struktura atomu
Struktura atomu
Stavba atomu
Pojem atom snad poprvé použil antický filozof Leukippos z Milétu, který žil přibližně v době 500 až 440 př. n. l. Protože se nedochovaly žádné jeho písemnosti, přičítá se prvenství jeho žáku Demokritovi z Abdér. Leukippos z Milétu je zakladatelem atomismu, což je filozofický názor, který chápe vesmír jako složený z nejmenších částeček, které jsou dále nedělitelné, neměnné a věčné (z řečtiny a-tomos = nedělitelný).
Atomy jsou základními stavebními částicemi, ze kterých jsou budovány všechny látky. Skládají se z kladně nabitého jádra obklopeného oblakem elektronů. Každý elektron nese jeden elementární záporný náboj (-1,602 x 10-19 C), v současné době považovaný za nejmenší samostaně existující negativní náboj. Elektrony vytváří kolem jádra elektronový obal, jehož výsledný negativní náboj je dán počtem elektronů v obalu. Tento negativní náboj je kompenzovaný kladným nábojem jádra, atom se tedy navenek jeví jako elektroneutrální.
Poloměr atomu je zhruba v řádu 10-10 m, poloměr jádra atomu je však mnohonásobně menší - v řádu 10-15 až 10-14 m. Elektronový obal je tedy zhruba 105krát větší, než atomové jádro. Hmotnost jádra je přitom více než 1000 x větší, než hmotnost celého elektronového obalu. Z uvedených údajů vyplývá, že atomové jádro je určující pro hmotnost atomu, elektronový obal je naproti tomu určující pro objem, který atom zaujímá. Pokud bychom si představili atomové jádro o velikosti pinpongového míčku, pak by celý atom představoval kouli o průměru zhruba 300 m. Protože je hmotnost soustředěna do poměrně malého prostoru, má atomové jádro obrovskou hustotu. Například hustota jádra atomu uhlíku je v řádu 1017 kg . m-3, pokud by takové jádro mělo již zmíněnou velikost pinpongového míčku, vážilo by hodně přes 1 miliardu tun.
Atomová jádra všech prvků jsou složena ze dvou základních druhů částic - z protonů a z neutronů. Proton nese kladný elektrický náboj, stejně veiiký, jako má elektron (s opačným znaménkem). Neutron je elektroneutrální, nenese žádný elektrický náboj. Existuje celá řada dalších mikročástic a také protony a neutrony mají vlastní vnitřní strukturu tvořenou z jednodušších částic partonů a kvarků. Pro potřeby tohoto webu jsou však tyto informace již příliš odborné a zájemci o podrobnější studium se odkazují na učebnice kvantové fyziky.
Vznik atomu se odvozuje od teorie velkého třesku. Při teplotě cca 109 K došlo k explozi hmoty soustředěné v "něčem" (toto něco není dodnes přesně definované) a vznikly částice s obrovskou kinetickou energií. Postupným ochlazováním částic došlo k agregaci protonů s neutrony a vzniklo jádro. Dalším ochlazováním se snížila kinetické energie elektronů natolik, že začaly být zachycovány jádrem a vytvořil se první orbit (v současné době se upřednostňuje označení orbital), nebo-li elektronová stacionární dráha. Předpokládá se, že chvíli po velkém třesku existovaly pouze atomy vodíku a vedle nich všechny elementární částice s tak velkou kinetickou energií, která bránila seskupování do struktury atomů. Volné protony a neutrony bombardovaly nově vzniklá jádra a vznikaly tak jádra složitější (především hélium). Uvedená termonukleární reakce uvolňuje značné množství tepelné energie, a proto se stále v nitru hvězd udržuje vysoká teplota a tedy i protony a neutrony s vysokou kinetickou energií schopné bombardovat jádra okolních atomů. Tím se vytváří podmínky pro vznik složitějších jader a tím i složitějších atomů → výsledkem je periodický systém prvků.
Počet protonů v jádře určuje protonové (atomové) číslo Z. Současně určuje i počet elektronů v elektronovém obalu a z pohledu periodické tabulky prvků určuje také pořadí prvku v periodickém systému. Počet neutronů v jádře určuje neutronové číslo N.
