Politechnika Łódzka, M. Główka

2014-11-16
2.1. Jądrowy model atomu
2. Budowa atomu
Atomy składają się z dodatnio naładowanego jądra oraz otaczających je
elektronów. Ładunek jądra pochodzi od dodatnio naładowanych protonów
2.1. Jądrowy model atomu
a
k
W atomieliczba ładunków dodatnichjądra (protonów) jest równa liczbie
ujemnie naładowanych elektronów. Ładunki elektronów i protonów są
takie same co do wielkości
w
ó
ł
.G
2.2. Sfera elektronowa w atomach
Doświadczenie Rutherforda
(1911) wykazało, że jądro jest
bardzo małe w stosunku do
wielkości atomu
2.3. Liczby kwantowe i orbitale
2.4. Konfiguracje elektronowe
Średnica atomu jest 10.000 razy
większa niż jądra
M
,
a
k
z
d
Jądro 10 -15 a atom 10 -10 m.
Jądro jest jak piłka futbolowa
a elektron jak pszczoła,
krążąca w odległości2 km
2.1
o
P
e
t
li
a
k
i
n
h
c
neutron
nukleony
Łó
2.2
http://wazniak.mimuw.edu.pl/index.php?title=PF_Modu%C5%82_18
2.1. Jądrowy model atomu
A. Bielański „Podstawy chemii nieorganicznej”
W jądrach wszystkich atomów,
znajdują się protony i neutrony
(A co z H)
Te ostatnie „neutralizują”
elektrostatyczne odpychanie
między jednoimiennymi
protonami w jądrach
proton
Dlatego im więcej protonów
w jądrze, tym więcej potrzeba
neutronów
Model jądra atomowego Helu
2.3
1
2014-11-16
Siły jądrowe a defekt masy
2.1. Jądrowy model atomu
A. Korczyński „Repetytorium z chemii ogólnej i nieorganicznej”
masa elektronu - 0,0005486 j.m.a.
masa protonu - 1,0072766 j.m.a.
masa neutronu - 1,0086654 j.m.a.
1 unit (j.m.a.) =
1,6604 ∙ 10-24 g
Np.
9
4
a
k
4 x 1,0072764= 4,029106
5 x 1,0086650= 5,043325
4 x 0,0005486= 0,002194
9,074625
Tablicowa wartość masy atomowej 9,012180
0,062445 g
w
ó
ł
.G
Be
Masa trwałego jądra jest mniejsza od sumy mas tworzących je nukleonów
Różnica nazywa siędefektem mas i jest równoważna energii sił
spajających jądro, zwanej energią wiązania jądra
M
,
a
k
z
d
(Równoważność masy i energii – zastosuj wzór Einsteina E=Δm • c 2)
W 1 molu (9,01218 g) atomów berylu zmagazynowana jest energia
odpowiadająca 0,06244 5 g masy wynosząca 5,6x1012 J/mol
Trzeba spalić 160 ton wysokokalorycznego węgla
Im więcej protonów w jądrze, tym więcej potrzebnych jest neutronów
2.4
a
k
i
n
Izotopy –
odmiany pierwiastka różniące się masą atomową
235
238
92 U
92 U
10
11
5B
5B
h
c
16
17
18
8O
8O
8O
1
2
3
1H 1H ( D ) 1H ( T )
e
t
i
l
o
P
Łó
2.5
Skład izotopowy niektórych pierwiastków
Liczba
atomowa
Symbol
Masa atomowa
1
2
3
1
6
7
8
10
16
17
20
50
4
9
11
13
15
27
33
53
79
H
C
N
O
Ne
S
Cl
Ca
Sn
Be
F
Na
Al
P
Co
As
I
Au
1,00797
12,00115
14,0067
15,9994
20,183
32,064
35,453
40,08
118,69
9,0122
18,9984
22,9898
26,9815
30,9738
58,9332
74,9216
126,9044
196,967
Liczby masowe izotopów
(w nawiasach podano zawartość %)
4
1 (99,9855%) 2 (0,0145%)
12 (98,892%) 13 (1,108%)
14 (99.635%) 15 (0,365%)
16 (99,76%) 18 (0,20%) 17 (0,04%)
20 (90,92%) 22 (8,82%) 21 (0,26 %)
32 (95,06%) 34 (4,18%) 33 (0,74%) 36 (0,02%)
35 (75,4%) 37 (24,6%)
40 (96,92%) 44(2,13%) 42(0,64%) 48(0,18%)
120 (33%) 118(24%) 116(14%) 119(8%)
9 (100%)
19 (100%)
23 (100%)
27 (100%)
31 (100%)
59 (100%)
75 (100%)
127 (100%)
197 (100%)
2.6
2
2014-11-16
Trwałość nuklidów
A. Korczyński „Repetytorium z chemii ogólnej i nieorganicznej”
Z
Liczba protonów
A-Z
Liczba neutronów
Liczba trwałych
nuklidów
parzysta
parzysta
163
parzysta
nieparzysta
w
ó
ł
.G
nieparzysta
parzysta
nieparzysta
a
k
56
nieparzysta
50
5
M
,
a
k
z
d
Liczby magiczne: 2, 8, 20, 50, 82 i 126
Liczby elektronów na poszczególnych powłokach
2, 8, 18, 36, 54 i 86
Powłokowa teoria budowy jądra
2.7
a
k
i
n
Rozpad jąder atomowych
Gdy dla danego izotopu stosunek N/P znacząco odbiega od
optymalnej wartości, następuje jego samorzutny rozpad na
lżejsze izotopy, np.
h
c
235 U 
36Kr  56Ba
92
e
t
i
l
o
lub
Łó
Przykłady typowych przemian jądrowych (naturalnych)
Emisja cząstki  (Rozpad typu alfa)
238
92 U
54 Xe  38Sr

