plik


ÿþBudowa Atomu 1 Atom - podstawowy skBadnik materii. SkBada si z maBego, dodatnio naBadowanego jdra o du|ej gsto[ci (> 99,9% masy atomu jest zawarte w jego jdrze i otaczajcej go chmury elektronowej o ujemnym Badunku elektrycznym. SBowo atom pochodzi z greckiego ¬Ä¿µ¿Â - átomos (od ±-,  nie- + Ä­µ½É - temno,  ci ), oznaczajcego co[, czego nie da si przeci ani podzieli. Mimo |e sBowo atom pierwotnie oznaczaBo czstk, której nie da si podzieli na mniejsze, wspóBcze[nie nazywa si nim struktur zbudowan z mniejszych czstek: elektronów, protonów i neutronów. Jedynie wodór 1H nie zawiera |adnych neutronów, a jego dodatnio naBadowany jon 1H+ nie zawiera te| elektronów. 2 Atom He w stanie podstawowym Jdro zbudowane z 2 protonów i 2 neutronów (nukleonów) Chmura elektronowa  2 elektrony 1 fm (femtometr) = 10-15 m 1 Å = 10-10 m 10 Å = 10-9 m = 1 nm Atomy maj rozmiary rzdu 10 10 m i mas rzdu 10 26 kg 3 Elektron, e- , ²- - (gr. ®»µºÄÁ¿½ (lektron)  bursztyn) - posiada ujemny Badunek i rozmiary zbyt maBe, aby daBo si je okre[li przy u|yciu wspóBczesnych metod, z mas 9,11×10-31 kg. Zrednica elektronu wynosi okoBo 10-20 m. Protony, p - (gr. ÀÁÎÄ¿½-  pierwsze ) - posiadaj dodatni Badunek i mas okoBo 1836 razy wiksz od elektronów: 1,6726×10-27 kg. Neutrony, n  (Bac. neuter -  obojtny ) - nie posiadajBadunku elektrycznego i s okoBo 1839 razy ci|sze od elektronu z mas 1,6929×10-27 kg. Masa protonów i neutronów wewntrz jdra jest pomniejszona o energi wizania nukleonów. Zarówno masa protonu jak i masa neutronu wyra|one w atomowej jednostce masy, s równe w przybli|eniu 1 u (1 a.j.m.). Neutrony i protony maj podobne [rednice, rzdu 10-16 m. Nukleony  wspólna nazwa protonów i neutronów, czstek z których zbudowane jest jdro atomowe (nuklid) 4 W[ród fizyków nie ma obecnie jednomy[lno[ci w uznaniu definicji czstki elementarnej, cho przewa|a pogld |e: czstkami elementarnymi s te wszystkie czstki, które s niezbdne do wyja[nienia wBasno[ci wszystkich form materii, i tylko te, których nie mo|na wyja[ni przez inne czstki. Z definicji tej wynika, |e s one jednocze[nie podstawowym budulcem materii i nie posiadaj wewntrznej struktury. W fizyce wszystkie czstki dzieli si na: fermiony (posiadajce spin niecaBkowity  uBamkowy) i bozony (spin caBkowity). Zgodnie z Modelem Standardowym fermiony s czstkami elementarnymi "materii", natomiast bozony przenosz oddziaBywania. 5 Spin - wBasny moment pdu czstki w ukBadzie, w którym nie wykonuje ruchu postpowego. WBasny oznacza tu taki, który nie wynika z ruchu danej czstki wzgldem innych czstek, lecz tylko z samej natury tej czstki. Ka|dy rodzaj czstek elementarnych ma odpowiedni dla siebie spin. Czstki bdce konglomeratami czstek elementarnych (np. jdra atomów) maj równie| swój spin bdcy sum wektorow spinów wchodzcych w skBad jego czstek elementarnych. Czstki majce spin i Badunek elektryczny ró|ny od zera generuj wokóB siebie sBabe pole magnetyczne - moment magnetyczny. 6 Fermiony - czstki elementarne materii kwarki (6) leptony (6) mog mie Badunek +2/3 lub -1/3 Badunek -1 lub 0 górny (u  up) +2/3 elektron e- -1 dolny (d - down) -1/3 mion µ- -1 dziwny (s  strange) -1/3 taon Ä- -1 powabny (c  charm) +2/3 neutrino elektronowe ½e 0 spodni (b  bottom) -1/3 neutrino mionowe ½Ä 0 szczytowy (t  top) +2/3 neutrino taonowe ½Ä 0 7 Bozony cechowania - czstki elementarne przenoszce oddziaBywania podstawowe Foton  oddziaBywania elektromagnetyczne Bozony W+ , W- i Z0 - oddziaBywania sBabe (odpowiedzialne m. in. za rozpad promieniotwórczy ² Gluony (8)  oddziaBywania silne 8 WedBug Modelu Standardowego protony i neutrony s zbudowane z kwarków. Protony s zbudowane z: dwóch kwarków górnych (o Badunku +2/3) i jednego kwarku dolnego (o Badunku  1/3) (+2/3 +2/3 -1/3 = +1) Neutrony s zbudowane z: jednego kwarka górnego (o Badunku +2/3) i dwóch dolnych (o Badunku  1/3) (+2/3 - 1/3 - 1/3 = 0) Ta ró|nica odpowiada równie| za ró|nic w masach. Kwarki s powizane ze sob silnym oddziaBywaniem jdrowym, którego no[nikiem s gluony. 9 Prawie ka|dej czstce elementarnej odpowiada tzw. antyczstka. Niektóre czstki (np. foton) s swoimi wBasnymi antyczstkami. Antyczstki to czstki elementarne podobne do wystpujcych w zwykBej materii, ale o przeciwnym znaku Badunku elektrycznego oraz wszystkich addytywnych liczb kwantowych. W momencie kontaktu antymaterii z materi (zwykB) obie ulegaj anihilacji, masa przeksztaBca si wówczas caBkowicie w energi lub powstaj nowe l|ejsze czstki i olbrzymie ilo[ci energii. 10 Wszystkie protony i neutrony (nukleony) w atomie skupiaj si w jdro atomowe. Zrednica jdra atomowego wynosi okoBo: 3 1,07 A fm gdzie A oznacza liczb nukleonów. fm = 10-15 m Zrednica jdra to okoBo 10-5 [rednicy caBego atomu. Zrednica atomu ~ 10-10 m = 1Å 11 Opis atomów danego pierwiastka: liczba masowa A X liczba atomowa Z Atomy tego samego pierwiastka maj t sam liczb protonów, nazywan liczb atomow Z. Aczna liczba protonów i neutronów w jdrze okre[lana jest jako liczba masowa A. Ró|nica A  Z jest równa liczbie neutronów w jdrze atomowym pierwiastka. 12 Atom jako caBo[ jest elektrycznie obojtny. Je|eli jdro ma Badunek dodatni (Z) to Badunek ten musi by zobojtniony przez tak sam liczb elektronów w przestrzeni pozajdrowej. Liczba atomowa Z jest wic wielko[ci decydujc równie| o liczbie elektronów w atomie pierwiastka, a tym samym o jego wBa[ciwo[ciach chemicznych, gdy| to wBa[nie elektrony ( zwBaszcza elektrony walencyjne) s odpowiedzialne za tworzenie wizaD chemicznych. 13 4 Atom helu A = 4 Z = 2 He 2 Jdro atomowe zawiera: 2 protony 2 neutrony (4  2 = 2) w przestrzeni pozajdrowej: 2 elektrony tyle ile protonów w jdrze gdy| atom jest elektrycznie obojtny 12 Atom wgla A = 12 Z = 6 C 6 Jdro atomowe zawiera: 6 protonów 6 neutronów (12  6 = 6) w przestrzeni pozajdrowej: 6 elektronów tyle ile protonów w jdrze 14 63 Atom miedzi A = 63 Z = 29 Cu 29 Jdro atomowe zawiera: 29 protonów 34 neutrony (63  29 = 34) w przestrzeni pozajdrowej: 29 elektronów tyle ile protonów w jdrze 195 Pt Atom platyny A = 195 Z = 78 78 Jdro atomowe zawiera: 78 protonów 117 neutronów (195  78 = 117) w przestrzeni pozajdrowej: 78 elektronów tyle ile protonów w jdrze 15 Izotopy  odmiany pierwiastka chemicznego ró|nice si liczb neutronów w jdrze atomu (z definicji atomy tego samego pierwiastka maj t sam liczb protonów w jdrze). Izotopy tego samego pierwiastka maj t sam liczb atomow Z (liczb protonów w jdrze) ale ró|ni si liczb masow A (Bczn liczb neutronów i protonów w jdrze). Pierwiastki wystpuj naturalnie zwykle jako mieszanina izotopów. Jest to gBówna przyczyna, dla której masy atomowe pierwiastków nie s liczbami caBkowitymi . Masa atomowa pierwiastków stosowana do obliczeD jest [redni wa|on liczb masowych stabilnych izotopów danego pierwiastka, (uwzgldniajc % zawarto[ poszczególnych izotopów w przyrodzie) i jest zbli|ona do masy izotopu o najwikszej zawarto[ci. 16 Izotopy dziel si na: trwaBe - nie ulegaj samorzutnej przemianie na izotopy tego samego lub innych pierwiastków, nietrwaBe  (zwane izotopami promieniotwórczymi) ulegaj samorzutnej przemianie na inne izotopy, (zazwyczaj innego pierwiastka). Izotopy nie maj oddzielnych nazw, z wyjtkiem izotopów H. Oznacza si je symbolem pierwiastka chemicznego z liczb masow u góry po lewej stronie, np. 12C, 13C, 14C. Pierwiastki mog mie po kilka, a nawet kilkana[cie izotopów. Cyna (Sn) ma 10 trwaBych izotopów, wgiel 2 (14C jest nietrwaBy) Izotopy wodoru : prot: 1H  ma jeden proton i nie ma neutronów; trwaBy, deuter: 2H (D)  ma jeden proton i jeden neutron; trwaBy, tryt: 3H (T)  ma jeden proton i dwa neutrony; nietrwaBy 17 Nuklid  jdro atomowe o okre[lonej liczbie nukleonów (protonów i neutronów). Nuklidy mo|na podzieli na: izotopy - nuklidy posiadajce t sam liczb protonów, a ró|nice si liczb neutronów (ta sama liczba atomowa Z i ró|ne liczby masowe A). Równie| atomy z takimi nuklidami (jako jdra) nazywa si izotopami danego pierwiastka. izotony - nuklidy o tej samej liczbie neutronów 13 14 15 16 19 20 np.: C i N ; N i O ; F i Ne. izobary - nuklidy o tej samej liczbie masowej A (tej samej liczbie nukleonów w jdrze), lecz ró|nice si liczb protonów (liczb atomow Z), 14 14 17 17 17 np.: C i N ; N i O i F ; 40 40 40 Ar i K i Ca 18 ta sama 12 13 14 liczba Izotopy CC C 66 6 protonów ta sama 13 14 liczba Izotony C N 67 neutronów Ta sama 17 17 17 liczba N O F 7 8 9 Izobary masowa 19 TrwaBo[ jder atomowych. Henri Becquerel (1859-1908) odkryB promieniotwórczo[ naturaln uranu ( odkrycie to przyniosBo mu Nagrod Nobla z fizyki w 1903, wspólnie z Piotrem Curie (1859-1906) i Mari SkBodowsk-Curie (1867-1934) Ernest Rutherford (1871-1937) badajc zachowanie pierwiastków radioaktywnych udowodniB, |e jego zródBem jest spontaniczny rozpad atomów. W roku 1908 otrzymaB za to odkrycie Nagrod Nobla z chemii. Tylko niektóre jdra atomowe s trwaBe. Decyduj o tym oddziaBywania midzy tworzcymi je nukleonami. Wikszo[ jder atomowych o liczbie atomowej od 1 (H) a| do 82 (Pb) posiada trwaBe izotopy. Ci|sze pierwiastki zawsze s nietrwaBe, jednak ich okresy póBrozpadu s tak du|e, |e mo|na znalez je w naturze. Najci|szym z tych pierwiastków jest posiadajcy liczb atomow 94 pluton. 20 TrwaBo[ jdra zale|y od liczby protonów i neutronów w jdrze. Jdra z parzyst ilo[ci neutronów i protonów (parzysto-parzyste) cechuj si najwiksz trwaBo[ci i mo|na je odnalez na Ziemi w znacznych ilo[ciach. Jdra z nieparzyst liczb protonów lub neutronów (parzysto-nieparzyste) s ju| du|o mniej trwaBe. Nieparzysta liczba protonów i neutronów powoduje nietrwaBo[ jder, cho od tej reguBy s wyjtki (np.: 1H, 14N, 6Li , 10B) Szczególnie trwaBe s jdra zawierajce: 2, 8, 20, 50, 82 lub 126 protonów lub neutronów. Liczby te nosz nazw liczb magicznych. Jdra o "magicznej" liczbie protonów lub neutronów nazywa si jdrami magicznymi, a podwójnie magicznymi, je[li zarówno liczba protonów jak i neutronów jest magiczna. Jdra magiczne -np.: gazy szlachetne . Niektóre jdra podwójnie magiczne to: He  4, O  16, Ca  40, Sn  132, Pb  208 21 W atomach z maB liczb protonów (< 20) izotopy, w których liczba protonów (Z) i neutronów (N) jest mniej wicej równa, s najbardziej stabilne (N/Z = 1). Jdro zawierajce ró|n liczb neutronów i protonów mo|e zmniejszy swoj energi przez rozpad radioaktywny, który zmieni liczb protonów lub neutronów tak, |eby byBy sobie bli|sze. Dla wikszej liczby protonów (>20) odpychanie elektrostatyczne pomidzy protonami sprawia, |e stabilniejsze staj si jdra z nieco wiksz liczb neutronów. Z dalszym wzrostem liczby protonów optymalny stosunek liczby neutronów do protonów ro[nie, osigajc okoBo N/Z = 1,5 dla najci|szych jder. 22 Samorzutne przemiany jdrowe. W przypadku nadmiaru neutronów N/Z > 1 dla jder lekkich i N/Z > 1,5 dla jder ci|kich w jdrze atomowym nietrwaBego izotopu zachodzi przemiana ²- czyli emisja elektronu. Podczas tej przemiany jeden neutron przeksztaBca si w proton, elektron i antyneutrino elektronowe: 1 1 0 n p + e + ½e 1 -1 0 Nastpuje wzrost liczby atomowej Z o 1, liczba masowa A pozostaje bez zmian. Powstaje nowy pierwiastek zawierajcy o jeden proton wicej w jdrze. ²- 14 14 0 C N + e + ½e 6 7 -1 Ogólnie: ²- A A 0 e Y + -1 + ½e X Z Z+1 23 Nowo powstaBe jdra atomowe s zawsze obdarzone pewnym nadmiarem energii  s w stanie wzbudzonym. Stan wzbudzony oznaczamy gwiazdk Y* Przechodz one do ni|szego stanu energetycznego poprzez emisj fotonu promieniowania elektromagnetycznego ³ + ½e + ³ 24 W przypadku nadmiaru protonów N/Z < 1 dla jder lekkich i N/Z < 1,5 dla jder ci|kich w jdrze atomowym nietrwaBego izotopu zachodzi przemiana ²+ czyli emisja pozytonu. Jeden z protonów w jdrze przeksztaBca si w neutron, pozyton i neutrino elektronowe: + ² 0 1 1 p n e + + ½e 1 +1 0 Nastpuje zmniejszenie liczby atomowej Z o 1, liczba masowa A pozostaje bez zmian. Powstaje nowy pierwiastek zawierajcy o jeden proton mniej w jdrze: + ² 30 30 0 P Si e + + ½e 14 15 +1 Ten typ rozpadu stwierdzono jedynie w przypadku sztucznie 25 otrzymanych nietrwaBych izotopów. Nadmiar protonów w jdrze mo|e by równie| zlikwidowany poprzez tzw. wychwyt K. Jdro atomowe mo|e wychwyci elektron z powBoki K, znajdujcej si najbli|ej jdra. Zachodzi przemiana protonu w neutron: 1 1 0 p e n + ½e + 1 0 -1 proton + elektron ’! neutron + neutrino elektronowe W miejsce elektronu  wychwyconego przez jdro przeskakuje elektron z dalszej powBoki, z czym wi|e si obni|enie energii i emisja promieniowania X. Tak jak w przemianie ²+ powstaje nowy pierwiastek o liczbie atomowej Z mniejszej o 1 i tej samej liczbie masowej A. 26 Wychwyt K X + ½e Z -1 Z+ Z+ Z+ ’! + 27 Rozpad ± NietrwaBe, ci|kie jdra atomowe o du|ej masie atomowej uzyskuj trwaBo[ dziki tzw. rozpadowi ±. Polega on na emisji z jdra czstek ± skBadajcych si z 4 2 protonów i 2 neutronów  czyli jder izotopu He - He 2 234 238 4 + ± UTh 2 90 92 Powstaje jdro nowego pierwiastka o liczbie atomowej Z mniejszej o 2 i liczbie masowej A mniejszej o 4. Ogólnie: A - 4 A ± Y + 4 X 2 Z - 2 Z 28 ReguBa przesuni Fajansa i Soddy ego " emisji czstki ± towarzyszy przesunicie pierwiastka o 2 miejsca w lewo w ukBadzie okresowym, " emisji czstki ²- towarzyszy przesunicie pierwiastka o 1 miejsce w prawo " emisji czstki ²+ i wychwytowi K towarzyszy przesunicie pierwiastka o 1 miejsce w lewo 29 – ²- atom ²+ wychwyt K ± liczba neutronów N 30 ²- Z-2 Z+1 Z ± 31 Wystpujce na Ziemi naturalne pierwiastki promieniotwórcze ulegaj rozpadowi dajc jdra, które s równie| nietrwaBe i ulegaj dalszym rozpadom a| do powstania trwaBego, niepromieniotwórczego izotopu. Szeregi promieniotwórcze: " szereg uranowo-radowy 238 206 Pb U 92 82 " szereg uranowo-aktynowy 235 207 Pb U 92 82 " szereg torowy 232 208 Th Pb 90 82 32 238 szereg uranowo-radowy U ± 92 238 206 234 ² ² 234 234 Pb U 92 U 82 Th Pa 92 90 91 ± A A - 4 230 4 ± X Y Th Z Z- 2 2 90 ± 0 A 226 A ² X Ra Y Z Z+1 -1 88 ± 222 Rn 86 ± 218 Po 84 ± 214 214 214 ² ² Pb Bi Po 82 83 84 ± 210 210 210 ² ² Pb Bi Po 82 83 84 ± 206 Pb 82 33 Oprócz pierwiastków tworzcych 3 naturalne szeregi promieniotwórcze wykryto w przyrodzie jeszcze kilka izotopów nietrwaBych, m.in. 40 87 3 14 T CRb K 19 37 1 6 StopieD nietrwaBo[ci poszczególnych pierwiastków promieniotwórczych okre[la tzw. okres póBtrwania. Czas poBowicznego rozpadu (zaniku) (okres poBowicznego rozpadu) jest to czas, w cigu którego liczba atomów pierwiastka promieniotwórczego zmniejsza si o poBow. Czas ten, oznaczamy symbolem t1/2 , nie zale|y od ilo[ci pocztkowej izotopu. ln 2 t1/2 = k k  staBa szybko[ci rozpadu34 Ilo[ okresów Ile zostaBo w Ile zostaBo w póBtrwania uBamkach % 0 1 100 1 1/2 50 2 1/4 25 3 1/8 12,5 4 1/16 6,25 5 1/32 3,125 6 1/64 1,563 & & & n 1/2n 100/2n 35 Czas póBtrwania niektórych izotopów promieniotwórczych Pierwiastek Czas póBtrwania 3 12,33 lat T 1 14 C 5700 lat 6 235 U 7,13x108 lat 92 232 Th 1,4x1010 lat 90 131 8 dni I 53 40 1,27x109 lat K 19 219 3,92 s Rn 86 36 Zastosowanie izotopów promieniotwórczych: Przechowanie |ywno[ci: Napromieniowanie |ywno[ci stosowane jest w celach dezynfekcyjnych, przedBu|ajcych jej trwaBo[. Radionuklidy zabezpieczaj[wie|e zbiory przed kieBkowaniem, a tak|e umo|liwiaj kontrol procesu dojrzewania przechowywanych warzyw i owoców. Biologia: W biochemii stosuje si czsto izotopy jako znaczniki. Wprowadza si je celowo do czsteczek chemicznych, a nastpnie tak "oznakowane" czsteczki wprowadza si do organizmu po czym dziki detekcji emitowanego przez nie promieniowania gamma [ledzi si ich rozmieszczenie oraz obecno[ w ró|nych zwizkach po[rednich. Umo|liwia to badanie mechanizmów reakcji chemicznych oraz szlaków metabolicznych w organizmie. 14 Najcz[ciej stosowanymi do tych celów izotopami s: C i 15N 37 Medycyna: Medycyna nuklearna zajmuje si zastosowaniem izotopów promieniotwórczych w rozpoznawaniu i leczeniu chorób (radioterapia) oraz w badaniach naukowych. Zastosowanie diagnostyczne izotopów promieniotwórczych polega na wprowadzeniu substancji promieniotwórczej do tkanek i narzdów organizmu, a nastpnie na rejestrowaniu promieniowania za pomoc detektorów umieszczonych poza badanym obiektem (scyntygrafia, PET, SPECT). Jako zródBo promieniowania gamma radioizotopy s stosowane w medycynie do niszczenia komórek rakowych. Stosuje si je jako tak zwane bomby na[wietleniowe  czyli du|e porcje promieniowania skierowane w opanowane przez raka miejsca lub w formie chemioterapii radiacyjnej. Podaje si wtedy pacjentowi promieniotwórcze zwizki majce naturalne powinowactwo do tkanek rakowych. 38 Datowanie radiowglowe Datowanie radiowglowe to metoda badania wieku przedmiotów oparta na pomiarze proporcji midzy izotopem 14 promieniotwórczym wgla C a izotopami trwaBymi 12C i 13C. Metoda opracowana zostaBa przez Willarda Libby'ego i jego wspóBpracowników w 1949. Libby otrzymaB za t prac nagrod Nobla w dziedzinie chemii w 1960 roku. 39 W górnych warstwach atmosfery pod wpBywem neutronów promieniowania kosmicznego caBy czas zachodzi proces przemiany 14N w radioaktywny 14Cw reakcji: 14 14 1 1 n p C N + + 6 1 7 0 Atomy 14C Bcz si z atomami tlenu tworzc CO2 , który podczas fotosyntezy wchodzi w skBad materiaBu ro[linnego. Tak dBugo jak organizm |yje, wymienia materi z otoczeniem i proporcje wgla radioaktywnego do stabilnego w materii |ywej s podobne jak w naturze. Sytuacja zmienia si jednak, gdy tylko organizm umrze  wymiana przestaje zachodzi, a izotop 14C z czasem rozpada si wedBug