Stavba atomu 1. Historický přehled 2. Stavba atomu 3. Stavba jádra 4 Stavba atomu 1. Historický přehled 2. Stavba atomu 3. Stavba jádra 4. Radioaktivita 5. Stavba elektronového obalu 6. Poloha prvku v periodické soustavě

1. Historický přehled Leukippos, Epikuros, Demokritos (Řecko), atomos 4. st. p.n.l. středověk Názor zapomenut období alchymie 17.-18. st. 19. st. 1897 1911 1932 Leukippos Epikuros

1. Historický přehled Leukippos, Epikuros, Demokritos (Řecko), atomos 4. st. p.n.l. středověk Názor zapomenut období alchymie Navázání na Aristotela a Platóna, 4 živly 17.-18. st. Návrat k představě atomů (pokusy) 19. st. John Dalton – Atomová teorie Nuklid je soubor atomů které mají stejné protonové číslo (počet protonů v jádře, znamená to, že se jedná o jeden prvek), i nukleonové číslo (počet nukleonů v jádře). Prvky se v přírodě vyskytují většinou jako směs nuklidů. Například uhlík se vyskytuje jako směs nuklidu 12C a nuklidu 13C, proto je v tabulkách uváděna atomová hmotnost uhlíku jako 12,011 atomové hmotnostní jednotky, nikoli 12,000 atomové hmotnostní jednotky, jak by odpovídalo 12C podle definice atomové hmotnostní jednotky. 1897 1911 1932 Aristoteles a Platón

John Dalton – Atomová teorie 1. prvky se skládají z velmi malých dále nedělitelných částic – atomů, 2. atomy téhož prvku jsou stejné, atomy různých prvků se liší, 3. v průběhu chemických dějů se atomy spojují, oddělují nebo přeskupují, přičemž ale nemohou vznikat nebo zanikat, 4. slučováním dvou či více prvků vznikají chemické sloučeniny.

John Thomson – objev elektronu, pudink. model pudinkový model Jádrový model 4. st. p.n.l. středověk období alchymie 17.-18. st. 19. st. 1897 John Thomson – objev elektronu, pudink. model 1911 Ernest Rutherford – Jádrový model (objev jádra) 1932 James Chadwick – objev neutronu

2. Stavba atomu Atom = elektroneutrální částice prvku, kterou nelze rozdělit chemickou cestou. (chemicky je nedělitelný) Atom = jádro (p+,n) + obal (e-) m(e-) = 9,11.10-31kg m(p+) = 1,673·10-27kg m(n) = 1,675·10-27kg m(n) = m(p+) = 1836 . m(e-) 0,1 nm Atom helia (model)

3. Stavba jádra X A A = Nukleonové číslo (n a p) Z Z = Protonové číslo (p) A = Z + N N = Neutronové číslo (n) Prvek = látka tvořená výhradně atomy se stejným Z (např. uhlík) Nuklid = soubor atomů, které mají stejné Z i A. (např. 12C a 12C jsou dva totožné nuklidy!) 6 6 Izotop = atomy téhož prvku (stejné Z), které se liší číslem A = soubor nuklidů daného prvku (např. 12C a 13C jsou vůči sobě izotopy) (protium, deuterium a tritium) Izobar = atomy různých prvků (odlišné Z), ale stejné A (např. 14C-14N;3H-3He) Příklady!!!

4. Radioaktivita Proces při kterém se nestabilní atomová jádra samovolně rozpadají. Jejich přeměnou vznikají jádra a uvolňuje se neviditelné záření. 1896 Henri Becquerel Poprvé pozorována radioaktivita u sloučenin uranu. 1898 Marie Curie – Sklodovská, Pierre Curie Objev Polonia a Radia (Smolinec u Jáchyma) - Radioaktivita je vlastností atomu a nezávisí na tom, zda jsou atomy součástí prvku nebo sloučeniny. Které atomy jsou nestabilní? a) Z ≤ 20, nejstabilnější jsou: N/Z = 1 b) Z > 2O nejstabilnější jsou: N/Z = 1,5

4.1 Přirozená radioaktivita V přírodě existuje cca 50 radioaktivních látek (radionuklidů). Radionuklidy jsou prvky, které vyzařují 3 druhy neviditelného záření. Záření α Proud kladně nabitých jader helia (42He) Má velmi malý dosah (proniká vrstvou vzduchu silnou několik cm) Rychlost = 2 000 km/s Záření β dva druhy: proud pozitronů 0+1e a proud elektronů 0-1e 100x větší pronikavost než záření alfa. Rychlost = 280 000 km/s Záření γ = elektromagnetické vlnění (proud fotonů), vysoká E je nejpronikavější (projde i vrstvou olova širokou několik cm) obvykle doprovází záření α a β Rychlost = 300 000 km/s = rychlost světla

4.2 Umělá radioaktivita Umělá radioaktivita = samovolný rozklad UMĚLE PŘIPRAVENÝCH NUKLIDŮ, které se v přírodě nevyskytují.