Emisja cząstki 
Emisja cząstek  (alfa)
Emisja cząstek  (beta)
Emisja neutronu
Emisja pozytonu (elektronu dodatniego)
Wychwyt K
P
234
4
90Th  2 He ( )  energia
( N / P  1,587  1,600)
lub podlega przemianom stabilizującym jądro:
a)
b)
c)
d)
e)
( 42 He)
14
6
C 
( 01 e,   )
14
7
N  01e
(elektron) + antyneutrino
( N / P  1,33

( N / P  1, 42

1,00 )
Emisja neutronu (n)
87
36 Kr
Większości powyższych przemian towarzyszy emisja promieniowania gamma
2.8

86
36 Kr
 01n
1,39 )
2.9
3
2014-11-16
Szeregi promieniotwórcze
Naturalne są 3. Poniżej pokazany jest szereg uranowo
-radowy, rozpoczynający
Emisja pozytonu
19
10
Ne 
( 01 e,   )
się od
235
( 238
92 U ) uranowo-aktynowy ( 92 U )
19
9
F  10e  neutrino
( N / P  0 ,9

w
ó
ł
.G
1,1)
Wychwyt (orbitalny) K
40 K  0 e  40 Ar  neutrino
19
1
18
( N / P  1,105

M
,
a
k
z
d
1, 222 )
2.10
a
k
i uranowo-torowy
(232
92 U )
2.13
A. Bielański „Podstawy chemii nieorganicznej”
ó
Ł
a
k
i
n
Szybkość rozpadu, stała rozpadu, okres
półtrwania i równowaga promieniotwórcza
 dN
 N
dt
 ln N    t  const
 - stała rozpadu
promieniotwórczego
h
c
Jeśli występuje kolejno kilka reakcji rozpadu,
następuje gromadzenie się półproduktów o
największym okresie półtrwania, a taki układ
osiąga stan równowagi promieniotwórczej ,
w której
A. Bielański „Podstawy chemii nieorganicznej”
ln
N
   t
No
e
t
i
l
o
N  N o  e t
P
1  N1  2  N 2  3  N 3  ...
N1
N
N
 22  33  ...
1
T1/ 2 T1/ 2
T1/ 2
Okres półtrwania
1
2
3
N1 : N 2 : N 3 : ...  T1/ 2 : T1/ 2 : T1/ 2 : ...
T1/2 dla N=1/2 No
T1 / 2 
ln 2

2.14
2.15
4
2014-11-16
Sztuczna promieniotwórczość
Indukowane reakcje jądrowe
Reakcje łańcuchowe
O. Hahn i F. Strassmann (1939)
Cząstki
bombardujące
elektron (-01 , e )
deuteron (12H , D )
proton (11H , P )
tryton (13H , T )
1
0
12
6
neutron ( H , n)
czastka 
235
92 U  n
( 24He,  )
2,55 min
27
30
13 Al( , n ) 15 P
14 N  4 He
7
2
14 N(  , p)17 O
7
8