Pro určitý prvek je přesně určen počet protonů v jádře, každý prvek má jen jedno protonové číslo Z. Nejdůležitější charakteristikou každého prvku je jeho protonové číslo. Počet neutronů v jádře téhož prvku však nemusí být vždy stejný. Je nutné rozlišovat význam dvou pojmů - nuklid a izotop, přestože se mohou vztahovat ke stejnému prvku.
Objev elektronu
Po objevu Voltova článku měli fyzikové k dispozici vhodný zdroj elektrického proudu a již od počátku 19. století byl studován vztah mezi hmotou a elektřinou. Záhy byl formulován názor, že elektřina není stejně jako hmota kontinuální. Rozklad vody na vodík a kyslík uskutečněný W. Nicholsonem a A. Charlislem v roce 1800 odstartoval studium elektrolytických dějů, za zmínku stojí práce H. Davyho, který eletrolyticky připravil čistý sodík, draslík a další kovy. Na ně navázali J. J. Berzelius a A. Hisinger výkumem elektrolýzy různých solí. Tyto první výzkumy využil ve své práci M. Faraday, který v roce 1833 odvodil základní elektrochemický zákon. Podle tohoto zákona je elektrické množství 96487 C prošlé mezi elektrodami úměrné množství 1 molu elektrolyzované látky. Jeho zákon zůstal dlouhou dobu nepovšimnutý, až v roce 1881 H. Helmholtz poukázal na jeho význam a odvodil, že pozitivní a negativní elektřina je složena z elementárních částic chovajících se jako jakési "atomy elektřiny".
Na sklonku 19. století byla objevena radioaktivita a právě objev radioaktivity a roentgenových paprsků způsobil revoluci v názorech na hmotu. Velký přínos pro objev elektronu měly práce týkající se elektrických výbojů ve zředěných plynech. Na počátku byly práce W. Crookese a P. Lenarda, kteří studovali výboje mezi dvěma kovovými elektrodami za nízkých tlaků plynu a všimli si, že při tlaku pod 0,1 Torr začíná mizet viditelné záření uvnitř skleněné trubice a světélkují jen ta místa, na které dopadaly neviditelné paprsky směřující od záporné elektrody, tedy od katody. Paprsky označili jako katodové záření.
Tímto zářením se začali zabývat další badatelé a jejich povahu objasnili v roce 1897 J. J. Thomson, W. Kaufmann a E. Wichert. Zjistili, že katodové paprsky se šíří velice rychle a přímočaře, jejich dráhu lze ale vychylovat elektrickým nebo magnetickým polem. Toto vychylování vedlo J. J. Thomsona k hypotéze, že záření má částicovou povahu a nese záporný náboj. Dalším objevem potvrzujícícm vyslovenou hypotézu bylo, že záření je schopné vyvolat mechanický pohyb. Z těchto poznatků byl odvozen předpoklad, že katodové záření je vyvoláno pohybem elementárních částic nesoucích specifický záporný náboj, které Thomson označil jako elektrony. Hodnota specifického náboje elektronu je 1,758796 ± 0,000019 x 1011 C . kg-1 a je podílem elektrického náboje e a klidové hmoty elektronu m.
Na doplnění informace je vhodné uvést, že do tlaků 0,1 Torr je ve skleněné trubici elektrický proud přenášen téměř výhradně elektrony, při tlacích vyšších je elektřina ve výbojové trubici přenášena ionty.
Objev atomového jádra
První zmínky o atomu lze najít u Démokritose, což byl antický materialistický filozof působící někdy kolem roku 400 př. n. l. Démokritos popisoval hmotu a prázdný prostor, ve kterém se hmota pohybuje. Poprvé použil označení atom pro jakési nejmenší, dále se nedělící částice, které v prázdném prostoru neustále víří, spojují se a opět se zase oddělují. Zajímavá byla jeho myšlenka, že podstatou změn v přírodě je neustálý pohyb atomů. Následujících 22 století se na tomto pojetí příliš mnoho neměnilo.
V roce 1909 studovali H. Geiger a E. Marsden rozptyl paprsků alfa při jejich průchodu velmi tenkou zlatou fólií (o tloušťce v řádu desetin μm). Zjistili, že se paprsek při průchodu rozptyluje jen velmi nepatrně, asi o 2°. Zároveň však zaznamenali nepatrnou část částic, které se odchýlily o více jak 90°. Podle těchto badatelů byl počet těchto výrazně odchýlených částic asi v poměru 1 : 20.000 k neodchýleným částicím.
Zásadní zlom v poznávání atomů a jejich struktury lze spojit se jménem sira E. Rutherforda, který objevil atomové jádro. Z okolnosti, že se částice může od své dráhy odchýlit o tak velký úhel usoudil, že se musí dostat pod vliv silně pozitivního náboje uloženého někde uvnitř atomu. Z toho, že se takto chovala jen nepatrná část částic usoudil, že tento pozitivní náboj musí být soustředěn jen do velmi malého prostoru, v němž je zakoncentrována prakticky celá hmota atomu. Tuto část atomu nazval atomovým jádrem a vyslovil předpoklad, že toto jádro je obklopeno tolika elektrony, kolik má jádro pozitivních elementárních nábojů.
V roce 1911 prezentoval E. Rutherford svůj pohled na stavbu atomu známý jako planetární model atomu. Elektrony přirovnával k planetám a atomové jádro ke slunci, kolem kterého planety obíhají stejně, jako elektrony kolem jádra. Předpokládal, že elektrony se pohybují po kružnicích a poloměr těchto kružnic je určen vyrovnáním odstředivé sily pohybujícího se elektronu a dostředivé sily vyvolané elektrickým přitahováním jádra a elektronu.
Tato teorie měla vážnou trhlinu. Podle zákonů klasické fyziky by musel být pohyb elektronů doprovázen vyzařováním elektromagnetického vlnění, jinými slovy vyzařováním energie. Tím by se energie elektronu snižovala a musel by se zákonitě snižovat i poloměr kružnice, po které by se měl elektron pohybovat. V konečném důsledku by musel elektron dopadnout na jádro.
Podle rozptylu alfa částic byl poloměr jádra odhadnutý na 10-15 až 10-14 m. Poloměr atomu je ale v řádu 10-10 m. Z těchto údajů vyplývá, že hmota je soustředěna do malého prostoru v centru atomového jádra. Tím se vysvětlilo, proč většina alfa částic projde kovovou fólií téměř bez odchylky. Elektrony, se kterými se na své dráze alfa částice potkají, nemohou prakticky změnit jejich směr, protože hmota elektronu je 7000 x nižší, než je hmota částice alfa.
Důležitým poznatkem také bylo, že pozitivní náboj jádra je závislý na povaze kovu a že velikost pozitivního náboje (vyjádřená počtem elementárních nábojů) odpovídá zhruba polovině relativní hmotnosti studovaného kovu. O výpočet náboje jádra se pokusil v roce 1920 u několika kovů Rutherfordův žák J. Chadwick. Jeho hodnoty byly pro Pt 77,4, pro Ag 46,3 a pro Cu 29,3. Ale již v roce 1913 A. van den Broek vyslovil názor, že se náboj jádra mění od prvku k prvku po jednotce celého čísla a že se pořadové číslo prvku rovná počtu elementárních nábojů jeho jádra. Tento jeho názor pak experimentálně potvrdil H. Moseley při řešení struktury atomu pomocí roentgenových paprsků. Pro uvedené prvky je jejich skutečný náboj, který souhlasí s pořadím prvku v periodickém systému, Pt 77, Ag 47 a Cu 29.
Důležité objevy v kvantové mechanice
Nedostatek Rutherfordova pojetí planetárního modelu atomu vyřešil v roce 1913 Niels Bohr doplněním předpokladu, že se elektrony mohou po stacionární dráze pohybovat (tedy po kružnici s konstantním poloměrem) s konstantní energií bez vyzařování elektromagnetického vlnění. Pro svoji teorii využil i poznatků M. Plancka formulovaných v kvantové teorii z roku 1900.
Tyto dráhy označil N. Bohr jako orbity a vyslovil předpoklad, že moment hybnosti elektronu na orbitu je roven celistvému násobku výrazu 2πmrv = nh, kde n je celé číslo a h je Planckova konstanta (cca 6,6 . 10-34 J.s). Z uvedeného vztahu vyplynulo, že energie elektronu se může měnit pouze po dávkách (kvantech), a to jen tehdy, pokud elektron přechází z jedné stacionární dráhy na druhou. Tím Niels Bohr vystihl základní vlastnost elektronu - schopnost existovat jen ve stavech s určitou energií a tuto energii měnit pouze skokově (nikoliv spojitě).
