Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA

Prezentace na téma: "Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA"— Transkript prezentace:

1 Soubor prezentací: CHEMIE PRO I. ROČNÍK GYMNÁZIA
CH4-Stavba atomu – OBAL ATOMU Mgr. Aleš Chupáč, RNDr. Yvona Pufferová Gymnázium, Havířov-Město, Komenského 2, p.o. Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/ s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“ Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.

2 Atom částice chemické látky, která se skládá z jádra a obalu 1

3 Model atomu Jádro Protony s kladným nábojem Neutrony bez náboje
Slupky se zápornými elektrony Elektronový obal

4 Počet protonů v jádře je shodný s počtem elektronů v obalu
PAMATUJ SI: Počet protonů v jádře je shodný s počtem elektronů v obalu  atom je elektroneutrální !

5 Elektronový obal stavba obalu podmiňuje chemické vlastnosti prvku
elektron je částice se záporným nábojem (e-) a minimální hmotností (pokud je p+ = 1 pak e- = 1/1840) elektron klidová hmotnost m = 9,10910-31 kg náboj Q = -1,60210-19 C 2

6 Bohrův model atomu (I. kvantově mechanický model atomu):
elektrony obíhají atomové jádro jen na některých dovolených drahách, vyzařování energie není spojité, mohou pouze za určitých podmínek jednorázovými změnami „přeskočit“ z jedné energetické hladiny do jiné. 3

7 Niels Bohr definoval 3 principy (postuláty):
elektrony se pohybují po stacionárních drahách (kružnicích) = orbitách pohyb elektronů na těchto drahách není spojen s vyzařováním elektromagnetického záření, tzn. elektron v atomu může existovat jen ve stavech s určitou energií přemístění elektronu z jedné dráhy na druhou je spojeno s vyzářením n. pohlcením této energie ve formě kvant (fotonů) 4

8 Arnold Sommerfeld II. kvantově mechanický model = zpřesňuje první model – elektrony se pohybují po drahách kruhových i eliptických, které jsou různě orientovány v prostoru Vlnově mechanický model atomu 5

9 Vlnově mechanický model atomu (III
Vlnově mechanický model atomu (III. kvantově mechanický model atomu, ) vychází ze dvou principů: dualismus částic (francouzský fyzik Louis-Victor de Broglie, 1924) = mikročástice má povahu jak korpuskulární (hmotnou – chová se jako kulička), tak i vlnovou princip neurčitosti (německý fyzik Werner Heisenberg, 1927) = pro pohyb elektronu nelze stanovit bod dráhy, kde se v daném čase nachází (pouze pravděpodobnost výskytu)

10 Vlnově mechanický model atomu
Louis de Broglie Werner Heisenberg 6 7

11 Kvantově mechanický model atomu
Pohyb elektronu je vyjádřen pomocí veličiny vlnové funkce  a je možné je vypočítat podle Schrödingerovy rovnice, jejíž druhá mocnina charakterizuje pravděpodobnost výskytu elektronu. Oblast, kde je nejvyšší pravděpodobnost výskytu elektronu – orbital. Orbital a vlastnosti vlnové funkce charakterizují kvantová čísla. 8

12 Orbital oblast nejpravděpodobnějšího výskytu (asi 95%) elektronu (el. oblaku) v okolí jádra orbitaly sede liší velikostí, tvarem a prostorovou orientací a popisujeme je tzv. kvantovými čísly elektrony se nacházejí v hladinách (slupkách,vrstvách) 9

13 Elektron neostře ohraničený oblak záporného náboje, rozprostřený kolem jádra a mající v různých místech různou hustotu náboje Dříve: pohyb elektronů po kruhových či eliptických drahách Orbita = dráha! 10

14 Hlavní kvantové číslo n
hodnota od 1, 2, 3,… ,7,8 udává energii elektronu (energie elektronu se vzdáleností od jádra roste s rostoucím n) největší energii mají valenční elektrony – určují chemické a optické vlastnosti atomů (max. počet těchto elektronů je 8 = tzv. elektronový oktet)

15 Valenční elektrony způsobují vodivost
1 až 3 elektrony - kovy-vodiče (Na, Cu, Al, Fe). 4 až 5 elektronů - polovodiče (C,Si, Ge). 6 až 7 elektronů nekovy- nevodiče (S, Br, Cl). 8 elektronů netečné plyny (Ar,Ne,Xe).

16 Hlavní kvantové číslo n
zároveň určuje pořadí slupky od jádra (slupka = systém elektronů se stejným kvantovým číslem n – označují se písmeny n = 1…K, n = 2…L, n = 3…M, n = 4…) odpovídá číslu periody v níž se prvek nachází 11

17 Vedlejší kvantové číslo l
hodnota O až n – 1 př. n = 2  l = 0,1 společně s n určuje energii elektronu rozhoduje o tvaru orbitalu udává typ podslupky (podslupka = systém elektronů se stejnou hodnotou n a l )

18 Magnetické kvantové číslo ml
hodnota od – l přes 0 až + l př. l = 2  ml = -2,-1,0,1,2 určuje počet orbitalů na dané podslupce (odpovídající určitému l) udává prostorovou orientaci (podle osy x,y,z) orbitaly mají stejnou energii (stejné n a l), jsou i stejného typu jsou degenerované, liší se v magnetickém čísle

19 Vedlejší kvantové číslo l
l = 0 m = 0 orbital typu s tvar koule (poloměr se zvětšuje s rostoucím n) 12

20 Vedlejší kvantové číslo l
l = m = -1,0, (3× degenerovaný) orbital typu p tvar dvojkapky (prostorová 8) (podle osy x,y,z) 13

21 Vedlejší kvantové číslo l
l = m = -2,-1,0,1, (5× degenerovaný) orbital typu d složité tvary (dvojitá 8. .) 14

22 Vedlejší kvantové číslo l
l = m = -3,-2,-1,0,1,2, (7× degenerovaný) orbital typu f l = m = -4,-3,-2,-1,0,1,2,3,4 orbital g (9× degenerovaný) 15

23 Orbital typu f 19

24 Magnetické kvantové číslo ml
s l = 0 m = orbital s  p l = 1 m = -1, 0, orbitaly p d l = 2 m = -2, -1, 0, +1 , orbitalů d f l = 3 m = -3, -2, -1, 0, +1, +2 , orbitalů f g l = m = -4,-3,-2,-1,0,+1,+2,+3, orbitalů g

25 Spinové kvantové číslo ms
hodnota +½ a -½ spin = vnitřní magnetický moment hybnosti charakterizuje chování (rotaci) elektronu v orbitalu dva elektrony v jednom orbitalu s různým spinovým číslem = elektronový pár 16

26 hlavní vedlejší typ orbitalu magnetické počet orbitalů
s 1 n=2 l=1 p -1,0,1 3 n=3 l=2 d -2,-1,0,1,2 5 n=4 l=3 f -3,-2,-1,0,1,2,3 7 n=5 n=6 n=7

27 ÚKOL Orbitaly označujeme běžně s, p, d, f.
Vyhledejte informaci, jak vzniklo toto označování?

28 Znázorňování orbitalů
1. Prostorovými tvary 2. Rámečky 3. Pomocí n a l

29 Znázornění orbitalů počet e 1s2 n vrstva typ orbitalu 1s2 2p3 3d7 5f4

30 Znázornění elektronů šipkami: ↑ nebo ↓ b) symbolem: –10e
Počet orbitalů v každé vrstvě elektronového obalu je dán vztahem n2 Maximální počet elektronů ve vrstvě určuje vztah 2n2 n = hlavní kvantové číslo

31 Elektronová konfigurace atomu
obsazení jednotlivých stavů (orbitalů) elektrony neboli elektronová konfigurace atomu v základním stavu (stav atomu s nejnižší energií) se řídí třemi pravidly

32 Pravidla pro zaplňování orbitalů
Pauliho vylučovací princip (W. Pauli, 1925) - v jednom atomu nemohou být dva elektrony, které by měly stejnou kombinaci všech čtyř kvantových čísel; tzn. v jednom orbitalu mohou být max. dva elektrony lišící se hodnotou spinového kvantového čísla zápisy elektronových konfigurací nebo 1s22s22p2 6C: ↑↓ ↑

33 Wolfgang Pauli (1900 – 1958) teoretický fyzik rakouského původu, žijící v letech. V roce 1945 obdržel Nobelovu cenu za fyziku za objev vylučovacího principu z roku 1925. Pauli předvídal existenci neutrina (bylo registrováno až v roce 1955), studoval strukturu kovů a zabýval se i mezonovou teorií jaderných sil. Svými výzkumy patří k nejvýznamnějším fyzikům. 17

34 Friedrich Hermann Hund (1896 - 1997)
Hundovo pravidlo v degenerovaných orbitalech vznikají elektronové páry teprve po obsazení každého orbitalu jedním elektronem nespárované elektrony v degenerovaných orbitalech mají stejný spin 18 Friedrich Hermann Hund ( )

35 Výstavbový princip (princip minimální energie) - na základě n+l určuje pořadí zaplňování orbitalu elektrony orbitaly s energií nižší se zaplňují elektrony dříve než orbitaly s vyšší energií (energie je dána součtem n+l) podle rostoucí energie: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p (pro prvky za 21Sc je energie 4s větší než 3d !!!)

36 pravidlo n+l z orbitalů, které mají stejný součet n+l, se zaplňuje dříve ten, který má nižší n př. orbital 2p se zaplňuje dříve než 3s, nebo 4s dříve než 3d seřaď 3s (3+0) 3p (3+1) 2p (2+1)  2p 3s 3p

37 Energie orbitalů 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

38 Periodická tabulka Prvky ve stejných sloupcích mají stejnou elektronovou konfiguraci valenční slupky.

39 Periodická tabulka 20

40 Zkrácená elektronová konfigurace pomocí vzácného plynu
Při tomto zápisu se uvádí pouze obsazení těch orbitalů, které má daný atom navíc o proti atomům předcházejícího vzácného plynu nezkrácený zápis - 20Ca: 1s22s22p63s23p64s2 zkrácený zápis - 20Ca: [18Ar]4s2

41 Excitované stavy atomů
jestliže atom pohltí určité množství energie, může dojít k vybuzení jednoho n. více elektronů do energeticky bohatších orbitalů – tzv. excitovaný stav když se vrací do základního stavu uvolňuje přitom záření (fotony) – tzv. luminiscence, fluorescence u každého atomu může existovat velký počet excitovaných stavů

42 S**: [Ne] Síra – základní stav S: [Ne] první excitovaný stav : S* [Ne]
druhý excitovaný stav S**: [Ne]

43 Vznik kationtu dostatečného množství energie může dojít k odtržení elektronu (popř. elektronů) od atomu  vznik kationtu

44 Ionizační energie energie potřebná k odtržení valenčního elektronu od atomu první ionizační energie – odtržení jednoho valenčního elektronu druhá ionizační energie – odtržení druhého elektronu čím je hodnota ionizační energie nižší, tím je prvek reaktivnější (např. s-prvky)

45 Ionizační energie jednotka kJ·mol-1 n. eV
se stoupajícím Z ve skupině hodnota klesá v periodě stoupá (nejvyšší hodnotu v dané periodě mají vzácné plyny) – nemusí platit vždy!

46 Vznik aniontu jestliže atom přijme jeden, popř. více elektronů, energie se uvolňuje  vznik aniontu

47 Elektronová afinita energie, která se uvolní při přijetí jednoho, popř. více elektronů atomem čím je hodnota elektronové afinity vyšší, tím je prvek víc elektronegativní nejvyšší hodnotu má F, Cl, Br, I - snadněji tvoří anionty  vyšší reaktivita jednotka kJ·mol-1 n. eV u některých prvků má hodnoty blízké nule (He, Ne, Ar) n. dokonce záporné (Be, Mg)

48 Elektronové konfigurace iontů
př. 1H-: 1s2 lze též napsat 1H-: (2He) př. 3Li+: 2s2 ale též 3Li+: (2He)

49 Nepravidelnosti elektronové konfigurace
způsobeny symetrií orbitalů větší stabilitou zcela n. napůl zaplněných orbitalů výjimky: Cr, Cu; Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag; Pt, Au

50 Označení orbitalů - řešení
Označení orbitalů s, p, d, f má původ v označení odpovídajících čar ve spektrech „sharp“ (ostrá), „principal“ (hlavní), „diffuse“ (difuzní), „fundamental“ (základní). Další orbitaly se již označují po sobě jdoucími písmeny abecedy (g, h, …).

51 Použité informační zdroje
Obrázky [1] [2] [3] [4] [5] [6] [7] R57262,_Werner_Heisenberg.jpg [8] [9] [10] [11] [12] [13] [14] | 51

52 Použité informační zdroje
Obrázky [15] [16] [17] [18] [19] [20] Literatura MAREČEK, A., HONZA , J. Chemie pro čtyřletá gymnázia. Olomouc: Nakladatelství Olomouc, 1998. ISBN VACÍK,J.a kol.Přehled středoškolské chemie. Praha: Státní pedagogické nakladatelství Praha, ISBN

53 Tato prezentace vznikla na základě řešení projektu OPVK, registrační číslo: CZ.1.07/1.1.24/ s názvem „Podpora chemického a fyzikálního vzdělávání na gymnáziu Komenského v Havířově“ Tento projekt je spolufinancován Evropským sociálním fondem a státním rozpočtem České republiky.