Pobierz Budowa atomu- prezentacja i więcej Prezentacje w PDF z Chemia tylko na Docsity! TROCHĘ HISTORII NA TEMAT BUDOWY ATOMU
BUDOWA ATOMU s
kwark "dalny" ma ładunek
elektryczny -1/3, a kwark
"górny" +2/3, wypadkowy
ładunek neutronu jest
Model N. Bohra (1913) |ZErowy.
1.Elektrony mogą krążyć
określonych orbitach sta
2.Przejście z niższego poz
źliwe tylko wtedy, gdy atol
Natomiast przejście ze si
stanu o energii j
lonej porcji ener:
Współczesn
koncepcję o
wizja atomu
ry elektrono
Cząsteczki elementarne w atomie: Cząsteczki podstawowe takie jak proton i neutron zbudowane są z kwarków - najprostszych elementów budowy materii o ułamkowym ładunku elektrycznym. IZOTOPY
Promieniowanie y
Pramieniowanie elektromagnetyczne (fotony o dużej energii) o dużym zasięgu i oardzo dużej przenikliwości. W trakcie
przemiany 7 zmienia się stan energetyczny jadra. Promieniowanie y towarzyszy orzemianom wi B.
W każdej zrzemianie promieniotwórczej (naturalnej czy sztucznej) zapisanej adpowiednim
równaniem sua liczb atamawych produkców jest równa sumie liczb stomowych stbstra-
tów, ż sma liczb rnasowych produktów jest równa sumie iczb masowych substratów.
Możliwa jest również (zalnicjowana z zewnątrz) emisja cząstki ' raz tzw. wychwyt K. Prze-
miana $' nie jest chserwowara w naturalnych szeregach promieniotwórczych, a wychwyt k
może zachodzić jedynie z udziałem nia<tórych izotovów sztucznych,
Emisja cząstki ”
Cząstki B' to dodatnie cząstki, czyłi Przemiana zachodząca w jądsze:
: pozytony. pozre nów
3 Przemiana £' jest charakterystyczna X —> > zd + V
i dla pierwiastków z nadmiarem protn- gdzie: v to neutrine.
i nów wytworzonych sztucznie. zmisji cząstek fi” towarzyszy przemiara tlanego pierwiastka w inny, znajdują
cy się żedno miejsce da tyłu w układzie okresowym mmbu. reguły przesunięć
(F. Soddy, K. Fajans).
Wychwyt K
zy nii wyemnitownnie onergii |. Przeskok elektron z powłoki 4 do jądra, w którym następcje przemiana:
w postaci fotonu pramieniowamey. | e+p— tw
Jest charakterystyczny rlla pierwiast- | IX + IE——> IK
ków 2 nadmiarem protonów wytworzo- | Przemianie tej towarzyszy utworzenie nuktidu X! o liczbie mascwej równej
nych sztucznie liczbie masowej nuklidu X liczbie atorrowej mniejszej c jeden.
CZAS POŁOWICZNEGO ROZKŁADU
Okres półtrwania — 1, (okres połowicznego zaniku) to czas, po którym połowa ilości
izotopu danego pierwiastka ulega rozpadowi, Jest to wielkość charakteryzujące każdy nuktid
promieniotwórczy.
Po czasie t z początkowej liczby azomów N, (poczętkowej masy m,) izozepu promieniatwór-
czego pozostan'e liczba N atortów (masa m].
1 czyli
|. mass izotopu, który wległ rozpadowi m w czasie t wynosi:
i m, = my” m
| liczba atomów, które uległy rozpadowi wynosi:
| N=N=N
Wykres zmiany masy izotopu promieniotwórczego w czasie trwania rozpadu. PROMIENIOWANIE SZTUCZNE ELEMENTY MECHANIKI KWANTOWEJ Równanie Schrödingera Rozwiązaniem tego równania jest funkcja falowa i zwana orbitalem atomowym. Wartość 2 jest proporcjonalna do prawdopodobieństwa znalezienia elektronu na orbitalu. Prawdopodobieństwo występowania elektronu w sferycznej warstwie 1s, 2s, 3s, 1p, 2p, 3p atomu od odległości jądra. KONFIGURACJA ELEKTRONOWA
El Konfiguracje etektronowe atomów można zapisywać, posługując się orbitałami atomowymi.