Na práce N. Bohra navázal Louis de Broglie, který poukázal v roce 1924 na některé nesrovnalosti Bohrovy teorie a dokázal, že každá částice se může za určitých okolností chovat jako hmotná částice, jindy ale jen jako vlnění. Odborníci tak začali pracovat i s teorii korpuskulárně-vlnového dualismu.
Určité rozpory mezi naměřenými rentgenovými spektry atomů a jejich aplikováním na Bohrův model atomu vedly W. Pauliho v roce 1925 k formulaci vylučovacího principu, odvozeného od spinu elektronu (pojem spin byl poprvé použit v roce 1924). Paradoxně se tomuto principu zpočátku věnovala okrajová pozornost, teprve po několika letech se naplno projevila jeho důležitost a to v souvislosti s novým výkladem periodického systému prvků. I to byl jeden z důvodů, proč byla práce W. Pauliho adekvátně oceněna až s poměrně velkým odstupem času.
Podle vylučovacího principu je na každé stacionární hladině určené všemi 4 kvantovými čísly místo jen pro jediný elektron. V atomu se nemohou vyskytnout současně dva elektrony, jejichž stav by se nelišil alespoň v jednom ze čtyř kvantových čísel. Tento princip jednoznačně určuje uspořádání elektronů do jednotlivých energetických hladin.
Teorie korpuskulárně-vlnového dualismu se stala klíčovou i pro formulaci principu neurčitosti částic vypracovanou v roce 1926 Wernerem Heisenbergem. Podle tohoto principu není možné současně přesně stanovit hybnost částice a její polohu. Jinými slovy, u elektronu není možné vypočítat nebo stanovit přesně jejich dráhu a rychlost, a proto se veškeré úvahy a předpoklady odvozují z pravděpodobnosti jejich rychlosti a polohy v daném čase.
Jak vyplývá z předchozího textu, chování mikročástic se nedá popsat klasickou newtonovskou mechanikou, ale musí být použity principy kvantové mechaniky. Kvantově mechanický model atomu je především model matematický. Kvantová mechanika popisuje stavy částic pomocí vlnové funkce, která je funkcí prostorových souřadnic a času. Aby byla řešitelná, je nutné určité zjednodušení. Pro popis chemických dějů lze vyjít z předpokladu, že energie systému není závislá na čase, tedy že se jedná o ustálený (stacionární) stav. Vlnová funkce se pak stává funkcí pouze prostorových souřadnic a je řešitelná pomocí stacionární Schrödingerovy rovnice (E. Schrödinger, 1926). Pomocí této rovnice lze také vypočítat hodnoty energie odpovídající příslušným stacionárním stavům.
Kvantová mechanika popisuje stav částice (nebo systému částic) pomocí vlnové funkce ψ. Je-li známa hodnota ψ systému, lze pomocí ní určit každou jeho vlastnost. Protože je ψ funkcí času a prostorových souřadnic, je vlastně neřešitelná. Při jejím řešení se proto vychází z určitého zjednodušení, které je postavené na předpokladu, že ve stacionárním stavu (což je většina chemických jevů) není energie závislá na čase. Pak se vlnová funkce stává funkcí pouze prostorových souřadnic. Řešením Schrödingerovy rovnice se získají hodnoty energie, které přináleží jednotlivým stacionárním stavům (orbitalům). Pro řešení úloh má praktický význam výraz /ψ/2dV, který udává pravděpodobnost, s jakou se částice nachází v daném místě (přesněji v objemovém elementu dV vymezeném souřadnicovými elementy dx,dy a dz) - viz dále v části věnované elektronové hustotě.
Hlavní přínos Schrödingerovy rovnice tkví v tom, že umožňuje vypočítat 3 kvantová čísla, což jsou klíčové parametry pro určení atomového orbitalu, jinými slovy pro popis nejpravděpodobnějšího výskytu elektronu. Tvar orbitalu je přitom rozhodující pro vytvoření chemické vazby mezi dvěma atomy.
