Atom wstępne informacje - Notatki - Chemia, Notatki'z Chemia. University of Podlasie in Siedlce
hannibal00
hannibal008 March 2013

Atom wstępne informacje - Notatki - Chemia, Notatki'z Chemia. University of Podlasie in Siedlce

PDF (1.5 MB)
9 strona
357Liczba odwiedzin
Opis
Notatki przedstawiające zagadnienia z zakresu chemii: atom; jądro, pierwiastek, reguła Hunda.
20punkty
Punkty pobierania niezbędne do pobrania
tego dokumentu
Pobierz dokument
Podgląd3 strony / 9
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
ATOM – wstęp

ATOM – wstęp

W chemii atom najczęściej interesuje nas jako część składowa cząsteczki, jako że ta jest podstawowym elementem materii i jej przemian chemicznych. Nie sposób jednak pojąć zachowania cząsteczki w procesach chemicznych bez dokładnego rozumienia roli atomu, jego budowy i właściwości. Stąd poznanie budowy i związanych z tym właściwości atomu stanowi klucz do zrozumienia chemicznych właściwości materii - a więc i podstawę zrozumienia zawiłości chemii.

W rozdziale traktującym o atomie krótko omówimy te aspekty jego budowy, które interesują chemika ze względu na ich znaczenie dla właściwości badanej materii. Oczywiście głównie chodzić nam będzie o właściwości chemiczne, choć i fizyczne (szczególnie te z zakresu tzw. chemii fizycznej) nie będą nam całkiem obojętne. Zajmiemy się jedynie wybranymi właściwościami atomu, fizykom zostawiając przyjemność poznawania wszelkich tajemnic jego szczegółowej budowy i zachowań. Ponieważ jednak nawet powierzchowny opis budowy i cech chemicznych atomu wymaga pewnej wiedzy z zakresu mechaniki kwantowej, a ta nie może obejść się bez elementów zaawansowanej matematyki, musimy w naszych rozważaniach zastosować wiele uproszczeń i skrótów.

Jądro

Jądro atomowe zajmując bardzo niewielką część objętości całego atomu skupia w sobie

praktycznie całą masę atomu. W dużym przybliżeniu zbudowane jest z dwóch typów

elementów - protonów i neutronów. Elementy te czasem określamy wspólną nazwą

nukleony. Mają one identyczną [±²] masę i różnią się ładunkiem elektrycznym. Protony są

naładowane dodatnim ładunkiem elementarnym, neutrony są pozbawione ładunku. W czasie

przemian jądrowych protony są źródłem promieniowania   (przechodzą wówczas w neutron)

a neutrony emitują promieniowanie   przechodząc w proton. Sumaryczną ilość protonów

i neutronów w jądrze określamy liczbą masową, którą zapisujemy jako indeks górny przed

symbolem pierwiastka np. 29

Si - krzem 29. Masa nukleonu [±²] wynosi 1 dalton.

Liczba protonów w jądrze jednoznacznie określa pierwiastek - w więc właściwości chemiczne

i większość fizycznych. Liczbę protonów w jądrze określa liczba atomowa, którą zapisujemy

jako indeks dolny przed symbolem pierwiastka, np. 8O.

Pełny symbol danego izotopu pierwiastka składa się więc z literowego symbolu z dwoma

indeksami - dolny mówi precyzyjnie o jaki pierwiastek chodzi, a górny określa równie

precyzyjnie izotop tego pierwiastka.

Poniżej zamieszczamy kilka przykładów zapisu symbolicznego.

Dla wodoru i jego trzech izotopów stosuje się czasami zapis podwójny - izotopy o liczbie

masowej 2 i 3 noszą odrębne nazwy - deuter i tryt - i posiadają własne symbole literowe D i

T.

docsity.com

Czasem (np. opisując przemiany jądrowe) w celu uogólnienia nie wpisujemy konkretnego

symbolu pierwiastka, tylko dowolną literę (np. X lub A) i wówczas precyzyjnej identyfikacji

pierwiastka służą liczby: masowa i atomowa.

