Pobierz Atom wstępne informacje - Notatki - Chemia i więcej Notatki w PDF z Chemia tylko na Docsity!
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. 8 O.
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.
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
- 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
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
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.
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 CH 4 , 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:
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
