BUDOWA ATOMU
1.Rys historyczny rozwoju teorii budowy atomu -
wkład DALTONA, RUTHERFORDA, PLANCKA, MAXWELLA,
EINSTEINA, MARII i PIOTRA CURIE, BOHRA, DE BROGLIE'A,
MOSELEY'A, SHRODINGERA i HEISENBERGA -
opracować w ramach pracy własnej
2.BUDOWA J
DRA 
masa protonu, neutronu, energia wiązania nukleidu - jak wyżej
3.ELEKTRONY-
prawdopodobieństwo odnalezienia elektronów i opis ich ruchu podaje
mechanika kwantowa
Treść wykładu
" Zasada nieoznaczoności Heisenberga i mechanika
kwantowa
" Co to jest orbital, Mechanika kwantowa w opisie orbitali
" Orientacja przestrzenna orbitali s, p i d
" Zakaz Pauliego, Ilość orbitali w atomie , Maksymalna ilość
elektronów w orbitalu, Porządek wypełniania orbitali przez elektrony
" Reguła Hunda wypełniania orbitali zdegenerowanych
" Ogólna budowa układu okresowego
" Periodyczność pierwszej energii jonizacji, powinowactwa
elektronów, promieni atomowych, elektroujemności
2
Zasada nieoznaczoności HEISENBERGA
Nie możemy określić jednocześnie
położenia i pędu cząstki atomowej
W trakcie obserwacji zmieniają się obie wielkości
"p"q H" h
"p niepewność w oznaczeniu pędu elektronu
"q niepewność w oznaczeniu położenia elektronu
h  stała Plancka
Główne konsekwencje :
gdy znane poziomy energii elektronów
z wystarczającą dokładnością,
oznaczenie położenia elektronów
z małą dokładnością
Chemia teoretyczna rozwinięcie metod obliczenia
położenia elektronów za pomocą prawdopodobieństwa raczej niż
przypisywania położeniom promieni wokół jądra
MECHANIKA KWANTOWA
3
MECHANIKA KWANTOWA
Heisenberg 1932 nagroda Nobla z fizyki
Równanie Schr�dingera daje formę matematyczną
funkcji falowej która opisuje położenie elektronów
w atomie
Funkcja falowa reprezentowana przez parametr �,
(amplituda fali de Broglie a), którego
�2 jest gęstością prawdopodobieństwa
odnalezienia elektronu
wartość �2dv określa
prawdopodobieństwo odnalezienia elektronu w objętości dv
(iloczyn dx.dy.dz).
każde rozwiązanie równania Schr�dingera
" definiuje przestrzeń zwaną orbitalem atomowym
" wskazuje jak � jest rozmieszczona w przestrzeni wokół
jądra
" charakteryzuje wartości liczb kwantowych
4
4 LICZBY KWANTOWE
me e4
n główna liczba kwantowa, E = -----------------
8 �o2 h2 n2
energia elektronu
wartości liczb naturalnych n=1, 2, 3, 4
a także oznaczenia K, L, M, N...
określa średnią odległość elektronu od jądra; dozwoloną powłokę (orbitę)
h
l poboczna liczba kwantowa M ="l(l+1) ----
2Ą
orbitalny moment pędu elektronu
przyjmuje wartości zależne od n,
l = od 0 do n - 1
poboczna liczba kwantowa l 0 1 2 3 4 5
oznaczenia literowe s p d f g h
5
s  sharp, dla serii ostrej
d  diffusel, dla serii rozmytej
p  principal, dla serii głównej
f -fundamental dla serii podstawowej
określa kształt orbitalu w obrębie orbity
rozkład wartości � tworzy powierzchnie graniczne (oparte
na �2), zwane orbitalami
h
m magnetyczna liczba kwantowa Mz = m ------
2Ą
składowa momentu pędu
przyjmuje wartości -l < m <. +l
m = +l, +l  1, ... 0, ...  (l  1),  l
określa ukierunkowanie orbitali w przestrzeni
wzajemne ustawienie się orbitali w przestrzeni pod wpływem zewnętrznego pola
magnetycznego
ważne w tworzeniu wiązań chemicznych
6
KSZTAA
T ORBITALI
Trójwymiarowy wykres wartości �2, którego środek znajduje się w jądrze, wskazuje te
obszary wokół jądra, w których gęstość rozmieszczenia elektronu, zachowującego się
zgodnie z funkcją falową �, jest największa.
