Stavba atomu atom = základní stavební částice hmoty (pojem atomu byl zaveden již ve starém Řecku okolo r. 450 př. n. l.; atomos = nedělitelný) současný stav poznání: na stavbě atomu se podílejí tři druhy tzv. elementárních částic: protony, neutrony a elektrony protony a neutrony tvoří jádro atomu, elektrony tvoří tzv. elektronový obal téměř veškerá hmotnost atomu je soustředěna v atomovém jádře, jeho hustota je řádově 1017 kg/m3 (krychle o hraně 1 cm3 by vážila 100 milionů tun), jádro atomu je chemickými metodami nedělitelné poloměr atomového jádra je cca 10-15 až 10 -14 m, poloměr celého atomu je asi 10-10 m => poloměr atomu je až stotisíckrát větší než jádro (kuličce o průměru 1 cm odpovídá kruh o průměru 100 až 1000 m)

Elementární částice Elektron (Thomson, 1897) je nositelem záporného elementárního náboje (-1) jeho hmotnost je vůči hmotnosti atomového jádra zanedbatelná elektrony se pohybují kolem jádra atomu na přesně vymezených energetických hladinách Proton (Rutheford, 1918) je nositelem kladného elementárního náboje (+1) jeho relativní atomová hmotnost je přibližně 1 spolu s neutrony tvoří jádra atomů Neutron (Chadwick, 1932) elementární částice bez náboje má přibližně stejnou hmotnost jako proton NUKLEONY = protony + neutrony (souhrnný název)

Základní vlastnosti elementárních částic název částice symbol elektrický náboj [C] elektrický náboj (relativní) klidová hmotnost [kg] relativní klidová hmotnost proton p 1,602.10-19 +1 1,673.10-27 1,00727 neutron n 1,675.10-27 1,00866 elektron e -1,602.10-19 -1 9,109.10-31 5,486.10-4

Princip katodového záření (objev elektronu)

Thomsonův model atomu (1904) tzv. „pudingový model“ (elektrony jsou ponořeny v kladně nabité hmotě atomového jádra jako rozinky) → podle současných poznatků již neodpovídá skutečnosti (má význam pouze historický) http://cs.wikipedia.org/wiki/Thomson%C5%AFv_model_atomu

Ruthefordův model atomu (1911) tzv. „planetární model“ (elektrony obíhají kolem jádra atomu jako planety kolem Slunce) → z hlediska zákonů kvantové mechaniky takové uspořádání nemůže být stabilní http://cs.wikipedia.org/wiki/Rutherford%C5%AFv_model_atomu

Bohrův model atomu Elektrony se pohybují po kruhových drahách (energetických hladinách), na nichž nevyzařují žádné elektromagnetické záření Každá energetická hladina je definována hodnotou hlavního kvantového čísla n (n = 1, 2, 3, 4, ...; někdy též K, L, M, N ...) → energie elektronu je kvantována Při přechodu z jedné energetické hladiny na druhou elektron vyzáří nebo pohltí energii ve formě elektromagnetického záření. http://cs.wikipedia.org/wiki/Bohr%C5%AFv_model_atomu#mediaviewer/File:Bohr-atom-PAR.svg

Bohrův model atomu uhlíku atom uhlíku má celkem 6 elektronů, 2 elektrony leží na první energetické hladině (n=1), 4 elektrony leží na druhé energetické hladině (n=2) elektrony na nejvyšší energetické hladině (v tomto případě n=2) označujeme jako valenční (mohou se podílet na tvorbě chemických vazeb) → čtyřvazný uhlík http://www.spsemoh.cz/vyuka/zae/el1.htm

Bohrův model atomů některých dalších prvků

Princip vzniku atomových emisních spekter http://artemis.osu.cz/mmfyz/am/am_1_5.htm

Atomová emisní spektra vybraných prvků http://www.mso.anu.edu.au/galah/images/emission_spec.png

Atomové emisní spektrum reálného vzorku po zpracování počítačem

Základní schéma přístroje pro AES

Přístroj na měření atomových emisních spekter

Použití metody AES na základě měření atomových emisních spekter můžeme velmi rychle zjistit, které chemické prvky jsou přítomny ve vzorku (kvalitativní analýza) a v jakém množství (kvantitativní analýza) metalurgie: chemická analýza slitin, konstrukčních materiálů analýza nerostů a hornin, analýza rud analýza vzorků životního prostředí (např. stanovení těžkých kovů jako je Pb, Cd, Hg) metoda je vhodná především pro analýzu kovových prvků

