2.2 Elektrónový obal atómu

2.2 Elektrónový obal atómu Chemické vlastnosti prvkov závisia od usporiadania elektrónov v elektrónových obaloch ich atómov, presnejšie od počtu elektrónov vo valenčnej vrstve atómov. Poznatky o usporiadaní elektrónov v elektrónovom obale atómov sú preto podmienkou pre pochopenie chemických vlastností prvkov a zlúčenín. Predstavy o stavbe atómu sa postupne vyvíjali. Súčasnou a z dnešného pohľadu konečnou predstavou je kvantovo-mechanický model. 2.2.1 Modely atómu Prvé predstavy o stavbe atómu vznikli ako dôsledok úsilia fyzikov vysvetliť výsledky experimentov získaných v danej oblasti pomocou známych zákonov klasickej fyziky (Rutherfordov a v zásade aj Bohrov model atómu). Postupne sa ukázalo sa, že klasická fyzika nie je schopná opísať pohyb a stav elektrónov, či iných mikročastíc. Ďalšie predstavy o stavbe atómu sa preto rozvíjali postupne s rozvojom fyzikálnych teórií, ktoré boli schopné vysvetliť podstatu vlastností mikrosveta. Spoznať a fyzikálne opísať zákonitosti mikrosveta umožnila až kvantová mechanika. 2.2.1.1 Rutherfordov planetárny model atómu Výsledky experimentov Rutherforda a jeho žiakov (kap. 2.1) umožnili východiskovú predstavu o stavbe atómu. Atóm, podľa planetárneho modelu, má hmotné, kladne nabité jadro, okolo ktorého obiehajú po kruhových dráhach záporne nabité elektróny. Pohybujúci sa elektrón je udržiavaný na kruhovej dráhe dostredivou Coulombovskou silou pôsobiacou medzi jadrom a elektrónom. Klasická fyzika však nedokázala zdôvodniť stabilitu takéhoto systému. Elektrón rotujúci okolo jadra s dostredivým zrýchlením by podľa klasickej elektrodynamiky musel strácať spojito energiu (rýchlosť) vo forme elektromagnetického žiarenia a nakoniec spadnúť do jadra. Tento nedostatok bol zrejmý už aj Rutherfordovi. Bližší pohľad na elektrónovú štruktúru atómu umožnila analýza atómových spektier vodíka. 2.2.1.2 Atómové spektrá Svetlo je elektromagnetické žiarenie. Oko vníma elektromagnetické žiarenie (viditeľné svetlo) v rozsahu vlnových dĺžok od 390 nm (fialové svetlo) do 760 nm (červené svetlo). Svetlo ktoré obsahuje rozličné vlnové dĺžky (polychromatické žiarenie) sa pri prechode cez optický hranol, alebo mriežkou rozkladá na jednotlivé zložky s rôznymi vlnovými dĺžkami (farbou). Usporiadaný súbor polychromatického žiarenia s postupne sa meniacou vlnovou dĺžkou (farbou), ktoré vysiela konkrétny zdroj, nazývame spektrum. Optické spektrá zahŕňajú oblasť žiarenia tak vo viditeľnej, ako aj v ultrafialovej a infračervenej oblasti. Podľa vzhľadu sa delia na spojité, čiarové a pásové. Spojité spektrum vo viditeľnej oblasti možno pozorovať ako súvislý prechod z jednej farby do druhej. Takýto vzhľad má napríklad dúha. Biele svetlo teda obsahuje všetky vlnové dĺžky, je tvorené zmesou farieb. 1

Rozžeravené plyny alebo pary vysielajú elektromagnetické žiarenie, ktoré po rozklade vytvára čiarové alebo pásmové spektrá, teda nie spojité. Čiarové spektrá obsahujú len úzke farebné čiary, ktoré sú vzájomne oddelené tmavým pozadím. Vznikajú rozkladom žiarenia ktoré vysielajú atómy prvkov prítomné v rozžeravenom v plameni alebo elektrickom oblúku. Každému prvku zodpovedá jeho vlastné čiarové spektrum, ktoré je tvorené niekoľkými sériami čiar vo viditeľnej, ultrafialovej a infračervenej oblasti žiarenia. Pretože čiarové spektrá vysielajú atómy, ktoré sa pri vysokej teplote dostali do vzbudeného stavu, nazývajú sa aj atómové spektrá. Čiarové spektrá prvkov boli dôležitým nástrojom k poznaniu štruktúry atómov (kap. 2.2.1.3). Pásmové spektrá sa skladajú z farebných pásov. Vznikajú pri rozklade svetla vyžarovaného molekulami. 