budowa_atomu(1).pdf

Budowa atomu i związki kompleksowe

Opracowanie: dr Maria Kilarska, dr Urszula Lelek-Borkowska

CZĘŚĆ TEORETYCZNA

1. Budowa atomu

Substancja chemiczna jest to taki gatunek materii, który we wszystkich swoich próbkach posiada takie

same właściwości fizyczne i chemiczne. Wszystkie substancje, które spotykamy możemy podzielić na

substancje proste i złożone.

Substancje proste są to substancje, których nie można rozłożyć na prostsze składniki, w języku chemicznym

nazywane są one pierwiastkami. Najmniejszą częścią pierwiastka zachowującą takie same jak on właściwości

chemiczne jest atom . Wszystkie atomy tego samego pierwiastka są podobne i posiadają te same własności.

Atomy różnych pierwiastków różnią się między sobą.

Substancje złożone , które ulegają rozkładowi na drodze przemian chemicznych na substancje proste –

pierwiastki, nazywane są związkami chemicznymi . Najmniejszą częścią związku chemicznego zachowującą

jego właściwości jest cząsteczka (molekuła). Wszystkie cząsteczki tego samego związku chemicznego

zawierają tą samą ilość takich samych atomów.

Atom złożony jest z najmniejszych cząstek, zwanych elementarnymi cząstkami materii. Cząstki

elementarne, wchodzące w skład atomów to: skupione są w jądrze atomowym i związane siłami jądrowymi

nukleony , czyli dodatnie protony i obojętne elektrycznie neutrony oraz krążące wokół jądra atomowego

ujemne elektrony. Charakterystykę tych cząstek przedstawiono w tab.VIII.1.

substancje chemiczne

proste złożone

pierwiastki związki chemiczne

atomy cząsteczki

jądro atomowe elektrony atomy

nukleony

protony neutrony

Tab.1. Charakterystyka podstawowych cząstek elementarnych

nazwa cząsteczki masa [u] ładunek [e] symbol

proton

neutron

elektron

-1

1840

1u (jednostka masy atomowej) = 12

1 masy izotopu węgla C

1 6

= 1,67

10 -24 g.

Z powyższej tabeli wynika, że prawie cała masa atomu skupiona jest w jego jądrze, jądro ma ładunek

dodatni, a w elektrycznie obojętnym atomie liczba dodatnich protonów jest równa liczbie ujemnych elektronów.

Atomy różnych pierwiastków różnią się pomiędzy sobą przede wszystkim ilością protonów w jądrze.

Liczba protonów nazywana jest liczbą atomową i oznaczana symbolem Z . Jak już wcześniej zaznaczono,

elektrycznie obojętny atom posiada taką samą liczbę protonów i elektronów, więc liczba atomowa Z podaje

zarówno liczbę protonów, jak i elektronów w atomie. Liczbę tą podaje się w lewym dolnym indeksie symbolu

danego pierwiastka.

Atomy tego samego pierwiastka muszą posiadać tą samą ilość protonów w jądrze, mogą natomiast różnić się

ilością neutronów. Całkowita liczba protonów i neutronów (nukleonów) w jądrze określa liczba masowa A .

Liczbę tą umieszcza się w lewym górnym indeksie symbolu pierwiastka. Różnica liczby masowej i atomowej

podaje, więc ilość neutronów w jądrze.

Mając podany symbol pierwiastka z liczbą masową w indeksie górnym i liczbą atomową w indeksie

dolnym można określić dokładną liczbę cząstek elementarnych, z których zbudowany jest dany atom.

→→

liczba atomowa = ilość protonów = ilość elektronów w atomie

liczba masowa = suma ilości protonów i neutronów w jądrze

Z protonów, Z elektronów, (A – Z) neutronów

Przykład: O

1 8 – atom tlenu zawierający: 8 protonów, 8 elektronów oraz 16 - 8 = 8 neutronów

Atom, który posiada niedobór elektronów w stosunku do liczby protonów (czyli nadmiar ładunku

dodatniego nad ujemnym) nazywamy jonem dodatnim lub kationem .

Atom posiadający nadmiar elektronów (ładunków ujemnych) w stosunku do protonów (ładunków

dodatnich) nazywamy jonem ujemnym lub anionem.