W praktyce najczęściej sam symbol literowy jest wystarczający dla określenia pierwiastka i

jego izotopu. Mówiąc czy pisząc o węglu i używając tylko literowego symbolu C, jest dla

wszystkich "oczywiste", że mamy na myśli izotop węgla najszerzej rozpowszechniony (99%),

czyli węgiel C-12. Pełny zapis (pierwszy symbol poniżej) pojawia się nader rzadko - tylko

wtedy, gdy chcemy uniknąć możliwej pomyłki. Także symbole pozostałych izotopów węgla

zapisujemy nie podając liczby atomowej - wystarczy symbol literowy, natomiast

zamieszczamy liczbę masową, aby wskazać precyzyjnie, o który izotop chodzi (dwa następne

symbole poniżej)

Większość pierwiastków w naturalnym rozpowszechnieniu występuje głównie w postaci

jednego izotopu i wtedy stosowanie wyłącznie symboli literowych nie prowadzi do większych

niejasności. Są jednak pierwiastki, których dwa lub więcej izotopów rozpowszechnionych jest

w ilościach porównywalnych i wówczas mówiąc o konkretnym atomie koniecznie musimy

wskazać, którego izotopu atom mamy na myśli. Dotyczy to np. bardzo powszechnego

pierwiastka jakim jest chlor. W naturze występuje on jako mieszanina głównie dwóch

izotopów o wzajemnym stosunku ilościowym około 2:1.

Oczywiście zapisując reakcję chemiczną z udziałem atomów chloru nie rozpisujemy jej na

udziały poszczególnych izotopów - chemiczne właściwości poszczególnych izotopów są w

zasadzie identyczne lub co najmniej bardzo zbliżone (najbardziej różnią się wodór i deuter).

Fakt występowania izotopów ma tu wpływ na masę molową (atomową) pierwiastka. Gdyby

chlor w przyrodzie występował tylko jako izotop 35

Cl, masa atomowa, służąca nam do

obliczania jakiej ilości (masy) należy użyć w danej reakcji, wynosiła by dla tego pierwiastka

35. Gdyby występował wyłącznie jako izotop 37

Cl, za masę atomową bralibyśmy liczbę 37.

Ponieważ w przyrodzie występują oba izotopy w porównywalnych ilościach, to w celu

uwzględnienia tego faktu bierzemy do obliczeń chemicznych masę atomową chloru równą

35,5. W tym momencie widać wyraźnie różnice pomiędzy liczbą masową (ilością nukleonów

docsity.com

w jądrze atomowym, masą konkretnego atomu) a masą atomową, która oznacza średnią

masę wszystkich naturalnych izotopów danego pierwiastka (średnią ważoną).

Pierwiastek

Pierwiastkiem nazywamy zbiór wszystkich atomów o takiej samej liczbie atomowej, czyli

zawierających w jądrze taką samą liczbę protonów. W skład pierwiastka mogą wchodzić

atomy o różnej liczbie masowej, tzn. zawierające różną ilość neutronów. Te podzbiory

o różnej liczbie masowej i takiej samej liczbie atomowej nazywamy izotopami ( od iso - taki

sam i topus miejsce - położone na tym samym miejscu w układzie okresowym pierwiastków).

W przyrodzie występują izotopy naturalne (np. węgiel izotop o liczbie masowej 12 - 12

C

i węgiel izotop o liczbie masowej 13 - 13

C), niektóre z nich mogą być promieniotwórcze, tzn.

samoistnie podlegające przemianom jądrowym w wyniku których powstaje promieniowanie

jonizujące. Istnieją również izotopy stworzone sztucznie przez człowieka. Pamiętajmy -

niektóre izotopy są promieniotwórcze, ale izotop nie jest synonimem promieniotwórczości.

Tak więc:

pierwiastek - zbiór wszystkich atomów o tej samej liczbie atomowej (np.

węgiel 6C)

nuklid - zbiór atomów o identycznych jądrach, zbiór atomów tego samego

izotopu danego pierwiastka (np. węgiel 12

C)

izotopy- atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą masową (a więc

ilością neutronów w jądrze, np. 12

C; 13

C i 14

C; ten ostatni jest

promieniotwórczy)

Niektóre pierwiastki występują w różnych postaciach, tzw. odmianach alotropowych,

różniących się między sobą właściwościami fizycznymi i niektórymi parametrami

chemicznymi. Do alotropowych odmian węgla należą m.in.:

diament - forma krystaliczna o hybrydyzacji sp 3 (tetraedrycznej), najtwardszy minerał, nie

przewodzi prądu elektrycznego (dokładniej: wykazuje właściwości półprzewodników);

grafit - forma o hybrydyzacji sp 2

(heksagonalny); tworzy płaszczyzny skondensowanych

pierścieni aromatycznych, dość słabo powiązanych między sobą, miękki, przewodzi dobrze

prąd elektryczny ("szczotki" węglowe w rotorach silników elektrycznych) ze względu na

sekstety elektronów w układzie heksagonalnym atomów węgla (elektrony orbitali p)

Liczby kwantowe

Atom w swoim stanie podstawowym (elektrycznie obojętnym, niejonowym) zawiera oprócz

jądra o ładunku +A odpowiednią ilość elektronów poruszających się wokół niego, równą

wartości A. Te A elektronów, ze względu na różne siły na nie działające, tak co do wartości

jak i kierunku, umiejscowione są w szczególny sposób.

Każda przestrzennie opisana pozycja elektronu wiąże się z inną energią, możemy więc

powiedzieć (pamiętając, że wszystko co mówimy o zjawiskach na poziomie atomowym i

subatomowym to tylko przybliżenia), że liczby kwantowe opisujące budowę elektronowej

docsity.com

części atomu są parametrami energetycznymi elektronów. Wyróżniamy cztery liczby

kwantowe:

główną liczbą kwantową n (1...7), mówiącą o głównym poziomie energetycznym, na którym znajduje się elektron (określa powłokę, czasem

oznaczaną literami: K ...Q).

poboczną liczbę kwantową l (maksymalna wartość l = n-1; zakres 0 ... n-1), opisującą kształt orbitalu (kulisty s dla l = 0; "ósemka" p dla l = 1, ...) i

określającą podpoziom energetyczny.

magnetyczną liczbę kwantową m, określającą ilość i wzajemne położenie orbitali danej podpowłoki. Przyjmuje wartości od -l do l, łącznie z zerem, a

więc ilość orbitali w danej podpowłoce określa wzór 2·l+1 (s-1, p-3, d-5, f-7).  spinową liczbę kwantową (krótko - spin), przyjmującą tylko jedną z dwóch

wartości +1/2 i -1/2, określając jednoznacznie dwa przeciwne kierunki

wirowania elektronu i związane z tym kierunki wektora powstałego pola

magnetycznego elektronu.

Reguła Hunda

Obsadzanie nowego typu orbitali dokonuje się dopiero po obsadzeniu wszystkich orbitali

niższego typu:

np. w kolejności - (s 1 - s

2 ) później (px)

1 - (py)

1 - (pz)

1 (wszystkie p równoległe, tzn. o takich

samych spinach) a dopiero później (px) 2 - (py)

2 - (pz)

2 . Niżej podano przykładową kolejność

wypełniania orbitali, zgodnie z tą regułą (schemat należy czytać poziomo, od lewej do

prawej).

Orbitale [±²]

Analizując bardziej wnikliwie budowę atomu, w pewnym momencie zaczną nas zastanawiać

relacje pomiędzy jego składowymi. Z jednej strony dodatnie jądro, w którym skupiona jest

nie tylko prawie cała masa atomu, ale jednocześnie cały jego ładunek dodatni - rozłożony na

poszczególnych protonach. Taka konstrukcja zdaje się być bardzo niestabilna - jednoimienne

(dodatnie) ładunki odpychają się nawzajem, tym silniej im bliżej siebie są położone, a w

jądrze położone są bardzo blisko. Z drugiej strony otaczające jądro elektrony - także zbiór

docsity.com

jednoimiennych (ujemnych) ładunków - dążyć powinien do rozproszenia w całym kosmosie.

Jeżeli jednak, mimo istnienia tych destrukcyjnych sił, atom stanowi jedną z bardziej trwałych

konstrukcji materii oznaczać to musi, że nie wzięliśmy pod uwagę jeszcze jakichś innych sił,

mających wpływ na tę trwałość.

