ATOM I CZĄSTECZKA

Atom (z greckiego atomos - niepodzielny)
najmniejszy, niepodzielny metodami chemicznymi składnik materii.

Atomy składają się z jądra i otaczających jądro elektronów.

W jądrze atomu znajdują się protony i neutrony. Elektrony stanowią chmurę elektronową wokół jądra.
NEUTRONY są cząstkami obojętnymi elektrycznie,
PROTONY mają ładunek elektryczny dodatni "+1",
ELEKTRONY mają ładunek elektryczny ujemny "-1".
Protony i neutrony noszą nazwę NUKLEONÓW. Liczbę nukleonów w jądrze atomu danego pierwiastka nazywamy liczbą masową i oznaczamy symbolem A.

Liczba masowa A = liczba protonów + liczba neutronów.

LICZBA ATOMOWA (liczba porządkowa)- Z, wskazuje ilość protonów w jądrze atomu,np.
liczba atomowa wodoru Z=1 wskazuje, że wszystkie atomy wodoru zawierają w swoim jądrze po jednym protonie. Wszystkie atomy węgla mają po 6 protonów, więc liczba atomowa węgla Z=6.

Liczba atomowa Z = ładunek jądra = liczba protonów = liczba elektronów.

Protony i neutrony mają w przybliżeniu taką samą masę i są o ok. 2000 razy cięższe od elektronu.
Rozmiary atomów nie są dokładnie określone.
Zależą m.in. od rodzaju atomu i są rzędu dziesięciomiliardowej części metra.
Masa mieści się w przedziale 10^-27 - 10^-25kg.
W każdym atomie liczba protonów i elektronów jest jednakowa, dlatego atomy są obojętne elektrycznie.Elektrony są przyciągane siłami elektrostatycznymi przez protony znajdujące sie w jądrze.
Atomy różnych pierwiastków, różnią się rozmiarami, masą i budową wewnętrzną.

Pierwiastek chemiczny to zbiór takich samych atomów.
Cząsteczkę tworzą co najmniej dwa atomy połączone ze sobą: takiego samego pierwiastka - cząsteczka pierwiastka, różnych pierwiastków - cząsteczka związku chemicznego.

ATOMOWA JEDNOSTKA MASY (unit - u) jest to 1/12 masy izptpou atomu węgla ¹²C.
MASA ATOMOWA - masa atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy.
MASA CZĄSTECZKOWA - suma mas atomowych pierwiastów budujących związek chemiczny, wyrażona w atomowych jednostkach masy.

Atomy tego samego pierwiastka, różniące się liczbą neutronów w jądrze, nazywamy IZOTOPAMI.
Np. izotopy wodoru: prot - 1 proton i 1 neutron; deuter - 1 proton i 2 neutrony; tryt - 1 proton i 3 neutrony.
Izotopy mogą być:
trwałe np. tlenu
promieniotwórcze (nietrwałe) - ulegają samorzutnym przemianom, którym towarzyszy emisja promieniowania i wytworzenie atomów innych pierwiastków.

Elektrony poruszają się wokół jądra w różnych odległościach, tworząc tzw. powłoki elektronowe.
Elektrony nie krążą wokół jądra atomowego w dowolny sposób, tylko są pogrupowane według energii jaką gromadzą.
POWŁOKA ELEKTRONOWA - jest to zbiór elektronów o zbliżonej wartości energii.
Nazwy powłok: K, L, M, N, O, P, Q
Ilość elektronów na każdej powłoce można obliczyć wg wzoru: 2n², gdzie n - numer powłoki.
Ilość powłok elektronowych jest uzależniona od okresu, w którym znajduje się dany pierwiastek.
PIERWIASTEK MA TYLE POWŁOK, JAKI NUMER MA OKRES, W KTÓRYM SIĘ ZNAJDUJE
np. potas - leży w 4 okresie, ma 4 powłoki elektronowe.

Aby rozpisać elektrony na poszczególne powłoki, należy wiedzieć:
ile elektronów ma dany pierwiastek w atomie,
ile powłok elektronowych posiada dany atom,
ile elektronów może się znaleźć w danej powłoce.
Przykład: rozmieszczenie elektronów na powłokach w atomie sodu:

₁₁Na - K² L⁸ M¹

Uznaje się, że elektrony posiadają właściwości nie tylko korpuskularne, ale również falowe.
Elektron nie krąży po torach wokół jądra, ale porusza się w określonych przestrzeniach.
Miejsce najbardziej prawdopodobnego występowania elektronów wokół jądra nazywa się ORBITALEM.
Wielkości związane z energią i innymi stanami kwantowymi elektronu oznacza się liczbami, które nazywa się liczbami kwantowymi.

Do opisu stanu energetycznego elektronu w atomie wykorzystuje się 4 liczby kwantowe:
n - główna liczba kwantowa - określa stan energetyczny elektronów w atomie, wynikający z ich odległości od jądra. Główna liczba kwantowa przyjmuje wartości n = 1,2,3,4,5,6,7 i związana jest z nazwą odpowiedniego poziomu energetycznego atomu - powłoką elektronową (kolejnej głównej liczbie kwantowej, odpowiadają nazwy kolejnych powłok K, L, M, N, O, P, Q).
Elektrony z poziomu K mają n=1, z poziomu L n = 2, itd.

l - poboczna liczba kwantowa - określa kształt orbitalu.
Poboczna liczba kwantowa wyraża się liczbą całkowitą dodatnią, przy czym jej wartość maksymalna jest o jeden mniejsza od głównej liczby kwantowej, np. jeżeli n = 1 to l = 0; n =2 to l = 1, itd.

m - magnetyczna liczba kwantowa - określa wzajemne położenie orbitali w przestrzeni. Wartość tej liczby, określa równocześnie liczbę orbitali w danym podpoziomie i obliczamy ją 2l + 1.
Wartość liczby jest zależna od pobocznej liczby kwantowej i przyjmuje wartości całkowite od -l do +l (łącznie z zerem), np.: jeżeli l = 2 to m = -2, -1, 0, 1, 2, istnieje więc 5 orbitali d.

s- spinowa liczba kwantowa charakteryzuje spin elektronu i może przybierać jedynie dwie wartości +1/2 i -1/2.

