Architektura elektronového obalu

Prezentace na téma: "Architektura elektronového obalu"— Transkript prezentace:

1 Architektura elektronového obalu

2 Opakování Popište Thomsonův model atomu
Jak probíhal Rutherfordův experiment a co z něj vyplývá? Popište stavbu atomu Čím je způsobena přirozená radioaktivita? Jak reagují jednotlivá radioaktivní záření při průchodu stacionárním elektrickým polem?

3 Atom Obal Elektrony Protony Jádro Nukleony Neutrony

4 Rutherfordův model Představa: Problém:
Elektrony obíhají kolem jádra jako planety kolem slunce Elektrony jsou na své dráze drženy elektrostatickou silou Geometrické parametry dráhy elektronu a jeho rychlost se mohou spojitě měnit, čímž se může spojitě měnit i energie elektronu Problém: Elektron v Rutherfordově modelu atomu by ztrácel energii a pohyboval by se po spirále směrem k jádru, s nímž by se nakonec spojil. Atom by tedy zanikl (za 10-10s). Elektron by při pohybu emitoval záření (elektrická částice se zrychlením) Z modelu vyplývá spojité spektrum, zatímco v experimentu pozorujeme čárové spektrum atomů

5 Atomární spektrum 1859 W. Bunsen:
Chemické prvky vložené do plamene vydávají záření o určitých vlnových délkách Kvantování energie! Energie záření:

6 Bohrův model atomu Niels Bohr (1885 – 1962): Postuláty: Dánský fysik
Zkoumal atomární spektrum vodíku Postuláty: Elektron se může pohybovat jen po určitých drahách kolem jádra (povolené dráhy), jejichž energii je možné spočítat Pokud elektron přechází z jedné dráhy do druhé, musí přijmout nebo odevzdat energii, jež je rovna energetickému rozdílu těchto drah

7 Bohrův model atomu Energie dráhy:
Určena hodnotou čísla n Hlavní kvantové číslo Energie stoupá spolu s n U vodíkového atomu n = 1 → základní stav (nejnižší energie) Energetické hladiny, slupky Model velmi dobře vysvětlil atomární spektrum vodíku Rydbergova konstanta spočtená z theorie velmi dobře odpovídala experimentu Model selhával u spekter složitějších atomů E – energie dráhy h – Planckova konstanta (6, J.s) R – Rydbergova konstanta (3,2.1015Hz) n – hlavní kvantové číslo DE – rozdíl energetických hladin n – frekvence záření

8 Bohrův model atomu

9 Atomární spektrum dle Bohrova modelu

10 K procvičení Co jsou atomární spektra?
Proč z čárových spekter vyplývá kvantování energie? Jak vyřešil Bohr problémy Rutherfordova modelu atomu? Pro jaký atom byl jeho model utvořen? Jak v Bohrově modelu atomu dochází ke vzniku čárových spekter? Kde Bohrův model selhává?

11 Dvojí povaha elektronu
Elektron se chová současně jako částice i vlnění Energie je kvantována (je ji možné přijímat, nebo odevzdávat jen v určitých hodnotách, jež jsou nedělitelné) Nelze s libovolnou přesností určit současně rychlost (hybnost) elektronu a jeho polohu (Heisenbergův princip neurčitosti) Je však možné určit energii elektronu Je možné určit pravděpodobnost výskytu elektronu (elektronovou hustotu)

12 Kvantově – mechanický model atomu
Louis de Broglie, Erwin Schrödinger Vychází z duálního chování elektronu Pohyb i energetický stav elektronu je možno vyjádřit jako vlnovou funkci „Orbital = vlnová funkce  popisující energetický (kvantový) stav elektronu v obalu atomu“ 2 vymezuje oblast s největší pravděpodobností výskytu elektronu (hustota pravděpodobnosti výskytu elektronu) Orbital je jednoznačně určen kvantovými čísly (n – hlavní, l – vedlejší, m – magnetické) Pro určení elektronu nutné další kvantové číslo (s – spinové) De Broglieho vlna: l – vlnová délka m – hmotnost částice n – rychlost částice Schrödingerova rovnice: H – hamiltonián E - energie

13 Orbital „Orbital = vlnová funkce  popisující energetický (kvantový) stav elektronu v atomovém obalu“ 2 vymezuje oblast s největší pravděpodobností výskytu elektronu Orbital je jednoznačně určen kvantovými čísly (n – hlavní, l – vedlejší, m – magnetické) Pro určení elektronu nutné další kvantové číslo (s – spinové)

