Definicje: Budowa atomu

Przykłady

• cząsteczki pierwiastków: $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$ (atomy tego samego rodzaju),
• cząsteczki związków: $\text{H}_2\text{O}$, $\text{CO}_2$ (atomy różnych pierwiastków).

Cząstki i ich ładunki

• proton — ładunek dodatni $(+)$, w jądrze,
• neutron — bez ładunku $(0)$, w jądrze,
• elektron — ładunek ujemny $(-)$, na powłokach wokół jądra.

Liczba atomowa

Liczba atomowa $Z$ to liczba protonów. W atomie obojętnym liczba protonów równa jest liczbie elektronów, więc atom nie ma ładunku.

Liczby opisujące atom

• liczba atomowa $Z$ — liczba protonów,
• liczba masowa $A$ — suma protonów i neutronów: $A = Z + N$.

Izotopy mają tę samą liczbę $Z$, ale różne $A$. Zapisujemy je np. $^{12}\text{C}$ i $^{14}\text{C}$.

Jak obliczyć masę cząsteczkową

Sumujemy masy atomowe pierwiastków, uwzględniając liczbę atomów (indeksy). Przykład dla wody:

$M(\text{H}_2\text{O}) = 2\cdot 1 + 16 = 18\ \text{u}$

Liczby opisujące jądro

• Liczba atomowa $Z$ — liczba protonów w jądrze (= numer pierwiastka w układzie okresowym). W atomie obojętnym równa liczbie elektronów.
• Liczba masowa $A$ — łączna liczba nukleonów: $A = Z + N$, gdzie $N$ to liczba neutronów.

Symbol izotopu zapisujemy tak: $^{A}_{Z}\text{X}$, np. $^{23}_{11}\text{Na}$ — sód o 11 protonach i $23-11 = 12$ neutronach.

Średnia masa atomowa

Masa atomowa pierwiastka podana w układzie okresowym to średnia ważona mas jego izotopów, gdzie „wagą” jest procentowa zawartość (rozpowszechnienie) każdego izotopu w przyrodzie. Dlatego masy atomowe rzadko są liczbami całkowitymi (np. chlor $35{,}45$).

Kolejne modele — co wnosił każdy z nich

• Dalton (1808) — atom to najmniejsza, niepodzielna kulka; atomy tego samego pierwiastka są identyczne. Wyjaśniał prawa stałości składu i zachowania masy.
• Thomson (1897) — odkrycie elektronu. Model „ciasta z rodzynkami”: ujemne elektrony tkwią w równomiernie rozłożonym ładunku dodatnim. Atom jest podzielny.
• Rutherford (1911) — doświadczenie z rozpraszaniem cząstek $\alpha$ na złotej folii. Większość przelatywała prosto, nieliczne odbijały się pod dużym kątem. Wniosek: cały ładunek dodatni i niemal cała masa skupione są w maleńkim jądrze, wokół którego krążą elektrony (model planetarny).
• Bohr (1913) — elektron krąży tylko po dozwolonych orbitach stacjonarnych o określonej energii. Przeskok na niższą orbitę emituje kwant energii $E = h\nu$. Model tłumaczy widmo liniowe wodoru.
• Model kwantowo-mechaniczny (od 1926) — elektron nie ma określonego toru; opisuje go orbital — obszar największego prawdopodobieństwa znalezienia elektronu. To model obowiązujący dziś.

Dlaczego doświadczenie Rutherforda było przełomowe

Gdyby ładunek dodatni był „rozmazany” (jak u Thomsona), cząstki $\alpha$ przechodziłyby bez większych odchyleń. Odbicia pod dużym kątem dowiodły, że w atomie istnieje bardzo małe, gęste i dodatnie jądro. Atom okazał się w większości pusty.

Powłoki i podpowłoki

• Powłoka oznaczana główną liczbą kwantową $n = 1, 2, 3, \ldots$. Maksymalnie mieści $2n^2$ elektronów.
• Podpowłoki: $s$ (mieści 2 e$^-$), $p$ (6), $d$ (10), $f$ (14).

Trzy reguły zapełniania

• Zasada rozbudowy (Aufbau) — elektrony zajmują najpierw podpowłoki o najniższej energii, w kolejności: $1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, \ldots$ Uwaga: $4s$ zapełnia się przed $3d$.
• Zakaz Pauliego — na jednym orbitalu mieszczą się najwyżej 2 elektrony o przeciwnych spinach.
• Reguła Hunda — w obrębie jednej podpowłoki elektrony najpierw zajmują orbitale pojedynczo (o zgodnych spinach), a dopiero potem się parują.

Elektrony walencyjne

To elektrony z ostatniej powłoki — decydują o właściwościach chemicznych i wartościowości. Np. chlor $1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^5$ ma 7 elektronów walencyjnych. Konfigurację można skrócić rdzeniem gazu szlachetnego: $\text{[Ne]}\,3s^2\,3p^5$.

Cztery liczby kwantowe

• Główna $n$ ($1, 2, 3, \ldots$) — numer powłoki; określa energię i rozmiar orbitalu.
• Poboczna $l$ ($0$ do $n-1$) — kształt orbitalu i rodzaj podpowłoki: $l=0\to s$, $l=1\to p$, $l=2\to d$, $l=3\to f$.
• Magnetyczna $m_l$ ($-l$ do $+l$) — orientacja orbitalu w przestrzeni; jej liczba wartości to liczba orbitali w podpowłoce.
• Spinowa $m_s$ ($-\tfrac{1}{2}$ lub $+\tfrac{1}{2}$) — kierunek „spinu” elektronu.

Kształty orbitali

• $s$ — kulisty (1 orbital),
• $p$ — „hantle” wzdłuż osi $x, y, z$ (3 orbitale),
• $d$ — bardziej złożone, 5 orbitali.

Rodzaje przemian i reguły przesunięć

• Rozpad $\alpha$ — jądro emituje cząstkę $\alpha$ (jądro helu $^{4}_{2}\text{He}$). Liczba masowa maleje o 4, atomowa o 2: $A \to A-4$, $Z \to Z-2$.
• Rozpad $\beta^-$ — neutron zamienia się w proton i emitowany jest elektron $^{0}_{-1}\text{e}$. Liczba masowa bez zmian, atomowa rośnie o 1: $A \to A$, $Z \to Z+1$.
• Rozpad $\beta^+$ — proton zamienia się w neutron, emitowany jest pozyton. $A \to A$, $Z \to Z-1$.
• Promieniowanie $\gamma$ — jądro oddaje nadmiar energii jako foton. Nie zmienia ani $A$, ani $Z$ (towarzyszy innym rozpadom).

Prawo rozpadu i okres półtrwania

Okres półtrwania $T_{1/2}$ to czas, po którym rozpada się połowa jąder próbki. Po każdym kolejnym $T_{1/2}$ zostaje połowa poprzedniej liczby jąder — jest to zależność wykładnicza, niezależna od warunków zewnętrznych (temperatury, ciśnienia).