1.Planetarny model budowy atomu.

Atom jest zbudowany z dodatnio naładowanego jądra atomowego i otaczającej go chmury elektronowej. W 1913 r. Bohr podał planetarny model budowy atomu. Przyjął on, że w atomie elektrony znajdują się w ciągłym ruchu, wytwarzając siłę odśrodkową równoważącą siłę przyciągania przez jądro.

Jądro atomowe - skupia prawie całą masę atomu, zajmując bardzo małą objętość. Średnice jąder wynoszą 10^-15m, średnice atomów-10^-10m. Jądro atomowe zbudowane jest z dodatnio naładowanych protonów i obojętnych neutronów.

Bohr podał postulaty dotyczące budowy atomu:

1).Elektron może przebywać w atomie w pewnych określonych stanach zwanych stacjonarnymi.

2).Elektron w stanie stacjonarnym nie promieniuje, a więc nie traci energii; przy przejściu ze stanu o wyższej energii do stanu o niższej energii wypromieniowuje energię w postaci kwantu hν

3).Stanami dozwolonymi dla ruchu elektronu są stany, w których moment pędu elektronu mvr jest wielokrotnością stałej Planca h podzielonej przez 2π:

mvr = n

Miarą trwałości dowolnego rozpatrywanego jądra jest wartość energii wydzielonej podczas jego hipotetycznej syntezy z protonów i neutronów (nukleonów).

Jądra ciężkie (np. uranu, toru, plutonu) mogą być rozszczepiane na jądra o większej trwałości lub również jest możliwe łączenie się jąder bardzo lekkich w jądra cięższe o większej trwałości. Jądra o zbyt małej trwałości tzn. o małej energii wiązania, podlegają samorzutnym przemianom promieniotwórczym; są to naturalne izotopy promieniotwórcze.

W przyrodzie występuje 250 trwałych tzn. nie wykazujących naturalnej promieniotwórczości, jąder atomowych, reprezentujących prawie wszystkie pierwiastki o liczbach atomowych od 1 do 82.

Pierwiastki: technet, prazeodym, promet, terb, holm, lutet, oraz wszystkie pierwiastki o liczbach atomowych większych od 82 występują wyłącznie w postaci izotopów promieniotwórczych.

Trwałość jąder zależy od jego masy, od stosunku liczby neutronów do liczby protonów oraz od tego czy liczby protonów i neutronów są parzyste czy nieparzyste.

Elektronowa struktura atomów

Elektron opisano jako cząstkę elementarną o jednostkowym ładunku ujemnym i masie znikomo małej w porównaniu z masą jądra atomowego. Pod względem masy i ładunku elektrycznego wszystkie elektrony są jednakowe.

W każdym atomie znajduje się liczba elektronów równa liczbie protonów w jądrze tego atomu.

Atom traktuje się jako układ planetarny, którego centrum stanowi dodatnio naładowane jądro. Elektrony otaczające jądro można rozpatrywać jako punktowe, jednostkowe ładunki ujemne. Elektrony wykazują równocześnie właściwości korpuskularne i falowe.

Każdy stan elektronu w atomie jest związany z posiadaniem przez ten układ pewnego zasobu energii. Doprowadzenie do atomu energii powoduje wzbudzenie atomu i przeniesienie elektronu na wyższy poziom energetyczny. Z wyższego poziomu elektron samorzutnie wraca do stanu pierwotnego emitując jednocześnie promieniowanie elektromagnetyczne o odpowiedniej długości fali. Mówimy, że substancja zawierająca wzbudzone atomy świeci w znaczeniu dosłownym i ogólnym, ponieważ częstość emitowanego promieniowania może znajdować się w zakresie widma widzialnego lub poza nim.

W wyniku szczegółowej analizy widm atomowych stwierdzono, że każdy elektron w atomie ma ściśle określony stan, który określa się jednocześnie czterema charakterystycznymi wielkościami tzw. liczbami kwantowymi.

Liczby kwantowe

Stan energetyczny elektronu opisują następujące liczby kwantowe:

A) Główna liczba kwantowa n - przyjmuje wartości dodatnich liczb całkowitych, oznaczających kolejne poziomy energetyczne elektronów w atomach. Poziomy te nazywamy powłokami elektronowymi. Mówimy, że elektrony o jednakowej głównej liczbie kwantowej należą do tej samej powłoki elektronowej. Wzrastającym głównym liczbom kwantowym odpowiada wzrost energii potencjalnej elektronu względem jądra. Główną liczbę kwantową określa się symbolem cyfrowym lub literowym:

Wartość liczby n 1 2 3 4 5 6 7

Symbol literowy powłoki K L M N O P Q

B) poboczna(orbitalna) liczba kwantowa l - rozróżnia stany energetyczne elektronów znajdujących się na tej samej powłoce, czyli charakteryzowanych ta samą główną liczbą kwantową. Orbitalna liczba kwantowa l przyjmuje wartości od 0 do n-1. Na przykład dla n=5, l przyjmuje wartości od 0 do 4. Orbitalne liczby kwantowe oznaczamy symbolami literowymi:

Wartość liczby l 0 1 2 3 4

Symbol literowy podpowłoki s p d f g

Elektrony charakteryzowane tą samą główną i poboczną liczbą kwantową należą do tej samej podpowłoki, czyli, do orbitali tego samego typu.

Magnetyczna liczba kwantowa m charakteryzuje niewielkie różnice energetyczne między elektronami jednej podpowłoki. Różnice te ujawniają się w widmie emisyjnym atomu umieszczonego w zewnętrznym polu magnetycznym lub elektrycznym. Są one spowodowane różnymi możliwymi ustawieniami własnego pola magnetycznego elektronu poruszającego się względem pola zewnętrznego. Dla danej pobocznej liczby kwantowej l liczba magnetyczna może przyjmować wartości od -l poprzez 0 do +l. Na przykład orbitalnej liczbie kwantowej l=2 odpowiada 5 różnych liczb magnetycznych: -2, -1, 0, 1, 2.

Elektrony nie różniące się między sobą żadną z wymienionych liczb kwantowych (główną, magnetyczną i poboczną) należą do jednego orbitalu.

Spinowa magnetyczna liczba kwantowa m_s - umożliwia rozróżnienie energii elektronów o jednakowych liczbach kwantowych, czyli elektronów należących do jednego orbitalu. Można w dużym uproszczeniu przyjąć, że nieznaczne różnice stanu tych elektronów wynikają z ruchu obrotowego elektronu wokół osi, który może mieć dwa różne kierunki oznaczone jako +1/2 i -1/2. Każdemu orbitalowi mogą odpowiadać dwa elektrony o wspólnych trzech liczbach kwantowych n, l, m, różniące się spinem.

Wszystkie elektrony w niewzbudzonym atomie rozmieszczają się na możliwie najniższych poziomach energetycznych, tzn. na poziomach o możliwie najmniejszej energii.

Zakaz Pauliego- w atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o tych samych czterech liczbach kwantowych, muszą różnić się jedną liczbą kwantową. W oparciu o ten zapis można obliczyć, ile maksymalnie elektronów może przyjąć orbital, podpowłoka, powłoka.

Orbital opisany jest trzema liczbami kwantowymi. Może przyjąć maksymalnie dwa elektrony, różniące się spinem.

Na podpowłoce s znajduje się jeden orbital typu s, poboczna i magnetyczna liczba kwantowa są równe zero, na orbitalu tym znajduje się 2 elektrony, czyli na podpowłoce s też znajduje się 2 elektrony.

Na podpowłoce p znajduje się 3 orbitale typu p, poboczna liczba kwantowa równa jest jeden, magnetyczna liczba kwantowa przyjmuje wartości: -1, 0, 1. Na podpowłoce p znajduje się 6 elektronów.

Podpowłoka d zawiera 5 orbitali typu d, poboczna liczba kwantowa wynosi 2, magnetyczna liczba kwantowa przyjmuje wartości: -2, -1, 0, 1, 2. Na podpowłce d znajduje się 10 elektronów.

Podpowłoka f zawiera 7 orbitali typu f, poboczna liczba kwantowa wynosi 3, magnetyczna liczba kwantowa przyjmuje wartości:-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3. Na podpowłoce f znajduje się 14 elektronów.

Ogólny wzór na ilość elektronów na określonej powłoce:2n², gdzie n to główna liczba kwantowa.

Każda powłoka, która jest powłoką zewnętrzną może przyjąć maksymalnie 8 elektronów (poza pierwszą, która może przyjąć maksymalnie 2 elektrony).

Orbital atomowy- to przestrzeń pozajądrowa, w której jest największe prawdopodobieństwo znalezienia elektronu.

Orbital s ma kształt powierzchni kuli:

Powierzchnie graniczne podpowłoki 1s (linia przerwana) i 2s (linia ciągła)

Orbitale p

Orbitale d

Orbitale f

Zapis struktury elektronowej można przedstawić graficznie za pomocą wzorów klatkowych. Każda klatka reprezentuje jeden orbital, strzałki oznaczają elektrony, przeciwne zwroty strzałek oznaczają przeciwne spiny elektronów orbitalu.

Zgodnie z regułą Hundta orbitale danej podpowłoki wypełniają się najpierw pojedynczo elektronami, a później następuje parowanie, czyli zabudowa orbitalu dwoma elektronami.

LICZBY KWANTOWE

Stan energetyczny elektronu opisują liczby kwantowe:

Główna liczba kwantowa n

Liczba orbitalna /

Liczba magnetyczna m

Liczba spinowa s

Główna liczba kwantowa n określa średnią odległość elektronu od jądra podając tym samym rozmiary atomu i opisuje powłokę elektronową. Przyjmuje wartości kolejnych liczb całkowitych:

Główna liczba kwantowa (n) 1 2 3 4 5 6 7

Numer powłoki 1 2 3 4 5 6 7

Symbol literowy powłoki K L M N O P Q

Powłokę elektronową możemy określić jako zespół elektronów o tej samej głównej liczbie kwantowej.

