BUDOWA ATOMU cd. ajmuje się opisem ruchu cąstek elementarnch, układ można opiswać posługując się współrędnmi określającmi położenie bądź pęd, współrędne określa się pewnm prbliżeniem, np. współrędną dokładnością do Δ, a pędcąstki dokładnością do Δp, Postulat I: tak więc: MECHANIKA KWANTOWA mechanika kwantowa akłada istnienie prawdopodobieństwa Ρ napotkania cąstki w danm miejscu dv w prestreni Teoria Bohra (93 r.) Elektron w atomie może prebwać w jednm wielu możliwch stanów energetcnch (tw. stanów stacjonarnch). W stanie stacjonarnm elektron nie wpromieniowuje ani nie pochłania energii. Postulat II: Elektron może pobrać kwant energii docierającej do atomu ewnątr i prejść do stanu stacjonarnego o wżsej energii lub może oddać kwant energii w formie fali elektromagnetcnej i prejść do stanu stacjonarnego o niżsej energii. Zmiana orbit może nastąpić tlko w wniku absorpcji lub emisji kwantu promieniowania hν: E II E I = h ν Całkowita energia elektronu na n-tej orbicie: E = E k + E p Niels Bohr (885-96) Nagroda Nobla w 9 r.
PODSTAWY WSPÓŁCZESNEJ TEORII KWANTOWEJ () Elektron w atomie może prebwać w jednm wielu możliwch stanów kwantowch, określonch wartościami: - energii główna licba kwantowa n - momentu pędu orbitalna (pobocna) licba kwantowa l - rutu momentu pędu na wróżnion kierunek magnetcna licba kwantowa m -spinu spinowa licba kwantowa s () W żadnm stanie kwantowm elektron nie wpromieniowuje ani nie pochłania energii, tn. nie mienia wartości momentu pędu i spinu ani ich orientacji prestrennej. (3) Elektron może absorbować kwant energii docierając do atomu ewnątr i prejść do stanu kwantowego o wżsej energii lub może emitować do otocenia kwant energii w formie fali elektromagnetcnej prechodąc równoceśnie do stanu kwantowego o niżsej energii. (4) Nie można określić równoceśnie dokładnego położenia i pędu elektronu w danej chwili (asada nieonaconości Heisenberga). (5) Ruch elektronu w atomie opisuje się równaniem różnickowm wanm równaniem Schrödingera (96 r.), którego rowiąaniami nie są licb, lec funkcje wane funkcjami falowmi i odpowiadające im wartości energii. Ψ Ψ Ψ 8 π m + + + h e (E E p )Ψ = Ψ - amplituda fali de Broglie a, funkcja falowa Ψ -gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu ρ = ρ (,, ) = Ψ (,, ) Równanie Schrödingera można całkowicie rowiąać dla atomu wodoru i jonów pokrewnch awierającch tlko jeden elektron, takich jak: He + i Li +. Erwin Schrödinger (887-96) Nagroda Nobla w 933 r. (6) Dla każdego stanu kwantowego można oblicć prawdopodobieństwo prebwania elektronu w danej odległości od jądra, określić kstałt i romiar tw. orbitalu atomowego. Orbital to prestreń, w której prawdopodobieństwo naleienia elektronu jest najwiękse.,3,,3
(7) Zbiór stanów kwantowch o wspólnej wartości głównej licb kwantowej n nosi nawę powłoki (warstw) elektronowej. Główna licba kwantowa n określa energię elektronu w atomie. Maksmalna licba stanów kwantowch w danej powłoce, tj. maksmalna licba elektronów na danej powłoce wnosi n. wartość n: 3 4 5 6 7 itd. smbol powłoki: K L M N O P Q itd. ma. licba elektr.: 8 8 3 itd. (8) Zbiór stanów kwantowch, którch wsstkie mają wspólną wartość nora wspólną wartość orbitalnej (pobocnej) licb kwantowej l (ale nigd n = l) nawa się podpowłoką elektronową. Pobocna licba kwantowa l określa rodaj orbitalu w danej powłoce. Licba kwantowa l, dla danej wartości głównej licb kwantowej n, prjmuje wartości: l =,,... (n-), np. jeżeli n = 3 to l =,,. Licba elektronów w danej podpowłoce (orbitalu) wnosi: 4 l + wartość l: 3 4 smbol podpowłoki: s p d f g ma. licba elektronów: 6 4 itd. (9) Zbiór stanów kwantowch o wspólnch wartościach licb kwantowch: głównej n, pobocnej l i magnetcnej m nosi nawę poiomu orbitalnego (także wanego orbitalem, lec onacanego np. p, p, p Licba poiomów orbitalnch w powłoce (warstwie) wnosi n, natomiast w podpowłoce l +. Magnetcna licba kwantowa m prjmuje wartości: -l m +l Magnetcna licba kwantowa m (lub m l ) określa achowanie się orbitalu w polu magnetcnm. Do każdego poiomu orbitalnego należą dwa elektron różniące się orientacją prestrenną wektora spinu, s = ± / Tak więc: powłoka awiera elektron o tej samej wartości n podpowłoka to biór elektronów o tej samej wartości n i l orbital awiera elektron o tej samej wartości n, l i m
() Spinowa licba kwantowa s (lub m s ) określa w uprosceniu tw. kręt elektronu. Do każdego poiomu orbitalnego należą dwa elektron różniące się orientacją prestrenną wektora spinu, s = ± / smbol podpowłoki: s p d licba poiomów orbitalnch: 3 5 smbol orbitalu: s p p p d d d d d n l Orbital m s Maksmalna licba elektronów podpowłoka powłoka (K) s ± / (L) s p -,, + ± / ± / 6 8 3 (M) 3s 3p 3d -,, + -, -,, +, + ± / ± / ± / 6 8 4 (N) 3 4s 4p 4d 4f -,, + -, -,, +, + -3, -, -,, +, +, -3 ± / ± / ± / ± / 6 4 3
s p p p d d d d - d kstałt orbitali i równania funkcji falowch http://winter.group.shef.ac.uk/orbitron/inde.html Orbitale.url Orbital s Orbital s Orbitale p Orbitale 3p
Orbitale 3d Orbitale 4f http://winter.group.shef.ac.uk/ orbitron/inde.html Orbitale.url Orbital atomow 3p - funkcja falowa Ψ ora gęstość elektronowa Ψ
H K s He K s s 3 Li K L s s 4 K L s s 5 B K L 3 s s p... Ne K L 8 s s p 6 Na K L 8 M s s p 6 3s... 3 Al K L 8 M 3 s s p 6 3s 3p... s 3s 4s 5s p 3p 4p 5p 3d 4d 5d 4f 8 Ar K L 8 M 8 s s p 6 3s 3p 6 9 K K L 8 M 8 N s s p 6 3s 3p 6 4s Ca K L 8 M 8 N s s p 6 3s 3p 6 4s Sc K L 8 M 9 N s s p 6 3s 3p 6 4s 3d... 6s 7s 6p 7p 6d ZAKAZ PAULIEGO w atomie nie mogą najdować się elektron o jednakowch cterech licbach kwantowch. REGUŁA HUNDA najkorstniejse energetcnie jest takie apełnianie orbitali, pr którm licba elektronów o niesparowanch spinach w obrębie danej podpowłoki jest najwięksa. s p d Wolfgang Pauli (9-958) Nagroda Nobla w 945 r.
PROMIENIE KOWALENCYJNE ATOMÓW PIERWIASTKÓW Pierwiastek Li B C N O F ładunek jądra (licba protonów),3 + 3,89 + 4,8 + 5,77 + 6,74 + 7,74 + 8,7 +9 licba elektronów na powłoce K licba elektronów na powłoce L 3 4 5 6 7 Li Na K Rb Cs,3,57,3,6,35 ładunek jądra + 3 + + 9 + 37 + 55 elektron walencjne
Promienie kowalencjne pierwiastków (w Å) POTENCJAŁ JONIZACYJNY (ENERGIA JONIZACJI ) Me Me + + e ( Me + hν Me + + e ) Energia joniacji - energia, jakiej należ dostarcć, ab od iolowanego atomu w stanie gaowm oderwać najluźniej wiąan elektron. Pierwiastek Na Al Si P S Cl Ar (I) 496 737 577 786 999 55 5 5 Ne F 5 N O C B 5 Li Li B C N O F Ne, N, P Ne, Ar 6 Ar 4 Cl P S 8 Si 6 Al 4 Na Na Al Si P S Cl Ar
Ca Sr Ba (I) 899 737 59 549 53 (II) 76 45 5 6 96 (I+II) 659 87 74 69 463 3 5 5 5 Ej (I) Ej (II) Ej (I+II) Ca Sr Ca Sr Ca Sr Ba Ba Ba Ca Sr Ba (I) (II) (III) (IV) Li 5 73 Na 496 456 899 76 485 737 45 774 Al 577 8 75 58 W wniku oderwania jednego lub więcej elektronów ostatniej powłoki powstają kation. Pierwse energie joniacji pierwiastków (w kj/mol)
POWINOWACTWO ELEKTRONOWE (ELEKTRONOPOWINOWACTWO P e ) X + e X ( X + e X + hν) Powinowactwo elektronowe - energia, jaka się wdiela podcas prłącania pierwsego elektronu do iolowanego atomu w stanie gaowm. Pierwiastek Li B C N O F Licba elektronów walencjnch 3 4 5 6 7 P e 6-4 7 4 38 P e P e O 4 F 38 S Cl 347 Se 95 Br 35 Te 9 I 95 W wniku prłącenia jednego lub dwóch elektronów do obojętnego atomu powstają anion. PROMIENIE ATOMOWE I JONOWE Pierwiastek Na Al Si P S Cl Ar,57,36,5,7,,4,99,9 Jon Na + + Al 3+ Si P S Cl,,7,54,84,8,89 +,45 F,7 F,33 Fe,7,36 +,7 Cl,99 Cl,8 Fe +,76 Ca,74 Ca +, Br,4 Br,96 Fe 3+,64 Sr,9 Sr +,8 I,33 I, Zn,5 Ba,98 Ba +,35 Zn +,74
Porównanie promieni atomów i jonów ELEKTROUJEMNOŚĆ (χ) Elektroujemność - tendencja (dążność) atomu w cąstecce wiąku chemicnego do prciągania do siebie elektronów. skale elektroujemności: - Pauling (93 r.) - Mullikan (935 r.) - Allred i Rochow (958 r.) cąstecka: A A E A-A B B E B-B dla E A-B Pauling aproponowałśrednią geometrcną: E A B = E E Δχ =,88 Δ A A B B np. dla wiąania N H Δ = 5,9 kj/mol więc: Δχ= χ N - χ H =, Zał.: w celu otrmania dla C i F wartości, odpowiednio,5 i 4, presunięto pocątek skali χ H = do χ H =, Linus Carl Pauling (9-994) Nagroda Nobla w 954 r. chemii i w 96 pokojowa Pierwiastek Li B C N O F χ,,5,,5 3, 3,5 4,
Elektroujemność pierwiastków według Paulinga