Modely atomů.

Prezentace na téma: "Modely atomů."— Transkript prezentace:

1 Modely atomů

2 Thompsonův model - 1903 pudinkový model
Náhodné rozložení elektronů v hmotě atomu byl navržen J.J. Thomsonem, který objevil elektron v roce 1897

3 Rutherfordův model Rutherfordův experiment: ostřeloval tenkou kovovou folii alfa částicemi vyvrácení Thomsonova modelu Při experimentu byly různé kovy bombardovány alfa částicemi, přičemž se měřila odchylka směru pohybu alfa částic po srážce vzhledem ke směru před srážkou. Na základě Thomsonova modelu byly očekávány velmi malé odchylky (v řádu několika stupňů). Při experimentu však byly pozorovány také značné odchylky (více než pravý úhel) - byly dokonce zjištěny částice, které se po srážce pohybovaly v opačném směru. Tato pozorování vedla Rutherforda k závěru, že atom obsahuje velmi malý (ve srovnání s velikostí atomu) kladný elektrický náboj, který má však značnou hmotnost (vzhledem k celkové hmotnosti atomu). Tyto závěry vedly k vytvoření Rutherfordova (planetárního) modelu atomu.

4 Nahoře: Výsledek očekávaný na základě Thomsonova modelu
Nahoře: Výsledek očekávaný na základě Thomsonova modelu. Dole: Pozorované výsledky byly vysvětleny Rutherfordovým modelem.

5 Rutherfordův model - 1911 Planetární model
Uvnitř: kladně nabitá hmota malého objemu= jádro Záporně nabitá oblast okolo= obal Elektrony se mohou libovolně pohybovat ve vzdálených trajektoriích od jádra ale to by elektron po čase splynul s jádrem Planetární model atomu vyhovuje některým zákonů klasické fyziky, např. Newtonovy zákony nebo Coulombův zákon, avšak s některými zákony má problémy. Např. podle elektromagnetické teorie dochází při urychlování (lépe řečeno změně rychlosti) elektrického náboje k vyzařování elektromagnetické energie. Na elektron obíhající jádro však působí přitažlivá síla, která způsobuje změnu vektoru rychlosti tohoto elektronu. Elektron obíhající kolem jádra by tedy měl vyzařovat elektromagnetickou energii, čímž by se postupně snižovala jeho kinetická energie, což by vedlo k postupnému přibližování se elektronu k jádru, až by do něj spadl. Teoretické výpočty ukazovaly, že by k tomu mělo dojít za čas s. Při postupném přibližování elektronu k jádru by se navíc měnila frekvence vyzařovaného elektromagnetického vlnění, tzn. pozorované spektrum by bylo spojité, ačkoliv ve skutečnosti je spektrum čárové. To vše by by znamenalo zhroucení planetárního modelu, tedy zhroucení atomů (a také veškeré látky), které ve skutečnosti nepozorujeme. Tento rozpor mezi modelem navrženým na základě klasické fyziky a skutečností vedl k formulaci Bohrova modelu atomu, který v sobě již zahrnoval některé prvky kvantové mechaniky.

6

7 Bohrův model vychází z planetárního modelu, pokouší se však na chování elektronů v elektronovém obalu aplikovat výsledky kvantové mechaniky Elektron v atomu může existovat pouze v určitých energetických stavech- na určitých energetických hladinách Elektron může svou energii měnit pouze po určitých kvantech Potíže Bohrova modelu, které vyplývaly z kombinace klasické a kvantové fyziky, umožnily jeho aplikaci pouze na atom vodíku. Spektra složitějších atomů však byla prostřednictvím tohoto modelu neřešitelná. Tyto problémy se podařilo odstranit až v plně kvantovém modelu atomu.

