Jak widzę cząstki elementarne i budowę atomu?.

Prezentacja na temat: "Jak widzę cząstki elementarne i budowę atomu?."— Zapis prezentacji:

1 Jak widzę cząstki elementarne i budowę atomu?

2 Atom (z gr. ἄτομος atomos: "niepodzielny") – najmniejszy, niepodzielny metodami chemicznymi składnik materii. Jest to „cegiełka” tworząca pierwiastki i związki chemiczne. Atomy składają się z jądra i otaczających to jądro elektronów. W jądrze znajdują się z kolei protony i neutrony. Jądro jest kilkadziesiąt tysięcy razy mniejsze od całego atomu i skupia ono w sobie praktycznie całą masę atomu, gdyż proton i neutron są o ok razy cięższe od elektronu. Protony i neutrony mają w przybliżeniu taką samą masę.

3 Właściwości atomu O właściwościach atomów decyduje głównie liczba protonów w jądrze atomowym, atomy o takiej samej liczbie protonów w jądrze należą do tego samego pierwiastka chemicznego. ATOMY: są dokładnie kuliste elektrycznie obojętne mają średnicę w przedziale (60 – 500) x 10-12m mają masę w przedziale (1,66 – 500) x 10-27kg

4 Cząstki tworzące atom PROTON - to cząstka występująca w jądrach atomowych. Przyjmuje się, że proton posiada elementarny, dodatni ładunek elektryczny i masę atomową równą 1, zapisywany jako +p1 lub H+. ELEKTRON - negaton, e, β − – trwała cząstka elementarna (lepton) będąca jednym z elementów atomu. Elektron ma ładunek elektryczny równy e = -1, (70) x 10-19C (ujemny ładunek elektryczny elementarny) i masę spoczynkową me≈9,10938 x 10-31kg. NEUTRON - (z łac neuter "obojętny" ) to cząstka subatomowa występująca w jądrach atomowych. Jest obojętny elektrycznie.

5 Model atomu Elektron w atomie może przemieszczać się tylko tak, aby jego energia przyjmowała ściśle określone wartości Elektron poruszając się po powłoce nie traci energii Bohra

6 Orbitale Orbital funkcja falowa, będąca rozwiązaniem równania Schrödingera dla szczególnego przypadku układu jednego elektronu znajdującego się na jednej z powłok atomowych lub tworzących wiązanie chemiczne. Orbital jest funkcją falową jednego elektronu, której kwadrat modułu (zgodnie z interpretacją Maxa Borna) określa gęstość prawdopodobieństwa napotkania elektronu w danym punkcie przestrzeni. Pojęcie orbitalu jest często utożsamiane z kształtem obszaru, obliczonym z funkcji orbitalowej, w którym prawdopodobieństwo napotkania elektronu jest bliskie 1 (zwykle przyjmuje się wartość 0,9). Obszar ten jednak nie jest orbitalem w sensie teorii kwantowej, gdyż w terminach tej teorii orbital to funkcja, opisująca rozkład prawdopodobieństwa napotkania elektronu.

7 Rodzaje orbitali Orbitale dzielimy na:
orbitale atomowe - orbitale te opisują wszystkie elektrony, które w danym momencie nie uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych ale są przypisane do określonych jąder atomowych. orbitale molekularne - orbitale te opisują elektrony w cząsteczce, które w danym momencie mogą (ale nie muszą) tworzyć wiązania chemiczne. Orbitale molekularne dzielą się z kolei na: orbitale wiążące - w których elektrony posiadają niższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych i nie uczestniczyły w tworzeniu wiązania orbitale antywiążące - w których elektrony posiadają wyższą energię niż gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych. orbitale niewiążące - w których elektrony posiadają taką samą energię jak gdyby przebywały na swoich orbitalach atomowych.

8 Kształty orbitali

9 Orbital p, s, d, f Wśród orbitali atomowych wyróżnia się:
orbitale s - o kształcie sferycznym orbitale p - o kształcie "hantli" orbitale d i f - o bardziej złożonych kształtach w których występuje kombinacja "hantli" i torusów.

10 Jony (kationy i aniony)
Jon to atom lub grupa atomów połączonych wiązaniami chemicznymi, która ma niedomiar lub nadmiar elektronów w stosunku do protonów. Obojętne elektrycznie atomy i cząsteczki związków chemicznych posiadają równą liczbę elektronów i protonów, jony zaś są elektrycznie naładowane dodatnio lub ujemnie. Jony naładowane dodatnio nazywa się kationami, zaś ujemnie anionami. Jony mogą występować samodzielnie, w stanie wolnym (zwykle w fazie gazowej) lub tworzą tzw. pary jonowe, które mogą być luźno z sobą związane lub odwrotnie mogą tworzyć silne wiązania. Silnie związane pary jonowe tworzą chemiczne wiązania jonowe, obecne w wielu związkach chemicznych. Powstanie jonu z obojętnego atomu lub cząsteczki nazywamy jonizacją.

11 Liczby kwantowe Liczby kwantowe charakteryzują elektrony zajmujące dany elektron. Rodzaje liczb: główna liczba kwantowa poboczna liczba kwantowa magnetyczna liczba kwantowa magnetyczna spinowa liczba kwantowa

12 Główna liczba kwantowa oznacza numer powłoki, na której znajduje się elektron. Przybiera ona wartości 1,2,3,4…. Wartość ta określa prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w danej odległości od jądra. Poboczna liczba kwantowa charakteryzuje kształt orbitali i może przyjmować wartości 0,1,2,3… (n-1). Magnetyczna liczba kwantowa określa w jaki sposób chmura elektronowa zachowuje się w polu magnetycznym. Przybiera ona wartości z przedziału -1…0…+1. Magnetyczna spinowa liczba kwantowa może przyjmować tylko dwie wartości + 1/2 i – 1/2. Wartości te charakteryzują spin elektronu, czyli znacznie upraszczając, kierunek obrotu elektronu wokół własnej osi.

13 Prawa dotyczące budowy atomu

14 Reguła Hunda Liczba niesparowanych elektronów na orbitalach jednego typu i o jednakowej energii powinna być jak największa, a pary elektronów tworzą się dopiero wtedy, gdy orbitale zostaną zapełnione pojedynczymi elektronami. niesparowany sparowany elektron elektron

15 Elektronowy wzór Lewisa
Za pomocą kreski zaznaczamy parę elektronów, a za pomocą kropki jeden elektron