Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

48. Elektronový obal atomu. Kvantově mechanický model atomu vodíku Bohrův model atomu (N. Bohr, NC za F 1922) - vychází z planetárního modelu, pokouší.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "48. Elektronový obal atomu. Kvantově mechanický model atomu vodíku Bohrův model atomu (N. Bohr, NC za F 1922) - vychází z planetárního modelu, pokouší."— Transkript prezentace:

1 48. Elektronový obal atomu

2 Kvantově mechanický model atomu vodíku Bohrův model atomu (N. Bohr, NC za F 1922) - vychází z planetárního modelu, pokouší se však na chování elektronů v elektronovém obalu aplikovat výsledky kvantové mechaniky formuluje 3 postuláty: I. postulát - Elektron může kolem atomového jádra obíhat pouze po některé z kruhových drah II. postulát - Při pohybu po stabilní dráze elektron samovolně nemění svoji energii, tzn. nepřijímá ji ani nevydává. III. postulát - Při přechodu elektronu na jinou stabilní dráhu dochází k vyzáření nebo pohlcení fotonu o frekvenci určené vztahem

3 Bohrův model atomu Nedostatky: Bohrův model si zachoval dobré vlastnosti z planetárního modelu a podařilo se mu stabilizovat pohyb elektronů kolem atomového jádra. Jeho velkým úspěchem bylo objasnění původu spektrálních čar atomu vodíku. Při řešení složitějších atomů však tento model nebyl úspěšný a byl nahrazen plně kvantovým modelem atomu. Diskrétní spektrum spektrálních čar bylo pozorováno ještě před vznikem Bohrova modelu atomu. Schopnost objasnit podstatu těchto čar byla tedy jednou z příčin pro přijetí Bohrova modelu. Potíže Bohrova modelu, které vyplývaly z kombinace klasické a kvantové fyziky, umožnily jeho aplikaci pouze na atom vodíku. Spektra složitějších atomů však byla prostřednictvím tohoto modelu neřešitelná. Tyto problémy se podařilo odstranit až v plně kvantovém modelu atomu.

4 Bohrův model atomu vycházel ze zákonů KF (elektron – částice), přitom však formuloval kvantové omezující podmínky. Moderní kvantově mechanický model atomu vznikl na základě de Broglieho teorie částicových vln a následné Schrödingerovy práce, v níž představil tzv. Schrödingerovu rovnici, jejímž řešením je vlnová funkce Ψ(x, y, z, t), podle které elektron (stejně jako všechny ostatní částice) není popisován jako hmotný bod, ale jako vlnová funkce definující pravděpodobnosti výskytu elektronu v různých místech prostoru. Spolu s Heisenbergovými relacemi neurčitosti to znamená, že elegantní pravidelné eliptické dráhy Bohrova modelu byly opuštěny a nahrazeny neostře definovanými oblastmi, ve kterých se elektron s určitou pravděpodobností nalézá, tzv. orbitaly. Tento model je sice hůře pochopitelný a jeho pravděpodobnostní povaha zejména zpočátku přitahovala značnou kritiku, dokáže však vysvětlit mnoho atomových vlastností, které byly dřívějšími teoriemi nepředpověditelné. Kvantově mechanický model je již zcela založen na principech kvantové fyziky.

5 Energie elektronu je kvantovanán=1,2,3.. kvantové číslo a v základním stavu jen=1 … základní stav a v základním stavu jen=1 … základní stav (a je nejnižší možnou hodnotou) Energie excitovaných stavů je potom Trojrozměrnost elektronových stojatých vln se projevuje v tom, že k popisu každé vlny potřebujeme tři kvantová čísla – n, l, m Oblast atomu, ve které je hustota pravděpodobnosti ( |Ψ| 2 ) výskytu elektronu největší, se nazývá atomový orbital

