E e l kt k r t o r n o ow o a w a s t s r t u r kt k u t ra r a at a o t m o u

Transkrypt

1 Elektronowa struktura atomu Anna Pietnoczka

2 BUDOWA ATOMU CZĄSTKA SYMBOL WYSTĘPOWANIE MASA ŁADUNEK ELEKTRYCZNY PROTON p + jądroatomowe około 1 u + 1 NEUTRON n 0 jądroatomowe około 1u Brak ELEKTRON e - powłoki elektronowe Około 1/ 1840u -1 Atom jest elektrycznie obojętny.

3 Poziomy energetyczne w atomie Zjoniz. atom n = 3 Widmo helu n = ev n = 1 E = ev E n = 13.6eV 1 2 n n- główna liczba kwantowa n= 1,2,3,4,5, ;

4 Równanie Schrödingera 0 ) ( = Ψ π Ψ Ψ Ψ V E h m z y x Równanie podaje przestrzenną zależność funkcji falowej Ψ od stanu energetycznego układu i masy elektronu. x, y, z współrzędne elektronu, m masa elektronu, E energia całkowita układu, V energia potencjalna układu, h stała Planca.

5 Zgodnie z teorią Schrödingera: Orbital atomowy stan elektronu w atomie opisuje funkcja falowa ψ, nazwana orbitalem, kwadrat tej funkcji daje prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danym obszarze wokół jądra, energia elektronów jest kwantowana a geometryczne kształty orbitali wskazują na przestrzenny rozkład prawdopodobieństwa znalezienia elektronu opisanego danym orbitalem. Każdy stan kwantowy elektronu jest opisany za pomocą czterech liczb kwantowych, tj. główna liczba kwantowa- n, poboczna liczba kwantowa- l, magnetyczna liczba kwantowamimagnetycznaspinowaliczbakwantowa-m s Funkcja falowa ψ jest amplitudą prawdopodobieństwa w punkcie przestrzeni określonym współrzędnymi x, y, z. W przypadku elektronu funkcja falowa ψ określa zatem prawdopodobieństwo znalezienia tej cząstki w określonym miejscu przestrzeni wokół atomu, a także określa najbardziej prawdopodobne wartości jego energii. 2 p = Ψ V Ψ dv = 1 V 2

6 Liczby kwantowe n główna liczba kwantowa, określa przede wszystkim energię elektronu w atomie. Główna liczba kwantowa może przybierać tylko wartości równe liczbom naturalnym: n = 1, 2,3,... l poboczna liczba kwantowa, kwantuje moment pędu związany z ruchem elektronu w polujądra.dladanegonwartościlwynoszą:0,1,2,...,(n-1). m magnetyczna liczba kwantowa, decyduje o możliwych wartościach składowej momentu pędu w wyróżnionym kierunku. Dla danego l możliwe wartości m wynoszą: 0, ±1, ±2,..., ±l. s spinowaliczbakwantowa,krętelektronu,możeprzyjmowaćwartości ± 1 / 2. Zakaz Pauliego Możliwe są tylko takie stany elektronowe w atomie, w których żaden elektron nie ma identycznych wszystkich czterech liczb kwantowych.

7 Graficzny zapis orbitalu Obrazem graficznym orbitalu jest fragment przestrzeni, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest duże. Każdy orbital ma inny kształt i orientację przestrzenną, a zajmujący go elektron charakteryzuje się inną energia. Orbital typu s Orbital typu p Orbital typu d Orbitale typu s mają kształt kuli Orbital p jest trójkrotnie zdegenerowany, ze względu na równoczesność energetyczną orbitali p x, p y i p z. Orbital d jest pięciokrotnie zdegenerowany, a f siedmiokrotnie.

8 Rozwiązania r. Schrödingera Orbitale s

9

10 n = 1, 2, 3,... l = 0, 1, 2,..., (n-1) m= 0, ±1, ±2,..., ±l s = ± 1 / 2 n l m s Liczba stanów 1 (K) 0 (s) 0 ±1/2 2 0 (s) 0 ±1/2 2 2 (L) 1 (p) 0, -1, +1 ±1/2 6 3 (M) 0 (s) 1 (p) 2 (d) 0 0, -1, +1 0, -1, -2, +1, +2 ±1/2 ±1/2 ±1/ (N) 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f) 0 0, -1, +1 0, -1, -2, +1, +2 0, -1, -2, -3, +1, +2, +3 ±1/2 ±1/2 ±1/2 ±1/

11 Kolejność poziomów energetycznych w atomie: E 6s 6p 5d 4f 5s 4s 5p 4p 4d 3d 3s 3p Tlen - 8 elektronów 2s 2p 1s 2 2s 2 p 6 K, 19 elektronów 1s 1s 2 2s 2 p 6 3s 2 p 6 4s 1

