Atom jest podstawową jednostką materii. Tworzą go dodatnio naładowane jądro, złożone z protonów i neutronów, oraz chmura elektronowa. O właściwościach chemicznych pierwiastka decyduje przede wszystkim rozmieszczenie elektronów na powłokach i podpowłokach.
Budowa jądra i cząstki subatomowe
Jądro znajduje się w centrum atomu i skupia niemal całą jego masę. Tworzą je protony oraz neutrony, nazywane wspólnie nukleonami. Elektrony zajmują obszar wokół jądra. W atomie obojętnym liczba elektronów jest równa liczbie protonów.
| Cząstka | Symbol | Ładunek | Masa przybliżona | Położenie |
|---|---|---|---|---|
| Proton | p+ | +1 | 1 u | jądro |
| Neutron | n0 | 0 | 1 u | jądro |
| Elektron | e− | −1 | około 0 u | chmura elektronowa |
W zapisie atomu przy symbolu pierwiastka umieszcza się dwie liczby:
- Liczba atomowa Z oznacza liczbę protonów w jądrze. To ona identyfikuje pierwiastek.
- Liczba masowa A oznacza sumę protonów i neutronów, czyli liczbę wszystkich nukleonów.
- Liczbę neutronów oblicza się ze wzoru n = A − Z.
Zapis AZX oznacza więc atom pierwiastka X, zawierający Z protonów oraz A − Z neutronów. Na przykład dla 2311Na atom sodu ma 11 protonów, 11 elektronów i 12 neutronów.
Atomy tego samego pierwiastka zawsze mają taką samą liczbę protonów, ale mogą różnić się liczbą neutronów. Takie odmiany nazywamy izotopami. Masa atomowa jest często podawana w atomowych jednostkach masy, czyli unitach. Przyjmuje się, że 1 u ≈ 1,66 · 10−24 g.
Modele budowy atomu
Obraz atomu zmieniał się wraz z wynikami kolejnych doświadczeń. Najważniejsze etapy przedstawiają się następująco:
- John Dalton opisywał atom jako bardzo małą, niepodzielną kulę. Atomy różnych pierwiastków miały różnić się między sobą.
- Joseph John Thomson zaproponował model, w którym elektrony były zanurzone w dodatnio naładowanej masie. Model ten porównywano do ciasta z rodzynkami.
- Ernest Rutherford wykazał istnienie małego, gęstego i dodatnio naładowanego jądra. Wynikało z tego, że większość objętości atomu jest pusta.
- Niels Bohr przyjął, że elektrony mogą znajdować się tylko na określonych poziomach energetycznych.
- Model kwantowo-mechaniczny zastąpił pojęcie sztywnych orbit pojęciem orbitali, czyli obszarów, w których prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe.
Model Bohra jest użytecznym uproszczeniem, ale nie opisuje dokładnie atomów wieloelektronowych. W zadaniach licealnych korzysta się głównie z powłok, podpowłok i orbitali.
Konfiguracja elektronowa
Konfiguracja elektronowa pokazuje, jak elektrony są rozmieszczone na podpowłokach. Podpowłoka s mieści maksymalnie 2 elektrony, p – 6, d – 10, a f – 14. Kolejność zapełniania podpowłok dla pierwiastków omawianych w liceum jest następująca:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p
Przy zapisywaniu konfiguracji trzeba stosować trzy zasady:
- Zasada rozbudowy podpowłok – elektrony zajmują najpierw podpowłoki o niższej energii.
- Zakaz Pauliego – na jednym orbitalu mogą znajdować się najwyżej dwa elektrony o przeciwnych spinach.
- Reguła Hunda – orbitale tej samej podpowłoki zapełniają się najpierw pojedynczo, a dopiero później elektronami sparowanymi.
Dla atomu azotu, Z = 7, konfiguracja w stanie podstawowym ma postać:
1s2 2s2 2p3
Zapis klatkowy podpowłoki 2p wygląda tak:
2p: [↑] [↑] [↑]
Każdy z trzech elektronów zajmuje osobny orbital. Dla tlenu, który ma cztery elektrony na podpowłoce 2p, zapis będzie wyglądał tak:
2p: [↑↓] [↑] [↑]
Konfigurację atomu do Z = 30 można tworzyć według następującego algorytmu:
- Odczytaj liczbę atomową Z. Dla atomu obojętnego jest ona równa liczbie elektronów.
- Zapełniaj podpowłoki w kolejności energetycznej, nie przekraczając ich maksymalnej pojemności.
- Sprawdź, czy suma wykładników przy symbolach podpowłok daje Z.
- Przy zapisie klatkowym rozmieść elektrony pojedynczo na równorzędnych orbitalach, a dopiero potem twórz pary.
Przykład dla żelaza, Z = 26:
Fe: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Można też zastosować zapis skrócony z użyciem symbolu najbliższego wcześniejszego gazu szlachetnego:
Fe: [Ar] 4s2 3d6
W zapisie klatkowym dla podpowłoki 3d żelaza otrzymujemy:
3d: [↑↓] [↑] [↑] [↑] [↑]
Stany wzbudzone i promocje elektronowe
Stan podstawowy oznacza najbardziej stabilne rozmieszczenie elektronów, czyli takie, w którym atom ma możliwie najniższą energię. W stanie wzbudzonym elektron pochłania energię i przechodzi na podpowłokę o wyższej energii. Na przykład fosfor w stanie podstawowym ma konfigurację:
P: [Ne] 3s2 3p3
Po wzbudzeniu jeden elektron z podpowłoki 3s może przejść na pusty orbital 3d:
P*: [Ne] 3s1 3p3 3d1
Trzeba też pamiętać o wyjątkach związanych z promocją elektronową. Dotyczą one między innymi chromu i miedzi:
Cr: [Ar] 4s1 3d5
Cu: [Ar] 4s1 3d10
Takie konfiguracje są trwalsze, ponieważ szczególną stabilność zapewniają całkowicie zapełnione lub dokładnie w połowie zapełnione podpowłoki d. Nie należy zapisywać ich automatycznie według prostego schematu [Ar] 4s2 3d4 oraz [Ar] 4s2 3d9.
Zależności okresowe
Konfiguracja elektronowa pomaga wyjaśniać położenie pierwiastka w układzie okresowym oraz jego właściwości. Elektrony znajdujące się na najbardziej zewnętrznej powłoce nazywa się elektronami walencyjnymi. W pierwiastkach bloku d przy określaniu właściwości chemicznych uwzględnia się także elektrony podpowłoki d.
| Właściwość | Trend w grupie | Trend w okresie | Wyjaśnienie |
|---|---|---|---|
| Promień atomowy | rośnie w dół grupy | maleje z lewej do prawej | W grupie pojawiają się kolejne powłoki, a w okresie rośnie przyciąganie elektronów przez jądro. |
| Energia jonizacji | maleje w dół grupy | na ogół rośnie z lewej do prawej | Elektron łatwiej oderwać od większego atomu, w którym znajduje się dalej od jądra. |
| Elektroujemność | maleje w dół grupy | na ogół rośnie z lewej do prawej | Mniejsze atomy silniej przyciągają elektrony uczestniczące w wiązaniu. |
W dół grupy atomy mają coraz więcej powłok elektronowych. Elektrony walencyjne są wtedy dalej od jądra i są silniej osłaniane przez elektrony wewnętrznych powłok. Promień atomowy rośnie, a energia jonizacji i elektroujemność zwykle maleją.
W okresie liczba powłok pozostaje taka sama, ale rośnie liczba protonów. Zwiększa się więc przyciąganie elektronów przez jądro, a promień atomowy na ogół maleje. Wartości energii jonizacji nie tworzą jednak idealnie gładkiego szeregu. Odstępstwa wynikają między innymi z rozpoczęcia zapełniania nowej podpowłoki oraz z tworzenia par elektronowych na orbitalach.
Co trzeba umieć przed maturą?
Przed sprawdzianem lub maturą sprawdź, czy potrafisz:
- rozpoznać proton, neutron i elektron oraz podać ich ładunek i położenie;
- odróżnić liczbę atomową Z od liczby masowej A;
- obliczyć liczbę neutronów ze wzoru A − Z;
- zapisać pełną, skróconą i klatkową konfigurację elektronową;
- zastosować zasadę rozbudowy podpowłok, zakaz Pauliego i regułę Hunda;
- rozpoznać stan podstawowy, stan wzbudzony oraz konfiguracje chromu i miedzi;
- określić kierunek zmian promienia atomowego, energii jonizacji i elektroujemności;
- powiązać liczbę elektronów walencyjnych z położeniem pierwiastka w układzie okresowym.
Najważniejszy schemat do zapamiętania jest prosty: Z określa pierwiastek, A określa liczbę nukleonów, a konfiguracja elektronowa pokazuje rozmieszczenie elektronów i pomaga przewidywać właściwości chemiczne.