2.2.1.3 Bohrov model atómu vodíka Niels Bohr (1913) modifikoval pôvodný Rutherfordov planetárny model atómu tým, že definoval podmienky pri ktorých elektrón môže trvale obiehať po kruhových dráhach okolo jadra a atóm si zachováva stabilitu. Východiskom pre jeho model bola analýza čiarových spektier vodíka (najjednoduchší atóm) a vysvetlenie ich vzniku pomocou poznatkov o kvantovom charaktere žiarenia. Podstatou Bohrovho modelu bolo zavedenie kvantovania energie elektrónov na elektrónových dráhach atómu. Bohrove podmienky, pri splnení ktorých by elektrón mohol trvale obiehať po kruhových dráhach okolo jadra, možno zhrnúť v troch bodoch: 1. Elektrón sa môže pohybovať okolo jadra len po určitých kvantovo dovolených dráhach. Každá takáto dráha musí spĺňať podmienku danú vzťahom (2.5), kde 2πm e v e r = nh (2.5) m e je hmotnosť elektrónu, v e je rýchlosť elektrónu, r je polomer kruhovej dráhy, n je celé číslo a h je Planckova konštanta. Súčin činiteľov na ľavej strane rovnice je celočíselným násobkom najmenšieho kvanta energie (h). Číslo n určuje poradie kvantovo dovolených dráh a nazýva sa hlavné kvantové číslo. Kvantové dráhy sú označované číslom n = 1, 2, 3, 4, 5...; alebo písmenami K, L, M, N, O... ). 2. Elektrón obiehajúci v atóme po určitej kvantovej dráhe je v stacionárnom stave. Kým sa elektrón pohybuje po stacionárnej dráhe atóm je stabilný a nevyžaruje energiu. ( Zákaz vyžarovania energie však nebol ničím zdôvodnený). 3. Pri preskoku elektrónu z kvantovej dráhy s vyššou energiou E 2 na inú s nižšou energiou E 1 atóm vyžiari rozdiel energií vo forme fotónov elektromagnetického žiarenia. Frekvencia žiarenia ν a jeho vlnová dĺžka λ (farba), vyplýva zo vzťahu (2.6), kde c je rýchlosť svetla. Naopak, pri pohltení fotónu elektrón preskočí zo stavu (dráhy) s nižšou energiou na vyššiu. ΔE = E 2 - E 1 = h.ν = h.c/λ (2.6) 2

Hoci Bohrov vylepšený planetárny model dokázal vyjadriť niektoré vlastnosti elektrónového obalu v atóme vodíka, fyzikálnu podstatu problému nevyriešil pretože použitá predstava elektrónov ako klasických častíc rotujúcich po definovaných kruhových dráhach okolo atómového jadra nezodpovedá fyzikálnej podstate mikročastíc. V klasickej mechanike možno dráhu a rýchlosť pohybujúceho sa telesa presne opísať. Pohyb častíc v mikrosvete takýmto spôsobom však opísať nemožno. 2.2.1.4 Kvantovo mechanický model atómu Súčasný model atómu je založený na poznatkoch kvantovej, tiež vlnovej, mechaniky. Kvantová mechanika sa zaoberá zákonmi pohybu mikročastíc (elektrónov, protónov, jadier, či celých atómov), pri ktorých sa uplatňujú kvantové a súčasne vlnové vlastnosti častíc. Umožnila opísať elektrónový obal v atóme tak, aby boli zohľadnené tak kvantové ako aj vlnové vlastnosti elektrónu. Elektrón sa pri svojom pohybe môže nachádzať v ktorejkoľvek časti priestoru okolo jadra. Pravdepodobnosť výskytu pohybujúceho sa elektrónu v rôznych častiach priestoru je však rôzna a možno ju vypočítať. Kvantovo mechanický model atómu je myšlienkovo komplikovaný a jeho východiská sú náročné z hľadiska fyzikálnej teórie aj matematiky. Pokúsime sa orientačne opísať základné princípy tohto modelu s minimálnym uvádzaním detailov. Stručná konečná