W stanie podstawowym (tzn. stanie o minimalnej energfi) przyporządkowanie elek-
tronów poszczególnym orbitalom odbywa się zgodnie z następującymi regułami.
W atomach elektrony zapełniają arbitale atomowe według ich wzrasta-
jącej energii orbitalnej: 1s 2s 2p 3s 3p fs 3d p 5s 4d 5p 6s 4f 5d
Gp itd.
3 4 5 6 7
ZZA
AMA
7 O, ŻA d
ZACZA
O FP
atomie wieloelektronowym dwa elektrony nie mogą znajdować się w ta
kim samym stanie kwantowym, czyli nie mogą mieć identycznych warto:
pieciu liczb kwantowych. Każdy elektron w atomie musi się różnić od puzo-
ł statych wartością ce najniej jednej liczby kwantowej.
BK
45 Ż5
energia
orbitalna
zakaz Pauliego
Podczas zapełniania orbitali zdegenerowanych należy się kierować
| tym, aby liczba elektronów niesparowanych była jak największa. Elek-
rony niesparowane mają jednakową wartość spinu.
WZROST ENERGII WRAZ ZAPEŁNIANIEM POWŁOK ELEKTRONOWYCH
, 4f (148)
m !
e !
8 | 4d (10e)
n = 4 powłoka N (32e)|
| ZĘ 4p (66)
I
ł 3d (10e)
! ———— 48 (2e)
n = 3 powłoka M (18e) 3p (6e)
| ,
- 3s (2e)
! 2p (Ge)
2s (2e)
j
n = 2 powłoka L (8e)
1s (1e)
poziomy energetyczne atomu
n=1 powłoka K (26)
PROMIEŃ ATOMOWY W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem liczb atomowych. Wiąże się to ze wzrostem liczby powłok elektronowych, których wpływ na wielkość średnicy atomu przewyższa wpływ wzrostu ładunku jądra, decydującego o zmniejszeniu średnicy atomu. W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym okresie od strony lewej do prawej. Wiąże się to ze wzrostem liczby protonów w jądrze, tzn. z silniejszym przyciąganiem elektronów przez jądro. Tworzenie anionu:
że s
5 >
Ę va 4 184 pm
)
16 protonów 16 protonów
16 elektronów 18 elektronów
[5]: LEWE LS; K2LEME
SJ; ls'2s'2pó3s*3p* [,S*]; 1s72s*2pf3s3pf
16 16'
od promienia atomu, z którego powstał.
Pamiętaj! Promień anionu jes!
Efektywny tadunek jądra
gi. Oddziatywźnie dodatnio naładowanego jądra na eiektrony znajdujące się na kolejnych po-
włokech zmienia się po utworzeniu jonu. Ładunek działający na ele<trony danej powłoki to
tau. efektywny ładunek jądra. Jest on mniejszy od rzeczywistego ładunku jądra z powodu
zasłaniania (ekranowania) jądra przez elektrony powłok bardziej wewnętrznych (obliczenia
wykonane dla elektronu zaznaczonego kolorem czerwonym), np.
efektywny ładunek
jądra =+11-10=+1
efektywny ładunek
jądra = +11-2349
atom sodu „Na kation sodu „„Na”
Glektywny adunek
jądra =+17-10=+7
efektywny ładunek
jądn =+17-10=+7
atom chłoru „Cl anion chłorkowy „CH
Ładunek jędra działający na elektron z danej powłoki n jest pomniejszony (ekranowany)
przez elektrony powłok wewnętrznych (<n).
Elektroujemność pierwiastków
Elektroujemność jest to zdolność atomu do przyciągania elektronów
obecnych w wiązaniu chemicznym.