Hlavní kvantové číslo
Z pohledu Planckovy kvantové teorie bylo jasné, že vyzařování nebo pohlcování světelné energie atomy se děje po kvantech, které odpovídají jednotlivým liniím v atomovém spektru. Kdyby uvolňování či pohlcování energie atomem souviselo s oběhem elektronů kolem jádra ve smyslu Rutherfordovy teorie, dal by se očekávat vznik spojitého spektra. Niels Bohr pro vyřešení tohoto rozporu zavedl určité předpoklady, které sice v době formulování nebyl fyzikálně schopen zdůvodnit, ale měly svůj praktický význam (později byly potvrzené řešením Schrödingerovy rovnice).
Bohr vycházel z předpokladu, že počet uvažovaných drah, po nichž se může elektron kolem jádra pohybovat, je omezený. Elektron o hmotnosti m obíhající po kruhové dráze o poloměru r rychlostí v má rotační impuls o velikosti m.v.r. Současně platí, že možné jsou jen ty dráhy, pro něž je rotační impuls elektronu po celé oběžné dráze roven podílu h/2π, kde h je Planckova konstanta. Jednotlivé stacionární dráhy jsou pak ve výsledné rovnici charakterizované číslem n.
Pokud elektron obíhá po těchto uzavřených drahách (orbitalech), nevyzařuje energii a každý z těchto orbitalů představuje určitý stacionární stav elektronu v atomu. Jednotlivé stacionární stavy charakterizované číslem n jsou nazývány energetické hladiny elektronu v atomu a liší se obsahem energie.
Elektron vyzařuje nebo přijímá energii pouze při přechodu z jednoho orbitalu na druhý. Frekvence záření je určena rozdílem energie příslušných elektronových hladin E1 a E2. Přijme-li elektron energii zvenčí (např. zahřátím, elektrickým výbojem, UV zářením apod.), dostane se na vyšší hladinu energie a při zpětném přechodu na nižší hladinu energie uvolňuje přijatou energii ve formě světelných kvant. Tak dochází ke vzniku spektrálních linií. Z dopadajícího spojitého záření pohlcuje atom jen ta kvanta, která právě postačují k přechodu elektronu na vyšší energetickou hladinu.
Hlavní kvantové číslo udává energii elektronu v atomu a dosahuje hodnot 1, 2, 3, 4, ... až do nekonečna. Energii elektronu v atomu vodíku lze vyjádřit rovnicí uvedenou na následující tabuli.
Vedlejší kvantové číslo
Studium spekter složitějších atomů ukázalo, že k popisu pohybu elektronu kolem jádra nestačí pouze jediné kvantové číslo n. Proto bylo nutné postupně rozšířit původní Bohrovu teorii o další 3 kvantová čísla. Tato kvantová čísla spolu s hlavním kvantovým číslem n jednoznačně definují stacionární stav elektronu na kterékoliv jeho energetické hladině uvnitř atomu.
Vedlejší kvantové číslo se odvozuje od hlavního kvantového čísla a může nabývat hodnot 0, 1, 2, ... (n-1). Aby byly popisy orbitalů přehlednější, nepoužívají se pro označení vedlejšího kvantového čísla číselné hodnoty, ale dohodnutá písmena.
Hodnota vedlejšího kvantového čísla l určuje rozdělení pravděpodobnosti výskytu elektronu kolem atomového jádra. Jinak řečeno, určuje moment hybnosti elektronu související s jeho pohybem kolem jádra. Toto rozdělení je pro l = 0 (tj. elektrony s) kulově symetrické, pro l > 0 (tj. elektrony p, d, f ..) je pravděpodobnost výskytu symetrická jen axiálně.
Přeskoky elektronů mezi jednotlivými orbitaly se řídí výběrovým pravidlem. Podle tohoto pravidla jsou možné jen ty přeskoky, při nichž se vedlejší kvantové číslo změní o jednotku. Na orbital s může tedy přeskočit elektron jen z orbitalů p, na orbital p mohou přeskočit elektrony buď z orbitalu s nebo d apod. Přeskoky elektronu mezi orbitaly o stejném vedlejším kvantovém čísle nejsou možné, možné jsou však přeskoky mezi orbitaly se stejným hlavním kvantovým číslem (např. 3p → 3s nebo 3d → 3p).