30
0
14 Si  1e
17 O  1H
8
1
np.
M
,
a
k
z
d
2.11
193
95
1
54 Xe38 Sr  2(0 n )
235
1
90
143
1
92 U 0 n  36 Kr  56 Ba  3( 0 n)
135 97
1
53I 39 Y  4(0 n )
e
t
i
l
o
 92Kr  141Ba
36
56
140
93

54Xe  38Sr
W reakcjach jądrowych
sumy liczb masowych
(indeksy górne) i sumy
liczb atomowych (indeksy
dolne) muszą być równe po
obu stronach
ó
Ł
a
k
i
n
Bomba atomowa
a
k
X, Y - 37 różnych pierwiastków o liczbach masowych od 72 do 161
(300 różnych izotopów)
nitrogenion (147N 7 )
30
1
15 P  0 H

w
ó
ł
.G
karbion ( C )
Pierwsze reakcje sztucznej promieniotwórczości w historii
I. Joliot-Curie i F. Joliot, 1934
27
4
13 Al  2 He
 X  Y  ( 2  3) n
6
A. Korczyński „Repetytorium z chemii ogólnej i nieorganicznej” 2.12
Elektrownia konwencjonalna (węglowa)
– schemat działania
h
c
A. Korczyński „Repetytorium z chemii ogólnej i nieorganicznej”
Masa produktów = 78% masy substratów 235
( U+n).
Ubytek masy zostaje wydzielony w postaci energii.
P
1 Gram izotopu 235U wytwarza 8·107 kJ/mol energii. Tyle samo energii
otrzymamy ze spalenia 2 500 kg C. (Wydajność 2 500 000 mniejsza).
Masa krytyczna ok. 20 kg 235U
2.16
2.17a
A. Korczyński „Repetytorium z chemii ogólnej i nieorganicznej”
5
2014-11-16
Elektrownia atomowa
– schemat działania
Reakcje termojądrowe
(przebiegają w gwiazdach)
2
1
a
k
D  12D  24He  energia ( z 1 g deuteru 14,5 10 7 kJ )
411 H42 He  201 e  energia (z 1 g wodoru 16,1107 kJ)
w
ó
ł
.G
Słońce emituje 3,71023 kJ/s, co wymaga przemiany
600 milionów ton (61014 g) wodoru na sekundę .
Zapas wodoru na Słońcu wynosi 1033 g.
Rocznie ubywa 210-9 % wodoru.
M
,
a
k
z
d
2 42 He48 Be
8
4
12
4 Be 2 He 6 C
2.17b
A. Korczyński „Repetytorium z chemii ogólnej i nieorganicznej”
a
k
i
n
2.2. Sfera elektronowa w atomach
a. Dualizm korpuskularno-falowy
b. Model Bohra atomu wodoru
e
t
i
l
o
Łó
h
c
2.18
2.2.a. Dualizm korpuskularno -falowy
Falowa natura światła
Korpuskularna (kwantowa) natura światła
Dyfrakcja światła
Interferencja światła
Polaryzacja światła
Rozkład energii ciała doskonale czarnego
Efekt fotoelektryczny
Efekt Comptona
c. Równanie Schrödingera i funkcje falowe (elektronów)
Kwant energii
d. Liczby kwantowe i orbitale atomowe
P
Energia może być przekazywana tylko w postaci porcji zwanych
kwantami. Energia jest więc skwantowana
Promieniowanie elektromagnetyczne składa się z dyskretnych
pakietów energii zwanych fotonami
Strumień kwantów tworzy fotony
Energia fotonu E=h
h - stała Plancka =6,6310-34 Js
2.19
2.20
6
2014-11-16
Zasada nieoznaczoności Heisenberga (1927)
Gęstość prawdopodobieństwa
Ze względu na zasadę nieoznaczoności nie podaje się położenie
elektronu w atomie ale prawdopodobieństwo znajdowania się
elektronu w danym miejscu astosunek tego prawdopodobieństwa
do objętości nazywa się gęstością prawdopodobieństwa.
Iloczyn niepewności w oznaczeniu położenia i pędu nie może być
mniejszy od stałej Plancka
(6,6310-34Js)
ΔxΔph /2π

(Makrocząstki i mikrocząstki)
w
ó
ł
.G
W
d
  ( x, y, z )