Trudno stworzyć zadawalającą miarę liczbową elektroujemności, gdyż nie jest ona
właściwością atomów jako takich, ale zależy do pewnego stopnia od połączeń
chemicznych, w których biorą one udział. Niemniej jednak stworzono kilka skal
elektroujemności.
Skala elektroujemności Paulinga
Opiera się na energii wiązań. Przy jej tworzeniu
wykorzystano obserwacje doświadczalne.
Historycznie była to najwcześniej zastosowana skala
elektroujemności i choć brak jej ścisłego uzasadnienia
teoretycznego, jest ona nadal szeroko stosowana.
Skala elektroujemności pozwała na przybliżone szacowanie trwałości i mocy
wiązania.
Energia jonizacji (potencjał jonizacji)
Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania jednego elektronu
od atomu.
W zależności od liczby oderwanych elektronów rozróżnia się pierwszą, drugą itp.
energię jonizacji.
Energia potrzebna do oderwania elektronu zależy od jego odległości od
jądra atomowego oraz od ładunku jądra (prawo Coulomba).
Wraz ze wzrostem ładunku jądra rośnie siła przyciągania elektronów i dlatego
ia jonizacji powiększa się w obrębie okresu,
Gdy jednak zaczyna się nowy okres, to
energia jonizacji gwałtownie maleje, bo nowy
elektron pojawia się na powłoce o większym
promieniu.
Następne elektrony w nowym okresie coraz
silniej odczuwają wzrost ładunku jądra i
dlatego znów mamy wzrost energii jonizacji w
obrębie okresu.
W tej samej grupie układu okresowego
maleje energia jonizacji przy wzroście
promienia atomowego.
Liczba atomowa
Powinowactwo elektronowe
Powinowactwo elektronowe jest to efekt energetyczny towarzyszący
przyłączaniu przez atom danego pierwiastka dodatkowego elektronu do
powłoki walencyjnej.
Wraz ze wzrostem liczby atomowej:
1. W obrębie okresu powinowactwo elektronowe wzrasta ( maleje promień atomu).
2. W obrębie grupy powinowactwo elektronowe maleje ( wzrasta promień atomu).
Dla pewnej grupy pierwiastków wartości powinowactwa elektronowego są ujemne.
Tymi pierwiastkami są np.; gazy szlachetne, beryl, magnez i azot
Ujemne powinowactwo elektronowe oznacza, że energia anionu jest większa od
ii obojętnego atomu i przyłączenie elektronu do atomu wymaga dostarczenia
energii.
Gazy szlachetne mają ujemne powinowactwa elektronowe, gdyż przyłączany do
nich elektron musi zająć orbital znajdujący się poza zamkniętą powłoką,
daleko od jądra.
Charakter elektroujemny (niemetaliczny) pierwiastków zmienia się wraz ze
wzrostem liczb atomowych.
Maleje w grupie, a rośnie w okresie.
Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor
Charakter elektrododatni ( metaliczny) pierwiastków dotyczy zdolności atomów
do oddawania elektronów.
Wraz ze wzrostem liczb atomowych wzrasta w grupie, a maleje w okresie.
Najbardziej elektrododatnim pierwiastkiem, wykazującym największy charakter
metaliczny jest cez.
Wzrost elektroujemności w UQ Wzrost elektrododatniości w UO
— | |-T
—————————- —
Reguła oktetu i dubletu
Atomy dążą do uzyskania konfiguracji gazów szlachetnych, ponieważ jest stabilna.
Nazwy takich konfiguracji to dublet elektronowy i oktet elektronowy.
Zmienność charakteru chemicznego pierwiastków grup głównych wynikająca
z położenia w układzie okresowym.