Magnetické kvantové číslo
Podobně jako elektrický proud protékající kruhovým závitem vodiče vyvolá uvnitř závitu magnetické pole (elektromagnet), stejně tak přísluší elektronu pohybujícímu se v orbitalu určitý magnetický moment μ. Pro výpočet magnetického momentu lze využít elektrodynamický vztah μ = I . S, kde I značí intenzitu elektrického proudu a S kruhovou plochu, kterou tento proud obtéká. Proudová intenzita u elektronu v konkrétním orbitalu odpovídá součinu náboje elektronu e a počtu jeho oběhů po dráze o poloměru r za sekundu. Je-li rychlost elektronu v, pak počet oběhů za sekundu lze vyjádřit vztahem v/2πr a proudová intenzita I = e.v/2πr. Pro kruhovou dráhu pak platí, že plocha ohraničená touto kružnicí je dána vztahem S = πr2.
Pokud přísluší rovinnému orbitalu magnetický moment, musí na něj působit vnější magnetické pole a důsledkem tohoto působení musí docházet ke změně polohy roviny tohoto orbitalu. Potvrzením této úvahy je štěpení spektrálních linií na více složek, pokud k emisi dochází v silném vnějším magnetickém poli. Podle rozpracované Bohrovy teorie bylo rozštěpení linií připisováno rozmnožení rovinných orbitalů, které se navzájem liší obsahem energie. Protože platí kvantová podmínka i pro rotační impuls, musí se magnetický moment elektronu v atomu měnit také po kvantech. Proto byla poloha rovin definována další kvantovou podmínkou udávající počet přípustných orientací. K vyjádření tohoto počtu bylo zavedeno magnetické kvantové číslo m. Toto číslo uvádí počet přípustných energetických stavů orbitálního momentu elektronu v magnetickém poli a může dosahovat celkem 2l+1hodnot → od -l přes 0 po +l (např. pro l = 3 dosahuje m hodnot = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
Spinové kvantové číslo
Pro vysvětlení dubletové nebo multipletové struktury linií v atomových spektrech bylo nutné zavést ještě předpoklad, že elektrony vykonávají rotační pohyb kolem své vlastní osy. Tento pohyb byl označen jako elektronový spin. Rotační moment spinu byl opět kvantován a označen jako spinové kvantové číslo s. Toto kvantové číslo může nabývat jen dvou hodnot lišících se navzájem pouze znaménkem. Dohodou byly určeny hodnoty s = +1/2 a -1/2. V podstatě vyjadřuje směr rotace elektronu (zjednodušeně rotace doprava a rotace doleva). Osa elektronového spinu je vždy kolmá k rovině orbitalu. Proto i vektor rotačního pohybu elektronu směřuje do směru vektoru vedlejšího kvantového čísla l. Celkový moment orbitalu tak může dosáhnout dvou mírně odlišných hodnot (oba vektory se sčítají a protože je s jednou kladné a podruhé záporné, mírně se mění hodnota výsledného vektoru l + s).
Rozlišení energetických hladin nenastává jedině u orbitalů, pro něž je l = 0, protože součet l + s musí být vždy kladný. Tento orbital dosahuje jen hodnoty +1/2, a proto se označuje jako singletový. Ostatní orbitaly se stejným n, l a m a lišící se jen kvantovým číslem spinu s jsou dubletové a jsou příčinou spektrálních dubletů (dosahují hodnoty l+1/2 a l-1/2).
Elektronová hustota
Pravděpodobnost výskytu elektronu v daném místě určuje elektronovou hustotu (vlastně také hustotu náboje). Elektronovou hustotou se rozumí poměr počtu elektronů vyskytujících se v určitém prostoru k objemu tohoto prostoru. Každému orbitalu odpovídá určité prostorové rozložení elektronové hustoty v okolí atomového jádra. V souvislosti s elektronovou hustotou se často mluví o hraniční ploše. Hraniční plocha je množina bodů, v nichž má elektronová hustota v okolí jádra zvolenou konstantní hodnotu. Jedná se o plochu, která ohraničuje prostor, v němž se elektrony vyskytují s určitou pravděpodobností (nejčastěji 95% až 99%). Prostor ohraničený touto plochou se označuje jako orbital.
Pravděpodobnost výskytu elektronu je možné znázornit tečkováním, přičemž hustší tečkování odpovídá vyšší elektronové hustotě. Podobný záznam jako je ukázaný na následujícím obrázku (A) by bylo možné získat tehdy, kdyby se mohl sledovat výskyt elektronu v atomu v pravidelných časových intervalech. Jak je z obrázku patrné, poloha elektronu se může v čase měnit, tzn., že se může vyskytovat v různých vzdálenostech od jádra. Přesto existuje určitý prostor, ve kterém se elektron vyskytuje častěji, než jinde. Do obrázku jsou pro větší přehlednost vkresleny kružnice, které symbolizují určitou pravděpodobnost výskytu.
Kdyby se mohlo provést zaměření polohy elektronu v kterémkoliv okamžiku, pak by se z 10 provedených měření elektron ve 2 případech nacházel těsně u jádra, v 7 případech by byl zachycen v prostoru mezi jádrem a střední kružnicí a v 9 případech v prostoru mezi jádrem a vnější kružnicí.
Grafická závislost (B) ukazuje, že největší elektronová hustota v orbitalu 1s je v bezprostřední blízkosti jádra, se zvětšující se vzdáleností od jádra se hustota významně snižuje.
První otázka, která napadne je, proč je pravděpodobnost výskytu elektronu nízká v blízkosti jádra, když z obrázku vyplývá nejhustší tečkování. Je třeba si uvědomit, že tečkování vyznačuje elektronovou hustotu, která je daná počtem elektronů v jednotkovém objemu. Pravděpodobnost výskytu elektronu v objemovém elementu (dV) sice se vzdáleností od jádra klesá, ale objem tenké vrstvy s narůstajícím poloměrem vzrůstá s mocninou poloměru (r2). Výsledkem je pak křivka s maximem.
Jak se mění elektronová hustota se vzdáleností od jádra lze názorně ukázat na křivce vycházející z Bohrova modelu atomu. V takovém případě se použije graf, ve kterém se vztahuje pravděpodobnost výskytu elektronu k jednotkové tloušťce kulové vrstvy. V tomto grafu se maxima křivky dosahuje právě ve vzdálenosti, která odpovídá poloměru odpovídající stacionární dráhy v Bohrově modelu atomu. Elektronová hustota je u orbitalu s pro n > 1 rovna 0; u orbitalů p, d a f je rovna 0 při r = 0.
Schrödingerova rovnice je přesně řešitelná pouze pro atom s jedním elektronem. Jakmile je v atomu obsaženo více elektronů, nastávají jevy spojené se vzájemným odpuzováním elektronů a rovnice se stává neřešitelnou. Aby bylo možné nějakým způsobem chování elektronových oblaků popsat, používají se určitá zjednodušení. Základním používaným modelem je model nezávislých částic, označovaný také jako orbitalový model. Tento model předpokládá, že se každý elektron v atomu pohybuje nezávisle na ostatních v kulově symetrickém poli jádra. Jinými slovy, jádro působí všemi směry stejně velkou silou a výsledný efekt této síly není nijak ovlivněn přítomností ostatních elektronů. Její intenzita je pouze závislá na vzdálenosti od jádra. Při tomto zjednodušení lze stav elektronu popsat pomocí jednoelektronové vlnové funkce, pro kterou se vžilo označení atomový orbital. Atomový orbital je charakterizovaný stejně jako v atomu vodíku třemi kvantovými čísly - n, l a m. Je celkem logické, že rozdělení elektronové hustoty je podobné rozdělení elektronové hustoty v atomu vodíku.
Orbital s má rozložení elektronové hustoty kulově souměrné. Kulová souměrnost je obecnou vlastností orbitalů s. Se zvyšujícím se hlavním kvantovým číslem se zvětšuje průměr orbitalu. Energie konkrétního elektronu v atomu závisí pouze na hlavním kvantovém čísle. Elektrony se stejným hlavním kvantovým číslem mají vždy stejnou energii a nezáleží na hodnotách vedlejšího kvantového čísla l a magnetického kvantového čísla m. Stavy se stejnými kvantovými čísly n a l a různými m se označují jako degenerované.
Na následujícím obrázku jsou graficky znázorněné orbitaly s pro první 3 hlavní kvantová čísla. Vedlejší kvantové číslo l = 0.