elektron traktuje się jako "rozmazany" ładunek ujemny, którego gęstość zmienia się od
miejsca do miejsca, odpowiednio do wartości �2.
kształt orbitalu powierzchnia graniczna obejmującą większą
część gęstości prawdopodobieństwa.
orbital s powłoka kulista
orbital px orbital py orbital pz
7
orbitale d (patrz dodatnie i ujemne wartości funkcji falowej)
8
dla atomów o więcej niż jednym elektronie :
h
s spinowa liczba kwantowa � = " s(s+1) -----
2Ą
spinowy moment pędu
wartość liczby spinowej s 1D 2
.
w polu magnetycznym składowa Ls w kierunku z jest skwantowana i opisana wzorem
Lsz = msh / 2Ą
gdzie; ms = +/-1/2 nosi nazwę magnetycznej spinowej liczby kwantowej
określa 2 możliwe ruchy
obrotowe elektronu wokół
własnej osi
Funkcja falowa reprezentująca orbital
4 liczby kwantowe opisują stany kwantowe elektronów w atomie
9
ZAKAZ PAULIEGO
Pauli nagroda Nobla z fizyki 1945
W danym atomie nie mogą istnieć elektrony opisane
tymi samymi wartościami 4 liczb kwantowych
KONSEKWENCJE :
1. Ograniczenie ilości elektronów w orbitalu do 2
2. Przypisanie orbitalom zestawów dopuszczalnych liczb
kwantowych
Obliczenie ilości elektronów w powłokach i podpowłokach
( orbitach i orbitalach)
__________________________________________________________
n l m s ilość elektr. Ł
1 0 s 0 +1/2,-1/2 2 2
2 0 s 0 +1/2,-1/2 2
1 p -1,0,+1 +1/2,-1/2,+1/2,-1/2,+1/2,-1/2 6 8
__________________________________________________________
3 0 s 0 +1/2,-1/2 2
1 p -1,0,+1 +1/2,-1/2,+1/2,-1/2,+1/2,-1/2 6
2 d -2,-1,0,+1,+2 5x2 elektrony 10 18
__________________________________________________________
4 32
10
Energia elektronu może przyjmować wartości
me e4
E = ----------------
8 �02h2n2
gdzie :
me- masa elektronu
e - ładunek elektronu
�0 - przenikalność próżni
n - główna liczba kwantowa
W miarę zwiększania n głównej liczby kwantowej
" wzrasta odległość od jądra i rozmiary orbitali, co powoduje
zmianę (wzrost) energii elektronów
" wzrasta energia elektronów w obrębie danej powłoki (orbity)
w kolejności
s < p < d < f < g
" wartość energii elektronów na orbitalach s , p w kolejnych
powłokach jest równa lub niższa od energii elektronów na
orbitalach p ,d poprzedniej powłoki, co zmienia kolejność
zapełniania orbitali elektronami
11
1 s
2 s 2 p
schemat zapełniania orbitali3 s 3 p 3 d
4 s 4 p 4 d 4 f
5 s 5 p 5 d 5 f
6 s 6 p 6 d 6 f
Schemat klatkowy
Poziomy orbitalne na których mogą znajdować się 2 elektrony
o przeciwnych spinach
orbital s p d
liczba poziomów 1 3 5
REGUA
A HUNDA
Określa rozmieszczenie elektronów w orbitalach zdegenerowanych
Przy braku zewnętrznego pola magnetycznego orbitale nie mają określonego kierunku w przestrzeni i nie
różnią się energią, są zatem zdegenerowane. Degeneracja oznacza istnienie dwóch lub więcej różnych
stanów o tej samej energii.