interpretácia uvádzanej témy bude pre naše potreby postačovať. Pri opisovaní vlastností základných častíc hmoty sa zohľadňujú tieto poznatky fyziky: 1. Energia mikročastíc je kvantovaná (M. Planck, 1900). Znamená to, že energia mikročastíc sa môže meniť vždy len po určitých najmenších dávkach energie, alebo ich násobkoch. Dávka (kvantum) energie je násobkom tzv. Planckovej konštanty h (h = 6,626.10-34 J.s). Mikročastice pri pohybe nemôžu mať ľubovoľné, ale len určité hodnoty energie. Tento poznatok aplikoval v modeli atómu už N. Bohr. 2. Korpuskulárno-vlnový charakter mikročastíc. Základnú hypotézu formuloval L. de Broglie (1924). Podľa nej všetky hmotné častice (korpuskuly) v pohybe majú súčasne aj vlastnosti vlnenia. Každej mikročastici pohybujúcej sa rýchlosťou v a ktorej relativistická hmotnosť je m, zodpovedá hmotná vlna s vlnovou dĺžkou λ, pre ktorú platí vzťah (2.7) h λ = (2.7) m.v Mikročastice teda prejavujú dvojakosť (dualitu) chovania. Niekedy sa chovajú ako častice (napr. fotoelektrický jav), inokedy zasa ako vlny (napr. difrakcia elektrónov na kryštálovej mriežke). 3. Obmedzenie presnosti popisovania pohybu mikročastíc. V mikrosvete nemožno súčasne určiť absolútne presne polohu a hybnosť (rýchlosť) častíc. Existuje určitá najmenšia hranica presnosti, ktorú definoval W. Heisenberg (1926). Je známa ako Heisenbergov princíp neurčitosti. Podľa neho súčin neurčitosti súradnice polohy častice Δx a neurčitosti jej hybnosti Δp musí byť väčší ako Planckova konštanta h. Najmenšia možná hodnota súčinu týchto nepresností je určená vzťahom (2.8) 3

Δx.Δp h (2.8) Tento vzťah vylučuje možnosť určenia presnej polohy elektrónu a súčasne jeho rýchlosti V kvantovo-mechanickom modeli atómu elektrón neopisujeme ako časticu, ale chápeme ho ako vlnu rozprestierajúcu sa v priestore okolo jadra. Vlnový charakter pohybujúceho sa elektrónu (výskytu elektrónu) možno matematicky opísať pomocou vlnovej funkcie ψ, ktorá špecifikuje amplitúdu elektrónu v akomkoľvek bode v priestore. Vlnovú funkciu elektrónu v okolí jadra atómu možno získať riešením všeobecnej parciálnej diferenciálnej rovnice, nazvanej podľa autora Schrödingerova rovnica (E. Schrödinger, 1926). Schrödingerova rovnica je základnou rovnicou kvantovej fyziky, ktorá umožňuje výpočet hodnôt vlnových funkcií ψ rôznych mikročastíc a tým určiť ich energiu a stav. Základom Schrödingerovho postupu pre zostavenie rovnice bolo spojenie všeobecnej vlnovej rovnice, opisujúcej chovanie klasických vĺn, s de Brogliovými vzťahmi vyjadrujúcimi vlnové vlastnosti pohybujúcich sa hmotných častíc. Výsledkom bolo zostavenie všeobecnej diferenciálnej rovnice, ktorú musí spĺňať vlnová funkcia popisujúca stav mikročastíc. Riešením Schrödingerovej rovnice je vlnová funkcia ψ ktorá matematicky popisuje vlnové vlastnosti častíc a chovanie daného systému. Vlnová funkcia ψ však sama o sebe nemá fyzikálny význam a fyzikálna interpretácia hmotnej vlny bol hlavný problém kvantovej mechaniky. Fyzikálny zmysel funkcie ψ navrhol M. Born, ktorý ukázal, že druhá mocnina absolútnej hodnoty vlnovej funkcie ψ 2 určuje pravdepodobnosť výskytu častice v danom mieste priestoru a danom okamihu, alebo hustotu pravdepodobnosti výskytu tejto častice. Pravdepodobnosť P, že sa častica nachádza v určitej priestorovej jednotke V možno získať riešením vzťahu (2.9) dp = ψ 2 dv (2.9) Súčasne musí platiť, že integrácia vzťahu cez celý