Metaliczność pierwiastków Niemetaliczność pierwiastków
—
l l
Z 2 a Charakter zasadowy tlenkówi
Charakter kwasowy tlenków i wodorków jorkó
I l
Wzrost maksymalnej wartościowości pierwiastka wobec tlenu
„Moc kwasów tlenowych Moc kwasów beztlenowych
—
| |
Wzrost mocy kwasów tlenowych i beztlenowych
malcje promień atomiowy —
rośnie potencjał jonizacji —
rośnie elektroujemność —
z maleje charakter metaliczny — r
H rośnie powinowactwo elektronowe —+ 5
5
ś = s
zz Bi >+ BB
PRZE Ryc Ę
EZz= Ży3E
SZZEŹŻ SZĘBE
i zB WEEDE
BĘEŻŹE 50528
ESZĘE BEZEE
ESĘĘZ ESĘĘ
EES5% EŻZGSG=
a R PICZCZPZEA
Bz.2 2 „2 2 -=
ZESĘĘ 5 =
BEBE SŚEBEEE
W zależności od rodzaju symetrii cząsteczki jej moment dipolowy może być równy zero (czą-
steczka symetryczna, w której istnieją elementy symetrii, takie jak np. środek symetrii,
płaszczyzna symetńi, itp.) albo różny od zera, np.
5
s ZĘ ,
z) i 3 28 5
ś 420 0— > c ——ĘT— o
H
ó=
ząsteczka siarkowadoru ma budowę kątową (niesyme-
Cząsteczka CO, ma budowę liniową (symetryczny rozkład |
| tryczny rozkład ładunków — cząsteczka jest dipolem). ładunków — cząsteczka nie jest dipolem]. i
Wiązanie koordynacyjne jest szczególnym przypadkiem wiązania kowalencyjnego. Wiąza-
nie to nazywane jest wiązaniem denorowo-akceptorowym, gdyż tworząca je para elektrono-
wa pochodzi od jednego z atomów, zwanego donorern. Atom, który ją przyjmuje, został lia-
zwany akceptorem. Wiązanie to ilustruje się strzałką skierowaną od donora do akceptora:
H |
H* + NH,<=[H<— NH] lub ada
m
W powyższym równaniu, przedstawiającym tworzenie kationu samonowrego, kation wodoru
„potrzebuje” dwóch elektronów do spełnienia reguty dubletu, atom azotu w cząsteczce amo-
niaku ma już osiem elektronów, czyti oktet elektronowy. Atom azotu, oddając swoją wolną
parę elektronową, czyłi dwa 2 ośmiu elektronów, na „wspólne użytkowanie" z kationem wo-
doru, nie traci elektronów, dzięki czemu kation wodoru zyskuje dwa elektrony i spełniona
zostaje dla niego reguła dubletu. W jonie amonowym NH,* występują cztery wiązania ato-
mowe spolaryzowane, w tym jedno koordynacyjne.
Rozważmy także budowę innej cząsteczki, np. kwasu azotowego(V). W cząsteczce tego kwasu
wiązanie koordynacyjne powstaje pomiędzy atomem azotu i atomem tlenu:
QI
= AŻ
H—B—-N
SGI
HB istotą wiązania jonowego jest elektrostatyczne oddziaływanie między prze-
tiwnie natadowanymi jonami, powstającymi wskutek przeniesienia elektronu
(elektronów) z atomu pierwiastka mniej elektroujemnego do atomu pier-
wiastka bardziej alektroujemnego. Wiązanie jonowe występuje np. w tlenku
wapnia (CaO). W sieci krystalicznej ttenku wapnia kationy wapnia oddziałują
elektrostatycznie z anionami tlenkowymi:
zę ca EA „Ca? O 2, 02-
Te 16
*[ca*Jo"]
emion tlenkewp (07)
BE Jednym z najlepiej znanych związków jonowych jest sól kuchenna, czyli chlorek sodu. Poni-
żej przedstawiono fragment sieci krystalicznej tego związku oraz mechanizm powstawania
oddziaływań pomiędzy tworzącymi ją jonami.
