AZ ATOM Atom: atommag + elektronfelhő = proton, neutron, elektron Elemi részecskék
Atomok Dalton elmélete (1805): John DALTON 1766-1844 1. Az elemek apró részecskékből, atomokból állnak. Atom: görög szó = nem osztható. 2. Egy elem valamennyi atomja azonos. 3. A különböző elemek atomjainak eltérő tömegük van (megkülönböztethetőek). 4. A különböző elemek atomjai kombinálódhatnak; egy vegyület több, mint egy elem atomjainak speciális kombinációja. 5. Egy kémiai reakcióban az atomok nem keletkeznek, nem pusztulnak el és nem osztódnak kisebb részekre, hanem partnert cserélnek új anyagot létrehozva.
Elektronok Katódsugárzás töltött részecskékből áll, melyek az elektród atomjaiból jönnek. => Az atomok oszthatók!!!!! Joseph John THOMSON 1856-1940 Thomson-féle atommodell
Atommag atommag Ernest RUTHERFORD 1871-1937 elektron
Elemi részecskék tulajdonságai --------------------------------------------------------------------- részecske jelölés töltés* tömeg (g) --------------------------------------------------------------------- Elektron e - -1 9,109 10-28 Proton p +1 1,673 10-24 Neutron n 0 1,675 10-24 --------------------------------------------------------------------- * a töltés a következő szám többszöröseként van megadva: 1,60 10-19 C
Mennyi az elektronok tömege 1 kg vasban? atomok száma x elektronok száma x elektron tömege = egy atomban 9,109 10-28 g rendszám = 26 6,02 10 23 db (1 mol) 55,847 g x 1000 g --------------------------------------------- x = 1,078 10 25 db Eredmény: 0,255 g
Atom: atommag + elektronok atommag: protonok + neutronok Atomszerkezet: az elektronok elrendeződése az atommag körül megértése alapvetően fontos az: --- atomok tulajdonságainak megértéséhez, --- a belőlük képződő vegyületek megértéséhez, --- a reakcióik értelmezéséhez.
Spektroszkópia A különböző anyagok által kibocsátott, vagy elnyelt fény, vagy egyéb sugárzás vizsgálatával foglalkozik. Folytonos színkép Meleg gáz Emissziós vonalas színkép Hideg gáz Abszorpciós vonalas színkép
Newton kísérletei fehér fénnyel Sir Isaac Newton (1642 1727)
A hidrogén színképe Gázt melegítve, vagy elektromos kisülés: vonalas spektrum A hidrogén látható spektruma a Balmer-féle sorozatban: Joseph Balmer, 1885 A fotonok frekvenciája leírható a köv. sorozattal: ν ~1/4 1/n 2 ahol n= 3,4,5,.. Gerjesztett hidrogénlámpa és az általa kibocsájtott fény három látható összetevője.
A hidrogén színképe A teljes spektrum leírása (IR, látható, UV) Johannes Rydberg IR ν = R (1/k 2 1/n 2 ) UV látható R= 3,29 10 15 Hz n= k+1, k+2, k+3,. k= 1 Lyman k= 2 Balmer k= 3 Paschen k= 4 Bracket k= 5 Pfund sorozat Foton energiája: E= hν h= 6,63 10-34 J/Hz
Bohr atommodell Niels Bohr: E = h R/n 2 1.A hidrogénatom egy pozitív töltésű részecskéből és egy elektronból áll, az elektron r sugarú pályán kering energiaveszteség nélkül 2. Az elektron nem keringhet tetszőleges sugarú pályán. 3. Az adott sugarú pályán keringő elektron meghatározott energiával rendelkezik. 4. A két pálya közötti elektronátmenet egy, a pályák energiájának különbségével megegyező energiájú foton elnyelésével, vagy kibocsájtásával jár. E i E j E = hr/n i2 ( hr/n j2 )= hr(1/n j 2 1/n i2 ) = hν
A Stark- és Zeemann-effektus Mágneses térben a H színképében egyes vonalak felhasadnak (3, 5, 7 részre). Az azonos energiájú atompályák mágneses szempontból különbséget mutatnak.
Kvantum mechanika Louis de Broglie, 1924 Elektron: hullám részecske kettősség hullámfüggvény atomokban atompálya
Kvantum mechanika Erwin Schrödinger, 1926 1. Az atom energiája kvantált 2. Atompályák három számmal jellemezhetőek (kvantumszámok) 1. Fő 2. Mellék 3. Mágneses
Az atomok elektronszerkezete Atompálya: olyan térrész, ahol az elektron nagy (90%-os) valószínűséggel megtalálható. (n, l, m) Főkvantumszám: n n = 1, 2, 3, 4 K, L, M, N - HÉJAK Méret és elektronenergia elsősorban n-től függ. Mellékkvantumszám: l l = 0, 1,, n 1 Az atompálya alakja (és energiája) l-től függ. s, p, d, f, g - ALHÉJAK Mágneses kvantumszám: m m= l, l+1,, 0,, l 1, l Az atompálya irányát határozza meg, azonos energiájú pályák.
Kvantumszámok n=1 l=0 m=0 s alhéj K (elektron)héj n=2 l=0 m=0 s alhéj L (elektron)héj m=-1 l=1 m=0 p alhéj m=+1 n=3 l=0 m=0 s alhéj L (elektron)héj m=-1 l=1 m=0 p alhéj m=+1 m=-2 m=-1 l=2 m=0 d alhéj m=+1 m=+2
y A hidrogénatom atompályái x
A spin Spinkvantumszám: m s m s = 1/2, +1/2 Az elektron forgási irányát határozza meg.
Az atompályák alakja csómógömb s l=0 csómósík n=1 n=2 n=3 p l=1 d l=2 n=2 n=2 n=3 n=3 n=3 n=3 n=3 f l=3
Az elektronburok szerkezete Az alhéjak a H-atomban: 4s 4p 4d 4f 3s 3p 3d 2s 2p 1s Az alhéjak többelektronos atomokban: 4s 4p 4d 3s 3p 3d 2s 2p 1s 4f
Az elektronburok felépülése Az energiaminimumra törekvés elve (felépülési elv): Az elektronok a legalacsonyabb energiájú pályákat foglalják el. Pauli-elv: Egy atomon belül nem lehet két olyan elektron, amelynek minden kvantumszáma megegyezik. n. héj, n 2 pálya, max. 2n 2 elektron Egy pályán maximum két elektron helyezkedhet el ellentétes spínnel. Hund-szabály: Azonos energiájú szintek közül a különböző mágneses kvantumszámúak ( térbelileg különbözőek ) töltődnek be először (Így vannak az elektronok a legmesszebb egymástól) azonos spinnel (maximális multiplicitás). Paramágnes Diamágnes
Az elektronburok felépülése Energianívók sorrendje:
Az elektronburok felépülése Vegyérték héj --- vegyérték elektronok Atom-törzs
Az elektronburok szerkezete Elektronkonfiguráció: Az elektronkonfiguráció leírja, hogy az elektronok miképpen oszlanak el a héjakon, alhéjakon, pályákon és mekkora a spinkvantumszámuk. Jelölésük például: 1s 1, 1s 2 2s 2 2p 3, 2p 2s H He Li Be B...... 1s alhéjak Ne
Az elektronburok felépülése Felépülési (aufbau) elv: energiaminimumra törekvés elve Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 1s 2 2s 2 2p 6 3p 1 alapállapot 1. gerjesztett állapot Extra: félig és teljesen betöltött alhéj stabil! spektrumban Na D-vonal Cr: 3d 5 4s 1 Pd: 4d 10 (de Ni: 3d 8 4s 2 ) (Pt: 5d 9 6s 1 ) Mo: 4d 5 5s 1 Cu: 3d 10 4s 1 Gd: f 7 d 1 s 2 Au: 5d 10 6s 1
A periódusos rendszer periódusok és oszlopok/csoportok eka Al, eka Si 1872. 66 ismert elem alapján atomtömeg szerint Cu Zn As Se Br Mengyelejev Ga M (g/mol) 63 65 68 72 79 78 80 68 69,9 1914. Henry G. Moseley rendszám szerint! Ea 2 O 3 5,9 ρ Ga 2 O 3 5,91 g/cm 3 alacsony o.p. 30,1 C magas f.p. 1983 C Felosztás: s,p,d,f mező lantanidák és aktinidák
A periódikus sajátságok Atomsugár Def.1: a legkülső maximum távolsága (90%-os tartózkodási valószínűség! Def.2: az atom- vagy fémrácsban az atomok távolságának fele Meghatározó tényezők: n, effektív magtöltés Z eff = Z S (árnyékolási szám)
Az atomsugár változása
A periódikus sajátságok Ionizációs energia: Az első ionizációs az az energia, amely egy atom (vagy molekula) leglazábban kötött elektronjának eltávolításához szükséges. (Történhet pl. elektronütközéssel vagy fotonok hatására.) A (g) A + (g) + e Perióduson belül nő: Ok: csökkenő atomméret, növekvő Z eff (effektív magtöltés) Li B C Z eff : 1,3 2,7 3,35 eltérések: IIIA < IIA p vs. s VIA < VA páratlan vs. párosított Elektron affinitás: 1. A (g) A (g) + e 2. A (g) + e A (g) magyar, Boksai angolszász, Nyilasi IUPAC definíció: 1-nél a befektetett energia, vagy a 2-nál felszabaduló energia (a kettő ekvivalens)
Az (első) ionizációs energia M (g) = M + (g) + e -
Elektronegativitás
Elektronegativitás Mulliken: I.E. + E.A. χ =. 1 2 6,3 Pauling: A kémiai kötést létesítő atomok azon képessége, hogy a molekulán belül, a szomszédos atomoktól elektronokat (azaz közös elektronpárokat) vonzanak magukhoz. F elektronegativitása választott: 4,0
A periódusos rendszer IE és EN Ionizációs energia lektronegativitás