OBECNÁ CHEMIE ELEKTRONOVÝ OBAL Ing. Alena Hejtmánková, CSc. Katedra chemie Agronomická fakulta ČZU Praha © Praha, 2003

ELEKTRONOVÝ OBAL ATOMU historický vývoj názorů planetární model, Rutherford (1911) nedostatky vyzařování energie  zánik Bohr (1913) kvantový model atomu vodíku elektrony se pohybují po diskrétních energetických hladinách, nevyzařují energii energie je kvantována kruhové trajektorie (dráhy) Bohr, Sommerfeld eliptické dráhy Schrödinger (1926) moderní představy l n c ΔE E - 1 2 h = Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

ELEKTRONOVÝ OBAL ATOMU Schrödingerova rovnice (1926, axiom) slučuje v sobě vlnové a korpuskulární vlastnosti hmoty charakter vlnění  charakter hmotné částice Ek, Ep řešení rovnice vlnová funkce  (stav elektronu) vlnová funkce 2 (pravděpodobnost výskytu elektronu) závěr výskyt elektronů v orbitalech (AO, prostor 95 – 99 %) orbital má určitou energii orbital je určen 3 kvantovými čísly (x) E Ψ(x) x 2m p 2 Ψ = + d h - Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

KVANTOVÁ ČÍSLA /1 1s 2s 3s 2px 2pz 2py 3dz2 4fxz hlavní kvantové číslo n určuje energii AO n = 1, 2, 3,… (K, L, M,…) velikost AO vedlejší kvantové číslo l (čti el) tvar AO energie AO l = 0,… (n – 1) (vodík ne) magnetické kvantové číslo m prostorová orientace m = – l,…0…+l __________________________________ spinové kvantové číslo s smysl rotace s =  1/2 http://www.orbitals.com/orb/orbtable.htm#table1 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

KVANTOVÁ ČÍSLA /2  degenerované orbitaly – orbitaly se shodným n a l kvantovým číslem p-orbitaly jsou 3krát degenerované d-orbitaly jsou 5krát degenerované f-orbitaly jsou 7krát degenerované zápis orbitalu typu f   4f0 4f1 4f2 4f3 http://www.orbitals.com/orb/orbtable.htm#table1 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

VÝSTAVBOVÉ PRINCIPY /1 < 1. Základní stav – minimum energie 4s 3d pravidlo (n+l) AO s nižším součtem (n+l) má menší energii při rovnosti součtu (n+l) má AO s menším n nižší energii n+l=5 n+l=4 < 3d 4s 2. Pauliho vylučovací princip žádné dva elektrony v atomu nemají stejné hodnoty všech 4 kvantových čísel (minimálně se liší spinem s) Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

VÝSTAVBOVÉ PRINCIPY /2 3. Hundovo pravidlo na degenerovaných orbitalech se elektrony rozmístí tak, aby co největší počet AO byl obsazen jedním elektronem nepárové elektrony mají souhlasný spin ­ ¯ Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

Obsazení vrstvy elektrony OBSAZENÍ HLADIN /1 2 2p6 3krát 6 2p 8 L 2s2 není 2s K 1s2 1s Obsazení vrstvy elektrony Vrstva Symbol plných AO Degenerace Celkem Obsazení elektrony Symbol AO +1 –1 m 1 l n Kvantová čísla Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

Obsazení vrstvy elektrony OBSAZENÍ HLADIN /2 Obsazení vrstvy elektrony Vrstva Symbol plných AO Degenerace Celkem Obsazení elektrony Symbol AO m l n Kvantová čísla 2 3p6 3krát 6 3p 18 M 3s2 není 3s +1 –1 1 3 3d10 5krát 10 3d –2 +2 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

Obsazení vrstvy elektrony Vrstva Symbol plných AO Degenerace Celkem Obsazení elektrony Symbol AO m l n Kvantová čísla 2 4p6 3krát 6 4p 32 N 4s2 není 4s +1 –1 1 4 4d10 5krát 10 4d –2 +2 4f14 7krát 14 4f –3 3 +3 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