priestor od - do + musí byť rovná 1 (vzťah 2.10), pretože celková pravdepodobnosť, že sa častica nachádza v celom priestore je rovná jednej (častica sa musí niekde nachádzať). + 2 P = ψ dv = 1 2.10) Z uvedeného vyplýva, že pohyb mikročastíc presne neopisujeme a ani to nie je možné. Možno vypočítať len pravdepodobnosť toho, kde sa častica nachádza a určiť rozloženie hustoty pravdepodobnosti výskytu častice v priestore. elektrón chápeme ako stacionárne trojrozmerné vlnenie. Orbital vlnová funkcia opisujúca stav elektrónu v atóme. Kvantovo mechanický model atómu je založený na riešení Schrödingerovej rovnice pre atóm vodíka (sústavu protón elektrón). Elektrón je reprezentovaný vlnovou funkciou ψ z ktorej možno vypočítať pravdepodobnosť jeho výskytu v priestore okolo jadra atómu. V 4

uzatvorenom systéme atómu je vlnová funkcia ψ nezávislá od času a elektrón si môžeme predstavovať ako stojaté (stacionárne) trojrozmerné vlnenie. Z priebehu vlnovej funkcie ψ elektrónu v určitom priestore môžeme určením hodnoty ψ 2 zistiť v ktorých oblastiach okolo jadra je výskyt elektrónu najpravdepodobnejší. Vlnovú funkciu ψ označujeme preto aj vlnou pravdepodobnosti a v tomto zmysle o elektróne vieme len to, že je obsiahnutý v pravdepodobnostnej vlne. Priestorovej oblasti s najväčšou hustotu pravdepodobnosti výskytu elektrónu v okolí jadra atómu hovoríme atómový orbitál (AO). Atómový orbitál môžeme tiež chápať ako oblasť v priestore, kde sa nachádza podstatná časť záporného náboja elektrónu (napr. 95-99 %). Ak túto oblasť plošne ohraničíme, získame tvar orbitálu (obr. 2.5). Tvar AO je teda geometrický útvar zobrazujúci miesta najpravdepodobnejšieho výskytu elektrónu. Elektrón si teda môžeme predstavovať aj ako oblak záporného elektrického náboja, ktorého hustota (pravdepodobnostná hustota) v danom bode priestoru je úmerná ψ 2. Zobrazenie rozloženia hustoty pravdepodobnosti výskytu elektrónu sa v priebehu času nemení (je stacionárne). Schrödingerova rovnica umožňuje presne určiť spolu s vlastnými vlnovými funkciami ψ aj vlastné hodnoty energie elektrónu v atóme. Kvantovanie energie elektrónu v atóme prirodzene vyplýva z riešenia Schrödingerovej rovnice. Stavu elektrónu s určitou danou hodnotou energie hovoríme kvantový stacionárny stav a elektrón v tomto kvantovo stacionárnom stave nestráca energiu. Riešenie Schrodingerovej rovnice umožnilo vypočítať všetky možné AO, teda všetky možné oblasti výskytu elektrónu pre atóm vodíka. V základnom stave atómu sa elektrón nachádza v AO s najnižšou energiou. Akýkoľvek orbitál charakterizujú tri kvantové čísla. Je to hlavné kvantové číslo n, vedľajšie kvantové číslo l a magnetické kvantové číslo m l. Každá prípustná kombinácia čísel n, l a m l presne definuje jediný AO. Atómové orbitály sa v závislosti od kvantových čísel n, l a m l líšia energiou, tvarom a orientáciou v priestore. Hodnoty, ktoré môžu nadobúdať kvantové čísla sú vzájomne podmienené. Význam kvantových čísel možno zhrnúť takto: Hlavné kvantové číslo n. Jeho hodnoty sú celé čísla (n = 1, 2, 3, 4...). Určuje energiu daného AO (a charakterizuje jeho veľkosť). Všetky atómové orbitály s rovnakým hlavným kvantovým číslom n tvoria jednu vrstvu. Vrstvy sa označujú číslom n, alebo niekedy aj písmenami K, L, M, N, O, P a Q. S rastúcim hlavným kvantovým číslom n vzrastá energia AO a vzdialenosť pravdepodobného výskytu elektrónu od jadra. Vedľajšie kvantové číslo