Atom

1. Rozwój nowożytnych teorii atomistycznych
2. 1. John Dalton; rok 1805

Był twórcą pierwszej nowożytnej teorii budowy materii. Postulował, że atom jest najmniejszą, niepodzielna częścią materii, która zachowuje jej właściwości. Według niego atomy tego samego pierwiastki mają ściśle określoną masą - na jej podstawie można identyfikować pierwiastki.

2. John Thomson; rok 1895

Stworzył kolejna teorie atomistyczną. Uważał atom, za dodatnio naładowaną kulkę, wewnątrz której znajdowały się o wiele mniejsze ujemnie naładowane elektrony. Jako pierwszy zerwała z teorią niepodzielności atomu.

3. Rutherford; rok 1911

Wzorując się na układzie słonecznym zaproponował planetarny model budowy atomu. Uznał, iż atom stanowi system składający się jądra o ładunku dodatnim, które zawiera prawie całą masę atomową oraz elektronów o ładunku ujemnym poruszających się wokół jądra po torach zamkniętych.

4. Niels Bohr; rok 1913

Zaproponował kwantowo- mechaniczny model budowy atomu. Wykorzystał dualna naturę elektronów- raz zachowują się jak fala, innym razem jak materia. Podobnie jak Rutherford uznał, że wewnątrz atomu jest małe dodatnio naładowane jądro atomowe, wokół którego znajduje się elektrony w specyficznych stanach, nazywanych stanami stacjonarnymi. W stanach takich elektrony nie pobierają ,ani nie wysyłają energii. Elektrony mają możliwość przechodzenia między stanami stacjonarnymi o różnej energii, jeżeli dostarczy się im energii lub one same będą ją emitować.

2. Podstawowe pojęcia związane z atomem

Atom - najmniejsza cząstka reprezentująca właściwości pierwiastka. Składa się z jądra atomowego o dodatnim ładunku elektrycznym (budują go protony oraz neutrony) oraz z elektronów znajdujących się w określonych przestrzeniach wokół jądra (tworzą tzw. chmurę elektronową).

Orbital atomowy - określa obszar atomowy, poza którym prawdopodobieństwo znalezienia elektronu o określonej energii jest bardzo małe.

Masa atomowa - masa atomu wyrażona za pomocą atomowej jednostki masy tzw. [u].

Masa cząsteczkowa - masa cząsteczki wyrażona za pomocą atomowej jednostki masy tzw. [u].

Np. masa cząsteczkowa tlenku węgla (IV) wynosi: 2∙M_atomowa O + M_atomowa C = 2∙16+12=44[u]

Powłoka elektronowa - powłokę elektronową wyznaczają elektrony o podobnej energii. Numer okresu, do którego należy dany pierwiastek wyznacza jego ilość powłok elektronowych. Ilość elektronów znajdujących się na danej powłoce można obliczyć ze wzoru : 2n², gdzie n oznacza numer powłoki licząc od najbardziej wewnętrznej.

Powłoka walencyjna- powłokę walencyjną wyznaczają elektrony o najwyższej wartości energii. Powłoka ta jest najbardziej zewnętrzną powłoką elektronową w atomie. Ilość elektronów znajdujących się na powłoce walencyjnej (tzw. elektronów walencyjnych) danego pierwiastka określa numer grupy, do której ten pierwiastek należy (maksymalnie może ich być 8).

Konfiguracja elektronowa - to zapis rozmieszczenia elektronów w danym atomie na poszczególnych powłokach elektronowych.

Np. [₁₁Na] = K² L⁸ M¹

Trwała konfiguracja elektronowa - szczególnie trwałą konfiguracje elektronową wykazują gazy szlachetne, tworzą one tzw. dublet elektronowy (He posiada na powłoce walencyjnej dwa elektrony) lub tzw. oktet elektronowy (Ne, Ar,… posiada na powłoce walencyjnej osiem elektronów). Atomy budując nowe cząsteczki związków chemicznych dążą do osiągnięcia trwałej konfiguracji elektronowej, w tym celu oddają lub przyjmują elektrony walencyjne, stając się jonami.

Elektroujemność - zdolność atomów do przyciągania elektronów.

Najbardziej rozpowszechnioną skalą elektroujemności jest skala Paulinga. Jest to skala bezwymiarowa określająca łatwość przyciąganie elektronów przez atomy. Według niej najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor, a elektroujemność maleje w dół grupy oraz w lewą stronę okresu. Na podstawie elektroujemności pierwiastków można określić charakter wiązania między tymi pierwiastkami.

Pierwiastki elektroujemne mają zdolność do przyciągania elektronów i stawania się jonami ujemnymi.

Pierwiastki elektrododatnie mają zdolność do oddawania elektronów i stawania się jonami dodatnimi.

Wiązania chemiczne - to oddziaływanie o charakterze przyciągającym między atomami wchodzącymi w skład cząsteczki powstające na skutek przegrupowania elektronów walencyjnych tych atomów.

Podstawowe typy wiązań chemicznych:

1. Wiązanie kowalencyjne (atomowe)

Wiązanie kowalencyjne polega na uwspólnieniu pary elektronowej, która jest przyciągana z jednakową siłą przez oba jądra atomowe. Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności wyrażone w skali Paulinga od 0 do 0,4.

Przykłady: H₂, O₂, CH₄

2. Wiązanie atomowe spolaryzowane

Wiązanie atomowe spolaryzowane polega na swarzeniu wspólnych par elektronowych, a następnie na przesunięciu ich w stronę atomu o większej elektroujemności. Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności od 0,4 do 1,9.

Przykłady: HBr, MgO

* polaryzacja - przesunięcie ładunku elektrycznego

3. Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe polega na przekazaniu elektronów od pierwiastka bardziej elektrododatniego do pierwiastka bardziej elektroujemnego, w wyniku czego tworzą się jony: kationy i aniony. Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności większej niż 1,9 oraz we wszystkich solach.

Przykłady: NaCl, MgSO₄ (wiązanie między magnezem, a tlenem).