elektronová konfigurace atomu

Prezentace na téma: "elektronová konfigurace atomu"— Transkript prezentace:

1 elektronová konfigurace atomu
Atomy s více elektrony - elektronová konfigurace atomu

2 Atomy s více elektrony:
●Podobně jako u vodíku jsou stavy elektronů v atomech určeny kvantovými čísly n, l, m ●Energie elektronu v daném stavu je určena nejen hlavním kvantovým číslem n, ale i vedlejším číslem l. To je způsobeno vzájemným odpuzováním elektronů. ●Při daném n platí, čím je l větší, tím je větší energie. ●Stav atomu s nejnižší možnou energií je stav základní. Dodáním energie lze dosáhnout stavu s vyšší energií, tedy stavu excitovaného.

3 Možné hodnoty n Možné hodnoty l Počet hodnot m 1 2 4
Možné hodnoty kvantových čísel: Všechny hodnoty kvantových čísel jsou celá čísla. Možné hodnoty n Možné hodnoty l Počet hodnot m 1 s 2 p 3 d 5 4 f 7

4 Elektrony jedné podslupky mají stejnou energii!
Slupky a podslupky: ●Elektrony ve stavech s týmž n tvoří ELEKTRONOVOU SLUPKU neboli vrstvu. ●Jednotlivé vrstvy se označují velkými písmeny: Hodnota n 1 2 3 4 5 6 7 Označení K L M N O P Q ●Elektrony ve stavech s týmž n a týmž l tvoří PODSLUPKU. ● Podslupky označujeme již známým zápisem 1s, 2s, 3p atd. Elektrony jedné podslupky mají stejnou energii!

5 Vedlejší kvantové číslo l Zápis možných podslupek
Slupky a podslupky: Slupka s kvantovým číslem n má n podslupek. Hlavní kvantové číslo Označení slupky Vedlejší kvantové číslo l Označení podslupky Zápis možných podslupek 1 K s 1s 2 L 2s p 2p 3 M 3s 3p d 3d 1 podslupka 2 podslupky 3 podslupky

6 Pojem spin si nyní přiblížíme.
Elektronová konfigurace : Obsazení jednotlivých stavů elektrony se nazývá elektronová konfigurace a řídí se určitými pravidly. Pauliho vylučovací princip: První pravidlo se označuje jako PAULIHO VYLUČOVACÍ PRINCIP: (zformuloval W.Pauli,1924) V jednom stavu atomu charakterizovaném kvantovými čísly n, l, m se mohou nacházet nejvýše dva elektrony, které se liší SPINEM. Pojem spin si nyní přiblížíme.

7 Spinové kvantové číslo:
Každý elektron má vlastnost, která se nazývá SPIN. Její objasnění je složité, a proto si ji pouze zjednodušeně přiblížíme: SPIN si můžete představit jako rotační pohyb elektronu kolem své vlastní osy. Tento pohyb se pak liší směrem otáčení. Tuto vlastnost vyjadřuje SPINOVÉ KVANTOVÉ ČÍSLO s. Číslo s může nabývat dvou hodnot: nebo Stav každého elektronu v atomu je tedy charakterizován čtyřmi kvantovými čísly. Žádné dva elektrony v atomu nemohou mít všechna čtyři kvantová čísla stejná.

8 Elektronová konfigurace jednotlivých prvků:
Nyní, když víme kolik budou mít jednotlivé slupky podslupek, ukážeme si, jak v nich rozmístit elektrony jednotlivých prvků. Každé podslupce přiřadíme počet čtverečků odpovídající počtu hodnot magnetického kvantového čísla. Připomeňme, že počet hodnot m = 2.l + 1 Tedy podslupkám s odpovídá 1 čtvereček, podslupkám p 3 čtverečky, podslupkám d 5 čtverečků.

9 Elektronová struktura jednotlivých prvků:
Vzniklé rámečky teď můžeme pro jednotlivé prvky obsadit elektrony: Dohoda: ●elektrony označujeme šipkami: ↑ ●opačný spin vyjádříme opačnými šipkami: ↑ ↓ Již víme, že elektron atomu vodíku v základním stavu bude na energeticky nejchudší podslupce, tedy 1s. Při dalším vyplňování si uvědomíme, že jeden rámeček může obsahovat pouze 2 elektrony s opačnými spiny. Pak nebudou mít žádné dva elektrony stejná kvantová čísla a bude splněn Pauliho princip.

10 Hundovo pravidlo: Stavy (orbitaly) se stejnou energií, tedy elektrony tvořící podslupku, se nazývají DEGENEROVANÉ. Degenerované orbitaly se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu se stejným spinem. Toto pravidlo využijeme při obsazování 2p orbitalů uhlíku a dusíku: Teprve počínaje kyslíkem začnou elektrony v podslupce 2p tvořit páry: Pro tyto stavy platí HUNDOVO PRAVIDLO (zformuloval F.Hund, 1925): Degenerované orbitaly se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu se stejným spinem.

11 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4s 3d 4p 5s 4d 5s 4d 5p atd. Výstavbový princip:
Již víme, že základní stav atomu je stav s nejnižší možnou energií. Proto obsazují elektrony jednotlivé hladiny postupně, tak aby měl výsledný systém co nejnižší energii. Toto pravidlo nazýváme VÝSTAVBOVÝ PRINCIP neboli princip minimální energie. Pořadí podslupek podle stoupající energie je takovéto: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4s 3d 4p 5s 4d 5s 4d 5p atd. (Energie hladin 3d a 4s, 4d a 5s, 5d a 6s se liší velmi málo)

12 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p Výstavbový princip:
Od draslíku dále bychom mohli začít vyplňovat podslupku 3d, ale my víme, že v pořadí energií je nejdříve podslupka 4s: Počínaje sodíkem až k argonu se bude postupně naplňovat slupka M tak jako dosud, až je zcela zaplněna podslupka 3p: Podobným způsobem bychom mohli elektrony zaplnit slupky a podslupky všech prvků.

13 Elektronová konfigurace – zápis:
Chceme-li vyjádřit, kolik elektronů je na určité podslupce, zapisujeme jejich počet indexem vpravo nahoře u označení podslupky. Celkový zápis elektronové konfigurace ukážeme na dusíku: 3 2p slupka L (n = 2) podslupka p (l = 1) obsahuje 3 elektrony at. slupka K L M číslo podslupka 1s 2s 2p 3s 3p 3d 7 N ↑↓ ↑ 1s2 2s2 2p3

14 Kyslík má 6 valenčních elektronů ve slupce L.
Valenční elektrony: Vnější, tedy energeticky nejvýše položené elektrony atomu se nazývají VALENČNÍ ELEKTRONY. Příklad: Kyslík má 6 valenčních elektronů ve slupce L. at. slupka K L M číslo podslupka 1s 2s 2p 3s 3p 3d 8 O ↑↓ ↑ Zápis : 2s2 2p4

15 Souvislost mezi valenčními elektrony a skupinou v periodické tabulce:
Při označení čísly 1-18 odpovídá počet valenčních elektronů číslu skupiny, jen u modré části tabulky (skupiny 13-18) je třeba odčítat 10. Při starším značení skupin odpovídá u žluté a modré části tabulky počet valenčních elektronů číslu skupiny. Síru nalezneme v 16.skupině má tedy 6 valenčních elektronů. Brom je v VII.A skupině, má tedy 7 valenčních elektronů. Hořčík nalezneme ve II.A skupině, má tedy 2 valenční elektrony. 1 2 3 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 4 Nikl nalezneme v 10. skupině, má tedy 10 valenčních elektronů.

16 Všechny uvedené atomy mají vždy jeden valenční elektron.
Proč nás zajímají valenční elektrony: Modely prvních tří prvků podskupiny I A: Li Na K Valenční elektrony : 2s1 3s1 4s1 Všechny uvedené atomy mají vždy jeden valenční elektron. Proto mají tyto prvky (stejně jako ostatní ze skupiny I.A) podobné chemické vlastnosti. Prostřednictvím valenčních elektronů se vytvářejí chemické vazby mezi atomy.

17 Úloha: Zdůvodněte podobné chemické vlastnosti u prvků VII.A skupiny – fluoru, chloru a bromu. Řešení: Obrázek: F Cl Br Valenční elektrony: 2s2 2p5 3s2 3p5 4s2 4p5 Všechny prvky VII.A skupiny mají 7 valenčních elektronů, které se mohou teoreticky uplatnit při vytváření chemických vazeb.

18 Proč jsou jednotlivé části tabulky různě barevné?
Prvky ve žluté části tabulky nazýváme s prvky. Prvky v modré části nazýváme p prvky. Využijte vaše znalosti o valenčních elektronech a pokuste se tyto názvy vysvětlit.

19 Označení skupin prvků:
d-prvky nazýváme oranžově označené prvky, které mají valenční elektrony rozmístěny na podslupce s vnější slupky, ale také na podslupce d předcházející slupky. s-prvky: Tak nazýváme prvky, jejichž atomy mají valenční elektrony rozmístěny jen na podslupce s. Tyto elektrony se uplatňují při vytváření chemických vazeb. Například železo: s-prvky Fe 3d6 4s2 p-prvky: Na vytváření chemických vazeb se uplatňují valenční elektrony rozmístěné v podslupkách s a p. p-prvky Zeleně jsou označeny f-prvky, k jejichž valenčním elektronům patří i elektrony na podslupce f. s a p prvky nazýváme souhrnně NEPŘECHODNÉ PRVKY d prvky nazýváme PŘECHODNÉ PRVKY f prvky nazýváme VNITŘNĚ PŘECHODNÉ PRVKY

20 [Ne] 3s2 3p3 Elektronová konfigurace a periodická tabulka:
FOSFOR: Protonové číslo fosforu je 15. Víme tedy, že obsahuje 15 elektronů. 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 1s2 2s2 2p6 P: Ne: Konfiguraci zapíšeme: Fosfor je v 15.(V.A) skupině, má tedy 5 valenčních elektronů. Najdeme ho ve třetí periodě, má tedy 3 slupky. Víme jaké podslupky jednotlivé slupky obsahují. Protože zaplněné vrstvy odpovídají konfiguraci vzácného plynu z předchozí periody, můžeme zapsat: Můžeme v podslupkách rozmístit elektrony. [Ne] 3s2 3p3 Obdobně můžeme postupovat u jakéhokoli prvku. 1 2 3 5 4 14 9 10 6 8 7 13 11 15 17 16 18 12 1 2 3 P 15