l. Určuje tvar (priestorovú geometriu) AO v atóme. (obr. 2.5). Môže mať hodnoty 0, 1, 2, 3..až n-1. Atómové orbitály s hodnotou l = 0, 1, 2, 3 označujeme písmenami s, p, d, f, g... V každej vrstve môže byť len presne definovaný druh a počet atómových orbitálov s, p, d, f, g (obr. 2.6 a). V prípade atómov obsahujúcich viaceré elektróny sa jednotlivé druhy atómových orbitálov (s, p, d, f alebo g) obsiahnuté v jednej vrstve líšia v malej miere energiou (v rámci uvažovanej vrstvy vytvárajú tzv. povrstvy). Magnetické kvantové číslo m l. Určuje orientáciu AO v priestore. Magnetické kvantové číslo má pre každé l celočíselné hodnoty m l = 0, ±1, ±2, ±3..až ±l (napríklad pre l = 2 je hodnota m l rovná 2, -1, 0, +1 a +2). 5

Tvary a počet atómových orbitálov uvedené na obr. 2.5 možno charakterizovať takto: orbitál s orbitály p orbitály d orbitály f - je guľovo symetrický okolo jadra. V každej elektrónovej vrstve je len jeden orbitál s). - sú činkovité (rotujúca osmička). Každá vrstva okrem prvej obsahuje tri atómové orbitály p (označujeme ich p x, p y, p z ). Orbitály p sú na seba kolmé a sú vzájomne energeticky rovnocenné (degenerované). - majú zložitejší tvar. Každá elektrónová vrstva okrem prvej a druhej obsahuje päť atómových orbitálov d (označujeme ich d xy, d xz, d yz, d z2, d x2-y2 ). Orbitály d sú vzájomne tiež energeticky rovnocenné. - majú ešte zložitejší tvar. Každá elektrónová vrstva okrem prvej, druhej a tretej obsahuje sedem atómových orbitálov f, ktoré sú energeticky rovnocenné (degenerované). Obr. 2.5 Tvar a priestorová orientácia atómových orbitálov s, p a d. (Orbitál je priestor, kde sa elektrón vyskytuje s najväčšou pravdepodobnosťou). Ďalším, štvrtým kvantovým číslom je spinové kvantové číslo m s. Vyplynulo z iných predstáv kvantovej mechaniky. Toto číslo charakterizuje vlastnosť elektrónu nazývanú spin (P. Dirac, 1928). Spin možno vysvetliť ako rotáciu elektrónu okolo svojej osi. Spinové kvantové číslo má len dve hodnoty ± 1/2 (dve opačné rotácie). Pomocou uvedených štyroch kvantových čísel môžeme jednoznačne charakterizovať ktorýkoľvek elektrón v obale atómu. Elektrón v atóme vodíka v základnom stave je v orbitáli 1s. Znamená to, že elektrón sa vyskytuje vo vnútornej časti priestoru, ktorý má tvar gule, pričom jej polomer je taký, aby pravdepodobnosť výskytu elektrónu v tomto objeme bola napr. 95 %. Ostatné AO v atóme vodíka predstavujú ďalšie prázdne priestory, v ktorých sa môže elektrón vyskytovať vtedy, ak je atóm vo vzbudenom stave. Riešenie Schrödingerovej rovnice platné pre atóm vodíka možno rozšíriť na ďalšie, viacelektrónové atómy numerickými výpočtami. 6

2.2.1.5 Štruktúra elektrónového obalu atómov Počet atómových orbitálov v jednotlivých vrstvách elektrónového obalu viacelektrónových atómov a ich usporiadanie podľa energie je zobrazené na obrázku 2.6 (a, b). Štruktúru elektrónového obalu atómov na základe obrázku charakterizovať takto: 1. Atómové orbitály (AO) sú okolo jadra hierarchicky usporiadané podľa energie. 2. Atómové orbitály s rovnakým hlavným kvantovým číslom n tvoria elektrónovú vrstvu. Vrstvy niekedy označujeme písmenami K (n = 1), L (n = 2), M (n = 3), atď. 3. Atómové orbitály rovnakého typu nachádzajúce sa v jednej vrstve sa nelíšia energiou (sú degenerované). Sú to napríklad tri orbitály p (p x p y a p z ), päť orbitálov d, sedem orbitálov f a deväť orbitálov g. Každá takáto skupina atómových orbitálov rovnakého typu tvorí v rámci jednej vrstvy jej podvrstvu. 