WYKŁAD DRUGI

Wybrane właściwości cząstek elementarnych

Cząstka

Symbol

Ładunek

Masa [u]

Masa [g]

Proton

p

+1

1,602 x 10

-19

C

1,0073

1,673 x 10

-24

Neutron

n

0

1,0087

1,675 x 10

-24

Elektron

e

-

-1

1,602 x 10

-19

C

0,00055

1/1840

9,109 x 10

-28

Atomowa jednostka masy: 1u = 1/6,02x10

23

= 1,66x10

-24

g ;

jest 602 miliardy bilionów (czyli 6,02x10

23

) razy mniejsza od grama.

Masa atomu wodoru=1,008u= 0,000 000 000 000 000 000 000 001 66g

Liczba atomowa pierwiastka (Z) jest równa liczbie protonów w
jądrze jego atomu, stanowi też liczbę porządkową pierwiastka.

Liczba masowa pierwiastka (A) jest równa sumarycznej liczbie
nukleonów (protonów i neutronów) w jądrze atomu pierwiastka.

Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o identycznej liczbie
atomowej (Z).

Izotopy to odmiany tego samego pierwiastka złożone z atomów o
identycznych liczbach atomowych (Z), a różnych liczbach masowych
(A).

Nuklid to rodzaj atomów o określonym jądrze atomowym. Nuklid o
liczbie atomowej Z i liczbie masowej A składa się z Z protonów i A-Z
neutronów.
Masa atomowa pierwiastka jest masą średniego składu izotopowego
atomów tego pierwiastka wyrażoną w jednostkach mas atomowych [u].

Azot naturalny składa si

ę

z 99,4% izotopu

14

N i 0,6% izotopu

15

N.

Masa atomowa azotu wynosi zatem:
0,994•14u + 0,006•15u = 14,006 u.

Równania mechaniki kwantowej mają sensowne rozwiązania tylko
przy określonych wartościach pewnych parametrów (wielkości stałych,
występujących w tych równaniach), zwanych liczbami kwantowymi.

Orbital to nazwa funkcji falowej oraz ta część przestrzeni wokół jądra
atomowego, w której może „znajdować się” elektron.

Do opisu stanów elektronów w atomach potrzebne są cztery liczby
kwantowe:

1. Główna liczba kwantowa n, określa energię elektronu i rozmiary

orbitalu zajętego przez elektron, czyli odległość elektronu od
jądra atomu. Główna liczba kwantowa jest niewielką, dodatnią
liczbą całkowitą:

n = 1, 2, 3, 4…

2. Poboczna (orbitalna) liczba kwantowa

l

określa kształt orbitalu

zajętego przez elektron oraz częściowo także energię elektronu.
Dla każdej wartości głównej liczby kwantowej istnieją poboczne

liczby kwantowe, wynikające z zależności:

l

= 0, 1, 2, 3...,n –

1

.

3. Magnetyczna liczba kwantowa m określa kierunki orbitali

l

w

przestrzeni. Nazwa bierze się stąd, że elektrony na orbitalach o
różnej orientacji przestrzennej inaczej „odczuwają” zewnętrzne
pole magnetyczne. Liczba kwantowa m może być zerem albo

ujemną lub dodatnią liczbą całkowitą, zawierającą się w

przedziale <-l,+l>: m = -

l

….0….+

l.

4. Elektrony o jednakowych wartościach liczb n,

l

, m muszą różnić

się spinową liczbą kwantową m

s

. Liczba ta może przyjmować

tylko dwie wartości: m

s

= - ½ i m

s

= + ½.

Wartości liczb kwantowych n,

l

, m i liczby orbitali

n

l

m

Liczba orbitali

1

0

0

1

2

0

0

1

2

1

-1, 0, +1

3

3

0

0

1

3

1

-1, 0, +1

3

3

2

-2, -1, 0, +1, +2

5

4

0

0

1

4

1

-1, 0, +1

3

4

2

-2, -1, 0, +1, +2

5

4

3

-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

7

W atomach wyróżniamy powłoki (poziomy energetyczne):
Liczba n

1

2

3

4……

Litera

K

L

M

N……

Podpowłoki oznaczamy liczbami lub symbolami literowymi:

Liczba

l

0

1

2

3

Litera

s

p

d

f

Liczby orbitali w atomach

n

l

Typ orbitalu

Liczba orbitali

w podpowłoce

1

0

1s

1

2

0

2s

1

2

1

2p

3

3

0

3s

1

3

1

3p

3

3

2

3d

5

4

0

4s

1

4

1

4p

3

4

2

4d

5

4

3

4f

7

Kształt orbitali s

Kształt orbitali p

Kształt orbitali d

Zakaz Pauliego: w atomie nie może być elektronów, dla których
wszystkie cztery liczby kwantowe byłyby takie same. Na jednym
orbitalu nie może być więcej niż dwa elektrony!

Reguła rozbudowy konfiguracji elektronowych: elektrony nie
zajmują orbitali o wyższej energii, dopóki nie zostaną całkowicie
wypełnione orbitale o energii niższej.

Reguła Hunda: na danym poziomie energetycznym liczba
niesparowanych elektronów jest możliwie największa.

Kolejność zajmowania poszczególnych orbitali w atomach przez
elektrony:

Energia jonizacji: energia potrzebna do usunięcia elektronu z atomu.

atom + hν = jon dodatni (kation) + e

-

, gdzie hν to energia jonizacji

atom + e

-

= jon ujemny (anion) + hν ; gdzie hν to energia

powinowactwa elektronowego

Elektroujemność to zdolność atomu do przyciągania elektronów.

Elektroujemności pierwiastków grup głównych. Skala Paulinga

H

2,2

Li

0,93

Be

1,57

B

2,04

C

2,55

N

3,04

O

3,44

F

3,98

Na

0,93

Mg

1,31

Al

1,61

Si

1,90

P

2,19

S

2,58

Cl

3,16

K

0,82

Ca

1,00

Ga

1,81

Ge

1,80

As

2,18

Se

2,55

Br

2,96

Rb

0,82

Sr

0,95

In

1,78

Sn

1,70

Sb

1,90

Te

2,10

I

2,66

Cs

0,79

Ba

0,89

Tl

1,44

Pb

1,55

Bi

1,90

Po

2,00

At

2,20

Fr

0,7

Wiązanie chemiczne to oddziaływanie pojawiające się, między
atomami, w momencie przekształcania się atomów w cząsteczkę.

Typy wiązań chemicznych:
Wiązanie atomowe (kowalencyjne); określone elektrony powłoki
atomowej należą jednocześnie do obu połączonych wiązaniem atomów.
Często występuje tendencja do tworzenia oktetu w powłoce
walencyjnej.

Wiązanie

atomowe

(kowalencyjne)

spolaryzowane;

atomy

połączone wspólną parą elektronową przyciągają ją w różnym stopniu.
Silniej przyciąga ją atom bardziej elektroujemny. Cząsteczki z takimi
wiązaniami są dipolami.

Wiązanie jonowe powstaje dzięki silnym elektrostatycznym siłom
przyciągania między przeciwnie naładowanymi jonami. Siły są
rozmieszczone sferycznie symetrycznie wokół jonów.

Wiązanie metaliczne; wokół dodatnich zrębów atomowych znajdują
się w polu potencjału ich jąder swobodne elektrony, wypełniające jako
„gaz elektronowy” przestrzenie międzyatomowe. Elektrony są
zdelokalizowane, tj. należą do całego kryształu metalu.

Zależność typu wiązania od różnicy elektroujemności

Typ wiązania

Różnica elektroujemności D

Przykład

jonowe

D > 1,7

KF

spolaryzowane

0,4 < D < 1,7

HBr

kowalencyjne

D < 0,4

Br

2

Powstawanie wiązania jonowego

Model tworzenia się wiązania jonowego w chlorku sodu:

Powstawanie wiązań atomowych (kowalencyjnych) spolaryzowanych:

Powstawanie wiązań atomowych (kowalencyjnych)

Schemat

powstawania

wiązania

atomowego

(kowalencyjnego)

pomiędzy atomami wodoru (cząsteczka H

2

):

Powstawanie wiązania atomowego w cząsteczce F

2

:

Wiązania atomowe w cząsteczkach azotu N

2

oraz metanu CH

4

: