Modele budowy atomu:

  • Rutherforda - atom składa się z dodatnio naładowanego jądra oraz umieszczonych "jak rodzynki w cieście" elektronów
  • Bohra - atom posiada dodatnie jądro oraz elektrony krążące po orbitach o określonej energii. Przejście z jednej na drugą orbitę związane jest z emisją kwantu energii (najmniejsza porcja energii), a gdy jest nią świetlna energia, następuje emisja fotonu:

E=hV,

Gdzie h - stała Plancka

V- częstość

Bohr stwierdził, że jeśli elektrony znajdują się na najniższych możliwych poziomach to mamy do czynienia ze staniem podstawowym (stacjonarnym).

Przeskok z jednego (1) stanu do drugiego (2) jest zawsze związane z emisją albo absorpcją energii wynoszącej E=E 2 - E 1. Powrót do stanu stacjonarnego można zobrazować przy pomocy widma liniowego (linie to wartości energii).

Obecny pogląd na budowę atomu

Atom posiada dodatnio naładowane jądro o małych rozmiarach i skupiającym prawie całą masę. Składa się z nukleonów (protonów - mających ładunek dodatni, neutronów - elektrycznie obojętnych). Dookoła jądra krążą ujemnie naładowane elektrony. Energia elektronu wzrasta z jego odległością od jądra.

Liczby charakteryzujące dany pierwiastek

Dwie liczby są specyficzne dla określonego pierwiastka:

A - liczba masowa = liczba nukleonów = liczba protonów + neutronów

Z - liczba atomowa = liczba porządkowa = liczba protonów = ładunek jądra = liczba elektronów

Wiele pierwiastków posiada izotopy, czyli odmiany różniące się liczbą masową o takiej samej liczbie atomowej.

Izotopy wodoru:

  • Prot,
  • Deuter,
  • Tryt

Zbiór atomów o identycznych liczbach: atomowej oraz masowej nazywa się nuklidami.

Liczby masowe to liczby całkowite, a masa atomowa większości pierwiastków stanowi średnią masę atomową jego izotopów. Masę tą oblicza się ją ze wzoru:

gdzie:

%m1, %m2 - procentowy udział izotopów

A1, A2 - liczby masowe izotopów

Teoria kwantowa

Stan energetyczny elektronu opisuje się przy pomocy funkcji falowej (orbitalu). Cząstka ta ma dwoistą naturę: raz zachowuje się jak fala, innym razem jak korpuskuła. Największe prawdopodobieństwo spotkania elektronu występuje w obszarze orbitalnym.

Stan elektronu opisują cztery liczby kwantowe.

Główna liczba kwantowa (n)

n = 1,2,3,4... , n

n jest równe numerowi powłoki, a maksymalna liczba elektronów na danej powłoce wyraża wzór:

2n2

Poszczególne powłoki oznacza się za pomocą liter:

Nr powłoki

1

2

3

4

5

6

7

Symbol

K

L

M

N

O

P

Q

Poboczna liczba kwantowa (l)

Nazywana także orbitalną liczbą kwantową. Od jej wartości zależy liczba podpowłok, wchodzących w skład powłoki.

Przyjmuje ona wartości:

0 ≤ l ≤ (n -1)

Wartości pobocznej liczby kwantowej dla poszczególnych powłok kształtują się następująco:

l

0

1

2

3

4

5

podpowłoka

s

p

d

f

g

h

Magnetyczna liczba kwantowa (m)

Jej wartość mieści się w granicach:

-l < m < l

Określa ona przestrzenne rozmieszczanie orbitalu. Poniżej przedstawiono orbitale dla poszczególnych podpowłok.

Podpowłoka

Liczba orbitali

Typ orbitali

s

1

s

p

3

px , py , pz

d

5

f

7

Spinowa liczba kwantowa (ms)

Decyduje o orientacji spiniu elektronu, przyjmuje jedynie dwie wartości:

ms = +1/2 lub

ms = -1/2

Ponieważ na każdym orbitalu znajdują 2 elektrony, zatem na poszczególnych podpowłokach znajduje odpowiednia ilość elektronów:

Podpowłoka

s

p

d

f

Liczba elektronów

2

6

10

14
Konfiguracja elektronowa

Konfiguracją elektronową nazywamy lokalizację elektronów na poszczególnych powłokach

i podpowłokach.

Elektrony rozmieszczone są zgodnie z dwoma regułami:

  • Zakazem Pauliego mówiącym, że elektrony różnią się pomiędzy sobą przynajmniej jedna liczbą kwantową
  • Reguła Hunda dotyczy konfiguracji poziomów energetycznych: elektrony rozmieszczone są w taki sposób, by liczba elektronów niesparowanych była jak największa

Elektrony sparowane, to takie, które posiadają orientacje przeciwną, różnią się liczbą ms.

Opisując stan elektronowy w atomie stosuje się powyższe zasady:

  • Ilość powłok jest równa numerowi okresu
  • Liczba elektronów walencyjnych ( na ostatniej powłoce) jest równa numerowi grupy dla grup 1 i 2,
  • a dla grup 13-18 wynosi nr grupy - 10
  • Pierwiastki grup 1,2,13,14,15,16,17,18 zapełniają ostatnią powłokę, grup 3-12 przedostatnia,
  • a lantanowce i aktynowce - drugą od końca
  • Pierwiastki łącząc się w związki chemiczne, dążą do uzyskania konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego, a więc uzyskania dubletu lub oktetu elektronowego

Podział pierwiastków na bloki energetyczne (o analogicznej konfiguracji):

Blok s - 1 i 2 grupa

Blok p - grupy 13 - 18

Blok d - grupy 3 - 12

Blok f - Aktynowce oraz Lantanowce

Promieniotwórczość

Zjawisko to polega na samorzutnym rozpadzie jąder, zwłaszcza ciężkich atomów. Kiedy stosunek liczby neutronów do protonów wynosi więcej niż 1,55 wówczas mamy do czynienia z pierwiastkami promieniotwórczymi. Najcięższym jądrem, które wykazuje trwałość jest 20983Bi.

Przemiany promieniotwórcze:

  • Jądra o dużej masie rozpadają się na mniejsze, bardziej trwałe, czemu towarzyszy promieniowanie α (jądra helu). Według reguły przesunięć Sodde'go - Fajansa przemiana ta zachodzi:

  • Przemiana β zachodzi zgodnie z równaniem: