Atom

Model atomu

Leukipos a Demokritos – před 2.5 tis. let na základě pozorování přírodních dějů vyslovili teorii, že všechny látky, které existují, jsou složené z malých, nezničitelných a nedělitelných částic – atomů.

Dnešní poznatky: Atomy jsou základní stavební částice chemických látek s poloměrem řádově 10^-10m.

Jádro atomu

[ ✎ upravit vložený článek ]

Atomové jádro se skládá z nukleonů (určených hmotnostním číslem A): protonů (atomové číslo Z) a neutronů (neutronové číslo N). Platí A = Z + N. Číslo Z také udává počet elektronů (atom je elektricky neutrální).

Struktura jádra

Je složené ze dvou mikročástic – protonu a neutronu, které označujeme společným názvem nukleony. Poloměr jádra je přibližně 5·10⁻¹⁵ m.

Proton

Kvarkový model protonu

Proton je částice, která je nositelem kladného elementárního náboje, má označení p (případně p⁺, ₁¹p, H⁺). Počet protonů v jádře atomu je charakteristický pro každý prvek. Počet protonů odpovídá počtu elektronů – elektroneutralita atomu.

Protonové číslo Udává počet protonů v jádře atomu a počet elektronů v obalu elektroneutrálního atomu. Shoduje se s pořadovým číslem prvku v periodické soustavě prvků.

H⁺ jako proton

Někdy je vodíkový kation, který vznikl disociací kyselin, označovaný též jako proton. Při ztrátě svého jediného elektronu zůstává jen jádro tvořené jedním protonem (u nejlehčího izotopu ₁¹H).

Neutron

Neutron je elektricky neutrální částice rozměrově přibližně stejná s protonem. Počet neutronů v jádře udává neutronové číslo – N' a počet nukleonů v jádře (tzn. protonů + neutronů) udává nukleonové číslo – A.

Vlastnosti částic
Název	Symbol	Pokojová hmotnost [g]	Náboj [C]	Relativní elementární náboj
proton	p	1,6726·10⁻²⁴	1,602·10⁻¹⁹	+1
neutron	n	1,6750·10⁻²⁴	0	0
elektron	e	9,110·10⁻²⁸	−1,602·10⁻¹⁹	−1

Charakteristika jádra

Doba přeměny poloviny nuklidu podle proton-neutronového složení.

Atomová hmotnost se vyjadřuje v hmotnostních jednotkách: 1 hj = 1,66·10⁻²⁷ kg. Každý atom je charakterizovaný protonovým a nukleonovým číslem, na základě toho rozlišujeme:

Izotopy – Složené z atomů, které mají stejné protonové, ale různé nukleonové číslo. Liší se tedy počtem neutronů. Mají stejné chemické vlastnosti, ale odlišují se fyzikálními vlastnostmi. V přírodě se většina prvků vyskytuje v izotopové směsi.
Izobary – Nuklidy rozličných prvků, které mají stejné nukleonové číslo, ale rozdílné protonové číslo.
Izotony – Nuklidy rozličných prvků, které mají rozdílné protonové ale taky nukleonové číslo, ale mají stejný počet neutronů v jádře.
Izomery – Atomy s dočasně zvýšenou celkovou energií, tzn. nestabilní.

Celkový náboj jádra je Z · 1,6·10⁻¹⁹ C. Poloměr jádra vypočítáme podle vzorce: $R_{A}=1,23\cdot 10^{-15}\cdot A^{1/3}\left(m\right)$ .

Síly v jádře jsou projevem silné jádrové interakce. Působí jen v jádře na vzdálenost cca 10⁻¹⁵ m. Jsou to nejsilnější síly, jaké v přírodě známe.

Radioaktivita

Atomová jádra některých prvků jsou nestabilní a podléhají samovolné přeměně (přírodní radioaktivita), přičemž dochází k emisi záření – ionizující záření.