reakcji: 14 14 0 e C + ½e N + -1 6 7 40 W martwym organizmie maleje stosunek izotopu 14 C do (12C + 13C). Znajc czas poBowicznego rozpadu 14C (5700 lat) mo|emy okre[li wiek wykopalisk. Metoda daje dobre wyniki w zakresie od 1 do 30 tysicy lat z bBdem do 50 lat. Maksymalny wiek próbek, dla których mo|na stosowa metod datowania radiowglowego to 58-62 tys. 41 Spadek ilo[ci izotopu 14C z czasem Czas Wzgldna ilo[ 12 W naturze jest 99% C (lata) izotopu 14C 13 1% C 0 100,00% 14 i 0,0000000001% C 1 99,99% 10-10 % 10 99,88% 100 98,80% 1 000 88,62% 2 000 78,54% 5 000 54,67% 10 000 29,89% 20 000 8,94% 42 Model atomu wodoru wedBug Bohra. Bohr przyjB wprowadzony przez Ernesta Rutherforda model atomu, wedBug tego modelu elektron kr|y wokóB jdra jako naBadowany punkt materialny, przycigany przez jdro siBami elektrostatycznymi. Przez analogi do ruchu planet wokóB SBoDca model ten nazwano "modelem planetarnym atomu". 43 Model atomu wodoru wedBug Bohra. ZaBo|enia Nielsa Bohra dla modelu atomu wodoru: " atom wodoru zbudowany jest z jdra i elektronu kr|cego wokóB jdra po torach, zwanych orbitami, " w atomach elektrony znajduj si w cigBym ruchu wokóB jdra, aby powstaBa siBa od[rodkowa równowa|yBa siB przycigania elektrostatycznego przez jdro, " elektron kr|cy po orbicie wokóB jdra nie doznaje oporu ze strony otoczenia i jego energia ma staB warto[, " w atomie wodoru istnieje wiele orbit po których mo|e porusza si elektron, " energia elektronu zale|y od promienia orbity, po której si porusza; energia ta wzrasta ze wzrostem promienia, " z absorpcj energii (kwant) wi|e si przeskok elektronu na orbit poBo|on dalej od jdra, " przeskok elektronu na orbit bli|sz wi|e si z emisj kwantu energii 44 n = 3 n = 2 h½ n = 1 + absorpcja kwantu energii przeskok elektronu na dalsz orbit przeskok elektronu z dalszej na bli|sz orbit z emisj kwantu energii 45 Równanie Schrödingera Równanie Schrödingera jest jednym z podstawowych równaD nierelatywistycznej mechaniki kwantowej, sformuBowanym przez austriackiego fizyka Erwina Schrödingera w 1926 roku. Najbardziej ogólna posta równania Schrödingera: E¨ = $¨ E energia caBkowita $ operator energii caBkowitej  operator Hamiltona ¨ funkcja falowa i to jednostka urojona (-1)1/2 zredukowana staBa Plancka = h/2À 46 Równanie Schrödingera ma dla danego atomu wiele rozwizaD. Funkcja wBasna bdca rozwizaniem równania Schrödingera nosi nazw funkcji falowej ¨. Funkcja falowa, w najogólniejszej postaci funkcja zespolona, nie ma bezpo[redniego sensu fizycznego. Dopiero jej kwadrat interpretujemy jako gsto[ prawdopodobieDstwa znalezienia czstki. Z rozwizania równania Schrödingera wyniknBy nastpujce liczby kwantowe: 47 n  gBówna liczba kwantowa przyjmujca warto[ci liczb naturalnych 1, 2, 3& Energia elektronu w atomie mo|e przyjmowa tylko warto[ci okre[lone gBówn liczb kwantow. Dozwolone stany energetyczne elektronu nazywamy poziomami energetycznymi. Mówimy, |e elektron znajduje si w okre[lonej powBoce elektronowej. Kolejne powBoki elektronowe oznacza si podajc warto[ gBównej liczby kwantowej n lub odpowiedni symbol literowy K, L, M, N, O, P, Q 48 Liczba 1 2 3 4 5 6 7 kwantowa n Numer powBoki 1 2 3 4 5 6 7 Symbol K L M N O P Q powBoki 49 l  tzw. poboczna liczba kwantowa przyjmujca warto[ci liczb caBkowitych od  0 do  n-1 czyli 0, 1, 2, & , n-1 Poboczna liczba kwantowa l okre[la poziom energetyczny elektronu w ramach powBoki, czyli podpoziom nergetyczny noszcy nazw podpowBoki. Warto[ciom pobocznej liczby kwantowej l przypisuje si równie| symbole literowe. Poboczna liczba kwantowa l 0 1 2 3 Symbol podpowBoki s p d f 50 l = 0, 1, 2, & . (n-1) Dla n = 1 (K) l = 0 s 1 s n = 2 (L) l = 0 , 1 s , p 2 s 2 p n = 3 (M) l = 0 , 1 , 2 s , p , d 3 s 3 p 3 d n = 4 (N) l = 0 , 1 , 2 , 3 s , p , d , f 4 s 4 p 4 d 4 f 51 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s Teoretycznie dla n = 5 mogBaby wystpowa podpowBoka  g , a dla n = 6 6f , 6g i 6h Nie znamy pierwiastków, których atomy posiadaByby odpowiedni liczb elektronów do obsadzenia tego typu podpowBok. m  magnetyczna liczba kwantowa przyjmujca warto[ci liczb caBkowitych od  l do +l , czyli -l , & , 0 , & +l 52 l = 0 1 2 3 s p d f n = 1 m= 0 n = 2 0 -1, 0, 1 n = 3 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 n = 4 0 -1, 0, 1 2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 n = 5 0 -1, 0, 1 2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 1 typu s 3 typu p 5 typu d 53 7 typu f Ka|dej kombinacji 3 liczb kwantowych n, l i m odpowiada jedna porzdna funkcja falowa speBniajca równanie Schrödingera. Orbital  jest powierzchni opisan funkcj falow jednego elektronu, której kwadrat moduBu okre[la gsto[ prawdopodobieDstwa napotkania elektronu w danym punkcie przestrzeni. Pojcie orbitalu jest czsto uto|samiane z ksztaBtem obszaru, obliczonym z funkcji orbitalowej, w którym prawdopodobieDstwo napotkania elektronu jest bliskie 1 (zwykle przyjmuje si warto[ 0,9). 54 Orbital typu s  warstwa kulista o okre[lonej grubo[ci znajdujca si w okre[lonej odlegBo[ci od jdra. Orbitale typu p  3 orbitale o ksztaBcie "hantli" wzdBu| osi x, y i z z z z z y y y y x x x x py pz px 55 Orbitale typu d i f - o bardziej zBo|onych ksztaBtach w których wystpuje kombinacja "hantli" i torusów. d dxy dxz d dx2-y2 dyz z2 y x dxy 56 W 1928 roku Paul Dirac wykazaB, |e dla peBnego opisu zachowania si elektronu w atomie nie wystarcza znajomo[ jego energii (czyli 3 liczb kwantowych: n, l i m). Potrzebna jest jeszcze ms  magnetyczna liczba spinowa przyjmujca dwie warto[ci + ½ ‘! i - ½ “! 