O pierwszej z nich przypominamy sobie szybko - dodatnie jądro i ujemne elektrony

przyciągają się, czym niwelują zapewne część sił destrukcyjnych. W obrębie jądra działają

nie tylko siły odpychania protonów, ale także silne siły grawitacyjne (przyciągania się mas).

Ponadto elementy składowe jądra wirują wokół własnych osi (tzw. spin), co w przypadku

dodatnio naładowanych protonów powoduje powstanie lokalnego pola magnetycznego. Te

lokalne pola magnetyczne można przyjąć za dodatkowy czynnik stabilizujący budowę jądra

(pamiętamy wszak, że biegun N pola przyciąga biegun S, choć z drugiej strony nieco

niepokoić musi nas fakt, że jednoimienne bieguny się odpychają).

Także elektrony wykazują ruch wirowy dookoła swoich osi, a że również są obdarzone

ładunkiem powstaje na skutek tego wirowania lokalne pole magnetyczne, które w zależności

od kierunku wirowania położonych blisko siebie elektronów może dawać efekt odpychania

lub przyciągania. Należy także uzmysłowić sobie, że jeżeli jakiś elektron (nawet przez

przypadek) znajdzie się między jądrem a innym elektronem, wtedy zarówno siły odpychania

jednoimiennego elektrycznie elektronu i różnoimiennego jądra będą go "popychać"

w kierunku jądra, co mogłoby doprowadzić do zobojętnienia jednego protonu w jądrze i

zaniku jednego elektronu wokół jądra. Na całe szczęście w porę przypominamy sobie, że siły

pól magnetycznych powstałych na skutek ruchu wirowego mogą temu zapobiec.

Tak więc nie wchodząc zbyt głęboko w skomplikowana materię wszelkich sił działających w

obrębie jądra i wzajemnych relacji między nimi wystarczyć nam musi, że skomplikowana gra

sił grawitacji (masa), elektrycznych (ładunek) i magnetycznych (spin) powoduje, że

w pewnych obszarach wokół jądra atomowego siły te dla konkretnego elektronu praktycznie

się znoszą. Jeżeli elektron przez przypadek znalazł się poza tym obszarem, działa zawsze na

niego jakaś siła wypadkowa, kierująca go w konsekwencji właśnie do tego obszaru

o najniższej energii. Obszary te układają się w pewnych konkretnie określonych

odległościach od jądra (powłoki elektronowe opisane główną liczbą kwantową), a w obrębie

tych powłok tworzą mniejsze obszary o różnym kształcie i energii (orbitale opisane poboczną

liczbą kwantową) oraz ukierunkowaniu w przestrzeni (opisane magnetyczna liczbą

kwantową). Tak więc "adres" konkretnego elektronu w atomie musi składać się z podania

numeru powłoki (główna liczba kwantowa, w starszych podręcznikach stosowano też

oznaczenia literowe K,L,M,N..), typu orbitalu (poboczna liczba kwantowa l - poszczególnym

jej wartościom przypisujemy oznaczenia literowe typów orbitali: s, p, d, f...) i jego

usytuowania w przestrzeni (np. px, py, pz) - magnetyczna liczba kwantowa.

docsity.com

(L. Sobczyk, A. Kisza; Chemia fizyczna dla przyrodników, PWN W-wa 1975)

Ponieważ zgodnie z prawem, noszącym nazwę zakazu Pauliego, w atomie nie może być

dwóch identycznych pod względem opisujących ich liczb kwantowych (identycznym

"adresie") elektronów, wynika z tego następna reguła:

na tym samym orbitalu (identyczne trzy pierwsze liczby kwantowe) mogą przebywać

docsity.com

elektrony różniące się czwartą liczbą czyli spinem (kierunkiem wirowania, a tym samym i

ułożeniem względem siebie biegunów N i S w taki sposób, że pole magnetyczne swoim

przyciąganiem niweluje siły odpychania blisko położonych jednoimiennych elektronów).

