Elektronowa struktura atomu, Prezentacje z Chemia

Pobierz Elektronowa struktura atomu i więcej Prezentacje w PDF z Chemia tylko na Docsity!

Wykład 2

Elektronowa struktura atomu

Model atomu Bohra – oparty na teorii klasycznych oddziaływań elektrostatycznych Elektrony mogą przebywać tylko w określonych stanach, zwanych stacjonarnymi, o

określonej energii

Elektron w stanie stacjonarnym nie promieniuje, natomiast elektron w staniewzbudzonym, podczas przejścia do stanu o niższej energii, emituje kwant (h

ν

) energii

równy różnicy pomiędzy tymi stanami. (stała Plancka – h = 6,62 · 10

J · s)

Stanami dozwolonymi dla ruchu elektronów są stany, w których moment pęduelektronu jest wielkością stałą

Wykład 2

Światło jest falą elektromagnetyczną, którącharakteryzuje długość fali

λ

i powiązana z

nią częstotliwość

ν.

Prędkość światła c w

próżni jest stała.

c =

λν

Im większa częstotliwość, tym krótszafala i odwrotnie, im dłuższa falaTym mniejsza częstotliwość.

Światło białe po przejściu przezpryzmat ulega rozszczepieniu naskładowe o różnych częstotliwościach.Daje to tzw. widmo.Światło widzialne jest tylkofragmentem widma promieniowaniaelektromagnetycznego, rozciągającegosię od promieniowania kosmicznego doprądu elektrycznego.

Wykład 2

Widmo atomu wodoru

Wykład 2

Dualizm korpuskularno-falowy

Elektrony uwięzione z atomie mogą przyjmować tylkookreślone wartości energii, tak jak struny mogą drgaćtylko z dokładnością do połówek fali. Hipoteza de Broglie’a – z każdą cząstką materii omasie m i prędkości v związana jest fala o długości

λ

określona wzorem: Doświadczenie Thomsona – dyfrakcja wiązki elektronówprzez cienką folię metalu - potwierdzenie falowegocharakteru elektronów.

Równanie falowe de Broglie’a dla elektronów

c >> u i m

e

m

to

λ > λ

e

mc

h

u

m

h

e

e

Wykład 2

Orbitale atomowe – obrazowo przedstawiają chmurę wokół jądra atomu, której gęstszeobszary wskazują większe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu.Ponieważ gęstość chmury elektronowej nigdy nie maleje do zera, orbitale przedstawia sięjako powierzchnie graniczne.Poniżej przedstawiono orbital typu s, oraz jak zmienia się prawdopodobieństwo znalezieniaelektronu w zależności od odległości od jądra dla kolejnych poziomów energetycznych.Symetria orbitali typu s jest kulista – prawdopodobieństwo zmienia się w taki sam sposób,niezależnie od kierunku oddalania się od jądra.

Wykład 2

Innym typem orbitali są orbitale typu p. Są możliwe trzy orientacje orbitali typu p, dlaktórych gęstość elektronowa rozkłada się wokół osi układu współrzędnych, czyli dlapojedynczego elektronu prawdopodobieństwo znalezienia na orbitalu p jest zależne odkierunku. Orbitale typu p posiadają również płaszczyznę węzłową, na którejprawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest zerowe.

Bardziej skomplikowane kształty mają orbitale typu d i f. Dla orbitali typu d istnieją podwie płaszczyzny węzłowe.

Wykład 2

Niewielkie odchylenia linii spektralnych na widmie atomowym wodoru doprowadziły doodkrycia spinu elektronu.Najbliższą klasyczną analogią dla spinu jest rotacja wokół osi elektronu. Są możliwe dwaróżne spiny, a więc obroty w prawo lub w lewo. Dla opisu stanu elektronu należy więcpodać oprócz głównej, pobocznej i magnetycznej liczby kwantowej, również jego spin,który przyjmuje wartości: -1/2 i +1/2.W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o takim samym zestawie liczb kwantowych,muszą różnić się co najmniej spinem. Oznacza to, że każdy orbital może pomieścić najwyżejdwa elektrony.

Wykład 2

Poziomy energetyczne dla atomu wodoru

Wykład 2

Zasady obsadzania orbitali elektronami.

1. Orbitale są obsadzane elektronami wg wzrastającej energii: najpierw najmniej

energetyczne orbitale 1s, potem orbitale drugiej powłoki 2s i 2p itd.

2. Elektrony muszą spełniać zasadę zwaną zakazem Pauliego: dowolny orbital

może być obsadzony przez najwyżej dwa elektrony. Gdy dwa elektrony zajmująten sam orbital, ich spiny muszą być sparowane (o przeciwnych znakach).

3. Wszystkie orbitale tej samej podpowłoki mają jednakową energię, ale jeśli w

danej podpowłoce jest dostępnych kilka orbitali, najpierw zajmowane są wolneorbitale, a dopiero później następuje parowanie elektronów – reguła Hunda.

4. Po wypełnieniu wszystkich orbitali danej powłoki, powłoka zostaje zamknięta i

następny elektron musi zająć miejsce na najniższym orbitalu powłoki bardziejzewnętrznej.

5. Elektrony zewnętrznej powłoki nazywa się elektronami walencyjnymi.

Wykład 2

Obsadzenie orbitali elektronami dla pierwszych dziesięciu pierwiastków

Wykład 2

Układ okresowy pierwiastków

Wykład 2

Okresowość promieni atomowych i jonowych pierwiastków

Wykład 2

Skala elektroujemności pierwiastków wg Paulinga

Wykład 2

20

IA

IIA

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

LiH

NaH

KH

RbH

CsH

BeH

2

MgH

2

CaH

2

SrH

2

BaH

2

B

2

H

6

AlH

3

Ga

2

H

6

InH

3

TlH

3

CH

4

SiH

4

GeH

4

SnH

4

PbH

4

NH

3

PH

3

AsH

3

SbH

3

BiH

3

H

2

O

H

2

S

H

2

Se

H

2

Te

H

2

Po

HF

HClHBr

HI

HAt

IA

IIA

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

Li

2

O

Na

2

O

K

2

O

Rb

2

O

Cs

2

O

BeO

MgO

CaO

SrO

BaO

B

2

O

3

Al

2

O

3

Ga

2

O

3

In

2

O

3

Tl

2

O

3

CO

2

SiO

2

GeO

2

SnO

2

PbO

2

N

2

O

5

P

4

O

10

As

2

O

5

Sb

2

O

5

Bi

2

O

5

SO

3

SeO

3

TeO

3

PoO

3

OF

2

Cl

2

O

Br

2

O

I

2

O

7

At

2

O

Wodorki i tlenki pierwiastków grup głównych