Atomy tego samego pierwiastka mogą różnić się ilością neutronów w jądrze, czyli masą atomową.

Nazywamy je izotopami. Np. izotopy wodoru:

1 - wodór, H

1 (D

1 ) – deuter, H

1 (T

3 1 ) – tryt, izotopy węgla: C

1 6 ,

1 6 .

Dalszym ważnym problemem dotyczącym budowy atomu jest odpowiedź na pytanie: jak rozmieszczone

są elektrony w atomach? Okazuje się, że dla elektronu nie można określić ściśle jego toru, tak jak dla cząsteczki

klasycznej, a jedynie prawdopodobieństwo znalezienia go w różnych obszarach przestrzeni, w różnych

odległościach od jądra.

Z funkcji falowych opisujących stan elektronów w atomach wynika opis każdego elektronu przy użyciu

czterech liczb kwantowych:

n - główna liczba kwantowa kwantuje energię elektronu, może ona przybierać wartości kolejnych liczb

naturalnych, czyli n = 1, 2, 3, 4, 5, ...,

. Poziomy o tej samej głównej liczbie kwantowej nazywamy powłoką

elektronową . Każda powłoka oznaczona jest symbolem literowym:

wartość n

symbol literowy powłoki K

maks. liczba elektronów 2

l - poboczna liczba kwantowa określa dokładniej energię (oznacza ona podpowłokę, którą zajmuje elektron) i

wyznacza kształt orbitali atomowych, może przyjmować wartości całkowite od zera do (n - 1):

poboczna liczba kwantowa l

0 1

symbol podpowłoki

maks. liczba elektronów

10 14 18

m - magnetyczna liczba kwantowa określa wzajemne położenie orbitali w przestrzeni, a tym samym ilość

orbitali na danym podpoziomie, może przyjmować wartości: -l, 0, +l. Na przykład w podpowłoce p dla l = 1

dopuszczalne wartości m wynoszą -1, 0, +1 (trzy prostopadłe do siebie orientacje przestrzenne p x , p y , p z ).

Każdy elektron oprócz tego, że porusza się wokół jądra, kręci się także wokół własnej osi. Kręt ten

nazywamy spinem elektronu.

m s - magnetyczna spinowa liczba kwantowa może przyjmować wartości: -1/2 lub +1/2. Zamiast oznaczeń

+1/2 i -1/2 orientacje oznacza się często strzałkami

1 6 ,C

. Na każdym orbitalu elektronowym mogą znajdować się

dwa elektrony różniące się między sobą liczbą spinową. Wynika to z przyjętej zasady Pauliego, mówiącej że:

„W danym atomie nie mogą znajdować się dwa elektrony mające te same wartości wszystkich czterech liczb

kwantowych, muszą różnić się co najmniej jedną liczbą kwantową."

Struktura orbitalowa atomów

Orbitale można opisać za pomocą odpowiednich symboli. Ogólny zapis orbitalowy można przedstawić:

nl x

gdzie: n – główna liczba kwantowa, l - poboczna liczba kwantowa wyrażona symbolem typu orbitalu (s, p, d, ...),

x – ilość elektronów znajdujących się na danej podpowłoce.

Elektrony można przedstawić w postaci strzałek:

, odwrotne kierunki symbolizują różne spiny.

Symbole literowe i graficzne są sobie równoważne, np.:

1s 2p 3d 4f

1s 2

2p 4

3d 7

4f 5

Elektrony zapełniają w pierwszej kolejności orbitale o niższej energii, a następnie orbitale o wyższych

energiach. Kolejność zapełniania poszczególnych orbitali pokazano na rys.1.

Rys.1. Kolejność zapełniania poziomów energetycznych w atomach.

Konfiguracja elektronowa pierwiastka jest to symboliczny zapis wszystkich elektronów, które wchodzą w

jego skład. I tak konfiguracja kilku wybranych pierwiastków, zgodnie z powyższym schematem kolejności

zapełniania powłok wygląda następująco:

1 H :1s 1 3 L i:1s 2 2s 1 22 Ti :1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2 85 At : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 14 5d 10 6p 5

Dla pierwiastków o wyższych liczbach atomowych stosuje się zapis skrócony, w którym podaje się konfigurację

najbliżej położonego gazu szlachetnego poprzedzającego dany pierwiastek, np.: zamiast 11 Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1

stosuje się zapis 11 Na : [ 10 Ne] 3s 1 , gdzie [ 10 Ne] = 1s 2 2s 2 2p 6 .

