Obsah
Atom je z chemického pohledu nejmenší částice hmoty. Fyzikálními metodami jej ale lze rozštěpit na menší částice. Pro nás budou zajímavé pouze protony a neutrony nacházející se v jádře a elektrony, které se nalézají v elektronovém obalu a jsou odpovědné za vznik chemických vazeb.
Atomové jádro
Atomové je jádro je malá, ale velmi hmotná část atomu. V jádru nalézáme protony a neutrony. Počet protonů označujeme jako protonové (atomové) číslo (Z) a je také jedinečným identifikátorem chemického prvku, píšeme ho jako dolní index před značku prvku – 6C, 7N. Celkový počet protonů a neutronů (nukleonů) se označuje jako nukleonové číslo (A) , píšeme ho jako horní index před značku prvku – 126C, 136C, 147N, 157N.
Prvek – látka skládající se z atomů se stejným protonovým číslem.
Nuklid – látka skládající se z atomů se stejným protonovým a nukleonovým číslem.
Izotopy – atomy prvku s rúzným počtem neutronů, např. 126C a 136C, 147N a 157N.
Radionuklid (radioizotop) – nuklid s nestabilním jádrem. Samovolně se stabilizuje radioaktivním rozpadem.
Jaderný izomer – metastabilní stav jádra, jeden z nukleonů je excitovaný. Stabilizace probíhá buď vyzářením fotonu nebo vnitřní konverzí, kdy se energie z jádra použije k ionizaci atomu. Označuje se písmenem m za nukleonovým číslem, např. 99mTc.
Relativní atomová hmotnost – je dána hmotnostním poměrem atomových hmotností jednotlivých izotopů prvku., např. chlor, který se v přírodě vyskytuje ve formě dvou izotopů: 35Cl, jehož zastoupení je 75,53 % a 37Cl, kterého je 24,47 %. Pak platí:
Ar(Cl) = w(35Cl)A(35Cl) + w(37Cl)A(37Cl) = 0,7553 . 34,97 + 0,2447 . 36,97 = 35,45
Stabilita atomových jader
Na stabilitu atomového jádra má vliv velikost vazebné energie jádra a poměr mezi počtem protonů a neutronů. U lehkých jader je tento poměr zhruba 1:1, se vzrůstajícím protonovým číslem dochází ke zvyšování přebytku neutronů oproti protonům. Nejvíce stabilních jader má protonové i neutronové číslo sudé, např. 126C nebo 168O. Naopak velmi vzácné jsou jádra s lichými počty protonů a neutronů, známe pouze čtyři: 11H, 63Li, 105B a 147N.
Radioaktivní přeměny
Pokud je v jádru nadbytek protonů, jádro se zpravidla samovolně přemění na stabilnější.
α-rozpad – je charakteristický pro těžší jádra, dochází k uvolnění α-částice, tzn. 42He2+, vzniklé jádro má pak protonové číslo nižší o dva a nukleonové o čtyři než původní jádro.
$$^{226}_{88}Ra \rightarrow {^{222}_{86}}Rn + {^{4}_{2}}He$$
V případě nadbytku neutronů může dojít k rozpadu neutronu na proton a elektron, uvolní se částice β– (0-1e–) a vzniklé jádro bude mít protonové číslo rovno Z+1 a nukleonové nezměněné.
$$^{32}_{15}P \rightarrow {^{32}_{16}}S + {^{0}_{-1}}e$$
V případě nadbytku protonů může dojít k rozpadu protonu na neutron a pozitron – β+ (0+1e+). Vzniklé jádro bude mít nezměněné nukleonové číslo a protonové číslo bude Z-1.
$$^{11}_{6}C \rightarrow {^{11}_{5}}B + {^{0}_{+1}}e$$
Nadbytek protonů v jádře může být kompenzován i elektronovým záchytem, kdy proton zachytí elektron a vznikne neutron. Vzniklé jádro bude mít protonové číslo rovno Z-1 a nukleonové nezměněné
$$^{7}_{4}Be + {^{0}_{-1}}e \rightarrow {^{7}_{3}}Li$$
Poločas rozpadu
Poločas rozpadu je charakteristika nestabilních jader, udává za jak dlouhou dobu dojde k rozpadu poloviny jader přítomných v systému. Jedná se o pravděpodobnostní veličinu. Jeho velikost se pohybuje od zlomků sekundy až po milióny let.
