Stavba atomu
Kategorie: Chémia (celkem: 338 referátů a seminárek)
Informace o referátu:
- Přidal/a: anonymous
- Datum přidání: 05. července 2007
- Zobrazeno: 3771×
Příbuzná témata
Stavba atomu
Atomy jsou základní stavební částice z nichž jsou vybudovány látky. Toto pojmenování vzniklo ve starověkém Řecku v 5. století př. K. na základě Demokritova názoru, že jde o částice již nedělitelné. Na počátku tohoto století E. Rutherford při výzkumu a-záření objevil a dokázal, že se atomy skládají z kladně nabitého jádra obklopeného elektrony (řadí se mezi leptony – elementární částice s nízkou klidovou hmotností), které vytvářejí elektronový obal (méně než 1% hmotnosti atomu), jehož náboj je kompenzován nábojem jádra. Atom jako celek je elektroneutrální. Atomová jádra všech prvků jsou složena z protonů a neutronů (patří mezi baryony – elementární částice s vysokou klidovou hmotností). Společně se tyto částice nazývají nukleony. Látky, jejichž atomová jádra obsahují nejen určitý stejný počet protonů, ale i určitý stejný počet neutronů, se nazývají nuklidy. Nuklid 126C je např. složen z atomů, které mají nukleonové číslo 12 a protonové číslo 6. Nuklidy se stejným protonovým a různým nukleonovým číslem (které se odlišují pouze počtem neutronů v jádře) se nazývají izotopické nuklidy, neboli izotopy. Např. 178O a 168O jsou izotopy.E.Rutherford předpokládal, že se elektrony okolo jádra pohybují po kružnicích, jejichž poloměr je určen pouze podmínkou rovnosti dostředivé síly (tj. elektrického přitahování jádra a elektronu) a odstředivé síly. Podle zákonů klasické fyziky by však energie elektronu postupně klesala, poloměr jeho dráhy by se rychle zmenšoval, až by nakonec dopadl na jádro. Atom by zanikl. Neils Bohr v r. 1913 doplnil model atomu předpokladem, že se elektrony po stacionárních drahách – po kružnicích s určitým poloměrem – mohou pohybovat bez vyzařování elektromagnetického vlnění a tedy bez ztráty energie. Vycházeje z kvantové teorie a z pokusně získaných spekter dále usoudil, že se energie elektronu v atomu může měnit pouze po určitých dávkách – kvantech, a to při přechodu z jedné stacionární dráhy na druhou. Bohrův model tak vystihl základní schopnost elektronu v atomu, tedy schopnost existovat jen ve stavech s určitou energií a tuto energii měnit pouze ve skocích a nikoli spojitě. Chování všech elementárních částic se zásadně liší od chování těles běžných rozměrů a nedá se vystihnout klasickou newtonovskou mechanikou.
Pro popis jevů v atomovém měřítku byla vypracována obecnější teorie – kvantová mechanika.
Atom vodíku je jedním z mála tak jednoduchých systémů, jejichž Schrödingerova rovnice (parciální diferenciální rovnice druhého řádu jejímž výsledkem jsou také hodnoty energie příslušející jednotlivým stacionárním stavům) je přesně řešitelná. Výsledkem řešení je soubor vlnových funkcí (amplituda pravděpodobnosti – popisuje stav částice nebo systému částic) y, které se v tomto případě nazývají orbitaly a energií odpovídající jednotlivým stacionárním stavům. Tyto stavy, funkce i energie se charakterizují pomocí trojice kvantových čísel – celočíselných parametrů.
Hlavní kvantové číslo n může mít hodnoty 1,2,3,4,..... až do nekonečna. Udává energii elektronu v atomu vodíku. Její nulová hodnota se připisuje stavu, kdy jsou elektron a jádro od sebe tak daleko, že na sebe nemohou působit. Za běžných podmínek má elektron v atomu vodíku nejmenší možnou energii (n=1) – atom je v základním stavu. Dodáním příslušného kvanta energie lze atom převést do vzbuzeného – excitovaného stavu s vyšší energií, ve kterém může setrvat pouze asi 10 –8 s.
Vedlejší kvantové číslo l je omezeno hodnotou n a může nabývat hodnot 0, 1, 2,…,(n-1), tedy n hodnot pro dané n. Hodnotám l se obvykle přiřazují písmena podle schématu hodnota l – 0, 1, 2, 3,…
písmeno -- s, p, d, f,… Tato písmena se píší za hlavní kvantové číslo. Označení 1s, 2s, 2p, 3d atd. se používá pro stav, elektron i orbital. Vedlejší kvantové číslo udává moment hybnosti elektronu související s jeho pohybem okolo jádra.
Magnetické kvantové číslo m se může měnit v rozmezí od –l do +l (včetně nuly). Udává složku momentu hybnosti elektronu spadající do směru pole, pokud se atom nalézá v magnetickém nebo elektrickém poli.
Spinové magnetické kvantové číslo (spin) může nabývat pouze dvou hodnot - +1/2 nebo –1/2. Udává vlastní moment hybnosti elektronu (směr rotace elektronu okolo své vlastní osy).
Plocha procházející místy v nichž má elektronová hustota (rozložení pravděpodobnosti výskytu elektronu) v okolí atomového jádra určitou konstantní hodnotu (nejčastěji 95 –99 %), se nazývá hraniční nebo mezní. Prostor omezený hraniční plochou se zjednodušeně nazývá orbital.
Orbitalový model atomu předpokládá, že se každý elektron v atomu pohybuje nezávisle na ostatních v kulově souměrném poli jádra a zbylých elektronů. Stav elektronu je pak možno popsat pomocí atomového orbitalu (jednoelektronové vlnové funkce), který je charakterizován trojicí kvantových čísel n, l, m. (Např. konfigurace 1s2 2s2 2p3 )
Obsazení jednotlivých orbitalů elektrony (elektronová konfigurace) atomu v základním stavu se řídí třemi pravidly:
a) Pauliho princip.
Každý orbital charakterizovaný třemi kvantovými čísly (n, l,m) může být obsazen nejvýše dvěma elektrony, které se liší svým spinem. Na hladině s odpovídající n tedy mohou být maximálně dva elektrony, na hladině p šest, na hladině d deset a na hladině f čtrnáct elektronů. V jedné vrstvě může být maximálně 2n2 elektronů. Žádné dva elektrony v atomu nemohou mít stejné hodnoty všech čtyř kvantových čísel.
b) Výstavbový princip (princip minimální energie). Jelikož je základní stav atomu stavem s nejnižší energií, obsazují elektrony, které v atomu s rostoucím protonovým číslem přibývají, hladiny postupně, tak aby měl výsledný systém co nejnižší energii. Tomu odpovídá pořadí: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p atd.
c) Hundovo pravidlo. Orbitaly se stejnou energií (tzv. degenerované orbitaly) se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu. Spiny elektronů v těchto zpola zaplněných orbitalech jsou stejná.
Při zkráceném způsobu psaní se konfigurace nejbližšího vzácného plynu s nižším protonovým číslem nahrazuje jeho symbolem v závorkách. (Např. Ca: (Ar) 4s2) Ke znázornění elektronové konfigurace slouží rámečkové diagramy. O: 1s2 2s2 2p4
// -- // -- // / /
Nestabilní atomová jádra jsou jádra, která mají porušen poměr protonů a neutronů. Tato jádra podléhají jaderným přeměnám. Známa pět druhů přeměn: přeměna a -podléhají jí prvky s vysokými protonovými čísly
-z jádra vylétne atom He
-AZX ® A-4Z-2Y + a
-typická jen pro určité nuklidy daného prvku
přeměna b- -vnitrojaderná přeměna nukleonu
-10n ® 11p+ + e- + antineutrino
-elektron a antineutrino opouštějí jádro
-AZX ® AZ+1Y + e- + antineutrino
-prvek má počet neutronů vyšší než počet protonů
přeměna b+-vnitrojaderná přeměna nukleonu
-11p ® 10n + e+ + neutrino
-pozitron a neutrino opouštějí jádro
-AZX ® AZ-1Y + e+ + neutrino
přeměna g -AZX ® AZY + 00g
-v prvku X se nukleony nacházejí v nižších
energetických stavech
-fluorescence
-monochromatické světlo
elektronový záchyt -elektron z obalu vletí do jádra a sloučí se
s protonem za vzniku neutronu
-e- + AZX ® AZY
-uvolňují se fotony rentgenového záření
Prvky se přeměňují podle určitých pořadí. Ta jsou popsána přeměnovými řadami:A=4k -thoriová řada
A=4K+1 -neptuniová řada
A=4k+2 -uran-radiová ř.
A=4k+3 -aktiniová řada
Aktivita zářiče (A) je veličina udávající počet přeměn za jednu sekundu. [A]=1Bq (becquerel) –1přeměna za 1 sekundu.
A=dN/dt =l*N
Přeměnová konstanta (l) [l]=1s-1
Poločas rozpadu (t) je doba za kterou z celkového počtu částic zbude polovina.
t=ln 2 /l
Rozpadový zákon udává závislost počtu přeměn na počtu jader.
N(t)=N0 * e-lt.