Složení a struktura atomu.

Atom

Základní stavební částicí látek je atom
století př. n. l. Démokritos a Leukippos názor, že látky jsou složené z nepatrných a neviditelných částeček – atomů (atomos = nedělitelný)
Počátek 19. století John Dalton – atomová teorie:
- Prvky jsou složeny z malých částic – atomů, atomy jednoho prvku jsou stejné, atomy různých prvků se liší svými vlastnostmi
- Při chemických reakcích dochází ke spojování, oddělování a přeskupování atomů, atomy při nich nevznikají, nemizí a ani se nemění na atomy jiných prvků
- Spojováním atomů dvou nebo více prvků vznikají nové látky – chemické sloučeniny
- V určité sloučenině připadá na jeden atom jednoho prvku vždy stejný počet atomů jiného prvku
V roce 1911 objevil anglický fyzik E. Rutherford, že atomy mají svou vnitřní strukturu a skládají se z kladně nabitého jádra obklopeného záporně nabitými částicemi
Protony, elektrony a neutrony jsou tzv. elementární částice, elektrony jsou zároveň tzv. fundamentální částice – nemají vnitřní strukturu, protony a neutrony jsou tvořeny trojicí fundamentálních částic, tzv. kvarků
Atom tvoří kladně nabité jádro a záporně nabitý elektronový obal

Atomové jádro

Jádro atomu se skládá z protonů a neutronů
Protony p⁺ – částice s kladným nábojem, jejichž počet v jádře udává protonové číslo Z (= atomové číslo)
Neutrony n⁰ – částice bez náboje, jejichž počet v jádře udává neutronové číslo N
Protony a neutrony nazýváme nukleony, jejichž počet v jádře udává nukleonové číslo A (= hmotnostní číslo), pro které platí A = N + Z
A se píše jako horní index před značkou prvku, Z se píše jako dolní index před značkou prvku
Např. atom kyslíku má 8 protonů, 8 neutronů, 16 nukleonů.
Látky složené z atomů, jejich jádra mají stejné protonové číslo (stejný počet protonů), stejné neutronové číslo (stejný počet neutronů), a tedy stejné nukleonové číslo (stejný počet nukleonů), se nazývají nuklidy
Atomy se stejným počtem protonů, ale s různým počtem neutronů se nazývají izotopy
Atomy různých prvků se stejným nukleonovým číslem se nazývají izobary
Atomy různých prvků se stejným počtem neutronů se nazývají izotony

→ izotopy

→ izobary

→ izotony

Většina prvků se vyskytuje jako směs více izotopů, ale v přírodě převládá jeden z nich, např. v kyslík má tři izotopy, ale nejčastěji je zastoupen nuklid
Izotopy se zahrnují k jednomu prvku
Izotopy jednoho prvku se liší zejména fyzikálními vlastnostmi, popř. fyzikálně-chemickými vlastnostmi (např. hmotnost atomů), a mohou mít odlišný vliv na živé organismy (např. D₂O je na rozdíl od H₂O toxická)

Elektronový obal

Je tvořen elektrony e^– – částicemi se záporným nábojem, které kompenzují kladný náboj jádra, jejich počet v elektricky neutrálním atomu je roven počtu protonů v jádře (tedy protonovému číslu Z)

Modely atomu

Názory na stavbu atomu se v minulosti vyvíjely, a vznikly tak různé modely atomu:
Sir Ernest Rutherford (1911) – vytvořil jako první tzv. planetární model atomu, ve kterém elektrony v atomovém obalu obíhají atomové jádro po blíže neurčených kružnicích
Podle Rutherfordova modelu by se energie elektronů, které by při obíhání jádra vyzařovaly elektromagnetické vlnění, postupně snižovala, elektrony by se přibližovaly k jádru, až by s ním splynuly a atom by zanikl
Podle novější teorie Nielse Bohra (1913), který zkoumal atom vodíku, mohou elektrony obíhat v obalu pouze po kružnicích určitého poloměru, tzv. stacionárních drahách s určitou konstantní energií, energie elektronu se mění pouze po určitých dávkách – kvantech, a to při přechodu z jedné stacionární vrstvy na druhou
Další vývoj ukázal, že chování elektronů není možné popsat klasickou mechanikou, a proto vzniká kvantově mechanický model:
- Vychází z kvantové mechaniky (základy položili mezi lety 1924-1927 francouzský vědec Luis de Broglie a rakouský fyzik Schrödinger, vlnovou funkci získáme řešením tzv. Shrödingerovy rovnice), která elektronům přiřazuje vlastnosti částic i vlnění
- Podle tzv. Heisenbergova principu neurčitosti nelze současně přesně určit polohu a rychlost elektronů
- Pouze pomocí veličiny vlnová funkce ψ lze vypočítat pravděpodobnost, s jakou se elektrony v daném okamžiku vyskytují v určité oblasti atomu
- Grafickým vyjádřením vlnové funkce je část prostoru nazývaná orbital

Stavba elektronového obalu

Elektronová hustota je hodnota pravděpodobnosti výskytu elektronu v daném místě
Oblasti nejhustšího výskytu elektronů v elektronovém obalu (s nejvyšší elektronovou hustotou) se nazývají orbitaly (ohraničuje oblast s celkovou pravděpodobností výskytu elektronů vyšší než zvolená hodnota, nejčastěji 95 nebo 99 %)

Kvantová čísla

Orbital, tedy oblast nejhustšího rozložení elektronů kolem jádra, jejich stavy a energii charakterizují 3 kvantová čísla

Hlavní kvantové číslo n

Určuje velikost atomového orbitalu a jeho energii
Nabývá hodnot 1 až 7 (souvisí s číslem periody v tabulce)
Elektrony se stejným hlavním kvantovým číslem tvoří elektronovou vrstvu (hladinu, slupku)
Jednotlivé hladiny se značí písmeny K, L, M, N, O, P, Q nebo čísly 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 podle rostoucího n

Vedlejší kvantové číslo l

Určuje tvar a energii orbitalu, určuje elektronovou podvrstvu
Nabývá hodnot 0 až n-1 (pouze celá čísla)
Hodnoty vedlejšího kvantového čísla se označují určitým písmenem, písmena se píšou za hlavní kvantové číslo např.

l	0	1	2	3
Typ orbitalu	s	p	d	f

Energie elektronu roste se stoupajícím n a v rámci jedné hladiny se stoupajícím l

Magnetické kvantové číslo m

Určuje orientaci orbitalu v prostoru
Nabývá hodnot od -l do +l včetně nuly (pouze celá čísla)
Rozlišujeme orbitaly s, p, d, f:
- Orbital sje kulově symetrický (pro dané n existuje jen jeden orbital s, neboť pro l = 0 existuje pouze 1 hodnota magnetického kvantového čísla m = 0)
- Orbital p má 3 možné prostorové orientace (pro dané n existují 3 orbitaly p, neboť pro l = 1 existují 3 hodnoty magnetického kvantového čísla m = -1, 0, 1)
- Orbital d má 5 možných prostorových orientací (pro dané n existuje 5 orbitalů d, neboť pro l = 2 existuje 5 hodnot magnetického kvantového čísla m = -2, -1, 0, 1, 2)
- Orbital f má 7 možných prostorových orientací (pro dané n existuje 7 orbitalů f, neboť pro l = 3 existuje 7 hodnot magnetického kvantového čísla m = -3,-2,-1,0,1,2,3)
Elektrony se stejným hlavním i vedlejším kvantovým číslem tvoří podvrstvu, mají stejnou energii a liší se pouze magnetickým kvantovým číslem (vrstva s kvantovým číslem n má celkem n podvrstev – K jednu, L dvě atd.)
Orbitaly se stejnou energií, tzn. se stejným hlavním a vedlejším kvantovým číslem, se nazývají degenerované orbitaly

Spinové kvantové číslo s

Charakterizuje rotaci elektronu kolem vlastní osy
Nabývá hodnot
Spin = chování elektronů (částice / vlnění)
V atomovém orbitalu můžou být maximálně 2e^– s opačným spinem
0 e^– = vakantní (prázdný) orbital

Elektronová konfigurace

Ukazuje obsazení atomových orbitalů elektrony
K jejímu znázornění se používá rámečkový diagram, elektrony značíme šipkami
Opačný směr šipek značí, že elektrony mají opačný spin
Pokud je to možné, zůstávají elektrony nespárované, neboť v tomto stavu působí menší odpudivé síly a atomy mají menší energii
Elektronovou konfiguraci můžeme rovněž zapisovat zkráceně tak, že elektronová konfigurace předchozího vzácného plynu nahradí jeho symbolem v hranatých závorkách
Pro zaplňování elektronového obalu elektrony platí určitá pravidla

Pravidla pro výstavbu elektronového obalu v základním energetickém stavu (= stav o nejnižší hodnotě energie)

Pauliho vylučovací princip

V atomu nemohou být elektrony, které by měly všechna 4 kvantová čísla shodná, musí se lišit alespoň spinovým kvantovým číslem
V každém orbitalu mohou být nanejvýše 2 elektrony, a proto:
- Na hladině smohou být nejvýše 2 elektrony
- Na hladině p může být nejvýše 6 elektronů
- Na hladině d může být nejvýše 10 elektronů
- Na hladině f může být nejvýše 14 elektronů

Hundovo pravidlo

Orbitaly se stejnou energií (degenerované) se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu se stejným spinovým číslem, a teprve pak druhým elektronem s opačným spinem

Výstavbový princip (= princip minimální energie)

Orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než orbitaly s vyšší energií
Nejprve se zaplňují orbitaly s menším součtem n + 1, v případě rovnosti součtu se obsazují dříve 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p

ns < (n-2) f < (n-1) d < np

Např. bor má 5 elektronů a jeho elektronovou konfiguraci zapisujeme 1s²2s²2p¹
Elektronovou konfiguraci můžeme zapisovat zkráceně tak, že e^– konfigurace předchozího vzácného plynu nahradí jeho symbolem v hranatých závorkách, např. ₅B: [He] 2s²2p¹
Elektrony obsazené v energeticky nejvýše položené vrstvě, tzv. valenční vrstvě, se nazývají valenční elektrony – určují chemické vlastnosti atomu prvku, např. dusík s konfigurací

má 5 valenčních elektronů 2s²2p³

Stabilní elektrovaná konfigurace = plně obsazené orbitaly (mají ji vzácné plyny)
Uvedená pravidla platí pro elektronovou konfiguraci atomu v základním stavu, tzn. stavu s nejnižší energií
Dodáním energie se atom dostane do excitovaného stavu (označujeme *) a jeden nebo více valenčních e^– přejde do vyšší energetické hladiny → excitace → zvyšuje se tím počet volných valenčních e^– pro chemickou vazbu
Ionizace je proces, při kterém se dodáním dostatečně velké energie odtrhne jeden nebo postupně více elektronů od atomu a z elektroneutrálního atomu vznikne kladně nabitý ion – kation
Energie nutná pro odtržení elektronu od atomu v plynném stavu se nazývá ionizační energie
Pro odtržení 1 elektronu je nutno dodat 1. Ionizační energii, pro odtržení dalšího elektronu je nutno dodat 2. Ionizační energii, každá následující energie je vždy vyšší než předchozí
Elektrony se po odtržení mohou spojit s jinou, dosud neutrální částicí, a vzniká tak záporně nabitý ion – anion
Energie uvolněná při vzniku aniontu z atomu v plynném stavu se nazývá elektronová afinita
Odtržením nebo příjmem elektronů se atomy snaží získat elektronovou konfiguraci nejbližšího vzácného plynu → nejsnáze se ionizují alkalické kovy a kovy alkalických zemin, jejichž konfigurace se od přechozího vzácného plynu liší jen o 1, resp. o 2 elektrony
Naopak nejvyšší elektronovou afinitu mají prvky 17. a 18. skupiny, kterým k dosažení konfigurace následujícího vzácného plynu chybí pouze 1, resp. 2 elektrony

Radioaktivita

V přírodě se vyskytují:
- stabilní nuklidy (A = 30 → 130 – Fe, Co, Ni – nejstabilnější)
- radionuklidy – projevují přirozenou radioaktivitu (malé a velké hodnoty A)
Stabilní nuklidy se nacházejí ve stabilním stavu – mají minimální možnou energii, kterou může dané jádro mít
Radionuklidy se nacházejí ve stavu, v němž mají větší energii, než jsou schopny „zvládnout“. Proto se snaží přebytečné energie zbavit tak, že „odhazují“ ze své struktury některé částice.
Radioaktivitou se rozumí schopnost některých atomových jader vysílat záření.
Přitom se takové jádro může přeměnit v jiné nebo alespoň ztratí část své energie.
Při jaderné přeměně se mění struktura jádra, izotop jednoho prvku se mění v izotop jiného prvku.
Radius znamená paprsek a activitas činnost
Radioaktivita byla poprvé pozorována francouzským fyzikem Henrym Becquerelem roku 1896 u uranu a podle jeho jména je také nazvána jedna z jednotek aktivity radioaktivní látky – becquerel (Bq)
Správný výklad 1898 – Pierre Curie a Marie Curie Sklodowská – pojem radioaktivita, objev radia a polonia
Využití: náplň do jaderných elektráren, jaderná zbraň, pohon (ponorky, ledoborce), zdravotnictví (nukleární medicína), zemědělství (genetické mutace), archeologie (uhlík)
Rozlišují se dva druhy radioaktivity:
- přirozená radioaktivita – jde o radionuklidy, které se běžně vyskytují (nebo vyskytovaly) v přírodě (existuje jich asi 50 – např. Pu, U, Ra, Po, Th)
- umělá radioaktivita – radionuklidy jsou uměle vyrobené v laboratoři

Druhy jaderného záření

Záření, které při radioaktivním přeměně vzniká, je zpravidla tří druhů:
- Záření α je proud jader helia (částic alfa ) a nese kladný elektrický náboj, má nejkratší dosah (lze ho zastavit např. i listem papíru)
- Záření β je proud specificky nabitých elektronů/pozitronů. Rozlišujeme záření β- (elektrony ) a β+ (kladně nabité pozitrony ), lze ho odstínit 1 cm plexiskla nebo 1 mm olova, avšak při stínění urychlených elektronů těžkým materiálem (kovy) vzniká brzdné záření neboli rentgenové záření. Je 100x pronikavější než alfa.
- Záření γ je elektromagnetické záření vysoké frekvence neboli proud velmi energetických fotonů. Nemá elektrický náboj, a proto nereaguje na elektrické pole. Jeho pronikavost je velmi vysoká, pro odstínění se používají velmi tlusté štíty z kovů velké hustoty (např. olovo), anebo slitin kovů velké hustoty. Platí, že čím vyšší hustota a tloušťka štítu, tím více je záření odstíněno.
Radionuklid je buď α nebo β zářič, γ je doprovodné záření

hmotnost a náboj

Umělá radioaktivita

Rutherford – první umělá transmutace jádra

umělý radionuklid lehkého prvku

Pro přeměnu nestabilního jádra v jiný atom platí obecná pravidla (posuvové zákony):
- Při vyzáření alfa částice dochází k posunu v periodické tabulce o dvě místa vlevo
- Při vyzáření beta částice dochází k posunu o jedno místo vpravo
Poločas rozpadu je doba, za kterou se z výchozího počtu atomů přemění právě jedna polovina (od zlomků sekund po tisíc let)
Rozpadové řady – 3 přirozené (uranová, aktinouranová, thoriová), 1 umělá (neptuniová)

Jaderné reakce

Štěpné jaderné reakce

Jaderný reaktor – v jaderné elektrárně, ledoborce, ponorky, zbraně
Týká se těžších prvků
Uvolnění velkého množství energie → snaha zpracovat na el. energii
Řízená (jaderný reaktor) – moderátor – snižuje rychlost neutronů – pohlcuje je, např. D₂O, grafit, Cd, H₃BO₄
Neřízená – jaderné zbraně
Štěpný materiál: ²³³U ²³⁵U ²³⁸U ²³⁹Pu
Elektrárny: Temelín a Dukovany

Termonukleární (syntézní, fúzní) reakce

Budoucnost
Týká se lehkých prvků
Slunce
Z lehkých jader → těžší jádra + E
Řízené a neřízené

Protium, Deuterium, Tritium