Historie atomismu

• John Dalton
  • představa atomu jako koule
  • hypotéza existence nedělitelných částic, které se liší podle druhu látky

• Joseph J. Thompson
  • atom se skládá s kladně nabité hmoty, ve které jsou záporně nabité elektrony

• Ernest Rutherford
  • hypotéza, že atom se skládá z kladně nabitého jádra okolo kterého obíhají záporně nabité elektrony
  • založená na experimentu se zlatou folií

• Niels Bohr
  • elektrony obíhají na určitých vzdálenostech od jádra, které mají různou energii
  • elektrony mohou přeskakovat mezi vrstvami po dodání nebo vyzáření energie

• Erwin Schrödinger
  • elektrony nemají jasné místo
  • Vlnově-částicový dualismus
    • některé částice se chovají zároveň jako vlny a zároveň jako partikule
    • platí pro elektrony
  • Orbital
    • místa, kde se s největší pravděpodobností nachází elektrony

Struktura atomu

• atom se skládá z:
  • protonů (kladně nabitých částic)
  • elektronů (záporně nabitých částic) a
  • neutronů (neutrálních částic)
  • protony a neutrony v jádře nazýváme nukleony

Protonové (atomové) číslo ($Z$)

• údává počet protonů v atomu
• zapisuje se do levého dolního indexu u symbolu prvku
  • $_{11}Na$
• zároveň udává počet elektronů atomu v elektroneurálním stavu

Nukleonové (hmotnostní) číslo ($A$)

• udává počet nukleonů v atomu
• zapisuje se do levého horního indexu u smybolu prvku
  • $^{23}Na$

Neutronové číslo ($N$)

• počet neutronů v atomu
• zapisuje se do pravého horního indexu u symbolu atomu, ale většinou se neuvádí
  • $Na^{12}$
• v moleukulách a sloučeninách se počty atomů zapisují do pravého dolního indexu
  • $UF_6$

Pojmy související s atomy a strukturou atomu

• Izotopy
  • mají stejné protonové číslo, ale různé nukleonové číslo
  • jednotlivé izotopy pak mají různé fyzikální vlastnosti
• Nuklidy
  • mají stejné protonové i nukleonové číslo
• Izobary
  • mají stejné nukleonové číslo, ale různé protonové číslo
• Izotony
  • mají stejné neutronové číslo, ale různé protonové a nukleonové číslo
• Molekuly
  • 2 a více atomů spojených dohromady ($H_2; Cl_2$)
  • sloučeniny
    • 2 a více různých atomů spojených dohromady ($NH_3; H_2SO_4$)

Stavba elektronového obalu

• elektrony určují vlastnosti atomu (reaktivita, vaznost,…)

Valenční elektrony

• jsou nejdůležitější
• nacházejí se ve valenční vrstvě
  • je to vrstva nejdál od jádra

Elektronový strukturní vzorec

• používá se k zápisu valenčních elektronů
• volné elektrony se zapisují pomocí tečky u symbolu prvku (např.: $H \cdot$)
• volné elektronové páry pomocí čárek u symbou prvku (např.: $\overline{\underline{O}}:$)

Kvantová čísla

• slouží k určení přibližné pozice elektronu

Hlavní kvantové číslo ($n$)

• určuje sféru (energetickou vrstvu), na které se elektron nachází
  • tím určuje jeho energii $$n\in\mathbb{N}$$
  • číslo $1$ odpovída sféře $K$ a další čísla odpovídají písmenům anglické abecedy od písmene $K$
  • např.: $n=2$, vrstva $L$
• čim vyšší číslo, tím větší má elektron energii

Vedlejší kvantové číslo ($l$)

• určuje typ (tvar) orbitalu a energii elektronu $$l\in\mathbb{N}_0;l={0,…,n-1}$$
  • např: $n=6$ potom $l={0;1;2;3;4;5}$
• číslo $1$ odpovídá orbitalu typu $s$
• číslo $2$ odpovídá orbitalu typu $p$
• číslo $3$ odpovídá orbitalu typu $d$
• číslo $4$ odpovídá orbitalu typu $f$
• teoreticky existují i další typy orbitalů, ty pak pokračují od písmene $g$ podle anglické abecedy

Magnetické kvantové číslo ($m$)

• určuje prostorovou orientaci orbitalu
• $m\in\mathbb{Z};m={-l,…,0,…,+l}$
  • např.: $l=2$ potom $m={-2;-1;0;1;2}$

