COULOMB, 1785. g

F = k · Q1 · Q2 /r2

Q1 i Q2 – količina naboja (+, -)

r – udaljenost između nabojaMeđu fizičarima koji su proučavali građu atoma ističu se:

P. LenardC.T.R.Wilson Sir E. Rutherford (1911.)

J.J.THOMPSON (1897.) – odredio masu elektrona

- otkrio katodne zrake (e-)

G.J.STONEY (1891.) – otkrio elektron i dao mu ime

R.A.MILLIKAN (1909.) – odredio naboj elektrona

- eksperimentalno odredio naboj: Q = 1,6 · 10-19C

K.C.RÖNTGEN (1895.) – otkrio X-zrake

-slične zrakama svjetlosti ali mnogo kraćih valnih duljina

(0,01 do 1 nm)

H.BECQUEREL (1896.) – otkrio pojavu zračenja u uranovim spojevima (radioaktivnost)

MARIJA SKLODOWSKA – CURIE

i PIERRE CURIE

- potaknuti istraživanjima radioaktivnosti izolirali su RADIJ i POLONIJ

E.RUTHERFORD i F.VILLARD

- našli su da se radioaktivno zračenje prirodnih izvora sastoji od:

α – čestica

β – čestica

γ - zraka

- u magnetskom se polju različito otklanjaju

IZVOR ZRAČENJA

(+) N

(-) S

β- čestice

γ - zrake

α - čestice

- α – čestice, + nabijene jezgre atoma helija

- β – čestice, - nabijene elektroni (a potječu iz jezgre)

- γ – zrake, ne otklanjaju se ni u magnetskom ni u električnom polju

to su elektromagnetski valovi duljine vala 0,001 do 0,1 nm

Radioaktivnim zračenjem mijenja se jezgra atoma elementa:

- to je radioaktivna pretvorba ili radioaktivni raspadα i β čestice potječu iz jezgre atoma, a javljaju se kao posljedica nestabilnosti jezgre zbog velikog broja protona

Reakcija je ireverzibilna, nastaje novi element!

- brzina reakcije je neovisna o vanjskim utjecajima, a oslobođena je energija oko 106 puta veća od energije koja se oslobađa kemijskom reakcijom

1. RUTHERFORD – ov model atoma (1911.)

2. BOHR – ov model (1913.)

3. SCHRÖDINGER – ov model: valno - mehanički model (1926.)

- eksperimentalno je dokazao da je masa atoma sadržana u jezgri i da je jezgra pozitivno nabijena

Eksperiment je izveo tako da je α – zrake propuštao kroz listić zlata debljine 500 nm (sadrži oko 2000 slojeva atoma); oko listića zlata postavio je zaslon ZnS

Ra

α – čestice

Au 500 nm

zaslon ZnS

Zaključak: budući su zrake prolazile kroz listiće, a malo ih se otklonilo masa atoma nalazi se u vrlo maloj jezgri koja je pozitivna, a atom je zapravo relativno prazna struktura

Izračunao je i promjer jezgre: vrlo je sićušna; kad bi atom bio uvećan 100 milijardi puta (1011) imao bi promjer oko 10 m,

u središtu bi se nalazila jezgra s više od 99,9% mase, i promjera oko 1 mm.

Jezgra je (+) naboja, a oko jezgre se kreću sićušne čestice (brzinom 106 m/s) negativnog naboja (–) koje je STONEY nazvao elektroni (me = 9,11 · 10-31 kg)

Jezgra se sastoji od dvije osnovne vrste čestica, tzv. nukleona:

- protoni (p) i neutroni (n)

Rutherford J.Chadwick

- proton: masa (p) = 1,67 · 10-27kg

- maseni broj 1, nabojni broj +1

naboj: 1,6 · 10-19C

- neutron: masa (n) = 1,67 · 10-27 kg

- maseni broj 1, nema naboja

- broj protona u jezgri jednak je ATOMSKOM BROJU (Z), može biti od 1 do 110

- zbroj masa protona i neutrona daje masu atoma, a zbroj protona i neutrona daje MASENI BROJ (A)

Broj neutrona može varirati u atomima istog elementa, a da se kemijska svojstva pri tome ne mijenjaju (jer ona ovise o elektronskoj ovojnici).

Simbol atoma

Maseni broj

Atomski broj

Atom ugljika-12 Atom kisika-16

Atomi koji imaju isti atomski broj (Z), a različite masene brojeve (A) zovu se – IZOTOPI.