Pojemność orbitalu jest to maksymalna liczba elektronów, które mogą znajdować się na danym orbitalu, podpoziomie i poziomie atomu.
Budowę powłoki elektronowej atomu określa zasada Pauliego:
atom nie może zawierać dwóch elektronów, dla których wszystkie 4 liczby kwantowe miałyby tę samą wartość.
Oznacza to, że dwa elektrony muszą się różnić co najmniej wartością jednej liczby kwantowej.
Elektrony występujące na orbitalu określonym przez trzy liczby kwantowe: n, l, m, muszą różnić się liczbą spinową. Ponieważ kwantowa liczba spinowa może przyjmować tylko dwie wartości, więc każdy orbital może zawierać najwyżej dwa elektrony, które różnią się kierunkiem spinu elektronowego i tworzą parę elektronów sparowanych.

Z tabeli odczytujemy:
podpoziom s mieści najwyżej 2 elektrony, ponieważ istnieje tylko jeden orbital s;
podpoziom p mieści najwyżej 6 elektronów, ponieważ istnieją trzy orbitale p, itd.

Z tabeli odczytujemy:
na wszystkich poziomach energetycznych atomu, istnieje zawsze jeden orbital s;
orbitale d istnieją na wszystkich poziomach energetycznych atomu z wyjątkiem poziomów K i L;
ilość elektronów na każdym poziomie, np.: poziom L mieści 8 elektronów, ponieważ posiada 4 orbitale (jeden s i trzy p).

KSZTAŁTY ORBITALI

ORBITAL s jest zawsze kulisto - symetryczny. Poszczególne orbitale s różnią się między sobą długością promienia, która wzrasta ze wzrostem głównej liczby kwantowej.
ORBITAL p Orbitale p mają kształt hantli. Dla orbitali p charakterystyczna jest poboczna liczba kwantowa równa 1. Dla l=1 istnieją trzy warości magnetycznej liczby kwantowej m= -1,0,+1, dlatego istnieją trzy orbitale p, rozłożone w przestrzeni wzdłuż osi OX, OY, OZ.
ORBITAL d

SCHEMATYCZNE PRZEDSTAWIANIE ELEKTRONÓW I ORBITALI

Orbitale s, p, d, f oznacza się za pomocą klatek, w których rozmieszcza się elektrony zobrazowane przez skierowane do dołu i do góry strzałki (różne zwroty strzałek oznaczają znak spinu). Sposób zapisu (wypełniania klatek elektronami), musi być zgodny z regułą HUNDA: najkorzystniejsze energetycznie jest takie zapełnianie orbitali elektronami, przy którym liczba elektronów niesparowanych (spiny swobodne), w obrębie danej wartości pobocznej liczby kwantowej l, jest jak największa.

ZAPIS SYMBOLICZNY : ns², gdzie n - wartość głównej liczby kwantowej, s - typ orbitalu, 2 - liczba elektronów w danym orbitalu

PRZYKŁAD: wypełnienie elektronami orbitali w atomie węgla
Węgiel ma 6 elektronów (Z=6)

⁶ C:        1s² 2s² 2p²

Tlen - ⁸ O:   1s² 2s² 2p⁴

Z HISTORII

W 1913 roku Niels Bohr opracował model budowy atomu wodoru, co dało podstawy do zrozumienia budowy atomów innych pierwiastków. Teoria Bohra uzupełniona i rozszerzona o matematyczne obliczenia, daje pełny obraz budowy atomu, zjawisk jakie obserwujemy podczas reakcji chemicznych i budowy cząsteczek.

Postulaty Bohra:
1. Elektrony mogą krążyć wokół jądra jedynie po ściśle określonych orbitach stacjonarnych.
2. Przejście elektronu z niższego poziomu energetycznego na poziom wyższy jest możliwe tylko wtedy, gdy atom pobierze porcję energii. Natomiast przejście ze stanu o energii wyższej do stanu o energii niższej wiąże się z oddaniem energii.
W dzisiejszych czasach wiadomo już, że nawet tak małe cząstki jak protony, neutrony a nawet elektrony da się jeszcze podzielić na mniejsze - kwarki.

Modele budowy atomu:
niepodzielna kulka - uznawano, że atom jest niepodzielną, sztywną, bez struktury wewnętrznej kulką;
model rodzynkowy - przyjmowano, że atom jest kulką, w której są mniejsze kulki (elektrony), tak jak w cieście są rodzynki;
model jądrowy - większość masy i całkowity ładunek dodatni skupiony jest w małej przestrzeni w centrum atomu zwanej jądrem, elektrony krążą wokół jądra;
model planetarny (Bohra) - elektrony mogą poruszać się wokół jądra tylko po określonych orbitach, (teoria wyjaśnia jak poruszają się elektrony wokół jądra, ale nie podaje przyczyny);
model kwantowy (ruchu elektronów wokół jądra) - mechanika kwantowa wyjaśnia dlaczego elektrony przyjmują określone energie.