ELEKTRONOVÁ KONFIGURACE ATOMŮ /1 Síra S Z = 16  16 elektronů 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 [Ne] 3s2 3p4 1s 2s 2p 3s 3p 16S: využití konfigurace předchozího netečného plynu [Ne] 3s 3p 16S: Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

ELEKTRONOVÁ KONFIGURACE ATOMŮ /2 platí: mimořádně stabilní jsou zpola nebo zcela zaplněné orbitaly d5 d10 f7 f14 4s 3d 29Cu: [Ar] teorie 4s 3d 29Cu: [Ar] praxe Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

CHEMICKÉ CHOVÁNÍ ATOMŮ chemické chování je dáno uspořádáním valenčních elektronů valenční elektrony – elektrony, jimiž se atom liší od konfigurace předchozího netečného plynu stabilní – plně obsazené s a p atomové orbitaly nejreaktivnější atomy – blíží se svou strukturou (elektronovou konfigurací) vzácným plynům alkalické kovy, halogeny základní stav + E  excitovaný stav Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

PERIODICKÝ ZÁKON /1 Drahý Dmitriji Ivániči, tak už se na Tebe nezlobím. To, jak jsi mi počmáral karty těmi Tvými symboly prvků. Cestou domů jsem si s nimi ve vlaku vykládal pasiáns a to bys nevěřil, co mi vyšlo ... (Jára Cimrman D. I. Mendělejevovi, 1867) Dmitrij Ivanovič Mendělejev 27.1.1834 Tobolsk – 20.1.1907 Petrohrad 1867 periodická tabulka prvků Český chemik Bohuslav Brauner propagoval tabulku u nás. Obecná chemie. Periodická tabulka.

záměna pořadí některých prvků PERIODICKÝ ZÁKON /2 Periodický zákon (1869) původní znění Fyzikální a chemické vlastnosti prvků jsou periodicky závislé na jejich atomové hmotnosti. Dnešní znění Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla Z. záměna pořadí některých prvků Obecná chemie. Periodická tabulka.

PERIODICKÝ ZÁKON /3 Důsledky periodického zákona předpověď a následující objevy do té doby neznámých prvků 1875 galium 1879 skandium 1886 germanium na základě postavení prvku v řadě lze odhadnout jeho vlastnosti Obecná chemie. Periodická tabulka.

PERIODICKÁ TABULKA PRVKŮ http://citynight.com/periodic/periodic.html Obecná chemie. Periodická tabulka.

KLASIFIKACE PRVKŮ /1 1. Vzácné plyny (0. skupina) valenční elektrony – ns2 np6 (elektronový oktet) stabilní prvky – plně obsazené s a p atomové orbitaly 54Xe: [Kr] 4d10 5s2 5p6 2. Nepřechodné prvky doplňují ns atomové orbitaly  s-prvky (typické kovy) ns, np atomové orbitaly  p-prvky (většinou nekovy) stálé oxidační číslo, ve sloučeninách bezbarvé 3. Přechodné prvky doplňují ns, (n – 1)d atomové orbitaly  d-prvky (kovy) více oxidačních čísel, ionty barevné tvoří komplexní sloučeniny Obecná chemie. Periodická tabulka.

KLASIFIKACE PRVKŮ /2 4. Vnitřně přechodné prvky doplňují ns, (n – 2) f, (n – 1) d atomové orbitaly  f-prvky (kovy) 2 vnější vrstvy shodné (n – 1) s2 np6 (n – 1) d1 ns2 lanthanoidy – 57La + 14 prvků (Z = 58-71) aktinoidy (transurany) – 89Ac + 14 prvků (Z = 90-103) Memotechnická pomůcka Laciné Ceny Prasat Nedovolily Prométheovi Smésti Evropu, Gdyž Théby Dýchaly Horkou Erotikou Tmavého Ybišku Lučního... Obecná chemie. Periodická tabulka.

CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? 1. Výskyt prvků v přírodě obecně nízké atomové číslo Z zemská kůra 8O – 49,13 %; 14Si – 26,00 %; 13Al – 7,45 % atmosféra 7N – 78,08 %; 8O – 20,95 %; 18Ar – 0,93 %; CO2 – 0,03 % biogenní prvky nekovy 6C, 1H, 16O, 14N, 15P, 16S, 14Si kovy 11Na, 19K, 20Ca, 12Mg, 26Fe Obecná chemie. Periodická tabulka.

CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? 2. skupenství plyny tuhé látky kapalné (brom, rtuť) n.p. Obecná chemie. Periodická tabulka.

CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? 3. velikost atomů (platí pro nepřechodné prvky) klesá roste Obecná chemie. Periodická tabulka.

CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? 4. ionizační energie – IA [eV] Li 520 kJ/mol N 1400 kJ/mol Ne 2081 kJ/mol Obecná chemie. Periodická tabulka.

CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? 5. elektronová afinita – EA [eV] - ® + M(g) E e elektronegativita X  schopnost poutat elektrony Pauling (1932) pro vodík XH = 2,1 elektronegativní 0,7 3,1 3,9 elektropozitivní Fr Cl F Obecná chemie. Periodická tabulka.

CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? 6. elektronegativita kovy elektropozitivní Men+ nekovy elektronegativní Men– Obecná chemie. Periodická tabulka.

CO LZE ODVODIT Z PERIODICKÉ TABULKY? oxidační číslo – náboj, který by měl atom prvku, kdyby elektrony každé chemické vazby patřily elektronegativnějšímu atomu maximální oxidační číslo udává číslo skupiny Obecná chemie. Periodická tabulka.

CHEMICKÁ VAZBA Molekuly – soubory atomů poutaných chemickou vazbou homonukleární (H2, N2,…) heteronukleární (H2SO4, Be(NO3)2,…) makromolekulární Vznikají chemickou reakcí Proč? přiblížením atomů dojde k přeskupení valenčních elektronů  stabilnější útvar (ztráta energie – E) Elektronová teorie chemické vazby snaha atomu v molekule dosáhnout stabilní elektronové konfigurace (vzácný plyn) předáním elektronu – iontová vazba sdílením elektronového páru – kovalentní vazba Obecná chemie. Chemická vazba.

CHEMICKÁ VAZBA Pevnost vazby – disociační energie vazby [kJ/mol] Délka vazby – [pm] d- d+ - + délka vazby Polarita vazby – souvisí s elektronegativitou kovalentní X < 0,4 polární 0,4 < X < 1,7 iontová X > 1,7 Iontová vazba extrémní případ kovalentní vazby elektrostatické síly mezi ionty Obecná chemie. Chemická vazba.

TEORIE VALENČNÍ VAZBY Valenční vazba Pauling C. L. (1901–1994) překryv AO – valenčních elektronů elektrony se liší spinem vznik na spojnici jader nevazebné elektrony (volné elektronové páry) neúčastní se kovalentní vazby volné elektronové páry umožňují vznik koordinačně kovalentní vazby Obecná chemie. Chemická vazba.

KOVALENTNÍ VAZBA H Edis rc Energie [kJ/mol] R [pm] H 2 Energie [kJ/mol] R ab [pm] rc Edis = pevnost vazby rc = délka vazby Obecná chemie. Chemická vazba.

HYBRIDIZACE ATOMOVÝCH ORBITALŮ /1 1s 2s 2p 6C: Základní stav atomu, C je 2-vazný Excitovaný stav C je 4-vazný, orbitaly nejsou energeticky ekvivalentní 6C*: Hybridizace AO = energetické sjednocení AO  4 hybridní orbitaly sp3 + 4 H  6C*: Obecná chemie. Chemická vazba.

HYBRIDIZACE ATOMOVÝCH ORBITALŮ /2 sp3 4 x sp3 Obecná chemie. Chemická vazba.

VAZBA TYPU  (sigma) s ss p s s-p Maximální hustota na spojnici atomových jader Obecná chemie. Chemická vazba.

