Stavba atomu


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 čísly, známe ppouze čtyři: 11H, 63Li, 105B a 147N.

Radioaktivní přeměny

Pokud je v jádru nadbytek protonů, jádro se 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.

$$^{226}_{88}Ra \rightarrow {^{222}_{86}}Rn + {^{4}_{2}}He$$

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.

$$\frac{dN}{dt}=-\lambda N
\\
N(t) = N_0e^{-\lambda t}
\\
t_{\frac{1}{2}} = \frac{\ln 2}{\lambda} = \tau\ln 2$$

N – počet částic; N0 – počet částic v čase 0; λ – rozpadová konstanta; τ – doba života jádra

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]

Prezentace ke stažení (PDF)

Odkazy

  1. What is binding energy?
  2. Co skrývá neutron?

Další kapitoly