Zad. Jaka jest największa dokładność oznaczenia pozycji elektronu?
x 
Np. radialna gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu
w atomie wodoru.
h
m  v
me  9,109 1022
m 1g
M
,
a
k
z
d
g  m2
h  6,63 1034 J  s  6,63 1031
s
v  c
v  1m / s
6,63 1031g  m 2
 2,43  1016 m
x 
x 
9,109  1022  3 108
a
k
 dv  1
6,63 10 31
 6,63 10 31
1 1
2.21
2.22
A. Bielański „Podstawy chemii nieorganicznej”
a
k
i
n
Model atomu Bohra
Dobrze tłumaczy nieciągłe widmo atomowe
e
t
i
l
o
Główne założenia modelu
Łó
h
c
P

r2
2. Dla każdej dopuszczalnej orbity (kołowej) moment pędu elektronu może
przybierać wartości będące wielokrotnością stałej Plancka
(promienie orbit są skwantowane).
2  r  m e    n  h
r
(n  1,2,3,...)
n2  h2
 C  n2
K  e 2  4 2  m e
2
2
r1 : r2  n1 : n 2
1. Elektron krąży wokół jądra pokołowej orbicie o stałym promieniu
(równowaga sił Coulomba i siły odśrodkowej)
K ee
Model atomu Bohra ( 2)
Ee 
me   2
22  e 4  m e
R

 2
2
2
r
n h
n
R – stała Rydberga (poprzednio wyznaczona empirycznie)
Wypromieniowana energia związana z przejściem elektronu na inny
poziom jest ściśle określona (ΔE=E2-E1) i ΔE=hv
me   2
r
2.23
2.24
7
2014-11-16
Główna niedoskonałość modelu Bohra
Widmo atomu H
Dlaczego elektron poruszając się po orbicie kołowej nie traci energii
i w rezultacie nie spada na jądro?
Niezgodne z klasyczną fizyka (mechaniką) założenie, że elektron
poruszając się po orbicie nie traci energii.
a) de Broglie zaproponował,
aby krążący elektron traktować
jak falę o długości
h
w
ó
ł
.G
1 1
v  (3,29 1015 Hz )  (  2 )
4 n
( n  3,4,...
me  v
b) Długość drogi, jaką przebywa fala
elektronowa na orbicie musi być
wielokrotnością długości tej fali.
Powstaje wtedy fala stojąca,
która nie traci energii
M
,
a
k
z
d
1
1
 2)
2
n1 n2
n1  1,2,3,...
n2  n1  1, n1  2,...
v  RH (
A. Korczyński „Repetytorium z chemii
ogólnej i nieorganicznej”
n   2 r  n  h  2 m e v
2.25
a
k
i
n
Prawo Moseleya (1913)
P
e
t
i
l
o
Łó
2.26
a
k
Poziomy elektronowe atomu wodoru
Prawo Moseleya (1913)
h
c
Widma promieniowania X różnych pierwiastków
Częstotliwość v analogicznych linii w tej samej seriiwidma
rentgenowskiego zależy od jego liczby atomowej Z
v  C( Z  a )
lub
1
 A ( Z  a )2

2.28
2.29
8
2014-11-16
Widmo rentgenowskie miedzi
2.3. Liczby kwantowe i orbitale
Równanie Schrödingera
Funkcje falowe – orbitale atomowe
w
ó
ł
.G
Liczby kwantowe i ich sens fizyczny
a
k
Liczby kwantowe i orbitale w atomach wieloelektronowych
Kształty i oznaczenia orbitali atomowych
M
,
a
k
z
d
Spinoorbital
http://chemia_ogolna.webpark.pl
2.30
a
k
i
n
Równanie Schr ödingera (1926)
2
2