Bohrův model atomu - hodnocení výhody: je názorný, dobře vysvětluje vznik atomových emisních spekter nevýhody: neodpovídá současným poznatkům tzv. kvantové mechaniky, na jeho základě nelze správně vysvětlit vznik a povahu chemických vazeb v současné době se proto častěji používá tzv. kvantově mechanický model atomu

Základní zákony kvantové mechaniky (svět mikročástic, popis jevů v atomovém měřítku) Energie mikročástic je kvantována (např. energie elektronu v atomu): hodnota energie může nabývat pouze určitých diskrétních hodnot (makroskopická tělesa mění svoji energii spojitě) Mikročástice mají dualistický charakter: chovají se současně jako částice (korpuskule) a jako vlnění (elektromagnetické záření) ʎ = h / (m . v) h ... Planckova konstanta (h = 6,626 . 10-34 J.s) Princip neurčitosti: nelze současně určit (vypočítat) přesnou polohu a zároveň hybnost částice; je však možné vypočítat pravděpodobnost výskytu částice v prostoru

Kvantově mechanický model atomu v současné době je považován za nejlepší a nejčastěji používaný (zejména pro vysvětlení chemických vazeb) byl vypracován s použitím zákonů kvantové mechaniky ve 20. a 30. letech minulého století (E. Schrödinger, L. de Broglie, W. Pauli aj.) základní úvaha: dráhu elektronu nemůžeme přesně vypočítat (ve smyslu fyzikální trajektorie), ale můžeme vypočítat pravděpodobnost výskytu této částice v prostoru

Atomový orbital atomový orbital = oblast nejpravděpodobnějšího výskytu elektronu v prostoru všechny orbitaly mají svůj charakteristický tvar a orientaci v prostoru tvar atomových orbitalů lze vypočítat řešením tzv. Schrödingerovy rovnice pro popis chování elektronů v atomových orbitalech slouží čtyři kvantová čísla (hlavní, vedlejší, magnetické, spinové)

Kvantová čísla hlavní kvantové číslo (n): udává energii elektronu v atomovém orbitalu n = 1, 2, 3, ...... (nabývá kladných celočíselných hodnot) vedlejší kvantové číslo (l, čti eL): udává tvar atomového orbitalu, spolu s hlavním kvantovým číslem určuje energii elektronu v AO l = 0, 1, 2, 3, .... (n-1) vedlejší kvantové číslo v praxi označujeme písmeny: s (pro l = 0), p (pro l = 1), d (pro l = 2), f (pro l = 3) magnetické kvantové číslo (m): udává prostorovou orientaci AO nabývá celočíselných hodnot od –l do +l (el) spinové kvantové číslo (s): udává orientaci vnitřní rotace elektronu, může nabývat pouze hodnot +1/2 a –1/2

Povolené kvantové stavy 21

Pravidla pro zaplňování AO výstavbový princip (princip vzrůstající energie): AO s nižší energií se zaplňují dříve než AO s vyšší energií (pravidlo n + el) (s = 0, p = 1, d = 2, f = 3) řada 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s .............. Pauliho vylučovací princip: každý AO může být obsazen nejvýše dvěma elektrony s opačným spinem Hundovo pravidlo: AO se stejnou energií se obsazují nejprve po jednom elektronu (teprve potom se vytvářejí elektronové páry)

Obsazování orbitalů ve víceelektronových atomech 23

Tvar 1s orbitalu 24

Tvary 2p orbitalů 25

Tvary 3d orbitalů 26

Zápis elektronové konfigurace prvků 1H: 1s1 (1 valenční elektron) 2He: 1s2 (2 valenční elektrony) 3Li: 1s2 2s1 (1 valenční elektron) 6C: 1s2 2s2 2p2 (4 valenční elektrony) 10Ne: 1s2 2s2 2p6 (8 valenčních elektronů) Valenční elektrony = elektrony umístěné na nejvyšší energetické hladině (s nejvyšší hodnotou hlavního kvantového čísla n). Tyto elektrony se mohou podílet na vzniku chemických vazeb. Maximální hodnota čísla n odpovídá číslu periody v periodické tabulce prvků. Počet valenčních elektronů odpovídá číslu skupiny, ve které je prvek umístěn

Zápis elektronové konfigurace prvků Zápis elektronové konfigurace pomocí rámečků (H, He, Li, C) Zápis elektronové konfigurace s použitím nejbližšího vzácného plynu: Al: [Ne] 3s2 3p1 (3 valenční elektrony) Ca: [Ar] 4s2 (2 valenční elektrony) (pro zápis je možno rovněž použít rámečků) Domácí úloha: zapište elektronovou konfiguraci dusíku, kyslíku a síry s použitím rámečků a vzácného plynu.