Na následujícím obrázku jsou graficky znázorněné orbitaly pro l = 2 označované také písmenem p. Orbitaly p jsou třikrát degenerované (m = -1, 0, +1).
Na následujícím obrázku jsou graficky znázorněné orbitaly pro l = 3 označované písmenem d. Orbitaly d jsou pětkrát degenerované (m = -2,-1, 0, +1, +2).
Orbitaly f (l = 4) jsou sedmkrát degenerované (m = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3) a jejich grafické znázornění promítnuté do plochy je již značně složité.
Pro znázornění orbitalů se používají stejně velké čtverečky přičemž degenerované orbitaly se znázorňují spojenými čtverečky. Počet degenerovaných orbitalů je dán vztahem 2l + 1. Jednotlivé elektrony se znázorňují šipkami, pro vyjádření jejich spinu se využívá orientace šipky. V každém čtverečku mohou být znázorněny maximálně 2 elektrony, tedy 2 šipky opačně orientované.
Elektronová konfigurace atomu
Pod pojmem elektronová konfigurace se rozumí vyjádření obsazenosti jednotlivých orbitalů elektrony. Pro tento popis musí být splněny všechny 3 následující pravidla - pravidlo n + l, Hundovo pravidlo a Pauliho princip.
Pravidlo n + l říká, že se nejdříve zaplňují orbitaly, jejichž součet hlavního kvantového čísla n a vedlejšího kvatnového čísla l je nižší. Pokud dojde k situaci, kdy je součet n + l stejný, zaplňuje se nejdříve orbital s nižším hlavním kvatnovým číslem n. Jinými slovy, orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve, než orbitaly s energií vyšší. Např. orbital 3d (3 + 2 = 5) se zaplňuje dříve, než orbital 4p (4 + 1 = 5), orbital 3d má ale nižší hlavní kvantové číslo (3 < 4).
Hundovo pravidlo říká, že nespárované elektrony mají vždy stejný spin (šipka směřuje stejným směrem) a v degenerovaných orbitalech vznikají spárované elektrony teprve po obsazení všech orbitalů jedním elektronem.
Pauliho vylučovací princip říká, že v jednom atomu nemohou být 2 elektrony, které by se shodovaly ve všech 4 kvantových číslech. Jinými slovy, pokud se shodují v kvantových číslech n, l a m, musí mít odlišný spin (různá orientace šipek).
Nejčastěji se používá zkrácený zápis pomocí vzácného plynu. Tím se zvýrazní konfigurace vnější elektronové slupky, která je odpovědná za chemickou reaktivnost prvku (ve znázorněném případě atomu kyslíku).
Excitovaný stav
Pokud má atom elektronovou konfiguraci shodnou s pravidly výstavbového principu, jedná se o jeho základní stav a má nejnižší možnou energii. Může ale nastat situace, kdy je atom vystaven energetickému ataku a jeho elektronový oblak pohltí část dodávané energie. Tehdy může nastat situace, kdy atakovaný elektron získá tolik energie, že ho to katapultuje do vyššího energetického stavu. V takovém případě se mluví o excitovaném stavu (vybuzený stav). U některých atomů takto může být vybuzeno i několik elektronů současně a tím může dojít k přesunu více elektronů do vyšších energetických stavů.
Excitovaný stav je velice nestálý. Je to proto, že většinou dochází k roztržení elektronového páru a jeden z elektronů přechází do nejbližšího orbitalu s vyšší energií. Pokud k tomuto ději dojde v rámci jedné elektronové slupky (valenční vrstvy), mluví se o valenčním excitovaném stavu.
Vznik iontů
Ionty vznikají odtržením nebo přijmutím jednoho nebo více elektronů za současného vzniku elektricky nabité částice. Pokud dojde k odtržení elektronu, vznikne kladně nabitý kationt, pokud dojde k přijmutí elektronu, vznikne negativně nabitý aniont. Pro odtržení elektronu musí atom získat tzv. ionizační energii, pro přijetí elektronu naopak uvolní energii (elektronová afinita).
Související články
Chemická vazba - odborný článek
Odkazy
Při zpracovávání textů a grafické stránky článků byly využity podklady z odborné literatury a internetu. Převzaté obrázky byly graficky upraveny pro potřeby tohoto webu. Kreslené obrázky podléhají autorským právům. Seznam použité literatury naleznete zde.