Zasady obsadzania poziomów Model atomu Bohra Model kwantowy atomu Fala stojąca
Liczby kwantowe -główna liczba kwantowa (n = 1,2,3...) kwantuje energię elektronu (numer orbity) -poboczna liczba kwantowa (l = 0,1,...,n 1) oznacza wartość bezwzględną orbitalnego momentu pędu L (numer podpowłoki na której znajduje się elektron) -magnetyczna liczba kwantowa (m l = l,..., 1,0,1,...,l) opisuje rzut orbitalnego momentu pędu na wybraną oś. -spinowa liczba kwantowa S oznacza spin elektronu. Jest on stały dla danej cząstki elementarnej i w przypadku elektronu wynosi 1/2. -magnetyczna spinowa liczba kwantowa (m s = m,m = 1 / 2, 1 / 2) pokazuje, w którą stronę skierowany jest spin Obsadzanie zgodnie z minimum energii potencjalnej Zakaz Pauliego: w atomie żadne dwa elektrony nie mogą mieć tej samej czwórki liczb kwantowych: n, l, m l, m s
Powłoki elektronowe Za powłokę elektronową wokół danego atomu uważa się zbiór orbitali atomowych mających tę samą główną liczbę kwantową n Powłoki elektronowe K,L,M,N,O,P,Q 2n 2 elektronów na powłoce
Układ okresowy
Wiązanie jonowe LiF NaCl
Wiązanie jonowe energia jonizacji powinowactwo elektronowe siły kulombowskie siły odpychania
Kryształy jonowe Sól kuchenna chlorek sodu NaCl CsCl Struktura ciasnego upakowania Kryształy jonowe są kruche pękają pod wpływem naprężeń
Wiązanie kowalencyjne Tworzenie się wiązania w atomie wodoru H 2
Hybrydyzacje W kryształach uzyskuje się obniżenie energii dla przekrywania się większej ilości orbitali - hybrydyzacje Kształty orbitali po hybrydyzacji muszą być jednakowe!
Podwójne i potrójne wiązania kowalencyjne O 2 O=O CO 2 O=C=O orbitale π Etan C 2 H 4 orbitale σ
Wiązanie wodorowe -Atom wodoru wiąże się z dwoma innymi atomami -Elektron z wodoru prawie całkowicie przeniesiony na silnie elektroujemny atom -Proton może przyciągnąć kolejny ujemnie naładowany atom Symetryczne: A-H-A Antysymetryczne: A-H...B
Wiązanie wodorowe
Wiązanie Van der Waalsa -Występuje zawsze -Źródło: fluktuacje ładunku w atomach, moment dipolowy atomów i cząsteczek -Wiąże atomy o zamkniętych powłokach, nasycone cząsteczki (kryształy molekularne) -Duży promień atomowy. Kształt potencjału w wiązaniu Van der Waalsa może być przybliżony potencjałem Lennarda-Jonesa
Wiązanie Van der Waalsa Przykład: atom helu Oscylacje ładunku
Wiązanie metaliczne -Funkcje falowe zewnętrznych elektronów ulegają przekrywaniu -Konsekwencją przekrywania się jest rozszczepienie poziomów i utworzenie pasma -Chmura elektronowa rozkłada się na cały kryształ poprzez przyciąganie elektronów do kolejnych jąder atomowych -Nie ma wyróżnionego kierunku wiązania (struktura krystaliczna związana z upakowaniem w przestrzeni) Morze swobodnych elektronów pomiędzy rdzeniami atomowymi o ładunku dodatnim
Wiązanie metaliczne Metale grupy 1 uwspólniają tylko po jednym elektronie niska temperatura topnienia (np. sód Na 98 C) Im więcej elektronów jest uwspólnianych, tym silniejsze wiązanie (np. magnez Mg 2 elektrony - 650 C) Własności metali: -dobre przewodnictwo elektryczne -dobre przewodnictwo cieplne -własności mechaniczne (twardość, wytrzymałość itp.)
Rozkład ładunku
Podsumowanie