14 Hlavní kvantové číslo Hodnota n 1 2 3 4 5 6 7 Označení K L M N O P Q n
Značí velikost orbitalu a energii elektronu S rostoucím n roste velikost orbitalu i energie elektronu Nabývá hodnoty 1 – 7 Elektrony se stejným n se nacházejí ve stejné elektronové vrstvě (slupce) V PSP odpovídá číslu periody Hodnota n 1 2 3 4 5 6 7 Označení K L M N O P Q

15 Vedlejší kvantové číslo
Vyjadřuje tvar orbitalu (počet uzlových ploch) s-orbital = koule p-orbital = „osmička“ d-orbital f-orbital Nabývá hodnot: Slupky odpovídající různým n tak mají i jiné orbitalové složení závislé na l n = 1 → s n = 2 → s; p n = 3 → s; p; d n  4 → s; p; d; f složitější tvary Hodnota l 1 2 3 Označení s p d f Všechny elektrony a shodné hodnotě n a l mají tutéž energii.

16 Vedlejší kvantové číslo

17 Magnetické kvantové číslo
Vyjadřuje orientaci orbitalu v prostoru v silném magnetickém poli Hodnota závisí na hodnotě l, nabývá celých čísel v rozmezí –l až +l Počet m = 2l + 1 – degenerované orbitaly l = 0  m = 0  1 s-orbital l = 1  m = -1;0;1  3 p-orbitaly l = 2  m = -2;-1;0;1;2  5 d-orbitalů l = 3  m = -3;-2;-1;0;1;2;3  7 f-orbitalů

18 Spinové kvantové číslo
Popisuje chování elektronu v orbitalu s = +/- ½

19 Znázorňování orbitalů
A) označením n a l 1s; 2s; 2p; 3s; 3p; 3d; etc. B) grafickým znázorněním

20 Orbitaly a atomární spektra

21 K procvičení Z čeho vychází kvantový model atomu? Vysvětlete.
Co je orbital a čím je určen? Co vyjadřují jednotlivá kvantová čísla? Jaký tvar mohou orbitaly zaujímat? Podle čeho rozlišujeme prvky na s, p, d a f? Jakým způsobem je možné orbitaly značit?

22 Elektronová konfigurace
Popisuje uspořádání elektronů v elektronovém obalu atomu Počet elektronů v orbitalech se zapisuje: souhrnně do exponentu za písmeno vyjadřující typ orbitalu (např. 1s2 2s2 2p3) graficky jako šipky do rámečků

23 Pravidla pro určení elektronové konfigurace
1. Pravidlo – Výstavbový princip Orbitaly se zaplňují postupně podle jejich vzrůstající energie, tj. orbitaly s nižší energií se obsazují elektrony dříve než orbitaly s vyšší energií. 2. Pravidlo – Hundovo Orbitaly shodného n i l se zaplňují postupně elektrony o stejném spinu, posléze se párují s elektrony spinu opačného (nebo čím vyšší je celkový spin, tím je příslušný atom stabilnější). 3. Pravidlo – Pauliho vylučovací princip Každý orbital může být zaplněn maximálně dvěma elektrony s opačným spinovým kvantovým číslem.

24 Vyplňování elektronové konfigurace

25 Několik vztahů Počet orbitalů ve vrstvě = n2
Maximální počet elektronů ve vrstvě = 2n2

26 Valenční elektrony Pro chemické vlastnosti nejsou všechny orbitaly stejně důležité Nejdůležitější – nejvzdálenější, vnější, valenční orbitaly Orbitaly nejvyššího n v atomu – valenční vrstva „Chemické a fysikální vlastnosti látek jsou důsledkem obsazení valenční vrstvy jejich atomů. Stejně tak je i důležitá možnost přijmout elektrony do elektronového obalu od jiného prvku.“

27 K procvičení Napište řadu 10 orbitalů dle jejich vzrůstající energie zkratkou i rámečky. Kolik elektronů může maximálně obsahovat třetí elektronová slupka? Zakreslete d-orbital, který osahuje 3, 6 a 9 elektronů Proč jsou pro reaktivitu podstatné pouze valenční elektrony?

28 Periodicita vlastností a PSP
Příště: Periodicita vlastností a PSP