N3 0 sQlr—» Na” IU
[Na] = K?LEM" [.„Na”] = K?L? = [Ne]
[OJ= KONW ——. [CF] = KFLPME = [ar]
med kryształu chleckusedu [HC]
inne rodzaje wiązań
Wiązanie metaliczne występuje w kryształach metali, stopach metali i związkach między-
metalicznych. Polega na elektrostatycznym oddziatywaniu dodatnich rdzeni atomowych me-
tali ze swobodnie poruszającymi się elektronami (gaz elektronowy]. Swobodne elektrony od-
powiedzialne są za wysokie przewodnictwo elektryczne icieplne metali, ich połysk, kowalność
* ciągliwość. Pomiżej znajduje się schematyczny rysunek obrazujący powstawanie wiązania
metalicznego sodu.
struktura kystalicma zodu
Wiązanie wodorowe należy do oddziaływań międzycząsteczkowych lub wewnątrzcząstecz-
kowych, Wiązanie takie wytwarza się pomiędzy cząsteczkami związków zbudowanych z ato-
mu wodoru i atomu innego silnie elektroujemnego pierwiastka, mającego niewiążące pary
elektronowe, Na atomie wodoru gromadzi się cząstkowy ładunek dodatni, a na atomie dru-
giego pierwiastka cząstkowy tadunek ujemny. Wiążanie wadorowe polega więc na elektro-
statycznym przyciąganiu pomiędzy atomem wodoru a wolną parą elektronową atomu pier-
wiastka silnie elektroujernnego. Atomy biorące udział w tworzeniu wiązania wodorowego
mogą należeć do tej samej cząsteczki lub różnych cząsteczek, np.
HH H
H— CN H— ON H— CN NN NĄ
FOOF F
HYBRYDYZACJA ORBITALI WALENCYJNYCH CENTRALNYCH ATOMÓW CZĄSTECZEK Orbitale cząsteczkowe opisujące zachowanie elektronów w cząsteczkach wieloatomowych, utworzone przez proste kombinacje liniowe orbitali atomowych, często nie pozwalają na uzyskanie w obliczeniach zgodnych z doświadczeniem wartości katów miedzy wiązaniami. W przypadku cząsteczek wieloatomowych uzyskuje się wyniki bardziej zgodne z doświadczeniem jeśli do wyliczenia funkcji cząsteczkowych nie posługuje się prostymi orbitalami atomowymi lecz orbitalami mieszanymi – zhybrydyzowanymi. HYBRYDYZACJA polega na tworzeniu nowych funkcji falowych dla ATOMU CENTRALNEGO CZĄSTECZKI. Funkcje te tworzy się jako kombinacje liniowe jego orbitali atomowych. mz
Hybrydyzacja typu sp
Hybrydyzacja sp polega na wymieszaniu się orbitalu s z jednym orbitalem p z
wytworzeniem struktury liniowej. WYKO wiązania wytworzone z udziałem
Cząsteczka CH;
W cząsteczce etynu CH
(acetylenu), atomy węgla wytwarzają
za pomocą zhybrydyzowanych
arbitali sp wiązanie o wiążąc dwa
atomy wodoru i tworząc wiązanie
między sobą, a niezhybrydyzowane
dwa orbitale p tworzą dwa wiązania
Tr.
Hybrydyzacja typu sp*
Hybrydyzacja sp? polega na wymieszaniu się orbitalu s z
dwoma orbitalami p z wytworzeniem struktury płaskiej
Wiązania wytworzone z udziałem zhybrydyzowanych
orbitali sp? leżą na jednej płaszczyźnie, a kąt między nimi "_
wynosi 120
Cząsteczka C»H4
W cząsteczce etenu CH, (etylenu), atomy węgla wytwarzają za pomocą
zhybrydyzowanych orbitali sp? wiązanie o, wiążąc po dwa atomy wodoru i
tworząc wiązanie między sobą, a niezhybrydyzowane orbitale p tworzą
wiązanie rr. Wszystkie atomy leżą na tej samej płaszczyźnie, a wiązanie r
usztywnia cząsteczkę uniemożliwiając swobodny obrót wokół wiązania C-C.