2
x

2
y
8 2m e
 2

( E  v)  0
2
z
2
h
Łó
h
c
(psi) – ampiltuda fali (zmienna w przestrzeni)
x, y, z – współrzędne (przestrzeni) elektronu
E – energia całkowita elektronu
e
t
li
v – energia potencjalna elektronu
2.31
Funkcje falowe – orbitale atomowe
Z równania Schrödingera wynika, że dozwolone są tylko niektóre
fale (i odpowiadające im energie)
Kształt tych fal opisują funkcje falowe 
( ), będące rozwiązaniami
równania Schrödingera
Kwadrat amplitudy funkcji falowej w dowolnym punkcie przestrzeni
jest proporcjonalny do prawdopodobieństwa znalezienia w tym
punkcie elektronu
Funkcja falowa  orbital atomowy
Rozwiązaniem równania S są funkcje falowe
o
P
Orbital atomowy –
przestrzeń (chmura)
otaczająca jądro, w
której jest największe
prawdopodobieństwo
znalezienia elektronu
W ściśle określonych warunkach funkcje są rzeczywiste,
wtedy kwadrat amplitudy fali elektronowej jest równy
gęstości prawdopodobieństwa znalezienia elektronu
w objętości dV
2
w  ( x , y, z )dv  [( x , y, z )]
2.32
L. Jones, P. Atkins „Chemia ogólna”
2.33
9
2014-11-16
Liczby kwantowe
Orbital s – o kulistej powierzchni granicznej i malejącej gęstości
prawdopodobieństwa znalezienia elektronu ze wzrostem odległości od jądra
Teoretycznie do nieskończoności,praktycznie do 100 pm = 10-10m = 1Å
Każdy orbital jest jednoznacznie określony przeztrzy liczby kwantowe
n, l i m, charakteryzujące funkcje falowe
Pełna charakterystyka funkcji falowej (elektronu) wymaga podania
czterech liczb kwantowych
n – główna liczba kwantowa, określa energię elektronu
Orbital przedstawia się za pomocą powierzchni granicznej odcinającej
przestrzeń o największym prawdopodobieństwie znalezienia elektronu
hR H
Orbitale mogą być zdegenerowane– posiadać kilka rozdzielonych
płaszczyzną węzłową o zerowej gęstości prawdopodobieństw,
zwykle symetrycznych obszarów
w
ó
ł
.G
E
n  1,2,3,...
n2
a
k
Im większe n, tym: - większa energia orbitalu
- słabiej elektron związany z jądrem
- większa średnia odległość elektronu od jądra
l – poboczna (orbitalna) liczba kwantowa,
określa kształt orbitalu (s, p, d czy f)
m – magnetyczna liczba kwantowa,
określa kształt i orientację (w przestrzeni) danego orbitalu
S i ms– spinowa i magnetyczna spinowa liczba kwantowa
określają kierunek „obrotu” elektronu. Spin wynosi +1/2 gdy elektron
„obraca” się w prawo) i oznaczany jest  (-1/2 i dla przeciwnego obrotu).
W chemii używane są praktycznie tylko cztery liczby kwantowe
M
,
a
k
z
d
2.34
ó
Ł
a
k
i
n
+2 +1 0 -1 -2
l=2
(d)
l=1
(p)
l=0
(s)
3dxy,3dxz,3dyz
3dx2-y2, 3dz2-r2
2.35a
Dozwolone kombinacje liczb kwantowych,
definiujących orbitale
3px,py,pz
n=3
+1 0 -1
h
c
0
+1 0 -1
l=1
l=0
n=1
(p)
e
t
i
l
o
n=2
P
l=0
(s)
3s
2p (2px, 2py, 2pz)
n – główna liczba kwantowa
może przejmować wartości1, 2, 3, …..
l – poboczna (orbitalna) liczba kwantowa,
może przyjmować wartości 0,1,2,…. maksymalnie don-1
m – magnetyczna liczba kwantowa,
0
może przyjmować wartości od–l, … 0, … +l
(l – poboczna liczba kwantowa)
2s
Np. zapis [2, 1, -1] dotyczy jednego z orbitali 2p
[n=2, l=1 (p), m=-1]
0
(s)
1s
Kombinacja [3, 3, 1] nie definiuje orbitalu, gdyż maksymalna wartość
bezwzględna pobocznej liczby kwantowej l nie może przekroczyć n-1,
2.36
2.35a
10
2014-11-16
Orbitale dla n=3
2.4. Konfiguracje elektronowe
a. Reguły rządzące obsadzaniem orbitali
w
ó
ł
.G
b. Kolejność obsadzania orbitali przez elektrony
c. Sposoby zapisu konfiguracji elektronowej
M
,
a
k
z
d
2.40
a
k
i
n
Zakaz Pauliego
Orbital może być obsadzony przez najwyżej dwa elektrony
o przeciwnych spinach, zwana parą elektronową
Elektrony obsadzające ten sam orbital muszą mieć przeciwne spiny
Łó
a
k
2.41
Kolejność obsadzania orbitali
Orbitale są zapełniane w miarę wzrostu ich energii
h
c
W atomie nie mogą istnieć elektrony o takich samych czterech
liczbach kwantowych
e
t
i
l
o
Reguła Hunda - dotyczy maksymalizacji liczby niesparowanych
elektronów o tej samej energii
Jeżeli w podpowłoce dostępnych jest kilka orbitali, elektrony obsadzają
pojedynczo puste orbitale zanim utworzą parę w jednym z orbitali
P
Orbitale o tej samej energii są zapełniane w taki sposób, aby liczba
niesparowanych elektronów była jak największa
www2.chemie.uni-erlangen.de
Reguła minimum energii
Najpierw zapełniane są orbitale o najniższej energii
2.42
2.43
http://chimge.unil.ch/
11
2014-11-16
1s22s22p3