Dla własności chemicznych pierwiastka największe znaczenie posiadają elektrony znajdujące się na

najwyższym poziomie energetycznym nazywane elektronami walencyjnymi , są to najczęściej elektrony z

ostatnich, jeszcze nie w pełni zabudowanych powłok.

2. Wiazania chemiczne

Dążenia atomów do uzyskiwania energetycznie trwałego rozmieszczenia elektronów wokół jądra, czyli

uzyskania trwałej konfiguracji elektronowej najbliższego dla danego pierwiastka gazu szlachetnego (dubletu lub

oktetu elektronów) prowadzi do tworzenia się odpowiednich wiązań chemicznych a tym samym do wchodzenia

w reakcje i powstawanie odpowiednich związków chemicznych.

2.1. Wiązania atomowe

Wiązanie atomowe powstaje pomiędzy atomami tego samego pierwiastka lub pomiędzy atomami

pierwiastków, które różnią się wartością elektroujemności (zdolności do przyciągania elektronów) nie więcej niż

0,4. Każdy z atomów oddaje po jednym elektronie, które tworzą łączącą parę wiążącą. Para ta znajduje się

dokładnie pomiędzy jądrami obydwu atomów wodoru i jest obejmowana zasięgiem ich przyciągania.

H 2

+ Cl

Cl 2

· - electron, :

— - para elektronów

Jeżeli uwspólnienie jednej pary elektronów nie wystarcza do osiągnięcia oktetu elektronów, pomiędzy

atomami tworzą się wiązania wielokrotne – podwójne, jak w przypadku cząsteczki tlenu, czy potrójne, jak w

cząstece azotu:

O O

O 2

N 2

2.2. Wiązanie atomowe spolaryzowane

Jeżeli różnica elektroujemności łączących się pierwiastków zawiera się pomiędzy 0,4 i 1,7 to pierwiastki

te tworzą wiązanie spolaryzowane. Oznacza to, że wiążąca para elektronów jest przesunięta w stronę atomu

bardziej elektroujemnego (silniej przyciągającego elektrony). Atom ten zyskuje częściowy ładunek ujemny (

-),

natomiast atom o niższej wartości elektroujemności zyskuje częściowy ładunek dodatni (

+).

+ H

O H

2.3. Wiązania jonowe

Wiązanie jonowe powstaje wówczas, gdy reagują ze sobą atomy pierwiastka elektrododatniego o małej

energii jonizacji z atomami pierwiastka elektroujemnego o dużym powinowactwie elektronowym. Reagujące

atomy osiągają konfigurację oktetową przez przesunięcie elektronów od elektrododatniego do elektroujemnego

atomu.

Na +

Cl Na + Cl -

2.4. Wiązanie metaliczne

Powstawanie wiązania metalicznego polega na przekształceniu się atomów tego samego metalu lub

atomów różnych metali w zbiór kationow obsadzających węzły sieci krystalicznej i swobodnie poruszających się

między nimi elektronów. W związku z tym metale można traktować jako kryształy zawierające w węzłach sieci

krystalicznej pewną liczbę dodatnich zrębów atomowych, a w przestrzeni międzywęzłowej równoważną im

liczbę tzw. elektronów zdelokalizowanych, tj. nie należących do określonego jonu. Z tego względu mówi się o

chmurze elektronowej lub gazie elektronowym , w którym zanurzone są zręby atomowe metalu, tworzac

wiązanie metaliczne. Uporządkowany ruch gazu elektronowego związany jest z przepływem prądu

elektrycznego.