Pac
«Czi<a >
>—
Hybrydyzacja typu sp*
Obsadzone pojedynczymi elektronami orbital s i trzy orbitale p we
wzbudzonym atomie węgla ulegają hybrydyzacji dając cztery
równocenne zhybrydyzowane orbitale typu sp*.
Odpychanie między czterema równocennymi chmurami elektronowymi
jest najmniejsze, gdy ich osie skierowane są od środka czworościanu
foremnego ku jego narożom i tworzą kąty 109028'
ls
Cząsteczka CH, 100E5$7
Tworzy cztery wiązania o z czterema ls
atomami wodoru
Stan podstawowy Stan wzbudzony
C |1s?2s*2p,'2p,'2p. | 1s22st 2p,i2p,t2p,!
B Krótką charakterystykę typów hybrydyzacji przedstawia poniższa tabela.
Typ
hybrydyzacji
Ułożenie hybryd Nazwa hybrydyzacji
hybrydyzacja
[ | dygonalna
TWORZENIE WIĄZAŃ TYPU $im
|
(6
A A
b du
Kształt przestrzenny cząsteczki
Budowa przestrzenna dwualomowych cząsteczek (zarówno homoatamowych A,, jak i hete-
roatomowych AB) nie wymaga specjalnego kornentarza. Budowę cząsteczek wietoatomo-
wych typu AB, najłatwiej przybliżyć, wykorzystując teorię VSEPR (Valence Shell Electron
Pair Repulsion), czyli teorię adpychania par elektronów walencyjnych. Postugujac się tą
teorią, można przewidzieć kształt cząsteczki. Rozpatrując tworzenie się arhitałi motekuiar-
nych, wystarczy brać pod uwagę orbitale i elektrony walencyjne.
Rzeczywisty kształt cząsteczki zależy nie tylko ad typu hybrydyzacji orbitali walencyjnych
atamu centralnego, ale także ad tego, czy dana hybryda jest wykorzystana do utworzenia
wiązania z innymi alomerm czy cbsadzana jest przez wolną parę elektronową. lstotny wpływ
na kształt cząsteczki ma właśnie obecność wolnych par elektronowych atomu centralnego.
Do określania ticzby hybryd LH, a tym samym typu hybrydyzacji orbitali walencyjnych ato-
mi. centralnego rozpatrywanej cząsteczki, można stosować poniższy wzór, jeżeli spełnione są
warunki: cząsteczka AB, zawiera jeden atom centralny, którym jest atom pierwiastka z bloku
s lub p, a hybrydyzacji ulegają tylko orbitale walencyjne atornu centralriega.
lH=x + Yfax-b)
gdzie: x to liczba par elektronowych atomu centralnego A tworzących wiązania aj
Ye (a — x - b) to wzór na obliczenie liczby wolnych par elektronowych atomu cen-
tralnego A, w którym:
x — liczba atomów B w cząsteczce związku,
a — liczba elektronów walencyjnych stomu centralnego A,
b — liczba brakujących elektronów (dla każdego atomu B) niezbędnych da
spełnienia reguły oktetu lub dubletu.
Hi. Poniższa tabela przedstawia ksztażty wybranych cząsteczek: jonów.
Typ hybrydyzacji atomu
| centralnego i
Liczba wolnych par
| elektronowych atomu
| centralnego
Liczba wiązań o
tetrazdr | piramida hudowa
| trygonalna | kątowa
budowa
Liniowa
Kształt przestrzenny budowa | tetraedi
kątowe
| 103728
Kąt między wiązaniami
KSZTAŁTY CZĄSTECZEK
Orbitale walencyjne atomu centralnego cząsteczki są w stanie hybrydyzacji
d)
sp spż sp3
BeCI, BE, CH, CCI,
CO, trójkąt kształt tetraedru
co
kształt liniowy
0—6-—O
SO, NH,
kształt kątowy kształt piramidy
trygonalnej
A
a) b) 0)
sp sp? »
Ń
08 6) u (4
(2)
e)
dsp
dsp d'sp?
(e)