U přirozených radionuklidů rozeznáváme tyto složky záření:

záření α- proud atomových jader helia
záření β- tvořené proudem elektronů;
záření γ – nejpronikavější, s krátkou vlnovou délkou;
umělá radioaktivita vzniká například při bombardování jader atomů částicemi α, přičemž vzniká umělý radionuklid.

Elektronový obal atomu

Může obsahovat jeden nebo více elektronů.

Elektron

Mikročástice a nositel záporného náboje s označením e nebo e^-. Elektrony v atomu existují jen ve stavech s určitou energií.

Elektrony mohou energii vyzařovat nebo přijímat jen po určitých kvantech, a to při přechodu z jedné energetické hladiny na druhou. Energie kvanta je dána rozdílem energií, které náleží určitým energetickým hladinám v obalu atomu.

Elektron má duální charakter – vlnový a korpuskulární. Tomu odpovídá také princip neurčitosti (není možné určit, kde se elektron nachází a jakou rychlostí se pohybuje). Můžeme jen určit pravděpodobnost − místo s největší pravděpodobností výskytu elektronu se nazývá orbital.

Kvantová čísla

Stav elektronu v obalu atomu popisují 4 kvantová čísla (3 charakterizují orbital a čtvrté projekci spinu konkrétního elektronu v orbitalu).

Hlavní kvantové číslo (n) – Vyjadřuje energii orbitalu. Nabývá hodnot od 1 do 7 (nebo také označováno jako K, L, M, N, O, P, Q).
Vedlejší kvantové číslo (l) – Nabývá hodnot od 0 do (n – 1). Udává prostorový tvar a energetickou odlišnost jednotlivých orbitalů.
Magnetické kvantové číslo (m) – Udává směrovou orientaci orbitalu v magnetickém poli. Nabývá hodnot od -l…0…+l (vedlejší kvantové číslo).
Spinové kvantové číslo (s) – Nabývá hodnot +1/2 nebo −1/2. V jednom orbitalu můžou být maximálně dva elektrony, které mají opačný spin a vytvářejí elektronový pár.

Elektr. vrstva	n	l	Typ orbitalu	m	Počet orbitalů	Max. počet elektronů
K	1	0	1s	0	1	2
L	2	0 1	2s 2p	0 −1, 0, +1	1 3	8
M	3	0 1 2	3s 3p 3d	0 −1, 0, +1 −2, −1, 0, +1, +2	1 3 5	18
N	4	0 1 2 3	4s 4p 4d 4f	0 −1, 0, +1 −2, −1, 0, +1, +2 −3, −2, −1, 0, +1, +2, +3	1 3 5 7	32

Pravidla zaplňování orbitalů elektrony

Tvary orbitalů 1s, 2s, 2px, 2py a 2pz

Konfigurace elektronů (iontů)− rozmístění elektronů v jednotlivých orbitalech na jednotlivých vrstvách elektronového obalu. Možné z něj odvodit schopnost atomu (iontu) tvořit určitý typ chemické vazby. Postupné obsazování určuje výstavbový a Pauliho princip a Hundovo pravidlo.

Výstavbový princip – princip minimální energie: Atom v základním stavu má snahu nabývat stavu s nejmenší možnou energií – obsazování orbitalů od těch s nejmenší energií: 1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d-6p-7s-5f-6d-7p.

Degenerované orbitaly- mají stejnou energii (mají stejné hlavní a vedlejší kvantové číslo, liší se magnetickým).

Pauliho princip V atomu neexistují dva elektrony, které by měly všechny 4 kvantová čísla stejná (musí se lišit minimálně spinem – znázorníme opačnými šipkami).

Hundovo pravidlo Degenerované orbitaly se zaplňují tak, aby byl v degenerovaných orbitalech maximální možný počet nespárovaných elektronů (co nejvíc se stejným spinem) a až potom se začnou vytvářet elektronové páry.

Odkazy

Související články

Použitá literatura

SILNÝ, Peter a Beata BRESTENSKÁ. Prehľad chémie 1. 1. vydání. Bratislava : Slovenské pedagogické nakladateľstvo, 2000. sv. 1. s. 246. ISBN 80-08-00376-6.