6 Kvantová čísla Kvantové číslo Název Možné hodnoty Význam nHlavní n = 1, 2, 3, … určuje energii a velikost orbitalu lVedlejší l = 0, 1, 2, …, n – 1 určuje tvar orbitalu mMagnetické m = 0, ±1, ±2, …, ± l určuje orientaci orbitalu v prostoru sSpinové s = ±½ určuje moment hybnosti elektronu Poznámka: K vyjádření vedlejšího kvantového čísla l se často používají písmena s, p, d …l01234orbitalspdfg

7 Pomocí čtyř kvantových čísel lze jednoznačně popsat elektrony v atomu, přičemž však platí Pauliho vylučovací pricip: V daném atomu nemohou existovat dva elektrony ve stejném kvantovém stavu, tj. se stejnými kvantovými čísla n, l, m, s. Tento princip platí pro fermiony (např. elektron, proton …). Částice, pro které Pauliho princip neplatí nazýváme bosony (foton …) ATOMY S VĚTŠÍM POČTEM ELEKTRONŮ V obalu každého atomu obíhá Z elektronů a jejich náboj je kompenzovaný nábojem jádra Slupka el. obalu – systém elektronů se stejným kvant. č. n Podslupka – systém elektronů se stejnými čísly n a l Elektronový pár – dva elektrony v jednom orbitalu s různým spinovým číslem Valenční (optické) elektrony – elektrony ve stavu s a p ve slupce s nejvyšší hodnotou n. Určují chemické a spektrální vlastnosti atomů. Maximální počet těchto elektronů je 8 (elektronový oktet)

8 Periodická soustava prvků Všechny prvky byly po řadě pokusů seřazené podle rostoucího protonového čísla do tabulky – periodické tabulky prvků (D.I.Mendělejev, 1869) Tabulka splňuje tyto podmínky: 1.Počet elektronů je roven protonovému číslu prvku v periodické soustavě 2.Stav každého elektronu v atomu je určený čtyřmi kvantovými čísly 3.Musí být splněný Pauliho vylučovací princip 4.Energetické hladiny atomu v základním stavu se obsazují postupně, každý další elektron obsadí dosud volnou hladinu s nejmenší energií (navíc platí Hundovo pravidlo)

9 Chemické vazby Parametry chemické vazby Disociační energie vazby - práce, kterou je nutno vynaložit na zrušení vazby mezi atomy a oddálení atomů od sebe na takovou vzdálenost, aby na sebe silově nepůsobily. Vyjadřuje se nejčastěji v elektronvoltech (eV). Délka vazby - mezijaderná vzdálenost (vzdálenost mezi středy atomů spojených vazbou). Závisí na rozměrech jednotlivých atomů, řádu vazby (vazba vyššího řádu je kratší), typu hybridizace překrývajících se atomových orbitalů (větší podíl orbitalů s zkracuje délku vazby) Dělení vazeb Obecně se chemická vazba dělí na: kovalentní resp. koordinační vazba - dochází k překryvu orbitalů a sdílení jednoho elektronového páru dvěma atomy iontová vazba - založena na elektrostatických silách, předpokládá přenos elektronu z jednoho atomu na druhý - vznik iontů. Ve skutečnosti se částečně uplatňuje i kovalentní vazba. Polarita chemické vazby je podmíněna rozdílem elektronegativit zúčastněných atomů. Podle rozdílu elektronegativit rozlišujeme tyto druhy chemické vazby: Nepolární vazba - mezi atomy stejného prvku nebo mezi atomy s velmi malým rozdílem elektronegativit (v intervalu 0 - 0,4), např. H-H, Cl-Cl. Polární vazba - mezi atomy, které mají rozdíl elektronegativit v intervalu 0,4 - 1,7 (H-O,H-Cl) Iontová vazba - velmi polární vazba mezi atomy, které mají rozdíl elektronegativit větší než 1,7. V tomto případě se ve vazbě uplatňují především elektrostatické interakce. Kovová vazba je specifická vazba mezi atomy kovů.


Stáhnout ppt "48. Elektronový obal atomu. Kvantově mechanický model atomu vodíku Bohrův model atomu (N. Bohr, NC za F 1922) - vychází z planetárního modelu, pokouší."

Podobné prezentace


Reklamy Google