2.5. Wiązania koordynacyjne

Do utworzenia wiązania atomowego nie zawsze potrzebne są elektrony pochodzące od dwóch

atomów. Wiążaca para elektronowa może pochodzić od jednego atomu - donora, natomiast drugi atom

zwany akceptorem uzupełnia tą parą swoją powłokę elektronową do konfiguracji najbliższego gazu

szlachetnego. W rezultacie powstaje wiązanie typu kowalencyjnego określane jako donorowo-akceptorowe

albo koordynacyjne. Dobrym przykładem może tu być reakcja pomiędzy amoniakiem, kiedy to dodatni jon

wodorowy, posiadający wolne orbitale, akceptuje jako wspólną parę elektronową pochodzącą od atomu azotu w

cząsteczce amoniaku. Aby zaznaczyć, że dane wiązanie jest donorowo-akceptorowe, stosuje się często we

wzorach strukturalnych strzałkę zamiast kreski skierowaną od donora do akceptora:

+ H +

NH 4 +

Donorami elektronów mogą być atomy lub jony posiadające wolne pary elektronowe (N, S, O, F - , Cl - , Br - ,

I - , OH - , CN - , SCN - , C 2 O 4 2- , H 2 O, CO, NH 3 , itp.). Akceptorami są zwykle jony wodorowe oraz atomy mające

wolne orbitale (np. metale przejściowe, czyli pierwiastki bloku d, itp).

Bardzo liczną grupę akceptorów stanowią jony metali przejściowych. Powstają wtedy związki o bardziej

złożonej budowie zwane związkami kompleksowymi. Chemia związków kompleksowych jest w zasadzie chemią

metali przejściowych (pkt.3.)

2.6. Podsumowanie

Poniższy diagram ukazuje schemat, jakimi drogami pierwiastki mogą uzyskać konfigurację najbliższego

gazu szlachetnego, czyli uzyskać najbardziej dogodny energetycznie stan.

Atomy wiążące się w cząsteczkę

zyskują trwałą konfigurację

przez

uwspólnianie oddawanie przyjmowanie uwspólnianie

pary elektronowej elektronu elektronu pary elektronowej

pochodzącej od obydwu atomów pochodzącej od jednego atomu

między między kationy aniony donor akceptor

pierwiastkami pierwiastkami pary el. pary el.

o takiej samej o różnej

elektroujemności elektroujemności wiązanie

jonowe wiązanie

koordynacyjne

wiązanie wiązanie donorowo-akceptorowe

atomowe atomowe

kowalencyjne spolaryzowane

(dipole)

3. Pierwiastki d- elektronowe i przejściowe

W miarę rozbudowy powłok elektronowych od wodoru do coraz cięższych pierwiastków, w czwartym

okresie pojawia się pierwiastek o liczbie atomowej Z = 21 (skand), który rozpoczyna serię 10-ciu pierwiastków

d-elektronowych (Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn). Takie same serie pojawiają się w okresie V i VI (patrz

układ okresowy).

Elektrony walencyjne pierwiastków d-elektronowych są rozmieszczone na podpoziomach (n - 1)d i ns.

Dwuelektronowe zapełnienie najwyższego podpoziomu (ns) (oprócz Cu i Cr) jest przyczyną, że wszystkie

pierwiastki podgrup są metalami o najniższym stopniu utlenienia +2 (u miedziowców na skutek przejścia jednego

elektronu z podpoziomu s na d pojawia się trwały +1 stopień utlenienia).

Liczba elektronów walencyjnych (n -1)d i ns jest zgodna z numerem grupy. Na przykład mangan

oddając kolejne elektrony osiąga najwyższy +7 stopień utlenienia:

Mn 0

Mn 3+

Mn 5+

Mn 7+

Elektrony podpoziomu s ulegają łatwo jonizacji tworząc charakterystyczny dla stanu metalicznego "gaz

elektronowy", dlatego pierwiastki te są dobrymi przewodnikami ciepła i elektryczności. Pozostałe nie sparowane

elektrony d mogą tworzyć z podobnymi elektronami d sąsiednich atomów wiązania kowalencyjne zwiekszając

twardość i kruchość metali. Jezeli pierwiastki d elektronowe tworzą chociaż jeden względnie trwały jon o

niekompletnie zapełnionej powłoce d zaliczane są do metali (pierwiastków) przejściowych.

Plik z chomika:

Inne pliki z tego folderu:

Inne foldery tego chomika: