Atómy a ióny

Atóm je jednojadrová elektroneutrálna častica, základná stavebná častica chemických prvkov. Skladá sa z atómového jadra a elektrónového obalu. Na rozdiel od neho je molekula viacjadrová častica zložená z dvoch alebo viacerých atómov spojených chemickou väzbou.

Jadro atómu tvoria kladne nabité protóny a elektricky neutrálne neutróny. Atóm má rovnaký počet protónov a elektrónov, preto je navonok elektroneutrálny.

Ak atóm prijme jeden alebo viac elektrónov, vznikne záporne nabitý anión a dej sa nazýva redukcia. Ak odovzdá jeden alebo viac elektrónov, vznikne kladne nabitý katión a dej sa nazýva oxidácia. Ióny sú teda elektricky nabité častice, ktoré vznikajú z atómov alebo molekúl prijatím alebo odovzdaním elektrónov – jednoatómové (napr. Na⁺, Cl⁻) aj viacatómové (napr. NH₄⁺, SO₄²⁻).

Historický vývoj modelov atómu link

Predstavy o stavbe atómu sa menili s novými pokusmi a objavmi. Už antickí filozofi LEUKIPPOS a DEMOKRITOS považovali hmotu za zloženú z nedeliteľných častíc – atómov.

• Daltonov model (1803) – J. DALTON chápal atóm ako nedeliteľnú guľôčku; atómy toho istého prvku sú rovnaké a pri chemických dejoch sa spájajú v stálych pomeroch
• Thomsonov model (1904) – po objave elektrónu predstavil J. J. THOMSON atóm ako kladne nabitú guľu s rozptýlenými elektrónmi, preto sa nazýva aj „pudingový model“
• planetárny model (1911) – E. RUTHERFORD pokusom so zlatou fóliou zistil, že atóm má malé, husté a kladne nabité jadro, okolo ktorého obiehajú elektróny ako planéty okolo Slnka; model však nevysvetlil, prečo elektróny nepadnú do jadra
• Bohrov model (1913) – N. BOHR doplnil, že elektróny sa pohybujú len po určitých (kvantovaných) dráhach a pri prechode medzi nimi pohlcujú alebo vyžarujú energiu
• Sommerfeldov model (1916) – A. SOMMERFELD pridal eliptické dráhy, čím lepšie vysvetlil jemnú štruktúru spektrálnych čiar
• kvantovomechanický model (1926) – elektrón sa neopisuje dráhou, ale pravdepodobnosťou výskytu v priestore okolo jadra (orbitálom); vychádza z rovnice E. SCHRÖDINGERA

Stavba atómu link

Atóm je veľmi malý – jeho priemer je rádovo 10⁻¹⁰ m – a predsa má zložitú vnútornú stavbu. Skladá sa z dvoch hlavných častí:

• atómové jadro – nachádza sa v strede atómu a obsahuje protóny a neutróny, ktoré sa spoločne nazývajú nukleóny
• elektrónový obal – tvoria ho elektróny, ktoré sa nachádzajú v priestore okolo jadra

Subatomárne častice link

Subatomárne častice sú častice menšie ako atóm. Nie všetky sú elementárne – protóny a neutróny sa skladajú z menších častíc, kvarkov, ktoré drží pohromade silná interakcia. Elektrón je naopak elementárna častica – podľa súčasných poznatkov ho nemožno rozdeliť na menšie zložky.

Hmotnosti protónu a neutrónu sú takmer rovnaké, približne 1 u. Elektrón je asi 1 836-krát ľahší ako protón, preto takmer celá hmotnosť atómu pripadá na jadro.

Zloženie atómového jadra opisujú tieto čísla:

• protónové číslo \( Z \) – počet protónov v jadre; je rovnaké ako poradové číslo prvku v periodickej sústave
• neutrónové číslo \( N \) – počet neutrónov v jadre
• nukleónové číslo \( A \) – celkový počet nukleónov (protónov a neutrónov) v jadre, nazýva sa aj hmotnostné číslo

Platí:

\( A = Z + N \)

Nukleónové číslo sa píše k značke prvku vľavo hore a protónové číslo vľavo dole, napríklad \( \ce{^{12}_{6}C} \) alebo \( \ce{^{235}_{92}U} \).

Nuklid je látka zložená z atómov s rovnakým protónovým aj nukleónovým číslom.

Izotopy sú nuklidy toho istého prvku – majú rovnaké protónové číslo, ale rôzne nukleónové číslo, teda rôzny počet neutrónov:

• izotopy toho istého prvku majú prakticky rovnaké chemické vlastnosti
• líšia sa fyzikálnymi vlastnosťami, napríklad hmotnosťou atómov alebo stálosťou jadra

Nestabilné nuklidy, ktoré sa samovoľne premieňajú na iné nuklidy a pritom vyžarujú žiarenie, sa nazývajú rádionuklidy (rádioaktívne nuklidy).

Izotopy vodíka majú vlastné názvy a deutérium a trícium aj vlastné značky D a T. Z izotopov v tabuľke nižšie sú rádioaktívne trícium, uhlík-14 a oba izotopy uránu.

Prírodná a umelá rádioaktivita link

Pri rádioaktivite sa nestabilné atómové jadrá samovoľne premieňajú na iné jadrá a vyžarujú pritom rádioaktívne žiarenie. Prírodná a umelá rádioaktivita sa líšia len pôvodom rádionuklidov.

Prírodná rádioaktivita:

• je samovoľná premena nestabilných nuklidov, ktoré sa vyskytujú v prírode; je ich približne 50
• objavil ju H. BECQUEREL v roku 1896 pri skúmaní uránových solí; M. CURIE-SKLODOWSKA a P. CURIE potom objavili rádioaktívne prvky polónium a rádium a zaviedli pojem rádioaktivita
• prírodné rádionuklidy vyžarujú tri základné druhy žiarenia:
  • žiarenie α – prúd jadier hélia \( \ce{^{4}_{2}He} \); silno ionizuje, ale má malú prenikavosť (zastaví ho list papiera)
  • žiarenie β^- – prúd elektrónov \( \ce{^{0}_{-1}e} \); je prenikavejšie ako žiarenie α
  • žiarenie γ – elektromagnetické žiarenie s veľmi krátkou vlnovou dĺžkou; je najprenikavejšie a často sprevádza premeny α a β

Umelá rádioaktivita:

• je samovoľná premena umelo pripravených nuklidov
• umelé rádionuklidy vznikajú jadrovými reakciami, napríklad ožarovaním stabilných nuklidov časticami z urýchľovačov alebo neutrónmi v jadrových reaktoroch
• okrem žiarenia α, β^- a γ vyžarujú často aj žiarenie β⁺ – prúd pozitrónov \( \ce{^{0}_{+1}e} \)

Umelú rádioaktivitu objavili v roku 1934 I. a F. JOLIOT-CURIEOVCI. Ožarovaním hliníka časticami α pripravili rádioaktívny fosfor, ktorý sa ďalej premieňa za vyžarovania pozitrónov:

\( \ce{^{27}_{13}Al + ^{4}_{2}He -> ^{30}_{15}P + ^{1}_{0}n} \)

Oba druhy rádioaktivity sa využívajú v medicíne na diagnostiku a liečbu, v priemysle na meranie a kontrolu kvality a v archeológii, kde sa vek organických materiálov určuje pomocou uhlíka-14. Rádioaktívne žiarenie je však pre živé organizmy škodlivé, preto sa s rádionuklidmi musí zaobchádzať opatrne.

Elektrónový obal a elektrónová konfigurácia link

Elektrón objavil J. J. THOMSON v roku 1897 a predstavy o jeho pohybe v atóme sa odvtedy postupne menili. Dnes sa elektróny neopisujú ako častice pohybujúce sa po presných dráhach, ale pravdepodobnosťou ich výskytu v priestore okolo jadra – atómovými orbitálmi (AO). Orbitál je oblasť, v ktorej sa elektrón vyskytuje s veľkou pravdepodobnosťou.

Elektrónové vrstvy a orbitály link

Elektróny sú v atóme usporiadané do elektrónových vrstiev (energetických hladín), ktoré označujeme číslami 1, 2, 3… alebo písmenami K, L, M, N…. Vrstva sa skladá z podvrstiev tvorených orbitálmi rovnakého typu. V každom orbitáli môžu byť najviac dva elektróny:

• s-orbitál má guľový tvar; s-podvrstva má 1 orbitál, teda najviac 2 elektróny
• p-orbitály majú tvar priestorovej osmičky; p-podvrstva má 3 orbitály, teda najviac 6 elektrónov
• d-orbitály majú zložitejší tvar; d-podvrstva má 5 orbitálov, teda najviac 10 elektrónov
• f-orbitály majú ešte zložitejší tvar; f-podvrstva má 7 orbitálov, teda najviac 14 elektrónov

Každý orbitál určujú tri kvantové čísla, stav elektrónu v ňom dopĺňa štvrté, spinové:

• hlavné kvantové číslo \( n \) – určuje vrstvu a energiu orbitálu; nadobúda hodnoty 1, 2, 3…
• vedľajšie kvantové číslo \( l \) – určuje tvar orbitálu; nadobúda hodnoty od 0 po \( n - 1 \) (hodnotám 0, 1, 2 a 3 zodpovedajú s-, p-, d- a f-orbitály)
• magnetické kvantové číslo \( m \) – určuje orientáciu orbitálu v priestore; nadobúda hodnoty od \( -l \) po \( +l \), takže podvrstva má \( 2l + 1 \) orbitálov
• spinové kvantové číslo \( s \) (aj \( m_s \)) – opisuje spin elektrónu; nadobúda hodnoty +1/2 alebo -1/2

V základnom stave atómu obsadzujú elektróny orbitály s čo najnižšou energiou podľa troch pravidiel opísaných nižšie. Zápis rozloženia elektrónov v orbitáloch sa nazýva elektrónová konfigurácia, napríklad pre neón 1s² 2s² 2p⁶.

Keď atóm pohltí energiu, napríklad teplo, svetlo alebo energiu elektrického výboja, jeden alebo viac elektrónov prejde do orbitálov s vyššou energiou a atóm je v excitovanom (vzbudenom) stave.

Graf vyššie ukazuje, ako pravdepodobnosť výskytu elektrónu v orbitáloch 1s, 2s a 3s závisí od vzdialenosti od jadra. Každý vrchol krivky je oblasť, kde je pravdepodobnosť výskytu elektrónu veľká. Medzi vrcholmi sú uzlové sféry, v ktorých je pravdepodobnosť výskytu nulová:

• orbitál 1s má jeden vrchol blízko jadra
• orbitál 2s má dva vrcholy oddelené jednou uzlovou sférou
• orbitál 3s má tri vrcholy a dve uzlové sféry

S rastúcim hlavným kvantovým číslom pribúdajú uzlové sféry a elektrón sa v priemere vyskytuje ďalej od jadra. Stále ide o jeden elektrón – graf len ukazuje, s akou pravdepodobnosťou ho možno nájsť v danej vzdialenosti.

Obrázok vyššie znázorňuje tvary atómových orbitálov a ich orientáciu v priestore:

• s-orbitál (hore) – je guľový, rovnaký vo všetkých smeroch
• p-orbitály (druhý rad) – majú dva laloky a sú orientované pozdĺž osí x, y a z (p_x, p_y, p_z)
• d-orbitály (tretí rad) – štyri majú tvar štvorlístka, piaty dva laloky s prstencom okolo stredu
• f-orbitály (spodný rad) – majú ešte viac lalokov, lebo s rastúcim vedľajším kvantovým číslom pribúdajú uzlové plochy

Pravidlá obsadzovania orbitálov link

Elektróny obsadzujú orbitály v základnom stave atómu podľa troch pravidiel:

1. výstavbový princíp – orbitály sa obsadzujú v poradí rastúcej energie: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p; skôr sa obsadí orbitál s menším súčtom \( n + l \), pri rovnakom súčte ten s menším \( n \)
2. Pauliho princíp – v atóme nemôžu mať dva elektróny všetky štyri kvantové čísla rovnaké, preto sú v jednom orbitáli najviac dva elektróny s opačnými spinmi
3. Hundovo pravidlo – degenerované orbitály (napr. tri p-orbitály) sa najprv obsadzujú po jednom elektróne s rovnakým (paralelným) spinom a až potom sa elektróny párujú

Poradie obsadzovania orbitálov podľa pravidla \( n + l \) – šípky čítame postupne zhora nadol

Príklad Hundovho pravidla:

• pri konfigurácii 2p³ (dusík) sa elektróny rozdelia do orbitálov ako p_x¹ p_y¹ p_z¹ s rovnakým spinom, nie ako p_x² p_y¹ p_z⁰
• až pri 2p⁴ (kyslík) sa jeden orbitál obsadí dvoma elektrónmi

Spin elektrónu link

Elektrón má vnútornú vlastnosť nazývanú spin (vlastný moment hybnosti). Zjednodušene si ho predstavujeme ako otáčanie elektrónu okolo vlastnej osi, skutočnou rotáciou však nie je. Spinové kvantové číslo môže mať len dve hodnoty:

• +1/2 (spin „hore“)
• -1/2 (spin „dole“)

Dva elektróny v jednom orbitáli musia mať podľa Pauliho princípu opačné spiny.

Rámčekový zápis uhlíka, dusíka a kyslíka – orbitály 2p sa podľa Hundovho pravidla najprv obsadzujú po jednom elektróne

Zápis elektrónovej konfigurácie link

Elektrónovú konfiguráciu zapisujeme tak, že pred značku podvrstvy (s, p, d, f) napíšeme hlavné kvantové číslo n a počet elektrónov v podvrstve uvedieme ako horný index – napríklad dva elektróny v orbitáli 1s zapíšeme 1s². Elektróny p-podvrstvy možno rozpísať aj do jednotlivých orbitálov (2p_x, 2p_y, 2p_z).

Dlhú konfiguráciu skrátime značkou predchádzajúceho vzácneho plynu v hranatej zátvorke, za ktorou uvedieme len zvyšné elektróny. Napríklad fosfor (₁₅P) má konfiguráciu 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³, skrátene [Ne] 3s² 3p³ – vrstvy K a L má obsadené rovnako ako neón.

Príklad pre síru (₁₆S):

1. Protónové číslo síry je 16, atóm má teda 16 elektrónov.
2. Podľa výstavbového princípu obsadzujeme orbitály v poradí 1s, 2s, 2p, 3s, 3p.
3. Do každého orbitálu dáme najviac 2 elektróny: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.
4. Štyri elektróny v troch orbitáloch 3p rozmiestnime podľa Hundovho pravidla – najprv do každého orbitálu jeden a potom sa jeden z nich spáruje: 3p_x² 3p_y¹ 3p_z¹.
5. Úplná konfigurácia síry: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.
6. Skrátená konfigurácia síry: predchádzajúci vzácny plyn je neón (₁₀Ne) s konfiguráciou 1s² 2s² 2p⁶, preto ju zapíšeme ako [Ne] 3s² 3p⁴.

Z konfigurácie valenčnej vrstvy vyplýva aj poloha prvku v periodickej sústave. Síra má v najvyššej obsadenej vrstve (n = 3) šesť valenčných elektrónov, a preto leží v 3. perióde a 16. skupine.