8 Bohrův model - 1913 aplikace pouze na atom vodíku
Spektra složitějších atomů však byla prostřednictvím tohoto modelu neřešitelná Elektronová spektra Elektrony, které jsou sdíleny mezi jednotlivými atomy molekuly, se mohou nacházet nejen v základním, ale také v excitovaném stavu. Při přechodu mezi jednotlivými stavy takových elektronů získáváme tzv. elektronové spektrum. Energetické hladiny, které obsazují takové elektrony jsou od sebe mnohem více vzdáleny než např. rotační nebo vibrační energetické hladiny. Při přechodech mezi elektronovými hladinami molekuly dochází k vyzařování ve viditelné nebo ultrafialové části spektra. Každá taková spektrální čára se přitom jeví jako série velmi těsně přiléhajících čar, tzv. pás (spektrum je tedy pásové), který vzniká jako důsledek existence rotačních a vibračních stavů v každém elektronovém stavu. Elektronová spektra jsou pozorována u všech molekul. ři odvození emisního, resp. absorpčního spektra atomu vodíku vycházíme ze znalosti jeho energetického spektra a skutečnosti, že k emisi, resp. absorpci elektromagnetického záření může dojít dle Bohrových předpokladů pouze při přechodu z vyšší energetické hladiny na nižší (emise fotonu, deexcitace atomu), resp. z nižší energetické hladiny na hladinu vyšší (absorpce fotonu, excitace atomu)

9 Vodíkové spektrum Balmer Paschen Lyman Ultrafialová aaaaaaaaaaa
Infračervená Viditelná aaaaaaaaaaa

10 Schrödingerův model atomu- 1926
Kvantově mechanický model atomu popisuje vlastnosti objektů prostřednictvím tzv. vlnové funkce, jejíž tvar se získá řešením odpovídající Schrödingerovy rovnice

11 Schrödingerův model atomu- 1926
Dráha elektronu v elektronovém obalu není určena přesně, ale v důsledku Heisenbergovy relace neurčitosti je nutno vyjadřovat polohu elektronu prostřednictvím pravděpodobnosti výskytu

12 Schrödingerův model atomu- 1926
Orbital oblast, kde je hustota pravděpodobnosti výskytu elektronu nejvyšší Charakterizován 4 kvantovými čísly: n, l, m, s

13  Kvantová čísla n l m s ± ½ hlavní vedlejší magnetické spinové
1, 2, 3, … vedlejší l n – 1 magnetické m – l … 0 … + l spinové s ± ½  číslo l 1 2 3 4 … orbital s p d f g

14 Hlavní Kvantové číslo n
Udává energii elektronu a rovněž jeho vzdálenost od jádra

15 Vedlejší Kvantové číslo
Kvantuje moment hybnosti elektronu Společně s hlavním určuje energii elektronu a rozhoduje o tvaru orbitalu

16 Magnetické Kvantové číslo
Souvisí s prostorovou orientací orbitalu Určuje počet typů orbitalů Jeden orbital s Tři orbitaly p Pět orbitalů d Sedm orbitalů f

17 Spinové Kvantové číslo
Vnitřní moment hybnosti (charakterizuje rotační impuls)

18 „Tvary“ atomových orbitalů s a p
Orbital, jehož l=0 je s orbital a ma tvar koule Pro l=1 existují 3 typy p orbitalů (vyplývá to z magnet.čísla). Všechny 3 typy mají stejnou energii, ale liší se prostorovou orientací. Takovéto orbitaly se označují jako degenerované px py pz

19 „Tvary“ atomových orbitalů d
dxy dyz dzx dx 2 – y 2 dz 2 5 různých orbitalů

20 „Tvary“ atomových orbitalů f

21 Degenerované orbitaly mají stejnou hodnotu hlavního a vedlejšího kvantového čísla (tedy stejnou energii) a liší se v čísle magnetickém

22 Znázorňování orbitalů

23 Znázorňování orbitalů
Orbital………………………………….rámeček Degenerované orbitaly…………spojené rámečky Elektrony………………………………pomocí šipek Do orbitalu max.2 elektrony (musí se lišit spinem)

24 Znázorňování orbitalů

25 Znázorňování orbitalů

26 Obsazování orbitalů Podle tří základních pravidel: Výstavbový princip
Pauliho princip Hundovo pravidlo

27 Výstavbový princip Orbitaly jsou zaplňovány podle rostoucí energie

28 Výstavbový princip Energetické pořadí hladin: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p,
4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p …

29 Pauliho princip Každý orbital může být obsazen nanejvýš 2 elektrony
Dva elektrony se mohou shodovat max.ve 3 kvantových číslech: n,l,m, ale musí se lišit ve spinovém

30 Hundovo pravidlo Degenerované orbitaly (mají stejné n, l) se obsazují nejprve po jednom elektronu

31 Periodická tabulka prvků
n = 1 l = s l = p l = d l = f

32 Procvičení