4.3 Radioaktivní rozpady (přeměny) Z jádra (většinou těžkého prvku) je vymrštěna částice 42He AZX → A-4Z-2Y + 42He 22688Ra → 22286Rn + 42He Rozpad β- neutron se přemění na proton a elektron. Proton zůstává v jádře, elektron jádro opouští. 10n → 11p + 0-1e Charakteristické pro jádra s nadbytkem neutronů. AZX → AZ+1Y + 0-1e 23491Pa → 23492U + 0-1e

4.3 Radioaktivní rozpady (přeměny) proton se přemění na neutron a pozitron. Neutron zůstává v jádře, pozitron jádro opouští. Charakteristické pro jádra s nadbytkem protonů. 11p → 10n + 0+1e AZX → AZ-1Y + 0+1e 3015P → 3014Si + 0+1e Elektronový záchyt Přebytek protonů. Proton zachytí elektron z EO. Vzniká neutron. 0-1e + 11p → 10n AZX → AZ-1Y

4.4 Poločas rozpadu τ½ je doba, za kterou se rozpadne polovina přítomných jader radioaktivního nuklidu. Radiouhlíková metoda (pro zajímavost) Užití pro určování stáří archeologických nálezů. Přírodní uhlík je tvořen třemi izotopy: 12C 13C a 14C (radioaktivní) Poměr izotopů je v atmosféře konstantní, z toho plyne, že každý organismus má též ve svém těle konstantní poměr těchto izotopů. Zemře-li organismus – přísun14C z atmosféry se zastaví, 14C se rozpadá a poměr se zvětšuje. τ½ (14C) =5730 let

5. Stavba elektronového obalu (=EO) Demokritos – zanedbatelné kuličky John Thomson – rozinky v pudinku Ernest Rutherford – kruhové dráhy elektronů Niels Henrick David Bohr – eliptické dráhy elektronu (1913 Bohrův model) Albert Einstein – Elektron má dualistický charakter. Nelze současně stanovit rychlost a hybnost (polohu)!

5.1 Orbitaly Opuštění klasické teorie a představy o pohybu elektronu po kruhových či eliptických drahách. Tyto dráhy byly nahrazeny ORBITY. ORBITAL = část prostoru v okolí jádra, ve které se elektron vyskytuje s 95% pravděpodobností!!!

Vodík a uhlík

5.1 Kvantová čísla Elektrony se v EO atomu nacházejí v několika hladinách (tzv. vrstvách). Energie s rostoucí vzdáleností od jádra roste. Každý elektron je popsán čtyřmi kvantovými čísly: 1. Hlavní kvantové číslo (n) 2. Vedlejší kvantové číslo (l) 3. Magnetické kvantové číslo (ml) 4. Spinové kvantové číslo (ms) Kterýkoliv elektron z EO lze poté JEDNOZNAČNĚ charakterizovat na základě souboru čtyř kvantových čísel.

5.1.1 Hlavní kvantové číslo (n) Rozhoduje o ENERGII a o VZDÁLENOSTI od jádra. Udává SLUPKU (sféru, hladinu), ve které se elektron nachází. n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 (nabývá celých kladných čísel). n = K, L, M, N, O, P, Q (čísla lze nahradit velkými písmeny). Čím větší číslo tím větší energie a vzdálenost od jádra.

5.1.2 Vedlejší kvantové číslo (l) Rozhoduje o ENERGII a o TVARU ORBITALU. n l 1 2 3 4 5 6 7 Nabývá hodnot od 0 po n-1: Tvar orbitalu: l=0 orbital s koule l=1 orbital p rotující osmička l=2 orbital d 2 rotující osmičky l=3 orbital f 3 rotující

5.1.2 Vedlejší kvantové číslo (l) Rozhoduje o ENERGII a o TVARU ORBITALU. Nabývá hodnot od 0 po n-1: Tvar orbitalu: l=0 orbital s koule l=1 orbital p rotující osmička l=2 orbital d 2 rotující osmičky l=3 orbital f 3 rotující

5.1.3 Magnetické kvantové číslo (ml) Udává PROSTOROVOU ORIENTACI orbitalu v prostoru. Nabývá hodnot od -l po +l: orbital l ml prostorová orientace s koule má jednu orientaci p 1 -1 osmička rotuje třemi směry d 2 -2 5 možných orientací f 3 -3 7 možných orientací

5.1.4 Spinové kvantové číslo (ml) Udává ROTAČNÍ IMPULS ELEKTRONU. (vnitřní moment hybnosti) Nabývá hodnot dvou hodnot: -1/2 a +1/2 V každém orbitalu leží dva elektrony lišící se spinem!!!

