2. Atomy i elektrony
3d6
ms=½
ms=-½
10
5
Konfiguracja elektronowa
• Konfiguracja elektronowa to przypisanie elektronów obecnych
w atomie do kolejnych podpowłok, wg rosnącej energii
zapis pełny:
zapis skrócony:
[17Cl]: 1s22s22p63s23p5
[17Cl]: [10Ne]3s23p5
[26Fe]: 1s22s22p63s23p64s23d6
[26Fe]: [18Ar]4s23d6
[38Sr]: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2
[38Sr]: [36Ar]5s2
obsadzenie powłok:
[17Cl]: K2L8M7
[26Fe]: K2L8M14N2
[38Sr]: K2L8M18N8O2
2. Atomy i elektrony
11
Kolejność zapełniania orbitali atomowych
• zgodnie ze wzrostem energii
1
2
3
4
5
6
7
s
s
s
s
s
s
s
p
p
p
p
p
p
d
d
d
d
d
f
f
f
f
• z zachowaniem zakazu Pauliego i reguły Hunda
2. Atomy i elektrony
12
6
Prawo okresowości
1s2
2s2
2p6
3s2
3p6
4s2
3d10
4p6
5s2
4d10
5p6
6s2
5d10
6p6
7s2
6d10
4f14
5f14
2. Atomy i elektrony
13
Elektroujemność
Elektroujemność pierwiastka - zdolność atomu do przyciągania
elektronów
mała elektroujemność
duża elektroujemność
[87Fr]: [Rn]7s1 (0,7)
[9F]: [He]2s22p5 (4,0)
[88Ra]: [Rn]7s2 (0,9)
[8O]: [He]2s22p4 (3,4)
[55Cs]: [Xe]6s1 (0,8)
[17Cl]: [Ne]3s23p5 (3,2)
• Łatwość oddawania
• Łatwość przyjmowania
elektronów i tworzenia
kationów o konfiguracji
elektronów i tworzenia
anionów o konfiguracji
helowca
helowca
2. Atomy i elektrony
14
7
Zmiany elektroujemności
2.2
1.0
4.0
2.2
0.7
www.webelements.com
2. Atomy i elektrony
15
8