57 Zakaz Pauliego  w atomie nie mo|e by dwóch identycznych elektronów, tzn. takich, których stan opisany byBby tak sam kombinacj 4 liczb kwantowych. Dwa elektrony znajdujce si w atomie musz si ró|ni przynajmniej warto[ci jednej z czterech liczb kwantowych: n, l, m lub ms. Je|eli dwa elektrony znajduj si na orbitalu opisanym tak sam kombinacj trzech liczb kwantowych: n, l i m to musz ró|ni si warto[ci czwartej liczby kwantowej ms tzn. |e spin jednego elektronu wynosi + ½ , a drugiego  ½ . Std: maksymalnie na orbitalu s mog by 2 elektrony p 6 elektronów d10 f14 58 Konfiguracja elektronowa (struktura elektronowa) pierwiastka  uproszczony opis atomu polegajcy na rozmieszczeniu elektronów nale|cych do atomów danego pierwiastka na poszczególnych powBokach, podpowBokach i orbitalach. Ka|dy elektron znajdujcy si w atomie opisywany jest przy pomocy zbioru 4 liczb kwantowych. Ka|dy nowy elektron równowa|cy Badunek jdra zajmuje kolejny najni|szy z mo|liwych poziomów energetycznych . 59 Kolejno[ zapeBniania podpowBok elektronami w atomach wieloelektronowych: " orbitale zapeBniane s zgodnie z rosnc  n + l " je|eli orbitale maj identyczne  n+l , zapeBniane s w kolejno[ci rosncej n n 1 5 23 4 l 0 0 1 0 1 2 0 2 1 0 1 2 3 3 1 4 6 3 4 5 6 5 n + l 2 3 5 3p 1s 2s 4s 2p 3s 3d 4p 4d 5p 5s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 60 Kolejno[ zapeBniania podpowBok elektronami w atomach wieloelektronowych: 1s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p& 2p 2s 3p 3s 3d 4f 4s 4d 4p 5f 5d 5p 5s 6d 6p 6s 6p 7s 61 Pamitajc, |e na jednym 1s orbitalu mog znajdowa si tylko dwa elektrony 2p 2s o przeciwnych spinach 3p 3s 3d 4f 4s 4d 4p 5f 5d 5p 5s 6d 6p 6s 6p 7s 14 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6 7s2 5f62 & 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 7s 7p 63 Maksymalna liczba elektronów na poszczególnych powBokach. PowBoka Maksymalna liczba elektronów 1 K 2 2 L 8 3 M 18 4 N 32 5 O 32 64 Konfiguracja elektronowa  rozmieszczenie elektronów w stanie podstawowym atomu w poszczególnych powBokach nastpuje zgodnie z: " zakazem Pauliego " reguB Hunda ReguBa Hunda : " stan o najni|szej energii jest to stan o maksymalnej liczbie niesparowanych elektronów w okre[lonej podpowBoce, orbitale obsadzane s pojedynczo " dopiero po obsadzeniu wszystkich orbitali danej podpowBoki pojedynczymi elektronami, nastpne elektrony tworz pary o przeciwnych spinach " elektrony niesparowane w orbitalach okre[lonej podpowBoki maj jednakow orientacj spinu  spiny równolegBe 65 ReguBa Hunda: przy zapeBnianiu kolejnych orbitali elektronami wszystkie orbitale odpowiadajce danej podpowBoce ( tzw orbitale zdegenerowane tzn o tych samych liczbach kwantowych n i l) p ; d ; f zostaj zapeBnione najpierw po jednym elektronie o spinie równolegBym, a dopiero potem drugim elektronem o spinie przeciwstawnym. x x p3 d6 x x x 66 Konwencje zapisu konfiguracji: 7 Li Z = 3 A = 7 3 3  protony 3  elektrony 7  3 = 4 neutrony konfiguracja elektronowa: 1s22s1 K2 2s1 [He] 2s1 zapis  klatkowy : 1s 2s 67 23 Z = 11 A = 23 Na 11 11 - protonów 11  elektronów 23  11 = 12 neutronów konfiguracja elektronowa: 1s22s22p63s1 K2L8 3s1 [Ne] 3s1 zapis "klatkowy": 1s 2s 2p 3s 68 12 Z = 6 A = 12 C 6 6  protonów 6  elektronów 12  6 = 6 neutronów konfiguracja elektronowa: 1s22s22p2 K2 2s22p2 [He] 2s22p2 zapis  klatkowy : 1s 2s 2p X 69 14 Z = 7 A = 14 N 7 7  protonów 7  elektronów 14 - 7 = 7 neutronów Konfiguracja elektronowa: 1s22s22p3 K2 2s22p3 [He] 2s22p3 zapis  klatkowy : 1s 2s 2p X 70 16 Z = 8 A = 16 O 8 8  protonów 8  elektronów 16  8 = 8 neutronów konfiguracja elektronowa: 1s22s22p4 K2 2s22p4 [He] 2s22p4 zapis  klatkowy : 1s 2s 2p X 71 56 Fe Z = 26 A = 56 26 1s 26 protonów 26 elektronów 2p 2s 56  26 = 30 neutronów 3p 3s 3d konfiguracja elektronowa: 4f 4s 4d 4p 1s22s22p63s23p64s23d6 5d 5f 5p 5s K2L83s23p64s23d6 [Ne]3s23p64s23d6 6d 6p 6s 6p 7s zapis  klatkowy : 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 72 35 Cl- Z = 17 A = 35 Cl 17 Jdro: 17  protonów 35  17 = 18 neutronów w jonie Cl- jdro ma tyle samo protonów i neutronów co atom Cl ale elektronów jest 17 + 1 = 18 konfiguracja elektronowa: 1s22s22p63s23p6 K2L8 3s23p6 [Ne] 3s23p6 = [Ar] zapis  klatkowy : 1s 2s 2p 3s 3p 73 40 Ca2+ Ca Z = 20 A = 40 20 Jdro: 20 protonów 40  20 = 20 neutronów PowBoki elektronowe w Ca2+ : 20  2 = 18 elektronów Konfiguracja elektronowa: 1s22s22p63s23p6 K2L83s23p6 [Ne]3s23p6 = [Ar] zapis  klatkowy : 1s 2s 2p 3s 3p 74 1s 2p 2s 209 Bi 83 3p 3s 3d 4f 4s 4d 4p Z = 83 A = 209 5d 5f 5p 5s 83 protony 6d 6p 6s 6p 83 elektrony 209  83 = 126 neutronów 7s konfiguracja elektronowa: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p3 Elektrony walencyjne: 6s26p3 Elektrony walencyjne - elektrony znajdujce si na ostatniej, najbardziej zewntrznej powBoce atomów. 75 Ferromagnetyzm  zjawisko, w którym materia wykazuje wBasne, spontaniczne namagnesowanie. Jest jedn z najsilniejszych postaci magnetyzmu i jest odpowiedzialny za wikszo[ magnetycznych zachowaD spotykanych w |yciu codziennym. Ferromagnetykami s np..: Fe, Co, Ni. Paramagnetyzm - zjawisko magnesowania si makroskopowego ciaBa w zewntrznym polu magnetycznym w kierunku zgodnym z kierunkiem pola zewntrznego. Substancja wykazujca takie wBasno[ci to paramagnetyk, jest on przycigany przez magnes, jednak znacznie sBabiej ni| ferromagnetyk. WBa[ciwo[ci paramagnetyczne posiadaj substancje o niesparowanych elektronach. Diamagnetyzm  zjawisko polegajce na indukcji w ciele znajdujcym si w zewntrznym polu magnetycznym pola przeciwnego, osBabiajcego dziaBanie zewntrznego pola. Diamagnetyzm wystpuje we wszystkich substancjach, ale 76 zwykle jest maskowany przez silniejszy paramagnetyzm. UkBad okresowy pierwiastków Porównujc konfiguracje elektronowe pierwiastków dochodzi si do wniosku, |e w strukturze elektronowej pierwiastków wystpuj pewne prawidBowo[ci. PrawidBowo[ci te dotycz konfiguracji w najbardziej zewntrznych powBokach. Struktura elektronowa atomów pierwiastka, a zwBaszcza struktura ostatniej (i czasem przedostatniej) powBoki elektronowej, zawierajcej tzw. elektrony walencyjne, jest czynnikiem decydujcym o jego wBa[ciwo[ciach chemicznych. Elektrony walencyjne - elektrony znajdujce si na ostatniej, najbardziej zewntrznej powBoce atomów, która nazywana jest powBok walencyjn. Elektrony znajdujce si na powBoce walencyjnej uczestnicz w tworzeniu wizaD chemicznych, jednak wizania te mog te| by w niektórych przypadkach tworzone z udziaBem elektronów z ni|szych powBok, co dotyczy zwBaszcza atomów 77 pierwiastków bloków d i f ukBadu okresowego pierwiastków. UkBad okresowy pierwiastków UkBad okresowy pierwiastków - zestawienie wszystkich pierwiastków chemicznych w postaci rozbudowanej tabeli, uporzdkowanych wedBug ich rosncej liczby atomowej, grupujce pierwiastki wedBug ich cyklicznie powtarzajcych si podobieDstw wBa[ciwo[ci, zgodnie z prawem okresowo[ci Dmitrija Mendelejewa. Dzisiaj prawo okresowo[ci brzmi: pierwiastki chemiczne uBo|one zgodnie ze wzrastajca liczb atomow wykazuj okresowe powtarzanie si wBa[ciwo[ci. Prawo okresowo[ci jest podstaw konstrukcji ukBadu okresowego 78 W czasach Mendelejewa nie byBo logicznego uzasadnienia tego prawa. Dopiero po odkryciu struktury atomu nabraBo ono fizycznego znaczenia. WspóBcze[nie wiadomo, |e numer okresu odpowiada numerowi powBoki walencyjnej atomu. Liczba pierwiastków w jednym okresie wynika z liczby orbitali na powBoce walencyjnej, z których ka|dy mo|e by wypeBniony maksymalnie dwoma elektronami. Orbitale te s zapeBniane wg nastpujcego schematu: 1 okres 1s 2 pierwiastki 2 okres 2s 2p 8 pierwiastków 3 okres 3s 3p 8 pierwiastków 4 okres 4s 3d 4p 18 pierwiastków 5 okres 5s 4d 5p 18 pierwiastków 6 okres 6s 4f 5d 6p 32 pierwiastki 7 okres 7s 5f 6d 7p 32 pierwiastki 79 Numer okresu okre[la liczb powBok elektronowych w atomach pierwiastków danego okresu. Rozpisujc konfiguracj elektronow pierwiastka o podanej liczbie atomowej Z, okre[lamy maksymaln warto[ gBównej liczby kwantowej n , a wic numer ostatniej powBoki, mo|emy okre[li do którego okresu w ukBadzie nale|y dany pierwiastek. Fe o konfiguracji 1s22s22p63s23p64s23d6 nale|y do 4 okresu, 26 gdy| maksymalna warto[ n wynosi 4. Na o konfiguracji 1s22s22p63s1 nale|y do 3 okresu, 11 gdy| maksymalna warto[ n wynosi 3 Bi o konfiguracji elektronowej: 83 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f145d106p3 nale|y do 6 okresu, gdy| maksymalna warto[ n wynosi 6. 80 W ukBadzie okresowym wyró|nia si 18 kolumn pionowych zwanych grupami. Nazwy poszczególnych grup ukBadu okresowego tworzy si od nazwy pierwszego pierwiastka: 1 (IA) litowce (bez wodoru) ; wodór i litowce 2 (IIA) berylowce 3 (IIIB) skandowce (w tym La i Ac) 4 (IVB) tytanowce 5 (VB) wanadowce 6 (VIB) chromowce 7 (VIIB) manganowce 8 (VIIIB) |elazowce 9 (VIIIB) kobaltowce 10 (VIIIB) niklowce 11 (IB) miedziowce 12 (IIB) cynkowce 81 13 (IIIA) borowce 14 (IVA) wglowce 15 (VA) azotowce 16 (VIA) tlenowce 17 (VIIA) fluorowce 18 (VIIIA) helowce Inne stosowane nazwy: Grupa 1 (IA)- metale alkaliczne (wodór i litowce) Grupa 2 (IIA) - metale ziem alkalicznych (berylowce) Grupa 16 (VIA) - chalkogeny (tlenowce) Grupa 17 (VIIA) - chlorowce, halogeny (fluorowce) Grupa 18 (VIIIA) - gazy szlachetne (helowce) Wyró|nia si dwa rodzaje grup: Grupy gBówne: grupy 1 i 2 oraz 13 do 18 (A) Grupy poboczne: grupy 3 do 12 (B) 82 Je|eli rozpiszemy konfiguracje elektronowe pierwiastków nale|cych do poszczególnych grup, zauwa|ymy wystpowanie pewnych prawidBowo[ci. W grupie 1 wystpuje 1 elektron na zewntrznej (ostatniej) powBoce, co mo|emy zapisa jako ns1, gdzie n okre[la ostatni powBok ( i równocze[nie numer okresu). W grupie 2 wystpuj 2 elektrony na zewntrznej powBoce, co mo|emy zapisa jako ns2 . Te dwie grupy pierwiastków i hel ( 2He ) z grupy 18 nale| do tzw. bloku s w ukBadzie okresowym. Pierwiastki bloku s, za wyjtkiem wodoru i helu, s metalami. 83 Pierwiastki grup 13  18-ej maj nastpujce konfiguracje: Grupa Konfiguracja ostatniej powBoki 13 ns2np1 14 ns2np2 15 ns2np3 16 ns2np4 17 ns2np5 18 ns2np6 Pierwiastki grup 13  18-ej ( z wyjtkiem helu) nale| do tzw. bloku p 84 Charakterystyczn cech pierwiastków grupy 18  gazy szlachetne jest konfiguracja ns2np6 (wyjtek He: 1s2) Pierwiastki bloku p s w wikszo[ci niemetalami. Metalami s: Al, Ga, In, Tl w grupie 13 Sn, Pb w grupie 14 Bi w grupie 15 At w grupie 16 Charakter przej[ciowy maj: B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po 85 Pierwiastki grup 3  12-ej maj nastpujce konfiguracje: Grupa Konfiguracja ostatniej powBoki 3 ns2 (n-1)d1 4 ns2 (n-1)d2 5 ns2 (n-1)d3 6 ns2 (n-1)d4 7 ns2 (n-1)d5 8 ns2 (n-1)d6 9 ns2 (n-1)d7 10 ns2 (n-1)d8 11 ns2 (n-1)d9 12 ns2 (n-1)d10 86 Pierwiastki bloku d w ukBadzie okresowym s metalami. Suma elektronów podpowBoki s i podpowBoki p ostatniej powBoki oraz podpowBoki d przedostatniej powBoki jest zgodna z numerem arabskim grupy. Np.: 1s Ba o konfiguracji elektronowej: 56 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2 2s 2p jest pierwiastkiem bloku s, 3p 3s 3d nale|cym do 2 grupy, i 6 okresu 4f 4s 4d 4p oraz jest metalem 5d 5f 5p 5s Br o konfiguracji elektronowej: 35 1s22s22p63s23p64s23d104p5 6d 6p 6s 6p jest pierwiastkiem bloku p 7s nale|cym do 2+10+5 = 17 grupy i 4 okresu jest niemetalem 87 Mn o konfiguracji elektronowej: 25 1s 1s22s22p63s23p64s23d5 jest pierwiastkiem bloku d, 2p 2s nale|cym do 2 + 5 = 7 grupy, 3p 3s 3d i 4 okresu oraz jest metalem 4f 4s 4d 4p 5d 5f 5p 5s X o konfiguracji elektronowej: 46 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d8 6d 6p 6s 6p jest pierwiastkiem bloku d 7s nale|cym do 2 +8 = 10 grupy 5 okresu jest metalem 88 X o konfiguracji elektronowej: 38 1s 1s22s22p63s23p64s23d104p65s2 jest pierwiastkiem bloku s, 2p 2s nale|cym do 2 grupy, 3p 3s 3d 5 okresu jest metalem 4f 4s 4d 4p 5d 5f 5p 5s X o konfiguracji elektronowej: 53 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p5 6d 6p 6s 6p jest pierwiastkiem bloku p 7s nale|cym do 2 + 10 + 5 = 17 grupy 5 okresu jest niemetalem 89 Niektóre wyjtki w konfiguracji elektronowej pierwiastków: Cr [Ar] 4s1 3d5 nie [Ar] 4s2 3d4 24 Cu [Ar] 4s1 3d10 nie [Ar] 4s2 3d9 29 Mo [Kr] 5s1 4d5 nie [Kr] 5s2 4d4 42 Ag [Kr] 5s1 4d10 nie [Kr] 5s2 4d9 47 Pd [Kr] 4d10 nie [Kr] 5s2 4d8 46 d5 i d10 trwaBe konfiguracje 90 Zmiany wBa[ciwo[ci fizycznych i chemicznych pierwiastków w ukBadzie okresowym. Wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastków (Badunku jdra i liczby elektronów) oraz regularnym powtarzaniem si konfiguracji elektronowych, systematycznie zmieniaj si wBa[ciwo[ci fizyczne i chemiczne pierwiastków. 