2. Stavba atomu, atomové jádro, radioaktivita. Atomový orbital, výstavbový princip, elektronová konfigurace prvků B)

Radioaktivita je schopnost některých atomů odštěpovat ze svého jádra protony a tím se „měnit“ na jiné prvky.
Rozlišujeme 3 typy záření:

α - kladně nabité částice – možné odstínit papírem
Emise alfa částice
• Částice 4He
• Alfa částice opouští jádro rychlostí 10% c
• Velmi malá penetrace, několik cm ve vzduchu, zastaví je list papíru
• Velmi škodlivé pro buňky
• Inhalace



β - záporně nabité částice – je možné je odstínit hliníkovou deskou
Jádra s nadbytkem neutronů, nedostatek
protonů
• Beta částice jsou elektrony (ale ne zelektronového obalu!!!)
• Vznikají rozpadem neutronu
• Elektron opouští jádro rychlostí 90% c
• Penetrace větší než alfa, několik m ve vzduchu

Emise positronu
• Jádra s nadbytkem protonů, nedostatek neutronů
• Positron se rekombinuje během 10 −10 s
• Velmi malá penetrace

Elektronový záchyt
• Elektron z elektronového obalu atomu může být zachycen jádrem
• Zachycený e přemění p na n, e z vnější slupky klesne na volnou hladinu, emise rentgenového záření
• Jádra s Z větší jak 83 nemohou dosáhnout stabilitu beta emisí, pozitronovou emisí nebo elektronovým záchytem

χ - neutrálně nabité částice. Má podobný charakter jako světlo, ale je
mnohem pronikavější. Velmi nebezpečné živým organismům. Je možné jej zastavit olověným blokem.
• Jádra s nadbytkem energie emitují gama částice
• Elektromagnetické záření s velmi krátkouvlnovou délkou
• Vysoká energie, MeV
• Rychlost světla
• Hluboká penetrace, 500 m ve vzduchu
m99Tc → 99Tc + γ

Atomový orbital

Atomový orbital je vlastně vlnovou funkcí elektronu, který obíhá okolo jádra. Dle Heisenbergova zákona neurčitosti není možné v jednom okamžiku zachytit zároveň polohu a hybnost elektronu. Z tohoto zákona dále vyplívá, že protože známe energii elektronu, nemůžeme určit jeho polohu.
Jinými slovy nejsme schopni přesně určit, jak se elektron okolo jádra pohybuje a orbital je jakýmsi mírným zjednodušením. Pohyb elektronu okolo jádra je popisován Schredingerovou rovnicí, která je přesně řešitelná pouze pro atomy vodíku a jedno elektronové soustavy.
Atomové orbitaly jsou definovány pomocí čtyř čísel, tzv. kvantových čísel:


Hlavní kvantové číslo – n: udává energii elektronu, a tím také vzdálenost od jádra,
protože čím dále je elektron od jádra, tím větší musí mít energii.
Vedlejší kvantové číslo – l: může nabývat hodnot od 0 po n-1, což znamená, že je
vždy menší, než hlavní kvantové číslo. Místo čísel však používáme písmena:
0 = s, 1 = p, 2 = d, 3 = f … Vedlejší kvantové číslo udává moment hybnosti
elektronu.
Magnetické kvantové číslo – m: může se měnit v rozmezí od –l po +l. Udává složku
momentu hybnosti elektronu v případech, kdy se atom nachází v elektrickém,
nebo magnetickém poli.
Magnetické spinové číslo - ms: Určuje směr rotace elektronu okolo jádra. Nabývá
hodnot +1/2 a –1/2

Bornova interpretace vlnové funkce
• Ψ(x,y,z) je řešením stacionární Schrödingerovy rovnice
• (Ψ nemá fyzikální význam)
• | Ψ |2 dV pravděpodobnost výskytu elektronu v objemu dV
• Atomový orbital . prostor v okolí jádra atomu, ve kterém se elektron vyskytuje s nejvyšší pravděpodobností.
• Pro znázornění AO se uvažuje pravděpodobnost větší než 0,90

Kvantová čísla
• Hlavní kvantové číslo (n) charakterizuje energii AO nabývá hodnot: n = 1, 2, 3, ...
• Vedlejší kvantové číslo (l) určuje tvar AO nabývá hodnot: l = 0, 1, 2, ..., n-1
• Magnetické kvantové číslo (ml) určuje orientaci AO k souřadnému systému nabývá hodnot mnší než -1, plus 1 větší(včetně 0)
• Spin (ms) odpovídá vnitřnímu momentu hybnosti elektronu nabývá hodnot -1/2, + ½

Hlavní kvantové číslo
• Určuje energii hladiny - vyšší n má vyšší energii, méně stabilní
• Stejné jako v Bohrově modelu
• Přípustné hodnoty 1 až ∞
• Pro každé n existuje n2 degenerovaných hladin l = n-1
• Σ (2l + 1) = n2 l=0



Vedlejší kvantové číslo l
Určuje typ orbitalu (0 až n-1)
l = 0 (orbital s)
l = 1 (orbital p)
l = 2 (orbital d)
l = 3 (orbital f)
l = 4 (orbital g) nenízaplněn elektrony u atomů v základním stavu.
Atomové orbitaly (d)
Orbitaly typu d (n=3,…; I=2; mI=-2, -1, 0, +1, +2)



Magnetické spinové číslo
- mx dosahuje hodnoty +1/2 nebo -1/2


Výstavbový princip spočívá v tom, že elektrony obsazují atomové orbitaly od té energeticky nejméně náročné – tzn. od té nejblíže jádru. Pokud by měl elektron přejít do vrstvy dále od jádra, musel by energii přijmout. Pokud by měl přejít do orbitalu blíže jádru, musel by energii vydat ve formě záření – fotonů.

Výstavba elektronového obalu
• Elektrony obsazují jednotlivé AO v pořadí rostoucí aktuální energie.
• Pořadí určuje výstavbový trojúhelník.
• Pauliho princip výlučnosti
V atomu neexistují dva elektrony, jejichž všechna kvantová čísla jsou shodná
Hundovo pravidlo
Elektrony jsou v atomu rozděleny tak, aby v degenerovaných orbitalech byl maximálně možný počet elektronů se stejným spinem.
Elektronová konfigurace je údaj, který nás informuje o tom, kolik elektronů atom má a jak jsou uspořádány. Každá elektronová vrstva může obsahovat určitý maximální počet elektronů. Maximálně v jedné vrstvě smí být 32 elektronů a to pouze u prvků 6. periody.