IZOTOPI – su atomi istog elementa koji imaju isti atomski broj, a različite masene brojeve (razlikuju se po broju neutrona u jezgri).

Od 92 prirodna elementa samo se njih 20 sastoji od jedne vrste izotopa – MONONUKLIDNI elementi.

POLINUKLIDNI elementi – sastoje se od različitih nuklida.

Poznato je 239 izotopa. Najviše ima Sn: čak 10 izotopa.

IZOBARI – atomi koji imaju isti maseni broj (A), a različite atomske brojeve (Z).

Omjer broja protona i neutrona u jezgri:

p : n = 1 : 1 do 1 : 1,6 - unutarnja ravnoteža jezgre

Ako je taj omjer veći, jezgra postaje nestabilna,

neutron može prijeći u proton:

n p+ + e- ΔE = - 71,0 GJ/mol

- ovo se zbiva pri prirodnom radioaktivnom raspadu elemenata i umjetnoj pretvorbi elemenata

Ako je taj omjer manji, proton se može pretvoriti u neutron:

p+ n + e+ ΔE = 167,5 GJ/mol

pozitron

Elektron (e-) i pozitron (e+) – LEPTONI (elektroni u jezgri atoma)

IZOTOPI VODIKA

H1

1H

2

1H

3

1

Deuterium

Tritium

Protium

Izotopi vodika

vodik deuterij tricij

proton elektron neutron

IZOTOPI UGLJIKA

C C C12

6

13

6

14

6

no =12 - 6 13 – 6 14 – 6

no = 6 7 8

no = maseni broj - redni broj

IZOTOPI KISIKA

O O O 16

8

17

8

18

8

no = 8 9 10

ATOM je uvijek neutralan!

- broj protona u jezgri = broju elektrona u elektronskom omotaču

Atomska masa je srednja masa izotopnog sastava pojedinog elementa.Npr.

BA

5

A = 10,81

IZOTOPI BORA

B B10

5

11

5

- u izotopnoj smjesi: 19,7% 80,3%

ATOMSKA MASA

(10,013 · 19,7) + (11,009 · 80,3)

100

Niels Bohr (danski fizičar)

- 1922. – Nobelova nagrada

Još su u drugoj polovici 19. stoljeća fizičari i kemičari (kao KIRCHHOFF i BUNSEN) proučavali građu atoma.

- otkrili su emisijske i apsorpcijske spektre svjetlosti koji su karakteristični za svaku tvar (jer im je izvor u atomima)

- atomi mogu emitirati i apsorbirati elektromagnetske valove

M.PLANCK (1900.)

- postavio je teoriju diskontinuiranosti energije:

- užareno tijelo može emitirati ili apsorbirati samo višekratnike određenog najmanjeg kvanta energije zračenja, koji je za svaku frekvenciju (ν) različit i njemu proporcionalan

Ta najmanje energija nazvana je KVANT ENERGIJE.

Emitirana ili apsorbirana energija ima vrijednost:

E = n · h · ν

E = energija

h = Planckova konstanta (6,6 · 10-34 Js)

ν = frekvencija emitiranog ili apsorbiranog zračenja

n = cijeli broj (1, 2, 3, ...) broj atoma, molekula, tj. tzv. OSCILATORA

FOTOELEKTRIČNI EFEKT – pojava emisije elektrona s površine metala uslijed djelovanja UV – zračenja (ili rendgenskih zraka)

- oslobođeni elektroni zovu se – FOTOELEKTRONI

A. EINSTEIN – objašnjava fotoelektrični efekt

- postavlja fotoelektričnu teoriju, pretpostavlja da se svjetlost sastoji od kvanta energije svjetlosti h · ν

Ti se kvanti po G.W.LEWISU od 1926. zovu se FOTONI.

Einsteinova fotoelektrična jednadžba

h · ν = Ei + m · v2/2h · ν = energija fotona

Ei = energija ionizacije (energija potrebna za izbacivanje jednog elektrona s površine metala)

kinetička energija fotoelektrona

Niels Bohr (1913.)

- na temelju Planckove kvantne i Einsteinove fotoelektrične teorije, te proučavanjem linijskih spektara vodika postavio je teoriju o građi atoma

- Bohr je pretpostavio da se elektroni mogu nalaziti oko jezgre samo u određenim putanjama (dopuštenim) – I Bohrov postulat

- u takvom STACIONARNOM STANJU – atom ne emitira energiju

Putanja elektrona u kojoj je atom najstabilniji je njegovo OSNOVNO ili NORMALNO STANJE.

Dodavanjem energije atom prelazi u stanje više energije, jer POBUĐENI elektron prelazi u viši energetski novo.

Pobuđeno stanje elektrona traje svega 10-8 sekundi!

Povratkom u normalno stanje atom apsorbiranu energiju emitira, jer se elektron vraća s višeg energetskog nivoa na niži.

Energija zračenja jednaka je razlici energije E2 i E1 tj. zračenje koje se oslobađa pri povratku elektrona iz pobuđenog u normalno stanje.

ΔE = E2 – E1

ΔE = h · ν2 - h · ν1 = h · (ν2 - ν1 )

Vodik Helij Litij Berilij

II Bohrov postulat

- apsorpcija i emisija energije zbiva se samo prilikom prijelaza

elektrona iz jedne dopuštene putanje u drugu

III Bohrov postulat

- mogući su skokovi elektrona s viših energetskih nivoa ne samo u

normalno stanje, nego i na ostale niže nivoe

Kvantnomehanički model atoma bitno se razlikuje od Bohrovog:

-Schrödinger uvodi pojam prostor vjerojatnosti nalaženja elektrona oko atomske jezgre, a to nisu putanje kao mjesta smještanja elektrona oko jezgre (kod Borhovog modela)

- taj se prostor može predočiti kao elektronski oblak različite gustoće oko atomske jezgre

Schrödinger (1926.)

- riješio problem kako zajedno obuhvatiti KORPUSKULARNU (čestičnu) i VALNU PRIRODU elektrona u atomu

- karakteristična veličina svake valne pojave je VALNA FUNKCIIJA tj. amplituda vala kao funkcija prostornih koordinata x, y i z

- Schrödinger je dao osnovnu jednadžbu elektrona

δ2Ψ/δx2 + δ2Ψ/δy2 + δ2Ψ/δz2 + 8π2m/h2 (E – V) Ψ = 0

m – masa elektrona

E – ukupna energija elektrona

V – potencijalna energija elektrona koja je funkcija prostornih koordinata (V = - kZe2/r)

Rješenja ove kvadratne diferencijalne jednadžbe u ovisnosti o x, y i z daju valne funkcije Ψ za razna kvantna stanja atoma i njima odgovarajuće energije elektrona.

Valne funkcije Ψ moraju sadržavati konstante određenih vrijednosti da bi zadovoljavale Schrödinger–ovu jednadžbu.

Postoje tri takve konstante, a njihove vrijednosti su

KVANTI BROJEVI.

Svaka određena kombinacija takvih triju kvantnih brojeva odgovara dopuštenom energetskom stanju elektrona.

Valna funkcija koja odgovara kombinaciji triju kvantnih brojeva naziva se – ORBITALA.

GRAĐA ELEKTRONSKE OVOJNICE

- stanje elektrona u atomu potpuno je definirano s 4 KVANTNA BROJA

n – glavni kvantni broj: predstavlja glavni energetski nivo

- energetske ljuske: vrijednosti su 1 – 7

- označavaju se slovima: K, L, M, N, O, P, Q

p+

n 0

jezgra

K

n 1

L

2

2e-

s2

8e-

s2p6

M

3

18e-

s2p6d10

N

4

32e-

s2p6d10f14

O

5

P

6

Q

7

l – orbitalni kvantni broj (sporedni )

- ima vrijednosti 0, 1, 2, 3 ......... (n – 1)

- određuje oblik orbitale

l = 0 s – orbitale (kuglaste)

l = 1 p – orbitale (usmjerene prema osima koordinatnog sustava)

pz px py

l = 2 d – orbitale

l = 3 f - orbitale

ml – magnetski kvantni broj

- ima vrijednosti +l do –l

- predstavlja prostornu usmjerenost orbitale pod utjecajem vanjskog magnetskog polja

ms – kvantni broj spina

- ima vrijednosti + ½ i – ½ za svaku vrijednost ml

U svakoj orbitali mogu se nalaziti samo 2 elektrona sa suprotnim spinom!

Spin – vrtnja elektrona oko vlastite osi – zapravo je svojstvo elektrona kao što su to masa i naboj.

W. Pauli, švicarski znanstvenik je definirao princip raspodjele elektrona po orbitalama, :

Paulijev princip zabrane:

“Dva elektrona ni u slobodnom ni u vezanom stanju ne mogu imati jednaka sva četiri kvantna broja”

Elektronska konfiguracija K- ljuske

n = 1

l = 0

ml = 0

ms = + ½ i – ½ ( )

Dakle, u prvoj ljusci mogu biti samo 2 elektrona koji se razlikuju po spinu

l = 0, znači da je orbitala s – kuglasta

K – ljuska ima konfiguraciju 1s2 (jedan es dva)

Elektronska konfiguracija L – ljuske

n = 2

l = 0 (s) 1 (p)

ml = 0 -1 0 +1

ms = +-1/2 +-1/2 +-1/2 +-1/2

Oznake elektrona

L – ljuska može sadržavati najviše osam elektrona; dva u s – orbitali,

a šest u 3p – orbitalama od kojih svaka može imati dva elektrona.

Konfiguracija L – ljuske: 2s2 2p6 (“dva es dva, dva pe šest”)

Elektronska konfiguracija M- ljuske

n = 3

l = 0 1 2

ml = 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2

ms = +-1/2 (9x)

s p d 3s2 3p6 3d10

Maksimalni broj elektrona u ljusci je 2n2 ( n = glavni kvantni broj), ali u

vanjskoj ljusci maksimalno može biti smješteno 8 elektrona.

Elektronska konfiguracija N - ljuske

n = 4

l = 0 1 2 3

ml = 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3

ms = +-1/2 (16x)

N –ljuska može sadržavati maksimalno 32 elektrona koji su razmješteni

u četiri vrste orbitala: s, p, d, f

s p d f

1s1

2

2s

3

2p

4

3s

5

3p

6

4s

7

3d

8

4p

9

5s

10

4d

13

4f

11

5p

14

5d

17

5f

126s

15

6p

18

6d

16

7s

19

7p

Shema popunjavanja orbitala u atomu

1H 1p+

1e-

1s1

broj elektrona

vrsta orbitale

glavni energetski nivo nesparen elektron

PARAMAGNETIČAN

2He 2p+

2e-1s2 spareni elektroni

- spinovi se poništavaju pa atom He nema ni impuls vrtnje ni magnetski moment, zato je DIAMAGNETIČAN

3Li

3p+ 2e-

K

1e-

L

1s2 2s1

+1 valentan

4Be1s2 2s2

+2 valentan

5B 5p+

K L

2e- 3e- +3 valentan

1s

2s

1s

2s

2s

1s

2p

4p+2e- 2e-

HUNDOVO PRAVILO – najprije se popunjavaju prazne orbitale, a tek zatim dolazi do sparivanja elektrona sa suprotnim spinovima.

6C 1s2 2s2 2p2

+ 4 valentan

7N 1s2 2s2 2p3

+ 5 valentan (max.)

- 3 valentan (min.)

8O 1s2 2s2 2p4

- 2 valentan

- 1 valentan

9F 1s2 2s2 2p5

- 1 valentan

10Ne 1s2 2s2 2p6

neutralan

19K 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 4s se popunjava prije nego 3d

+1 valentan

20Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d prazna

+ 2 valentan

21Sc 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2

24Cr 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d4 4s2

moguće valencije: Cr 2+ CrCl2

Cr 3+ Cr2O3

Cr 6+ K2Cr2O7

25Mn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2

Moguće valencije: Mn 7+ KMnO4

Mn 2+ MnCl2

Mn 6+ K2MnO4

Mn 4+ MnO2

26Fe 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 4s2

Fe 2+ FERO – ion (bez 4s2 elektrona!)

Fe 3+ FERI – ion (bez 4s2 i 1d elektrona)

- spareni d – elektron se može osloboditi)

29Cu 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1

Cu 1+ CUPRO – ion (bez 4s1)

Cu 2+ CUPRI – ion (bez 4s2)

30Zn 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2

STABILAN – jer su popunjene sve orbitale do 3 energetskog nivoa.

Zn 2+ bez 4s2 elektrona (ZnO, ZnSO4, ZnCl2)

31Ga - 36Kr 36Kr – plemeniti plin; ima popunjene sve raspoložive orbitale, nereaktivan

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6

15P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

moguće valencije : max. + 5 min. - 3

P2O5 PH3

17Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

moguće valencije: - 1 (HCl) do +7 (HClO4)

76Os 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4f 14 5s2 5p6 5d6 6s2

28Ni 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8

35Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

82Pb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p2