12 Numer okresu - Liczba powłok elektronowych Numer grupy Liczba elektronów walencyjnych

13 BUDOWA ATOMU, A POŁOŻENIE PIERWIASTKA W UKŁADZIE OKRESOWYM Liczba powłok elektronowych 4 Liczba atomowa 35 nr okresu 4 nr grupy 7 brom Br 35 79,904 Liczba elektronów walencyjnych 7 Liczba protonów 35 Liczba elektronów 35 Masa atomowa 80u Konfiguracja elektronowa: K 2 L 8 M 18 N 7 Liczba neutronów = 45 Liczba nukleonów 80

14 CHARAKTER CHEMICZNY PIERWIASTKÓW GRUP GŁÓWNYCH Li Na K Rb Cs F Cl Br I Wzrost t promienia atomowego (wzrost liczby powłok elektron nowych) Wzrost t aktywności chemicznej Wzrost t zdolności oddawania elektron nów Wzrostt promienia atomowego Zmniejszanie się aktywności chemicznej Zmniejszanie się zdolności przyjmowania elektronów Wzrostt charakteru metalicznego Na Mg Al Si P S Cl Wzrost właściwości niemetalicznych Zmniejszanie się właściwości metalicznych Zwiększanie się liczby elektronów walencyjnych Zmniejszanie się wielkości promienia atomowego

15 Wiązania chemiczne

16 Kwantowa teoria wiązania chemicznego Teoria ta zakłada, że podczas powstawania wiązania chemicznego chmury elektronowe orbitali (zawierających niesparowany elektron) każdego z wiążących się atomów przenikają się lub nakładają nawzajem i powstają w ten sposób tzw. orbitale molekularne. Schemat wiązania s-s

17 Kwantowa teoria wiązania chemicznego Schemat wiązania p-p

18 Kwantowa teoria wiązania chemicznego Schemat wiązania s-p Orbitale molekularne tworzą się z orbitali atomowych poprzez kombinację funkcji falowych

19 Wiązania chemiczne Typy: Wiązania jonowe Wiązania kowalencyjne Wiązania metaliczne Wiązania Van der Wallsa Wiązania wodorowe W tworzeniu wiązań chemicznych biorą udział elektrony walencyjne. Atomy pierwiastków łącząc się ze sobą dążą do uzyskania konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego.

20 Wiązania jonowe Wiązania jonowe występują w układach złożonych z atomów skrajnie różniących się elektroujemnością. W czasie powstawania wiązania jonowego atom pierwiastka elektrododatniego oddaje, a atom pierwiastka elektroujemnego przyłącza elektrony. Tworzą się dwa jony o różnoimiennych ładunkach, przyciągające się dzięki działaniu sił elektrostatycznych. Typowym przykładem jest tu kryształ NaCl powstający w wyniku transferu elektronu z sodu do chloru Struktura elektronowa atomu Na 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 Struktura elektronowa atomu Cl 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 Na Cl + +

21 Chlorek sodu Każdy jon Na + jest otoczony przez6 jonówcl -. Każdy jon Cl - jest otoczony przez6 jonów Na +. Sieć powierzchniowo centrowana

22 WŁAŚCIWOŚCI ZWIĄZKÓW Z WIĄZANIEM JONOWYM: Występują w stałym stanie skupienia, tworząc sieć krystaliczną. Mają wysokie temperatury wrzenia i topnienia (duża energia kohezji(2-4 ev/ atom)). Niskie przewodnictwo elektryczne (brak swobodnych elektronów). Przeźroczyste dla światła widzialnego (energia pomiędzy najbliższymi poziomami większa niż 3 ev). Stopione lub rozpuszczone w wodzie przewodzą prąd elektryczny, gdyż zawierają zdolne do poruszania się kationy i aniony.

23 Wiązanie kowalencyjne Elektron w jednym atomie przyciągany jest przez jądro drugiego. Wiązanie tworzy się poprzez uwspólnienie elektronów + H H H H Η 2

24 Wiązanie kowalencyjne Cl + Cl Cl Cl Cl Cl Cl 2

25

26 Wiązania kowalencyjne

27 Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane

28 WŁAŚCIWOŚCI ZWIĄZKÓW Z WIĄZANIEM KOWALENCYJNYM Najwyższa wartość energii wiązania. Występują we wszystkich trzech stanach skupienia (stałym, ciekłym i gazowym), W stanie stałym tworzą sieć krystaliczną, Tworzone za pomocą silnych, zlokalizowanych (kierunkowych) wiązań- kruche. Wysoka temperatura topnienia i wrzenia- twarde. Izolatory lub półprzewodniki (temperatura, absorpcja promieniowania uaktywnia przewodnictwo elektryczne).

29 Wiązanie metaliczne Wiązanie to występuje w metalach. Elektrony walencyjne atomów metalu mogą swobodnie poruszaćsię między dodatnimi rdzeniami atomowymi stanowiąctzw. zdelokalizowanygaz elektronowy. Uporządkowany ruch elektronów to przepływ prądu elektrycznego.