91 Rozmiary atomów i jonów. Krzywa zale|no[ci promieni atomowych od liczby atomowej Z jest krzywBaman, ale wykazujc pewne prawidBowo[ci. W poszczególnych grupach warto[ promienia atomowego ro[nie wraz ze wzrostem liczby atomowej. Jest to spowodowane wzrastajc liczb powBok elektronowych. grupa Rozmiary atomów. okres 92 Rozmiary atomów. grupa okres W poszczególnych okresach warto[ promienia atomowego z reguBy maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Zjawisko to jest spowodowane wzrostem Badunku jdra wraz ze wzrostem liczby atomowej przy tej samej liczbie powBok w przypadku pierwiastków nale|cych do tego samego okresu. Wzrost Badunku jdra powoduje silniejsze przyciganie elektronów wszystkich powBok -  kurczenie si atomu. Zrednica atomu wynosi ~ 10 -10 m czyli 1 Å 93 Rozmiary jonów: wszystkie kationy s mniejsze ni| atomy z których powstaB - mniejsza liczba orbitali elektronowych, wikszy Badunek jdra, wiksze przyciganie elektronów + wszystkie aniony s wiksze od macierzystych atomów - przyBczenie elektronów powoduje zwikszenie przestrzeni zajmowanej przez elektrony _ 94 Energia jonizacji  potencjaB jonizacji Energi jonizacji Ej pierwiastka nazywa si minimum energii, jak nale|y u|y, by oderwa elektron od atomu tego pierwiastka w stanie gazowym. A(g) - e - A(g) Energia jonizacji obojtnych atomów zale|y od liczby atomowej. Jest ona równa energii najsBabiej zwizanego elektronu walencyjnego. Czsto mówi si o pierwszej, drugiej, trzeciej itp. energii jonizacji w odniesieniu do oderwania si odpowiednio 1, 2, 3 i wicej elektronów od atomu. W miar usuwania kolejnych elektronów atomu energia jonizacji powstaBego kationu ro[nie, przy czym najwiksza energia jonizacji zwizana jest z oderwaniem elektronu z powBoki wewntrznej. 95 Energia jonizacji grupa W ukBadzie okresowym pierwiastków obserwuje si: w ramach tej samej grupy wraz ze wzrostem liczby atomowej warto[ energii jonizacji maleje Batwiej jest oderwa elektron od wikszego atomu o wikszym promieniu atomowym w ramach tego samego okresu wraz ze wzrostem liczby atomowej warto[ energii jonizacji wzrasta wzrasta Badunek jdra  trudniej okres oderwa elektron 96 Powinowactwo elektronowe. Powinowactwo elektronowe to wielko[ charakteryzujca zdolno[ atomu (lub czsteczki) do przyBczania elektronu i tworzenia jonu ujemnego (anionu). A(g) + e- A(g) Ilo[ciowo okre[la si je jako energi, która wydziela si w wyniku tego procesu. 97 Powinowactwo elektronowe. grupa W ukBadzie okresowym pierwiastków obserwuje si: w ramach tej samej grupy wraz ze wzrostem liczby atomowej warto[ energii powinowactwa elektronowego maleje w ramach tego samego okresu wraz ze wzrostem liczby atomowej warto[ energii powinowactwa elektronowego wzrasta. Najwiksze warto[ci energii powinowactwa elektronowego maj atomy pierwiastków grupy 17 (fluorowce). okres 98 Elektroujemno[ pierwiastków Elektroujemno[ to miara tendencji do przycigania elektronów przez atomy danego pierwiastka, gdy tworzy on zwizek chemiczny z atomami innego pierwiastka. Bardziej elektroujemny pierwiastek "[ciga" do siebie elektrony tworzce wizanie z atomem mniej elektroujemnym, co prowadzi do polaryzacji wizania. W skrajnym przypadku, gdy elektroujemno[ci obu pierwiastków bardzo si ró|ni (np. Na i Cl), dochodzi do peBnego przeskoku elektronów na bardziej elektroujemny atom, co prowadzi do powstania wizania jonowego. Na + Cl Na + Cl 99 Powinowactwo elektronowe jest po[redni miar elektroujemno[ci pierwiastków chemicznych. Czym wiksza warto[ powinowactwa tym wiksza elektroujemno[ pierwiastka. grupa Elektroujemno[: okres 100 Zaproponowano wiele sposobów, aby ilo[ciowo zdefiniowa ogóln elektroujemno[ pierwiastków. Pierwsz tak propozycj byBa skala Paulinga w 1932r oparta na pomiarach energii i polaryzacji wizaD prostych dwuatomowych zwizków chemicznych. Pauling przyjB, |e elektroujemno[ pierwiastka wykazujcego najwiksz tendencj do przyjmowania elektronów (najwiksze powinowactwo)  tj. fluoru jest równa 4,0 i nastpnie obliczyB elektroujemno[ci innych pierwiastków. Skala ta jest wci| najcz[ciej u|ywana, jednak bardzo maBo precyzyjna i czsto prowadzi do bBdnych wniosków. Elektroujemno[ pierwiastków jest czsto zale|na od ukBadu atomów w danym zwizku, ich stopnia utlenienia, przyjtej w danym momencie hybrydyzacji i do[ czsto zdarza si, |e wizania polaryzuj si odwrotnie ni|by to wynikaBo z formalnej elektroujemno[ci zwizanych pierwiastków. 101 Skala elektroujemno[ci wedBug Paulinga: H 1 2,2 Li Be B C N O F 2 1,0 1,5 2,0 2,5 3,0 3,5 4,0 Na Mg Al. Si P S Cl 3 0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3,0 K Ca Ga Ge As Se Br 4 0,8 1,0 1,6 1,8 2,0 2,4 2,8 Rb Sr In Sn Sb Te I 5 0,8 1,0 1,7 1,8 1,9 2,1 2,5 Cs Ba Tl Pb Bi Po At 6 0,7 0,9 1,8 1,8 1,9 2,0 2,2 102 Okresowo[ wBa[ciwo[ci chemicznych Pierwiastki bloku s (z wyjtkiem H i He) s metalami. Pierwiastki bloku p s w wikszo[ci niemetalami. Pierwiastki bloków d i f s metalami. Pierwiastki grupy 1-ej wystpuj na +1 stopniu utlenienia. Pierwiastki grupy 2-ej wystpuj na +2 stopniu utlenienia. Oddaj elektrony z powBoki walencyjnej przyjmujc konfiguracj najbli|szego gazu szlachetnego. 