1s
II
2s
II
II
2p
I
II
II
I
I
C
N 
O 2
F
I
a
k
Konfiguracja elektronowa nie definiuje jednoznacznie atomu
w
ó
ł
.G
s
p
II
n=1
n=2
M
,
a
k
z
d
n=2
n=1
A. Korczyński „Repetytorium z chemii ogólnej i nieorganicznej”
2.44
ó
Ł
a
k
i
n
Zapis konfiguracji elektronowej
np.
np.
s; p; d; f, ...
1s; 3p; 5d; …
np. 1s22s22p6
P
I
I
I
II
I
I
I
I
I
I
II
??
2.45
- typ orbitalu (l=0,1,2,3,…)
h
c
37Rb
(37Rb)
1s22s22p63s23p64s23d104p65s1
- poziom elektronowy, konkretnapodpowłoka
e
t
i
l
o
np. 1s1; 3p3; …
II
- liczba elektronów napodpowłoce
(obsadzenie podpowłoki)
1s
2s2p
3s3p
4s
3d
4p
5s
4d
5p
6s
4f
5d
6p
5f
6d
Obsadzanie orbitali:
orbitali d i f następuje dopiero po obsadzeniu
orbitali s następnej powłoki, czyli obsadzenie
- konfiguracja
elektronowa atomu lub jonu
o nieznanym jądrze i10 elektronach
(Ne, Na+, Mg2+, Al3+,
N3-, O2-, F-)
orbitali nd (n3) następuje po obsadzeniu orbitalu (n+1) s
a orbitalu nf (n 4) po obsadzeniu orbitalu (n+2) s
2.46
2.47
12
2014-11-16
Przykładowe pytania i tematy egzaminacyjne
Gł. l. kwantowa
(n)
Powłoka
elektronowa
Maks.
l. el.
(2n2)
Obsada
1
K
2
1s2
2
L
8
2s2p6
3
M
18
3s2p64s23d10
4
N
32
4s23d104p65s24d105p66s24f14
1. Jakie są relacje (zależności) pomiędzy liczbą atomową , liczbą
masową a liczbami cząstek elementarnych danego atomu.
2. Jak się kształtuje stosunek liczby neutronów do liczby
protonów w trwałych izotopach pierwiastków?
3. Jak obliczamy energię wiązania jądra atomowego i skąd się
ona bierze?)
4. Jak się zmienia trwałość jąder atomowych pierwiastków
mierzona energią przypadającą na jeden nukleon?
5. Na czym polegają główne naturalne przemiany (reakcje
jądrowe) stabilizujące jądra nietrwałe, takie jak rozpad na kilka
lżejszych izotopów, przemiany α, β, emisja neutronu, pozytonu,
wychwyt K.
6. Skąd się bierze energia jądrowa?
7. Na czym polega datowanie metodą węgla 14C? Jakie są
ograniczenia tej metody?
w
ó
ł
.G
M
,
a
k
z
d
2.48
8.
9.
10.
11.
12.
13.
14.
15.
16.
17.
a
k
ó
Ł
a
k
i
n
Jaki jest związek między funkcja falową a orbitalem atomowym?
Jaki kształt mają orbitale s, p i d?
Ile jest orbitali poszczególnych typów?
Jakie zależności występują pomiędzy liczbami kwantowymi?
Ile liczb kwantowych i które z nich określają jednoznacznie powłokę
elektronową, orbital i elektron?
Czy następujące zestawy 3 liczb kwantowych (n,l,m) opisują orbital?
[0, 0, 1], [-1, 0, 1], [2, 1, 2], 3,2,-1], [2, 1, 1], [5, 1, 0]
Jakie reguły obowiązują przy przewidywaniu kolejności obsadzania
orbitali przez elektrony?
Jaka jest kolejność poziomów energetycznych orbitali na 3, 4 i 5
powłoce, decydująca o konfiguracji elektronowej?
Jaki jest związek pomiędzy konfiguracją elektronową a miejscem
pierwiastka w układzie okresowym?
Jakie są konfiguracje elektronowe bloków s, p, d?
e
t
i
l
o
h
c
P
13