5.2 Tvary a prostorová orientace orbitalů Orbital s: koule V každé hladině EO je 1 orbital typu s l=1 Orbital p: rotující osmička (l=1) V každé hladině EO jsou 3 degenerované orbitaly typu p (stejná E, jiná prostorová orientace) l=2 Orbital d: dvě rotující osmičky V každé hladině EO je 5 degenerovaných orbitalů typu d (stejná E, jiná prostorová orientace) Degenerované orbitaly = mají stejné hodnoty n a l, liší se ml !

5.3 Znázorňování orbitalů 1. Nákres - nepřehledné 2. Symbolicky: číslo n, typ orbitalu (s, p, d …), počet e 1s2 3. Rámečky: číslo n, typ orbitalu (s, p, d …), e jako šipky 1s ↑↓ 4. Pomocí vzácného plynu (viz dále) Příklady!!!

5.3 Znázorňování orbitalů PRAVIDLA ZAPLŇOVÁNÍ ORBITALŮ: 1. Výstavbový princip Nejprve se zaplní orbitaly s NEJNIŽŠÍ ENERGIÍ. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p (max. 118 elektronů) Jak se naučit? Pravidlo n+l 2. Pauliho princip výlučnosti V jednom orbitalu mohou být max. 2 e lišící se spinem (hodnotou ms) s ↑↓ p ↑↓ ↑↓ ↑↓ d ↑↓ ↑↓↑↓ ↑↓ ↑↓

7s 6p 6s 6f 5p 5d 5s 4p 5f 4d 4s 3p 4f 3s 3d 2p 2s 1s

3. Hundovo pravidlo V orbitalech o stejné E vznikají elektronové páry až po obsazení všech orbitalů jedním elektronem. Nespárované elektrony mají stejný spin. p ↑↓ špatně p ↑ ↓ špatně p ↑ ↑ správně p ↑ ↑ ↑ správně p ↑ ↑↓ ↑ špatně p ↑↓ ↑ ↑ správně Příklady!!!

6. Poloha prvku v periodické soustavě Dmitrij Mendělejev 1896 Periodický zákon Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí (tzn. periodicky se mění) jejich atomových vlastností Co – Ni Te – I Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonových čísel Period. tabulka je graf. vyjádření period. zákona

6.1. Periody 1. 2 prvky (1-2 e) 7 slupek → 7 period! 2. 8 prvků (3-10 e) 3. 8 prvků (11-18 e) 4. 18 prvků (19-36 e) 5. 18 prvků (37-54 e) 6. 32 prvků (55-86 e) 7. prozatím 23 prvků (87-109? e) Lanthanoidy Aktinoidy

d-prvky s-prvky p-prvky f-prvky s-prvky - doplňují e do orbitalu ns Nepřechodné prvky p-prvky - doplňují e do orbitalu np d-prvky - doplňují e do orbitalu (n-1)d Přechodné prvky Prvky vnitřně přechodné f-prvky - doplňují e do orbitalů (n-2)f

6.2. Skupiny Vzácné plyny Alkalické kovy Halogeny Kovy alkalických zemin (Ca, Sr, Ba, (Ra)) Chalkogeny

Valenční elektrony Valenční elektrony = elektrony s nejvyšší energií a nacházejí se: u nepřechodných prvků (s- a p- prvků) v orbitalech ns a np u přechodných prvků (u d-prvků) v orbitalech ns a (n-1)d u f-prvků v orbitalech ns, (n-2)f a (n-1)d

6.3. Zkrácený zápis elektronové konfigurace Vzácné plyny leží v 18. skupině a vždy ukončují periody. Mají plně obsazeny všechny orbitaly!!! 2He: 1s2 2He: 1s2 10Ne: 1s2 2s2 2p6 10Ne: 1s2 2s2 2p6 18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 18Ar: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 36Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 36Kr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 54Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 54Xe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 86Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 86Rn: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 Poslední vrstva EO může obsahovat maximálně 8 elektronů v orbitalech ns a np (ns2 a np6). Elektronový oktet Zcela zaplněná poslední vrstva je charakteristická vysokou stabilitou – charakteristické pro vzácné plyny. Příklady!!!