1

Budowa atomu

1.

Cząstki elementarne występujące w atomach

2.

Liczby kwantowe

3.

Kształty i kierunki orbitali

4.

Elektronowa konfiguracja atomów

5.

Tworzenie jonów

konspekt

%. skład ludzkiego ciała

0,08%

Cl

0,22%

0,31%

1,4%

9,5%

25,5%

63%

P

Ca

Na

C

O

H

%. skład skorupy ziemskiej

2,5%

K

2,5%

3,5%

4,5%

7,9%

28%

47%

Na

Ca

Fe

Al

Si

O

105 (106) pierwiastków

92 w postaci naturalnej

Symbol – 1 lub 2 litery – nazwy łacińskiej

CHEMIA

pierwiastek chemiczny, substancja prosta stanowiąca zbiór atomów o tej
samej liczbie atomowej.
Atomy danego pierwiastka chemicznego mogą się różnić liczbą
neutronów, a zatem i masą jądra.

pierwiastek chemiczny - w opisie makroskopowym substancja, która nie
ulega rozkładowi podczas reakcji chemicznych; w opisie mikroskopowym
zbiór atomów o takich samych właściwościach.

cząsteczka - najmniejsza porcja związku chemicznego

atom - najmniejsza porcja pierwiastka chemicznego, każdy pierwiastek to
zbiór określonych atomów

atomowa jednostka masy - (symbol u) jednostka masy używana do wyrażania
mas drobin, na przykład atomów, cząsteczek

Jednostka masy atomowej jest dwunastą częścią masy jądra atomu węgla
1 u (unit) odpowiada 1.66057 • 10-27 kg.

Alpha () : 2 protony i 2 neutrony (He)
Beta () : elektron ładunek (-)
Pozytron : antymateria elektron o ładunku (+)
Gamma () : promieniowanie o wysokiej energii
(foton)

atom – 8 cząstek- 3 główne - elementarne
cząstki materii

Z

-1

0,00055

9,110*10

-28

g

e

Elektron

N

N=A-Z

0

1,0087u

1,675*10

-24

g

n

Neutron

Z

+1

1,0073u

1,673*10

-24

g

p

Proton

Liczba

Ładunek

1,6*10

-19

C

Masa[u]

j.a.m

Symbol

Cząstka

Z = liczba atomowa = ilość protonów lub elektronów w atomie

zapis :

8

O,

6

C,

A = liczba masowa

A=N+Z

N = liczba neutronów

cząstki elementarne występujące w atomach

Z

1

= Z

2

N

1

= N

2

A

1

= A

2

Z

1

= Z

2

N

1

 N

2

A

1

 A

2

NUKLIDY

IZOTOPY

masa atomowa = (%m

1

A

1

+ %m

2

A

2

+....... %m

n

A

n

)/100

.

istnieje jeszcze trzeci, promieniotwórczy izotop wodoru, który został
otrzymany sztucznie - tryt

1

3

T

wodór występujący w przyrodzie jest mieszaniną dwóch nuklidów:

1

1

H,

1

2

D

izotop węgla

12

C jest wzorcem masy; z kolei ten sam pierwiastek w

odmianie

14

C jest promieniotwórczy i służy do określania wieku próbek

12

C posiada w jądrze 6 protonów i 6 neutronów

14

C posiada w jądrze 6 protonów i 8 neutronów



4

2

He

ekran

. . . . . .

.

.

.

.

.

.

.

.

. . . .

. . .

. . . . . .

w 1908 roku Rutherford stwierdził, że
promieniowanie  to atomy He
pozbawione elektronów

doświadczenie z rozpraszaniem cząstek 

na atomach cienkiej złotej folii.

 jądra = 10

-15

 10

-14

m

 atomu = 10

-10

m

5*10

-11

m

proton

elektron

I postulat – orbity stacjonarne

w atomie istnieją ściśle dozwolone

tory

w kształcie

okręgów

,

różniące się

promieniem

a elektron

krąży

po jednej z nich

nie wysyłając i nie pobierając energii

elektron

nie emituje

energii – jego prędkość

nie maleje

orbity stacjonarne to specjalne orbity wokół jądra, na których
elektrony poruszają się bez utraty energii

2n

2

= ilość elektronów

r = 0,53 · 10

-10

m

Model atomu Bohra - planetarny

2

II postulat – zmiana orbity

elektron może pobrać energię doprowadzoną z zewnątrz
na zasadzie jednorazowego, gwałtownego aktu dającego w
efekcie przeskok elektronu na wyższą orbitę
emisja

pobranej energii

w formie fali elektromagnetycznej

h= stała Planck'a
6,6 · 10

-34

J· s

 = h · 

13.6 eV - elektrono-Volt- podstawowa jednostka energii w fizyce atomowej

częstość promieniowania

+

•

e

-

E=hc/

+

• e

-

+

• e

-

+

• e

-

E=hc/

E' - E'' = h 

schemat powstawania serii widma
emisyjnego wodoru

widmo wodoru
składa się z linii

Seria Balmera linii widma wodoru atomowego.

Linia o największej długości fali (na lewo) jest
linią, która odpowiada przejściu od stanu

n = 3 do stanu n = 2

III postulat -

przyciąganie elektrostatyczne = siła odśrodkowa

+

-

F

1

F

2

F

1

= F

2

Chemia kwantowa (mechanika kwantowa) - dziedzina z pogranicza fizyki i
chemii, zajmująca się zastosowaniem teorii kwantowej i kwantowej teorii pola w
chemii.
Podstawą chemii kwantowej jest równanie Schrödingera. Chemia kwantowa,
podobnie jak fizyka kwantowa stara się możliwie najdokładniej rozwiązać to
równanie w celu opisania rzeczywistości.

Niedostatek był związany z trudnościami w interpretacji atomów
wieloelektronowych wyjaśnienie tych problemów podała następna teoria:

mechanika kwantowa

Równanie, które dziś nazywamy równaniem Schrödingera,

Erwin Schrödinger podszedł do zagadnienia

dualizmu falowo-korpuskularnego przyrody

przyjmując zależności de Broglie'a (1921) i Planck'a
definiując całkowitą energię cząstki jako:
E = p

2

/2m

o

+ V

m

o

- masa spoczynkowa,

p - pęd,

V - energia potencjalna.

fakt istnienia funkcji falowej oznacza to, że dla
każdej cząstki, czy to dla fotonu, czy elektronu,
istnieje stowarzyszone z nią

pole fal materii

,

(materia), którego amplituda opisana jest funkcją
Y(x, y, z, t), zwaną

funkcją falową

Liczby

kwantowe

stan energetyczny elektronu określany jest przez liczby kwantowe 5 (4)

służą one do kwantowania 5 wielkości fizycznych

każda liczba kwantuje (ściśle określa) jedną wielkość

Symbole liczb kwantowych są tradycyjnie ustalone.
Elektronowi w atomie przypisane są następujące liczby kwantowe:

„n” oznacza numer orbity i przyjmuje wartości całkowitych

liczb dodatnich,

„l” oznacza wartość bezwzględną orbitalnego moment pędu i

przyjmuje wartości liczb naturalnych z zakresu < 0,n − 1 >

,
„m” oznacza rzut orbitalnego momentu pędu na wybraną oś i

przyjmuje wartości liczb całkowitych z zakresu < − l,0,+l >

,
„s” oznacza spin. Dla elektronu przyjmuje wartości +1/2

(„prawoskrętny”) lub – 1/2 („lewoskrętny”)

określa energię elektronu i jego powłokę
przyjmuje wartości

1(K),2(L),3(M),4(N),......

wartość

n –

1, 2, 3, 4, 5, 6...

symbol literowy- K, L, M, N, O, P...

n

- główna liczba kwantowa

zbiór stanów kwantowych o tej samej wartości
głównej liczby kwantowej

zapełnienie

2n

2

powłoka elektronowa

]

2

[

1

2

4

2

2

h

m

e

n

E







n- określa dozwolone wartości energii elektronu na orbicie;

n=1,2,3, ...

l

- poboczna liczba kwantowa

określa podpowłokę, moment pędu i kształt orbitalu

przyjmuje wartości od

0 do n-1

l=0 (s) l=1 (p)

liczbę stanów kwantowych w danej podpowłoce określa się wzorem:

4l + 2

podpowłoka elektronowa

- zbiór stanów kwantowych o takiej samej wartości

głównej liczby kwantowej i pobocznej liczby kwantowej

l = 1, to liczba stanów kwantowych wynosi 6,
l = 4, to liczba stanów kwantowych wynosi 18

orbitalny (zewnętrzny) moment pędu określa się wzorem



2

)

1

(

h

l

l

M





0  l  n-1

podpowłoki

s, p, d, f

poboczna liczba kwantowa decyduje o
kształcie obszarów orbitalnych

i..

h

g

f

d

p

s

Symbol podpowłoki

6..

5

4

3

2

1

0

Wartość l

3

s

powierzchnia graniczna orbitalu s

•s

dla serii ostrej /shape/,

•p

dla serii głównej /principle/,

•d

dla serii rozmytej /difusel/

•f

dla serii podstawowej /fundamental/

ORBITAL – każdej kombinacji
liczb kwantowych n, l, m
odpowiada jedna porządna
funkcja spełniająca równanie
Schrödingera, funkcję taką
nazwano orbitalem. Do
oznaczania orbitali używamy
symboli literowych: n = 1 orbital
s, n = 2 orbital p, n = 3 orbital d,
n = 4 orbital f

m

- magnetyczna liczba kwantowa

kwantuje orientacje przestrzenną momentu pędu w postaci rzutu
M na wyróżniony kierunek z
określa na którym orbitalu znajduje się elektron

-l = m = +l

przyjmuje wartości od

-l przez 0 do +l np.

l=2 to m = -2, -1, 0 1 2

określa liczbę orbitali



2

h

m

M

z



orientację przestrzenną momentu
pędu określa wzór

2l + 1

liczba poziomów orbitalnych w powłoce, jest
określana wzorem:

n

2

s

- spinowa liczba kwantowa s = ± 1/2

m

s

– magnetyczna spinowa liczba kwantowa

dodatkowy „wewnętrzny” ruch elektronu wokół
własnej osi

ma tylko jedną
wartość

1/2



kwantuje wartość spinu (własny moment pędu elektronu)

ilość 2

m

s

= + ½



m

s

= - ½

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

5s

2

4d

10

5p

6

6s

2

4f

14

5d

10

6p

6

7s

2

5f

14

6d

6

Zakaz Pauliego

Dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy
ich spiny są przeciwne - zorientowane w przeciwnych kierunkach.

maksymalna pojemność powłok wynosi:

K - 2, L - 8, M - 18, N - 32, O - 50

maksymalna liczba elektronów dla podpowłok wynosi:

s - 2, p - 6, d - 10, f - 14

jeden orbital = max.

2

elektrony

Zasada Pauliego:w układzie wieloelektronowym żadne dwa elektrony nie mogą być w tym
samym stanie, tzn. mieć jednakowe wszystkie liczby kwantowe.

Reguła Hunda

Elektrony obsadzają orbitale w taki sposób, aby liczba
niesparowanych elektronów w danej podpowłoce była możliwie
największa

n = 2

1s

2

2s

2

2p

4

1s

2

2s

2

2p

x

2

2p

y

1

2p

z

1

Zasada Hunda: energetycznie najkorzystniejsze (najniższa energia) jest takie
rozmieszczenie elektronów, gdy jak najwięcej z nich ma spiny zgodnie skierowane

elektronowa konfiguracja atomów

konfiguracja elektronowa

pierwiastka to rozmieszczenie

elektronów należących do atomów danego pierwiastka na
poszczególnych jego orbitalach

każdy elektron znajdujący się w atomie opisywany jest przy
pomocy zbioru liczb kwantowych

konfigurację zapisuje się wg pewnej konwencji

wodór

: 1s

1

lub w zapisie "klatkowym":

hel

: 1s

2

neon

: 1s

2

2s

2

2p

6

węgiel – 1s

2

2s

2

2p

2

C: [He] 2s

2

2p

2

zapis klatkowy

argon

sód

chlor

NaCl

tworzenie jonów
H

2

O  OH

-

+ H

+

2H

2

O  OH

-

+ H

3

O

+