4. Prvú elektrónovú vrstvu tvorí len jeden AO (s). Druhú vrstvu tvoria dve energetické podvrstvy, obsahujúce štyri atómové orbitály (jeden orbitál s a tri orbitály p). Tretiu vrstvu tvorí deväť atómových orbitálov (s, p a d), štvrtú šestnásť (s, p, d a f), atď. 5. Energia jednotlivých atómových orbitálov (podvrstiev) s, p, d, f a g, nachádzajúcich sa rámci jednej vrstvy vo viacelektrónových atómoch, mierne vzrastá. Niektoré podvrstvy sa však energeticky prekrývajú (orbitál 4s je energeticky nižší ako 3d). Pozri obr. 2.6b. Postupnosť zapĺňania jednotlivých orbitálov elektrónmi (výstavbový princíp): Na popísanie štruktúry elektrónového obalu viacelektrónových atómov možno použiť schému zobrazenú na obr. 2.6 (b). Jednotlivé atómové orbitály v schéme uvedenej postupne obsadzujeme elektrónmi v smere ich rastúcej energie. Atómové orbitály možno zobraziť schematicky aj ako okienka (obr. 2.7). Riadime sa pritom tromi základnými princípmi: a) Pauliho vylučovací princíp (W. Pauli, 1925). V atóme nemôžu byť dva elektróny, ktoré by mali všetky štyri kvantové čísla rovnaké. Každý AO (okienko) preto môže obsahovať najviac dva elektróny líšiace kvantovým číslom m s (spinom). Dva elektróny v jednom AO vytvárajú tzv. elektrónový pár (voľný, alebo tiež neväzbový elektrónový pár). b) Elektrón obsadzuje najskôr ten orbitál, ktorý má najnižšiu energiu. Ďalšie orbitály sa zapĺňajú elektrónmi postupne v smere ich rastúcej energie. Tento postup sa často označuje ako výstavbový princíp. Energia AO v atóme vzrastá vo vrstvách smerom od jadra k okraju, v rámci jednej vrstvy energia AO mierne vzrastá v poradí s, p, d, f. V dôsledku prekrývania energie niektorých AO vznikajú určité posuny v zapĺňaní atómových orbitálov. Napríklad v prípade prvkov s atómovým číslom menším ako 20 je energia atómového orbitálu 4s energeticky nižšia ako 3d. Len čo dôjde k obsadeniu AO 4s elektrónmi (pri vápniku), klesne energia AO 3d natoľko, že sa tento orbitál stane nižším ako orbitál 4s. Elektróny obsadzujú AO v smere rastúcej energie, teda v poradí: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p c) Hundovým pravidlom maximálnej multiciplity. Podľa tohto pravidla sa elektróny umiestňujú do degenerovaných orbitálov (napr.: p x, p y a p z ) tak, aby tieto orbitály boli najskôr obsadené jedným nepárovým elektrónom a až potom sa dopĺňajú elektrónmi s opačným spinom do párov. (Nespárené elektróny majú podstatnú úlohu pri tvorbe chemických väzieb). 7

a) b) Obr. 2.6 (a, b). Usporiadanie atómových orbitálov (AO) v prvých štyroch vrstvách elektrónových obalov viacelektrónových prvkov s uvedením možného počtu elektrónov. Obrázok vľavo (a) má význam memotechnickej pomôcky a nevystihuje presne usporiadanie AO podľa energie. Obrázok vpravo (b) zobrazuje približnú energetickú postupnosť AO obsadzovaných elektrónmi. Vyplýva z neho prednostné obsadzovanie AO 4s s nižšou energiou pred obsadzovaním AO 3d s vyššou energiou. Obr. 2.7 Elektrónová konfigurácia atómu síry; zápis: [ 16 S] 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4. 8

Aplikáciou uvedených princípov dostaneme elektrónové konfigurácie jednotlivých atómov prvkov(tab. X). Tab. X Elektrónové konfigurácie prvkov s atómovými číslami Z od 1 do 36. ELEKTRÓNOVÉ VRSTVY a počet elektrónov v AO Z Symbol K L M N prvku n = 1 n = 2 n = 3 n = 4 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4 f 1 H 1 2 He 2 3 Li 2 1 4 Be 2 2 5 B 2 2 1 6 C 2 2 2 7 N 2 2 3 8 O 2 2 4 9 F 2 2 5 10 Ne 2 2 6 11 Na 2 2 6 1 12 Mg 2 2 6 2 13 Al 2 2 6 2 1 14 Si 2 2 6 2 2 15 P 2 2 6 2 3 16 O 2 2 6 2 4 17 Cl 2 2 6 2 5 18 Ar 2 2 6 2 6 19 K 2 2 6 2 6-1 20 Ca 2 2 6 2 6-2 21 Sc 2 2 6 2 6 1 2 22 Ti 2 2 6 2 6 2 2 23 V 2 2 6 2 6 3 2 24 Cr 2 2 6 2 6 5 1 25 Mn 2 2 6 2 6 5 2 26 Fe 2 2 6 2 6 6 2 27 Co 2 2 6 2 6 7 2 28 Ni 2 2 6 2 6 8 2 29 Cu 2 2 6 2 6 10 1 30 Zn 2 2 6 2 6 10 2 31 Ga 2 2 6 2 6 10 2 1 32 Ge 2 2 6 2 6 10 2 2 33 As 2 2 6 2 6 10 2 3 34 Se 2 2 6 2 6 10 2 4 35 Br 2 2 6 2 6 10 2 5 36 Kr 2 2 6 2 6 10 2 6 Zapisovanie elektrónovej konfigurácie prvkov uvádzame na príkladoch: 1H (1s 1 ) 3Li (1s 2 2s 1 ) 2He (1s 2 ) 11Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ) 30Zn (1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 ) 9

2.2.2 Periodická sústava prvkov periodický zákon Periodická sústava chemických prvkov je systém, ktorý obyčajne vo forme tabuliek vyjadruje periodický zákon, podľa ktorého sú vlastnosti prvkov periodickou funkciou ich atómových čísel. Elektróny, ktoré sa nachádzajú na AO najvzdialenejších od jadra, najviac ovplyvňujú chemické vlastnosti prvkov a majú schopnosť tvoriť väzby (valencia = väzba). Nazývajú sa preto valenčné elektróny. Orbitály v ktorých sa nachádzajú valenčné elektróny sa nazývajú valenčné orbitály, príslušná vrstva je valenčná vrstva. Obr. 2.9 Poradie v ktorom sú atómové orbitály prvkov (Z = 1-108) obsadzované elektrónmi. Prvky sú usporiadané v zmysle periodickej tabuľky. Dolu je uvedený maximálny počet elektrónov v orbitáloch s, p, d, f. 2.2.2.1 Štruktúra tabuľky periodickej sústavy prvkov V periodickej tabuľke prvkov sú prvky usporiadané podľa ich rastúceho atómového čísla. Tabuľka sa skladá z horizontálnych radov - periód a vertikálnych stĺpcov - skupín. Usporiadanie riadkov a stĺpcov v tabuľke zohľadňuje počet elektrónov vo valenčných vrstvách jednotlivých atómov. V prvom riadku tabuľky sú tie prvky, ktoré elektrónmi obsadzujú prvú elektrónovú vrstvu (H a He). V druhom riadku sú tie prvky, ktoré elektrónmi zapĺňajú druhú elektrónovú vrstvu (Li - Ne), atď. Vonkajšie elektrónové vrstvy atómov usporiadaných pod sebou v rámci jednotlivých skupín majú totožnú štruktúru. Napr. atómy prvkov v prvej skupine prvkov (H, Li, Na, K, Rb, Cs a Fr) majú v poslednej (valenčnej vrstve 1 elektrón). Atómy vzácnych plynov, okrem He, t.j. Ne, Ar, Kr, Xe, Rn, majú v poslednej vrstve 8 elektrónov. Atómy halogénov majú 7 valenčných elektrónov, atď. V tabuľke sa teda periodicky opakuje zloženie valenčnej vrstvy atómov. Pretože chemické aj mnohé fyzikálne vlastnosti závisia od zloženia valenčnej vrstvy, periodicky sa opakujú tiež chemické vlastnosti prvkov. Prvky v jednotlivých skupinách (stĺpcoch) majú rovnaký počet elektrónov vo valenčnej vrstve a preto majú aj podobné chemické vlastnosti. Periodická tabuľka delí prvky do 18 skupín (stĺcov). Niekedy sa používa rozdelenie len do 8 hlavných skupín (prvky I., II., II.,... - VIII. skupiny). Z postavenia prvku v periodickej sústave možno určiť elektrónovú štruktúru jeho atómu a jeho chemické vlastnosti. V periodickej tabuľke prvkov sú tieto druhy periód: a/ Prvá perióda tzv. základná perióda obsahuje H a He (2 prvky). b/ Druhá a tretia, tzv. krátke periódy, obsahujú po 8 prvkov. c/ Štvrtá a piata, tzv. dlhé periódy, obsahujú po 18 prvkov. d/ Šiesta a siedma, tzv. veľké periódy. Šiesta obsahuje 32 prvkov, siedma je nedokončená. 10

2.2.2.2 Základné delenie prvkov podľa elektrónovej konfigurácie ich atómov a/ Atómy vzácnych plynov. Vo všetkých obsadzovaných orbitáloch majú maximálny počet elektrónov. (Všetky sú spárené). V najvzdialenejšej vrstve majú elektróny len v orbitáloch s a p, ktoré sú nimi úplne obsadené (8 elektrónov). Sú to prvky Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. (Atóm hélia má vo valenčnej vrstve len 2 elektróny). Takéto usporiadanie je mimoriadne stabilné. Tieto prvky sú prakticky nereaktívne (inertné). V prírode sa tieto prvky, ako jediné, vyskytujú vo forme nezlúčených atómov v plynnom skupenstve. b/ Atómy, ktoré majú neúplne obsadené orbitály s a p v poslednej (valenčnej) vrstve. Označujeme ich ako atómy neprechodných prvkov: Sú to: H, Li - F, Na - Cl, K, Ca, Cu - Br, Rb, Sr, Ag - I, Cs, Ba, Au -At, Fr, Ra c/ Prechodné (tranzitné) prvky: Atómy prvkov, ktoré majú v poslednej vrstve n elektróny len v orbitále s a obsadzujú orbitály d predposlednej, t.j. n - 1 vrstvy. Ide o prvky: Sc - Ni, Y - Pd, La, Lu - Pt, Ac, Th, Ku... d/ Atómy, ktoré majú tri od jadra najvzdialenejšie vrstvy neúplne obsadené a obsadzujú orbitály f tretej vrstvy z vrchu (n -2 vrstvy). Orbitály s poslednej vrstvy majú úplne obsadený ns 2, majú obsadený aj orbitál s a p predposlednej vrstvy (n - 1)s 2 a (n - 1)p 6. Sú to prvky Ce - Yb t.j. lantanoidy a Pa - Lr t.j. aktinoidy. Z hľadiska stavebných materiálov nemajú praktický význam. Prvky môžeme rozdeľovať aj podľa ďalších hľadísk a to: Podľa elektronegativity možno prvky deliť na elektropozitívne a elektronegatívne (pozri ďalej). Podľa fyzikálnej a chemickej povahy, vyplývajúcej z ich elektrónovej konfigurácie ich atómov a elektronegativity, možno prvky rozdeliť na kovy, nekovy a polokovy. Väčšinu prvkov (> 80 %) tvoria kovy, menšiu časť nekovy. Polokovy sú prvky ktoré svojimi vlastnosťami tvoria prechod medzi kovmi a nekovmi. Zaraďujeme k nim B, Ge, As, Sb, Se, Te, At (uhlopriečka v tabuľke). Vyskytujú sa v kovovej i nekovovej modifikácii, sú krehkejšie ako kovy. Používajú sa často ako polovodiče. 2.2.2.3 SKUPINOVÉ NÁZVY PRVKOV Niektoré skupiny prvkov majú spoločné názvy. Názvy vznikli historicky, prípadne zohľadňujú delenie podľa pôvodu (výskytu) a vlastností. Sú to najmä tieto skupiny prvkov: 1/ alkalické kovy: Li, Na, K, Rb, Cs a Fr (I.A skupina prvkov, okrem vodíka). Z chemického hľadiska majú charakteristické vlastnosti kovov. Významné zlúčeniny týchto prvkov sú hydroxidy (napr. NaOH, KOH), ktoré sú dobre rozpustné vo vode a ich roztoky sú silne alkalické (zásadité), tj. majú ph > 7. Pod pojmom alkálie väčšinou rozumieme hydroxid sodný a draselný, niekedy aj priamo alkalické kovy v zlúčeninách. 2/ kovy alkalických zemín: (Mg), Ca, Sr, Ba, Ra (II.A skupina prvkov okrem Be a prípadne Mg). Zásaditosť nasýtených roztokov hydroxidov alkalických kovov, napr. Mg(OH) 2, Ca(OH) 2 alebo Ba(OH) 2 závisí od ich rozpustnosti vo vode. 3/ halogény: F, Cl, Br, I, At (VII.A skupina prvkov). Okrem astátu patria k nekovom. Sú silne elektronegatívne (pozri ďalej). So silne elektropozitívnymi prvkami sa zlučujú na zlúčeniny s typickým iónovým charakterom, soli. (Pôvod slova halogén - grécky solitvorný ). 4/ vzácne plyny: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn (VIII.A skupina prvkov), pozri vyššie. 5/ prechodné prvky: pozri vyššie. 11