W danej podpowłoce (orbitalu) powinna być możliwie
największa liczba niesparowanych elektronów mających
identyczną orientację spinową
12
KONFIGURACJA ELEKTRONOWA PIERWIASTKÓW
Chemiczne właściwości pierwiastków zależą od sposobu
rozmieszczenia elektronów w atomie
SPOSOBY ZAPISU ROZMIESZCZENIA ELEKTRONÓW
1) 17Cl K2 L8 M7
2) 17Cl 1 s2 2 s2 2 p6 3 s2 3 p5
numer powłoki
orbital;
ilość elektronów
3) 17Cl schemat klatkowy
1 s 2 s 2 p 3 s 3 p
6C
7N
8O
9F
10Ne
13
UKA
AD OKRESOWY PIERWIASTKÓW
OKRESOWOŚĆ niektórych właściwości pierwiastków
Uklad okresowy ilustruje zmiany właściwości pierwiastków w
" okresach
" grupach
" energia jonizacji,
" powinowactwo elektronowe
" rozmiary atomów
" elektroujemność pierwiastków
ENERGIA PIERWSZEJ JONIZACJI
jest minimalną energią potrzebna do przekształcenia
1 mola atomów gazu w 1 mol kationów tego gazu
POWINOWACTWO ELEKTRONÓW
to zmiana energii wewnętrznej (tzn "U) w reakcji przemiany 1
mola gazowych atomów pierwiastka w 1 mol gazowych anionów
14
ENERGIA PIERWSZEJ JONIZACJI
Li do Ne, Na do Ar, K, Ca and Al do Kr (blok s- i p and p), blok d 10 pierwiastków przejściowych w IV i
V okresie, dodatkowo VI okres lantanowce
Energia jonizacji w grupach�!
POWINOWACTWO ELEKTRONOWE
15
ROZMIARY ATOMÓW
Funkcja falowa dla dowolnego atomu wskazuje, że rozmiar atomu jest
wielkością asymptotyczną rosnącą do "
Promień atomu
Promień kowalencyjny
Promień atomu
Promień atomu pierwiastka to połowa odległości między
dwoma identycznymi stykającymi się atomami
promienie atomowe należy wyznaczać dla atomów tworzących podobny typ
wiązania np. dla Fe w stanie metalicznym albo dla Cl w Cl2
Promień kowalencyjny
Promień kowalencyjny to połowa długości wiązania
kowalencyjnego np w Cl2
W wiązaniach wielokrotnych  dane literaturowe
Promień kowalencyjny zależy od stopnia utlenienia pierwiastka
16
ELEKTROUJEMNOŚĆ
Niektóre pierwiastki mają silną tendencję do przyjmowania
elektronów  elektroujemność
Uwaga - Pierwiastki I grupy są elektrododatnie
Elektroujemność ilustruje tendencję pierwiastka do przyciągania
elektronu
Pauling (nagroda Nobla z chemii za teorię wiązan walencyjnych, 1954)
Mulliken (nagroda Nobla z chemii za teorię orbitali molekularnych, 1966)
Skala elektroujemności wg Allreda i Rochowa
elektroujemność pierwiastka jest związana z siłą przyciągania
elektronu do jądra z odległości równej promieniowi
kowalencyjnemu
Wartości elektroujemności
" wzrastają w okresach
maleją w grupach
17
ey Points
Podsumowanie :
1. Teoria orbitali atomowych i definicje 4 liczb kwantowych .
2. Konfiguracje elektronowe pierwiastków
3. Zakaz Pauliego, reguła Hunda
4. Budowa układu okresowego
5. Definicje i zmiany w układzie okresowym
a. pierwszej energii jonizacji,
b. powinowactwa elektronowego
c. promieni atomowych,
d. promieni kowalencyjnych
e. elektroujemności