Budowa atomu

1.1 Jądro atomowe

Jądro atomu jest gęstym, dodatnio naładowanym obszarem znajdującym się w centrum atomu. Składa się z:

• Protonów (
  ${<br>}^{}$

  p+) – mają ładunek dodatni (+1e) i masę około 1 u (jednostka masy atomowej). Liczba protonów określa liczbę atomową Z, czyli tożsamość pierwiastka.

• Neutronów (
  $n^0$

  n0) – są elektrycznie obojętne i mają masę bliską 1 u. Liczba neutronów wpływa na masę atomową i decyduje o izotopach danego pierwiastka.

🔹 Siły jądrowe – protony i neutrony w jądrze są utrzymywane razem przez silne oddziaływania jądrowe, które są znacznie silniejsze od sił elektrostatycznych, ale działają tylko na bardzo małych odległościach (ok.
${10}^{-15}$

10−15 m).

🔹 Izotopy – atomy tego samego pierwiastka, które różnią się liczbą neutronów. Przykłady:

• Wodór:
  ${}^{1}H$

  (protium),
  ${}^{2}H$

  (deuter),
  ${}^{3}H$

  3H (tryt)

• Węgiel:
  ${}^{12}C$

  ,
  ${}^{13}C$

  ,
  ${}^{14}C$

  14C

1.2 Powłoki elektronowe i chmura elektronowa

Elektrony (
$e^{-}$

e−) to cząstki o ujemnym ładunku (-1e) i masie około 1/1836 u (znacznie mniejszej niż protony i neutrony). Elektrony krążą wokół jądra, tworząc chmurę elektronową, a ich rozmieszczenie opisuje model kwantowy atomu.

2. Model kwantowy atomu

2.1 Liczby kwantowe

Każdy elektron w atomie opisują cztery liczby kwantowe:

1️⃣ Główna liczba kwantowa (
$n$

n)

• Określa numer powłoki elektronowej, czyli odległość elektronu od jądra.
• Przyjmuje wartości:
  $n=1,2,3,4,\mathrm{.}\mathrm{.}\mathrm{.}$

  n=1,2,3,4,…

• Większe wartości
  $n$

  n oznaczają wyższy poziom energetyczny.

2️⃣ Poboczna liczba kwantowa (
$l$

l)

• Określa typ podpowłoki (kształt orbitalu).
• Przyjmuje wartości od 0 do
  $n-1$

  n−1:

  • 
    $l=0$

    l=0 → podpowłoka s (sferyczny kształt)

  • 
    $l=1$

    l=1 → podpowłoka p (dwa płatki)

  • 
    $l=2$

    l=2 → podpowłoka d (cztery płatki)

  • 
    $l=3$

    l=3 → podpowłoka f (złożony kształt)

3️⃣ Magnetyczna liczba kwantowa (
$m_l$

ml​)

• Określa orientację orbitalu w przestrzeni.
• Przyjmuje wartości od
  $-l$

  do
  $+l$

  +l.

4️⃣ Spinowa liczba kwantowa (
$m_s$

ms​)

• Określa spin elektronu (kierunek jego obrotu).
• Może przyjąć tylko dwie wartości:
  $+\frac{1}{2}$

  lub
  $-\frac{1}{2}$

  .

🔹 Zakaz Pauliego – w jednym atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o identycznym zestawie czterech liczb kwantowych.

3. Rozmieszczenie elektronów – konfiguracja elektronowa

Elektrony zajmują powłoki energetyczne zgodnie ze wzrastającą energią– najpierw wypełniają poziomy o niższej energii:

• Powłoka K:
  $n=1$

  n=1 → 2 elektrony

• Powłoka L:
  $n=2$

  n=2 → 8 elektronów

• Powłoka M:
  $n=3$

  n=3 → 18 elektronów

• Powłoka N:
  $n=4$

  n=4 → 32 elektrony

3.1 Zapis konfiguracji elektronowej

Przykładowe konfiguracje elektronowe:

• Wodór (H, Z = 1) →
  $1s^1$

  1s1

• Tlen (O, Z = 8) →
  $1s^{2}2s^{2}2p^4$

  1s22s22p4

• Sód (Na, Z = 11) →
  $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^1$

  1s22s22p63s1

• Siarka (S, Z = 16) →
  $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^4$

  1s22s22p63s23p4

🔹 Reguła Hunda – elektrony najpierw zajmują wolne orbitale w danej podpowłoce, zanim utworzą pary.

🔹 Zakaz Pauliego – w jednym orbitalu mogą znajdować się maksymalnie dwa elektrony o przeciwnych spinach.

4. Właściwości pierwiastków wynikające z budowy atomu

1️⃣ Elektroujemność

• Określa zdolność przyciągania elektronów przez atom.
• Rośnie w prawo i w górę układu okresowego.

2️⃣ Promień atomowy

• Odległość od jądra do najbardziej oddalonego elektronu.
• Maleje w prawo w okresie, rośnie w dół grupy.

3️⃣ Energia jonizacji

• Minimalna energia potrzebna do oderwania elektronu.
• Rośnie w prawo w okresie, maleje w dół grupy.

4️⃣ Powinowactwo elektronowe

• Energia uwalniana przy przyjęciu elektronu przez atom.