Hybrydyzacja [±²]

Nie wchodząc na razie w szczegóły, ogólnie można stwierdzić, że wiązanie się dwóch

atomów w cząsteczkę (bądź element cząsteczki) polega na takim zbliżeniu się tych atomów

do siebie, że przestrzeń pewnego orbitalu z atomu pierwszego pokrywa się w dużej części

z przestrzenią orbitalu atomu drugiego. Istnieje więc przestrzeń wspólna, w której może

przebywać elektron pochodzący z atomu pierwszego i jednocześnie elektron pochodzący z

atomu drugiego. Elektrony te musi różnić, zgodnie z zakazem Pauliego, spin, czyli kierunek

wirowania i wytworzone tym sposobem lokalne pole magnetyczne (zwrot jego wektora).

Przeciwne spiny powodują powstanie sił przyciągania magnetycznego między tymi

elektronami.

Jeżeli teraz przeanalizujemy najpopularniejszy przykład: budowę metanu CH4, to

zauważymy, że cztery elektrony walencyjne atomu węgla rozmieszczone są na trzech

orbitalach typu p (px, py i pz) różniących się liczbą magnetyczną - ale charakteryzujące się

taką samą energią, oraz na jednym orbitalu typu s o innej energii. Zatem trzy wiązania w

metanie powinny być identyczne (orbital s wodoru i orbital p węgla) i różne od czwartego

wiązania (s wodoru i s węgla). Tymczasem wszelkie doświadczenia dowodzą, że wszystkie

cztery wiązania w metanie są identyczne. Logiczne wytłumaczenie jest tylko jedno - trzy

orbitale p i orbital s atomu węgla, w trakcie reakcji prowadzącej do powstania metanu, tworzą

cztery jednakowe, "uśrednione" energetycznie orbitale, a proces ten nazwano hybrydyzacją.

Hybrydyzacji mogą ulegać albo wszystkie trzy orbitale typu p i orbital typu s - i wówczas

mówimy o hybrydyzacji sp 3 , hybrydyzacja może obejmować także tylko dwa orbitale p i

orbital s (sp 2 ) lub "uśredniają" się tylko orbital s i jeden p (hybrydyzacja sp). Poza

hybrydyzacją sp 3 , w pozostałych przypadkach atom węgla tworzy wiązania o różnym

charakterze i energii: inną energię mają wiązania, w których bierze udział orbital

hybrydyzowany a inną te, w których wiązanie tworzy pozostały orbital p.

Hybrydyzacja powoduje nie tylko zmianę (uśrednienie) energii nowych orbitali w stosunku

do wyjściowych, ale także zmianę ich kształtu i rozmieszczenia w przestrzeni. Nowe orbitale

układają się w przestrzeni w sposób najbardziej symetryczny, uwzględniając ich kształt

i energię:

docsity.com

sp 3 - zielone za płaszczyznę, białe przed, fioletowy (i niebieski atom węgla) w płaszczyźnie

rysunku

sp

2 – niebieskie za płaszczyznę, czerwone

przed, jasnoniebieskie atomy węgla w

płaszczyźnie rysunku.

Orbitale p (wiązanie ) w płaszczyźnie

rysunku.

Cząsteczka płaska

sp - jasnoniebieskie atomy węgla w jednej

linii z podstawnikami (zielony i czerwony)

Orbitale p (dwa wiązania ) w płaszczyznach

do siebie prostopadłych, przecinających się

wzdłuż osi cząsteczki.

Cząsteczka liniowa

docsity.com

3,6-dichloro-2,6-difluoro-heks-2-

en-4-yn

Pochodna heksanu, wszystkie

atomy, poza podstawnikami

skrajnych atomów węgla, w jednej

płaszczyźnie. Efekt wystąpienia

wiązań wielokrotnych (2-3

podwójne; 4-5 potrójne).

1,4-dichloro-1,5-difluoroheksan

Pochodna heksanu, tylko atomy

węgla leżą w jednej płaszczyźnie

(tworząc "zygzakowaty" łańcuch),

pozostałe atomy poza płaszczyzną

łańcucha.

docsity.com

komentarze (0)
Brak komentarzy
Bądź autorem pierwszego komentarza!
To jest jedynie podgląd.
Zobacz i pobierz cały dokument.
Docsity is not optimized for the browser you're using. In order to have a better experience we suggest you to use Internet Explorer 9+, Chrome, Firefox or Safari! Download Google Chrome