Orbitalna (poboczna) liczba kwantowa l określa symetrię najbardziej prawdopodobnych torów (kształt orbitali), opisuje podpowłokę elektronową i przyjmuje wartości od 0 do (n - l), np. n = l

/ = 0; n = 2 l =0, l itd.

Podpowłoki opisujemy podając wartość orbitalnej liczby kwantowej lub stosując

Zapis literowy: s, p, d, f, g, h,.

Liczba orbitalna (/) 0 1 2 3 4 5 6

Symbol podpowłoki s p d f g h i

Symbol termu S P D F G H I

Liczba magnetyczna określa zachowanie się elektronu w polu magnetycznym: określa i opisuje orbital. Liczba magnetyczna może przyjmować wartości liczb całkowitych od - l do +l np.

/ = 0 m = 0

1=1 m =-1,0, l

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

Orbita! atomowy jest to część przestrzeni pozajądrowej, gdzie prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu jest największe. Opisywany jest on za pomocą trzech liczb kwantowych: głównej, pobocznej i magnetycznej: ψ (n, l, m), np.:

n= l, /=0, m = 0 ψ(1,0,0) s₁

n=2, 1=0, m = 0 ψ(2,0,0) s₂

l = l, m =-l ψ(2,1,-1) p_x

m= 0 ψ(2,1,0) p_y

m= l ψ(2,1,1) p_z itd.

Liczba spinowa s opisuje spin (moment spinowy), czyli kret elektronu i przyjmuje wartości +1/2 i -1/2.

Potwierdzeniem słuszności tego rozumowania jest istnienie widm elektronowych. Widmo elektronowe otrzymane podczas zastosowania mato czułej aparatury podaje (Ry a). Poszczególne pasma odpowiadają powłokom elektronowym. Przy zastosowaniu bardziej czułej aparatury niektóre prążki ulegają rozszczepieniu (Ry b), co odpowiada podpowłokom, a w polu magnetycznym następuje dalsze rozszczepienie prążków (Ry. c) (nadsubtelna struktura widma), co odpowiada orbitalom (efekt Zeemana).

Zakaz Pauliego. W atomie nie mogą się znajdować dwa elektrony o tych samych czterech liczbach kwantowych.

Na podstawie tego można obliczyć maksymalną liczbę elektronów w orbitalu. podpowłoce i powłoce elektronowej.

Ponieważ każdy orbita! jest opisany trzema liczbami kwantowymi (n;, /, m), to znaczy, że elektrony należące do danego orbitala muszą się różnić wartością liczby spinowej (+1/2 lub -1/2). Tym samym orbital może być zabudowany maksymalnie dwoma elektronami.

Liczbę orbitali w poszczególnych podpowłokach obliczamy w następujący sposób:

podpowłoka s 1=0 m = 0 tzn. l orbital

podpowłoka p 1= l m =-1,0, l tzn. 3 orbitale

podpowłoka d 1=2 m =-2,-1,0, 1,2 tzn. 5 orbitali itd

Tak, więc można zapisać:

Podpowłoka liczba orbitali liczba elektronów

s 1 2

p 3 6

d 5 10

f 7 14

g 9 18

Maksymalną liczbę elektronów w danej powłoce obliczamy dzięki definicji liczb kwantowych:

powłoka K n = 1 l = 0 m = 0 1 orbital s 2e

powłoka L n = 2 l = 0 m = 0 1 orbital s 2e 8e

l = 1 m = -1,0,1 3 orbitale p 6e

powłoka M n = 3 l = 0 m = 0 1 orbital s 2e

l = 1 m = -1,0,1 3 orbitale p 6e 18e

l = 2 m = -2,-1,0,1,2 5 orbitali 10e

Tak, więc maksymalną liczbę elektronów w danej powłoce obliczamy na podstawie wzoru :2n²

gdzie: n — numer powłoki elektronowej.

Liczba kwantowe i rozkład elektronów w atomie

Główna liczba Kwantowa n	Symbol powłoki	Poboczna liczba kwantowa l	Typ orbitali	Magnetyczna liczba kwantowa m	Liczba orbitali	Spinowa liczba kwantowa ms	Maksymalna liczba elektronów
														podpowłoki	powłoki
1	K	0	s	0	1	+1/2.-1/2	2	2
2	L	0 1	s p	0 -1,0,+1	1 3	+1/2.-1/2 +1/2.-1/2	2 6	8
3	M	0 1 2	s p d	0 -1,0,+1 -2,-1,0,1,2	1 3 5	+1/2.-1/2 +1/2.-1/2 +1/2.-1/2	2 6 10	18
4	N	0 1 2 3	s p d f	0 -1,0,+1 -2,-1,0,1,2 -3,-2,1-0,1,2,3	1 3 5 7	+1/2.-1/2 +1/2.-1/2 +1/2.-1/2 +1/2.-1/2	2 6 10 14	32

Izotopy

Izotopy to atomy tego samego pierwiastka, o takiej samej liczbie atomowej, a różniące się liczbą masowa, czyli liczbą neutronów w jądrze. Tylko 23 pierwiastki nie posiadają trwałych izotopów

7

---