VAZBA TYPU  pz pz  pz Maximální hustota mimo spojnici atomových jader (násobné vazby) Obecná chemie. Chemická vazba.

TEORIE MOLEKULOVÝCH ORBITALŮ s* protivazebný MO s vazebný MO 1s AO Energie H2 x He Obecná chemie. Chemická vazba.

DATIVNÍ KOVALENTNÍ VAZBA H H+ N + Obecná chemie. Chemická vazba.

SLABÉ MEZIMOLEKULOVÉ VAZBY /1 Síly van der Waalsovy (J.D. van der Waals 1837 – 1923) slabé vazby ( ~ 10 kJ/mol) elektrostatická povaha vzájemné přitahování dipólů q q+ r Dipólový moment kvantitativní vyjádření míry polarity vazby Obecná chemie. Chemická vazba.

SLABÉ MEZIMOLEKULOVÉ VAZBY /2 Vazba H-můstkem (O, N, F) H d+ d- Obecná chemie. Chemická vazba.

SKUPENSKÉ STAVY LÁTEK tuhé látky kapalné skupenství plynné skupenství (plazma) tekutiny rozhodující teplota tlak velikosti soudržných sil dané charakterem částic Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCH S KRYSTALICKOU STRUKTUROU /1 iontové krystaly (NaCl) Na+ Cl Silně elektropozitivní atomy (Na+) poutány elektrostatickými silami se silně elektronegativními atomy (Cl) vysoké body tání rozpustné v polárních rozpouštědlech křehké roztoky a taveniny elektricky vodivé Obecná chemie. Chemická vazba.

VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCH S KRYSTALICKOU STRUKTUROU /2 molekulové krystaly (jód, síra) – slabé vazby S8 jód nízké body tání měkké a těkavé rozpustné v nepolárních rozpouštědlech Obecná chemie. Chemická vazba.

VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCH S KRYSTALICKOU STRUKTUROU /3 atomové krystaly (diamant x SiO2, BN) pevné kovalentní vazby lokalizované vazby vysoké body tání nerozpustné tvrdé elektricky nevodivé Obecná chemie. Chemická vazba.

VAZBA V TUHÝCH LÁTKÁCH S KRYSTALICKOU STRUKTUROU /4 kovové krystaly – kovová vazba delokalizované vazby plošně nebo tělesově centrovaná krychlová mřížka šesterečná soustava Cu vysoké body tání nerozpustné tvrdé elektricky a tepelně vodivé Obecná chemie. Chemická vazba.

PÁSOVÝ MODEL ELEKTRONOVÉ STRUKTURY TUHÝCH LÁTEK vychází z teorie MO LCAO DE E Obecná chemie. Chemická vazba.

SKUPENSKÉ STAVY LÁTEK nR konst T pV = plynný stav  molekuly na sebe vzájemně nepůsobí (ideální plyn) nR konst T pV = p = tlak plynu V = objem plynu T = absolutní teplota R = univerzální plynová konstanta = 8,314 Jmol-1K-1 n = počet molů Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

IZOTERMNÍ DĚJ konst. pV = Zákon BoyleMariottův T2 T1 Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

DALŠÍ DĚJE konst. p = k1 T V = konst. V = k2 T p = αT) (1 V + = 273,15 p (V) T p0 (V0) 273,15 Děj izobarický Zákon GayLusacův konst. p = k1 T V = Děj izochorický Zákon Charlesův konst. V = k2 T p = αT) (1 V T + = 273,15 1 α = koeficient tepelné roztažnosti plynů αT) (1 p T + = Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

å å å å ( ) VZTAHY PRO PLYNY RT b V a p = - ÷ ø ö ç è æ + p x n = = p Směsi plynů (Daltonův zákon) p x n A i = å å = i p parciální tlak V x n A i = å å = i V parciální objem Stavová rovnice pro reálný plyn (van der Waalsova) ( ) RT b V a p m 2 = - ÷ ø ö ç è æ + Obecná chemie. Elektronový obal atomu.

Konec Obecná chemie.