\\
N(t) = N_0e^{-\lambda t}
\\
t_{\frac{1}{2}} = \frac{\ln 2}{\lambda} = \tau\ln 2$$
N – počet částic; N0 – počet částic v čase 0; λ – rozpadová konstanta; τ – doba života jádra
Hodnota poločasu rozpadu se pohybuje od 10-23 s do více než 1022 let pro izotop 124Xe.
Elektronový obal
Obsahuje elektrony vázané k atomovému jádru. Tvoří asi 0,01 % hmotnosti atomu, ale zabírá většinu jeho objemu. Poloměr elektronového obalu je řádově 10-10 m = Å. V elektronovém obalu se pohybují elektrony, což jsou částice se záporným nábojem a hmotností zhruba 1/1800 hmotnosti protonu. Počet elektronů v neutrálním atomu je shodný s počtem protonů.
U elektronů pozorujeme tzv. dualitu chování, tzn. že vystupují jako částice i jako vlnění. V důsledku Heisenbergova principu neurčitosti nelze přesně určit polohu elektronu v atomu, proto popisujeme pouze pravděpodobnost výskytu elektronu v daném prostoru. Elektrony se v atomu pohybují v prostoru vymezeném řešením Schrödingerovy rovnice, tento prostor označujeme jako atomový orbital.
Elektrony, které se nacházejí v poslední zaplněné slupce elektronového obalu se označují jako valenční elektrony a jsou zodpovědné za tvorbu chemických vazeb.
Struktura elektronového obalu
Elektrony jsou v atomu umístěny na hladinách. Každý elektron je charakterizován čtyřmi kvantovými čísly.
Hlavní kvantové číslo, označujeme jej n – popisuje příslušnost orbitalu do elektronové slupky – velikost orbitalu. Nabývá celočíselných hodnot větších než 0.
Vedlejší kvantové číslo, označujeme jej l – popisuje tvar orbitalu. Často se používá označení pomocí písmen – s (0), p (1), d (2), f (3), … Nabývá hodnot od 0 do n-1.
Magnetické kvantové číslo, označujeme jej m – popisuje prostorovou orientaci orbitalu. Nabývá hodnot od –l do l.
Spinové kvantové číslo, s – nepopisuje orbital, ale spin elektronu v orbitalu. Nabývá hodnot -½ a +½.
Postup obsazování jednotlivých hladin a orbitalů je popsán dvěma základními principy.
Pauliho princip výlučnosti – v atomu nemohou existovat dva elektrony, které by měly shodná všechna čtyři kvantová čísla, musí se lišit alespoň spinem. Z toho plyne, že do jednoho orbitalu se vejdou dva elektrony.
Výstavbový (Aufbau) princip – elektrony zaplňují orbitaly od energeticky nejnižších. První jsou zaplňovány volné orbitaly s nejnižším součtem n+l.
Elektronová konfigurace
Způsob popisu zaplnění atomových orbitalů elektrony. Orbitaly jsou zaplňovány v pořadí: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. Orbitaly d se zaplňují až po zaplnění s-orbitalu s hlavním kvantovým číslem (n+1). Orbitaly f se zaplňují až po zaplnění s-orbitalu s hlavním kvantovým číslem (n+2).
Elektronovou konfiguraci zapisujeme jako výčet atomových orbitalů s počtem elektronů uvedeným ve formě horního indexu za symbolem orbitalu, např. C: 1s2 2s2 2p2. Tento zápis by byl pro těžší atomy nepřehledný, proto se používá zkrácená notace, kde uvedeme značku vzácného plynu z předchozí periody PSP a doplníme pouze chybějící orbitaly, např. C: [He] 2s2 2p2; Pt: [Xe] 4f14 5d9 6s1.
U nepřechodných prvků (s a p blok PSP) je zaplňování orbitalů dáno jejich energetickým pořadím. U přechodných (d-blok) a vnitřně přechodných prvků (f-blok) nacházíme výjimky a nepravidelnosti v pořadí zaplňování orbitalů.
Při zaplňování orbitalů prvků 3. periody dochází ke změně pořadí orbitalů. Elektronová konfigurace vápníku je: Ca: [Ar] 4s2 (3d0 4p0), když ale postoupíme ke skandiu, dojde k poklesu energie orbitalu 3d, takže výsledkem je:
Sc: [Ar] 3d1 4s2
Ti: [Ar] 3d2 4s2
V zápisu konfigurace atomů a iontů je důležité dodržovat správné pořadí, protože je rozhodující pro správné umístění nebo odebrání elektronů při tvorbě iontů.
U prvků 6. a 11. skupiny dochází k přeskoku jednoho elektronu z orbitalu s do orbitalu d, tím vzniká konfigurace se zpola nebo zcela zaplněným d-orbitalem, která je energeticky výhodnější.
Cr: [Ar] 3d5 4s1
Cu: [Ar] 3d10 4s1
U vnitřně přechodných prvků (f-prvky, lanthanoidy a aktinoidy) je elektronová konfigurace (n-2)f1-14 (n-1)d0-1 ns2.
Gd: [Xe] 4f7 5d1 6s2
U: [Rn] 5f3 6d1 7s2
Elektronová konfigurace iontů
Při vzniku kationtů se uvolňují elektrony z HOMO orbitalu (Highest Occupied Molecular Orbital – nejvyšší obsazený molekulový orbital).
Při vzniku aniontů elektrony vstupují do LUMO orbitalu (Lowest Unoccupied Molecular Orbital – nejnižší neobsazený molekulový orbital).
Na | [Ne] 3s1 | Na+ | [Ne] |
Ba | [Xe] 3s2 | Ba2+ | [Xe] |
Fe | [Ar] 3d6 4s2 | Fe3+ | [Ar] 3d5 |
Cu | [Ar] 3d10 4s1 | Cu2+ | [Ar] 3d9 |
S | [Ne] 3s2 3p4 | S2- | [Ne] 3s2 3p6 ≡ [Ar] |
Cl | [Ne] 3s2 3p5 | Cl– | [Ne] 3s2 3p6 ≡ [Ar] |
Rydbergovy atomu
Jako Rydbergovy atomy se označují atomy s elektrony excitovanými na hladiny s velice vysokou hodnotou hlavního kvantového čísla. Jsou pojmenovány podle švédského fyzika Johannese Roberta Rydberga (1854–1919), který se zabýval studiem vnitřní struktury atomů.

Tyto atomy lze připravit nárazem elektronu (electron impact) nebo interakcí s proudem iontů. Asi nejčastějším způsobem je excitace působením LASERu.
Odkazy
Další kapitoly
- České chemické názvosloví
- Platné číslice a měření
- Základní chemické zákony
- Důležité veličiny a vztahy v chemii
- Výpočet stechiometrického vzorce
- Chemické rovnice a stechiometrické výpočty
- Koncentrace roztoků
- Rozpustnost, součin rozpustnosti
- Stavba atomu
- Periodická tabulka prvků a periodicita vlastností
- Chemická vazba
- VSEPR
- Komplexní sloučeniny
- Magnetické vlastnosti látek
- Ideální plyn
- Termodynamika
- Chemická rovnováha
- Fázové rovnováhy
- Teorie kyselin a zásad
- pH, aktivita roztoku
- Elektrochemie
- Symetrie molekul
- Laboratorní technika
- Lineární regrese
- Jednotky tlaku
- Jednotky teploty
- Mohsova stupnice tvrdosti minerálů
- Odkazy
- Testy
- Prezentace k semináři z obecné chemie