103 Okresowo[ wBa[ciwo[ci chemicznych Pierwiastki bloku p mog wystpowa na dodatnich (z wyjtkiem fluoru F) i ujemnych stopniach utlenienia. Maksymalny dodatni stopieD utlenienia (np. w poBczeniach z tlenem (O) odpowiada liczbie elektronów walencyjnych (numer grupy  10) Grupa 13 +3 (np. Al2O3, Al(OH)3, ) Grupa 14 +4 (np. SiO2, H2SiO3 , CaCO3) Grupa 15 +5 (np. HNO3, NaNO3, P2O5, H3PO4) Grupa 16 +6 (np. SO3, H2SO4, Na2SO4) Grupa 17 +7 (np. HClO4, KClO4) 104 Pierwiastki bloku p wraz ze wzrostem numeru grupy maj tendencj do wystpowania na ujemnych stopniach utlenienia. Jest to zwizane chci uzyskania trwaBej konfiguracji najbli|szego gazu szlachetnego (grupa 18). Ujemny stopieD utlenienia = 18  numer grupy 15 grupa 1s22s22p3 N 7 5e- walencyjnych + 3e- - 5e- 1s2 1s22s22p6 Ne He N +V N  III HNO3 NH3 105 16 grupa S 1s22s22p63s23p4 16 6 e- walencyjnych + 2e- - 6e- Ar 1s22s22p63s23p6 Ne 1s22s22p6 S+VI S  II SO3 H2S H2SO4 Na2S 106 Okres 2 Numer grupy 1 2 13 14 15 16 17 Symbol pierwiastka Li Be B C N O F Maks. stopieD +I +II +III +IV +V -I utlenienia w zwizku z tlenem Wzór tlenku Li2O BeO B2O3 CO2 N2O5 OF2 StopieD utlenienia w +I +II +III -IV -III -II -I zwizku z wodorem Wzór wodorku LiH BeH2 BH3 CH4 NH3 H2O HF 107 Okres 3 Numer grupy 1 2 13 14 15 16 17 Symbol pierwiastka Na Mg Al Si P S Cl Maks. stopieD +I +II +III +IV +V +VI +VII utlenienia w zwizku z tlenem Wzór tlenku Na2O MgO Al2O3 SiO2 P2O5 SO3 Cl2O7 StopieD utlenienia w +I +II +III +IV -III -II -I zwizku z wodorem Wzór wodorku NaH MgH2 AlH3 SiH4 PH3 H2S HCl 108 W przypadku tlenków pierwiastków 3-ego okresu o najwy|szym stopniu utlenienia pierwiastka Bczcego si z tlenem, stwierdza si zmian charakteru chemicznego tlenku wraz ze wzrostem elektroujemno[ci pierwiastka. Na2O i MgO - maj charakter zasadowy Al2O3 - ma charakter amfoteryczny SiO2, P2O5, SO3 i Cl2O7 - maj charakter kwasowy 109 Pierwiastki bloku d poBo|one w 4-ym okresie Numer 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 grupy Symbol Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn pierwiastka Maks. stopieD utlenienia +3 +4 +5 +6 +7 +3 +3 +3 +2 +2 w zwizku z tlenem Wzór tlenku 110 7 grupa Mn 1s22s22p63s23p64s23d5 25 7 e- walencyjnych - 2e- - 7e- 1s22s22p63s23p63d5 Ar 1s22s22p63s23p6 d5  trwaBa konfiguracja Mn +II Mn+VII MnCl2 KMnO4 111 Poza poBczeniem z tlenem (O) i wodorem (H) wszystkie pierwiastki w ukBadzie okresowym (z wyjtkiem grupy 18) tworz zwizki o wzorze ogólnym XOH nazywane wodorotlenkami lub HXO nazywane kwasami  wszystkie strukturalnie H-O-X Niektóre ze zwizków ( XOH lub HXO ) -maj charakter amfoteryczny. O tym czy zwizek o wzorze ogólnym XOH ma wBa[ciwo[ci kwasowe, zasadowe czy amfoteryczne decyduje gBównie: - poBo|enie pierwiastka  X w ukBadzie okresowym i zwizana z tym warto[ elektroujemno[ci pierwiastka, - stopieD utlenienia w zwizku chemicznym. 112 Je|eli X jest pierwiastkiem o warto[ci elektroujemno[ci od 0,7 do 1,2 (w skali Paulinga) to para elektronowa tworzca wizanie X-O jest przesunita w kierunku bardziej elektroujemnego tlenu (3,5 w skali Paulinga) - wizanie X-O ulega osBabieniu, wzrasta trwaBo[ wizania O-H. Zwizek wykazuje wBa[ciwo[ci zasadowe. Proces dysocjacji wedBug teorii Arrheniusa zachodzi zgodnie z równaniem: XOH X + OH a w reakcjach z kwasami zwizek XOH jest akceptorem protonu (czyli zasad wedBug teorii Brönsteda-Lowry ego) XOH + H X + H2O 113 Je|eli pierwiastek ma warto[ elektroujemno[ci w granicach midzy 2,5 a 3,5 to wizanie X-O jest maBo polarne , wzrasta polarno[ wizania O-H, maleje trwaBo[ wizania O-H, z czym wi|e si Batwe oderwanie protonu, zgodnie z równaniem reakcji: XOH + H2O XO + H3O Zwizek XOH jest donorem protonu, czyli kwasem zgodnie z teori Brönsteda-Lowry ego. Je|eli pierwiastek X ma warto[ elektroujemno[ci w przedziale 1,5  2,5 (np. glin, cynk, oBów) to wizania X-O i O-H w zwizku XOH s jednakowo polarne  mo|liwa jest zarówno dysocjacja kwasowa i zasadowa: X + OH XOH XO + H 114 WpByw stopnia utlenienia na wBa[ciwo[ci zwizku o wzorze XOH (dotyczy to równie| wBa[ciwo[ci tlenków XO) ma znaczenie dla pierwiastków o warto[ciach elektroujemno[ci w skali Paulinga zawartych midzy 1,5 a 2,5. Je|eli ten sam pierwiastek X wystpuje w zwizkach typu XOH na dwóch mo|liwych stopniach utlenienia to zwizki zawierajce X na ni|szym stopniu utlenienia wykazuj charakter amfoteryczny Zwizki zawierajce X na wy|szym stopniu utlenienia maj charakter kwasowy. Pierwiastek’! As Sb StopieD utlenienia “! +3 As(OH)3 Sb(OH)3 amfoteryczny amfoteryczny +5 H3AsO4 H3SbO4 kwas kwas 115 Je|eli ten sam pierwiastek X wystpuje w zwizku typu XOH na 3 lub 4 mo|liwych stopniach utlenienia, to jego zwizki " na najni|szych stopniach utlenienia maj wBa[ciwo[ci zasadowe, " na po[rednich stopniach utlenienia - charakter amfoteryczny " na najwy|szym stopniu utlenienia  charakter kwasowy. Np.: Mn +2 Mn(OH)2 charakter zasadowy +3 Mn(OH)3 amfoteryczny +4 MnO2uwodniony amfoteryczny +6 H2MnO4 kwasowy +7 HMnO4 kwasowy Cr +2 Cr(OH)2 charakter zasadowy +3 Cr(OH)3 amfoteryczny +6 H2CrO4 kwasowy 116 Zmiany wBa[ciwo[ci pierwiastków na tle ukBadu okresowego promieD atomu elektroujemno[ charakter metaliczny potencjaB jonizacji p s d 117

Wyszukiwarka

Podobne podstrony:
Wyk ad 14 chemia organiczna antastic pl
Wyk ad 9 Teorie kwasów i zasad, pH antastic pl
Wyk ad 7 roztworycz 2 antastic pl
BORODO STRESZCZENIE antastic pl
Wyk ad 02
Wyk ad IV Minimalizacja funkcji logicznych
Wyk ad 12 wrp
pytania(1) antastic pl
Koncepcje wyk Úad 1
Wyk ad Ontologia
3 wyk ad instytucje UE TL 15 pdf
Wyk ad 03
Budowa atomu ćwiczenie 5
budowa atomu zadania

więcej podobnych podstron