30 WŁAŚCIWOŚCI ZWIĄZKÓW Z WIĄZANIEM METALICZNYM Wysoka lub średnia temperatura topnienia. Dobre przewodnictwo elektryczne i cieplne. Charakteryzują się wysoką plastycznością. Połysk metaliczny (odbicie światła widzialnego na swobodnych elektronach).

31 Wiązania wodorowe Jest to słabe oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy elektroujemnym atomem (akceptorem), a atomem wodoru, który jest kowalencyjnie połączony z innym atomem elektroujemnym(donorem). W wiązaniu tym wodór pełni rolę mostka łączącego dwa elektroujemne atomy.

32 Wiązania wodorowe Jest to słabe oddziaływanie elektrostatyczne pomiędzy elektroujemnym atomem (akceptorem), a atomem wodoru, który jest kowalencyjnie połączony z innym atomem elektroujemnym (donorem). W wiązaniu tym wodór pełni rolę mostka łączącego dwa elektroujemne atomy.

33 WŁAŚCIWOŚCI ZWIĄZKÓW Z WIĄZANIEM WODOROWYM Bardzo niska energia wiązania. Niska temperatura topnienia. Łatwość polimeryzacji. Przewodnictwo protonowe. Ma kluczowe znaczenie w procesach biologicznych ponieważ nie tylko występuje w wodzie, ale także w kwasach nukleinowych DNA

34 Wiązania wodorowe: woda vs. lód Struktura lodu

35 Wiązania Van der Waalsa Wiąz pomiędzy dipolami elektrycznymi stałymi albo indukowanymi lub chwilowymi, powstającymi w wyniku zmiany rozkładu ładunku w cząsteczce.

36 WŁAŚCIWOŚCI ZWIĄZKÓW Z WIĄZANIEM VAN DER WAALSA Bardzo niska energia wiązania Niska temperatura topnienia Miękkie, ściśliwe Łatwo ścieralne struktury warstwowe (grafit)

37 Wiązanie Energia wiązania [ev] kowalencyjne 7-12 jonowe 7-10 metaliczne 1-4 wodorowe Van der Waalsa Właściwości ciał stałych - wysoka temperatura topnienia - twarde lub średniotwarde - izolatory lub półprzewodniki - wysoka temperatura topnienia -twarde, kruche, bezbarwne - przewodnictwo jonowe -wysoka lub średnia temperatura topnienia - połysk metaliczny -dobre przewodnictwo elektryczne i cieplne - niska temperatura topnienia - łatwość polimeryzacji - przewodnictwo protonowe - niska temperatura topnienia -miękkie -ściśliwe

38

39 Za przełomowe badania nad grafenem Nagroda Nobla z Fizyki 2010 Andriej Gejm Konstantin Nowosiołow

40 Grafen z wywiadu A.Geima Wyobraźcie sobie kartkę papieru ale milion razy cieńszą. Jest to grubość grafenu. Wyobraźcie sobie materiał trwardszyod diamentu. To jest twardość grafenu (w płaszczyźnie). Wyobraźcie sobie materiał bardziej przewodzący niż miedź. Jest to przewodnictwo grafenu. Wyobraźcie sobie urządzenie badające te same własności fizyczne jak urządzenie, które mają naukowcy w CERN, ale takie małe, że zmieści się na twoim biurku. Grafenpozwoli to zrealizować.

41 Grafen struktura plastra miodu Jedna z alotropowych form węgla Zbudowany z pojedynczej warstwy atomów węgla tworzących połączone pierścienie sześcioczłonowe Atomy węgla tworzą płaską, praktycznie dwuwymiarową sieć, której struktura przypomina plaster miodu. Długość wiązań węgiel-węgiel wynosi ok. 0,142 nm

42 Grafen Obraz grafenu w elektronowym mikroskopie transmisyjnym

43 Grafen podstawowe własności Bardzo dobry przewodnik ciepła około 5000 W/mK srebro: 429 W/mK Bardzo mały opór elektryczny Bardzo wysoka ruchliwość elektronów cm²/vs (w temperaturze pokojowej przy założeniu jedynie rozpraszania na fononach) Krzem: 1500 cm²/vs, Arsenek galu 8500 cm²/vs Olbrzymia prędkość przepływu elektronów (1/300) c możliwość badania efektów relatywistycznych dla elektronu poruszającego się w przewodniku

44 cd. Grafen podstawowe własności Prawie przeźroczysty Pochłania 2,3 % światła Nie przepuszcza nawet atomów helu Bardzo mocny 100 razy więcej niż stał Elastyczny Daje się rozciągać o 20 %. Nie można otrzymać w stanie wolnym jest nietrwały i łatwo tworzy struktury trójwymiarowe (np. fulereny czy nanorurki) Otrzymuje się metodami mikromechanicznymi. wyizolować można struktury o grubości od jednej do kilku warstw osadzonych na nośniku