• orbitaly se stejnou energií (prosotorvé orientace jednoho typu orbitalů) se nazývají degenerované

Spinové kvantové číslo ($s$)

• udává spin elektronu
• má hodnoty $+\frac{1}{2}$ a $-\frac{1}{2}$

Elektronová konfigurace

• způsoby znázornění elektronů a orbitalů:
  • Pomocí symbolů
    • $nl^x$ kde $n$ je hlavní kvantové číslo, $l$ je vedlejší kvantové číslo (píšeme přímo typ orbitalu) a $x$ je počet elektronů
      • např.: na druhé energetické vrstvě jsou v orbitalu $p$ čtyři elektrony -> $2p^4$
  • Graficky
    • zakreslujeme pomocí rámečků
      • např.: na druhé energetické v orbitalu $s$ jsou 2 elektrony

        

    • každý orbital má tolik rámečků, kolik má orientací v prsotoru
      • takže třeba orbital $p$ bude mít 3 rámečky

Obsazování orbitalů

• pro obsazování orbitalů atomu v základním stavu platí nškolik pravidel

Pauliho princip výlučnosti

V každém orbitalu mohou být maximálně 2 elektrony, které mají opačný spin a tvoří tak elektronový pár

• spin se znázorňuje šípkami ($+\frac{1}{2}$ -> $\uparrow$, $-\frac{1}{2}$ -> $\downarrow$ )

V jednom atomu nemohou existovat 2 elektrony se všemi čtyřmi kvantovými čísly stejnými

• z toho plyne kapacita jednotlivých typů orbitalu
  • $s^2$ $p^6$ $d^{10}$ $f^{14}$

Výstavbový princip

Elektrony obsazují atomové orbitali postupně, podle rostoucí energie. Minimální energii ma orbital $1s$

• z tohoto diagramu vyplívá, že orbitali se budou zapisovat v tomto pořadí:
  • $1s$ $2s$ $2p$ $3s$ $3p$ $4s$ $3d$ $4p$ $5s$ $4d$ $5p$ $6s$ $4f$ $5d$ $6p$ $7s$ $5f$ $6d$ $7p$

Hundovo pravidlo

Nejprve musí být v každém degenerovaném orbitalu jeden nepárový elektron, teprve potom vzniká elektronový pár

Nepárové elektrony v degenerovaných orbitalech mají stejný spin

Konfigurace prvků v základním stavu

• při konfiguraci v základním stavu dodržujeme všechna výše zmíněná pravidla v plném znění
• např.:
  • $_3Li:1s^22s^1$ (toleruje se i $1s2$ $2s1$)
  • $_{17}Cl:1s^22s^22p^63s^23p^5$
• lze používat i zkrácenou variantu kdy část konfigurace nahradím značkou předcházejícího vzácného plynu v periodické tabluce (ty totiž budou mít vždy zaplněnou poslední vrstvu)

• např.:
  • $_{22}Ti:[Ar]4s^23d^2$
  • $_{17}Cl:[Ne]3s^23p^5$
• počet valenčních elektronů se určí podle počtu elektronů v poslední vrstvě
  • např.: $_{22}Ti:[Ar]4s^23d^2$ bude mít 4 valenční elektrony

Konfigurace iontů

• při zápisu elektronové konfigurace iontů dodržuji včechna pravidla pro obsazování orbitalů a zároveň hlídám počet elektronů v iontu
• např.:
  • ${24}Cr^{3+}:[Ar]4s^{2}3d^{1}$ (zatímco ${24}Cr:[Ar]4s^{1}3d^{5}$*)
• některé prvky mají nepravidelnou elektronovou konfiguraci
  • je to proto, že bylo zjištěno, že plně nebo zpola zaplněné orbitali $d$ ($d^5;d^{10}$) jsou stabilnější a proto se z orbitalů $s$ odebírají elektrony a dávají se do orbitalů $d$
  • výjimka platí pro:
    • $d^5$: $Cr,Mo$
    • $d^{10}:Cu, Ag, Au$

Konfigurace prvků v excitovaném stavu

• excitovaný stav atomu nastává tehdy, kdy se atomu dodá energie
• mění se konfigurace valenční vrstvy kdy valenční elektrony přechátí do orbitalů s vyšší energií se stejným $n$
• excitovaný vztah se zapisuje pomocí hvězdiček v pravém horním indexu ($X^{*}$)
  • např.: