Budowa atomu i konfiguracja elektronowa - To jest chemia 1 (ZP)

1.Atom

Najmniejsza cząstka pierwiastka chemicznego zachowująca jego właściwości chemiczne. Nie jest niepodzielny: składa się z jądra atomowego o ładunku dodatnim i elektronów ($\ce{e-}$) o ładunku ujemnym. Atom jest elektrycznie obojętny, bo ma tyle samo elektronów co protonów.

2.Jądro atomowe i nukleony

Jądro atomowe to najbardziej wewnętrzna część atomu, o ładunku dodatnim. Tworzą je protony ($\ce{p+}$) o ładunku dodatnim i obojętne elektrycznie neutrony ($\ce{n^0}$), nazywane wspólnie nukleonami. W jądrze skupia się praktycznie cała masa atomu.

3.Masa i ładunek protonu, neutronu i elektronu

Proton: masa ok. 1 u, ładunek elementarny +1. Neutron: masa ok. 1 u, brak ładunku. Elektron: masa ok. $\frac{1}{1840}$ u, ładunek -1. Masa elektronów jest tak mała, że można przyjąć, iż nie wpływa na masę atomu.

4.Unit (jednostka masy atomowej, u)

Jednostka, w której wyraża się masy atomów i ich składników: $1~\mathrm{u} = 1{,}66 \cdot 10^{-24}~\mathrm{g}$. Używa się jej, bo masy atomów są niewyobrażalnie małe - w unitach można je podać bez zapisu wykładniczego.

5.Liczba atomowa Z

Liczba protonów w jądrze atomowym. W obojętnym elektrycznie atomie jest równa również liczbie elektronów. Odczytuje się ją z układu okresowego.

6.Liczba masowa A

Suma liczby protonów i liczby neutronów w jądrze atomowym, czyli liczba nukleonów. Odczytuje się ją z tablic chemicznych zawierających informacje o izotopach.

7.Jak ustalić liczbę neutronów w atomie?

Liczba neutronów = A - Z (liczba masowa minus liczba atomowa). Obie liczby zapisuje się z lewej strony symbolu pierwiastka: A u góry, Z u dołu. Np. atom $\ce{^{39}_{19}K}$ ma 19 protonów, 19 elektronów i 39 - 19 = 20 neutronów.

8.Pierwiastek chemiczny

Zbiór atomów o takiej samej liczbie atomowej Z, czyli o takiej samej liczbie protonów w jądrze atomowym.

9.Izotopy

Atomy jednego pierwiastka chemicznego, które różnią się liczbą neutronów w jądrze: mają tę samą liczbę atomową Z, ale inną liczbę masową A. Są izotopy naturalne i sztuczne (wytwarzane w laboratoriach). Nazwa izotopu to nazwa pierwiastka i liczba masowa, np. izotop chloru 35 (chlor-35), symbol $\ce{^{35}Cl}$.

10.Jak rozpoznać izotopy jednego pierwiastka?

Porównuje się liczby atomowe Z i liczby masowe A dwóch atomów. Różne Z - to różne pierwiastki chemiczne. Takie same Z i A - to atomy tego samego izotopu. To samo Z, ale różne A - to atomy różnych izotopów tego samego pierwiastka.

11.Izotopy wodoru

Prot $\ce{^{1}_{1}H}$ (1 proton, 0 neutronów), deuter D $\ce{^{2}_{1}H}$ (1 proton, 1 neutron) i tryt T $\ce{^{3}_{1}H}$ (1 proton, 2 neutrony). Każdy z nich ma 1 elektron. W przyrodzie przeważa prot (99,98%), a tryt występuje w śladowych ilościach.

12.Masa atomowa pierwiastka chemicznego

Średnia ważona mas atomowych mieszaniny naturalnych izotopów pierwiastka, uwzględniająca ich rozpowszechnienie w przyrodzie. Nie jest liczbą całkowitą (np. wodór: 1,008 u). Odczytuje się ją z układu okresowego.

13.Zastosowania izotopów promieniotwórczych

Archeologia - określanie wieku obiektów na podstawie zawartości izotopu $\ce{^{14}C}$. Energetyka - $\ce{^{235}_{92}U}$ jako paliwo w elektrowniach jądrowych. Technika - detektory dymu (np. z $\ce{^{241}_{95}Am}$). Medycyna - wykrywanie nowotworów (np. $\ce{^{18}_{9}F}$) i ich leczenie ($\ce{^{60}_{27}Co}$). Izotopy promieniotwórcze mogą też być źródłem skażenia promieniotwórczego.

14.Powłoki elektronowe

Obszary wokół jądra atomowego, w których poruszają się elektrony. Oznacza się je literami K, L, M, N, O, P, Q (licząc od jądra, numery n = 1-7). Elektrony poruszają się bardzo szybko, więc nie można im przypisać stałego miejsca.

15.Maksymalna liczba elektronów w powłoce

Oblicza się ją ze wzoru $2n^2$, gdzie n to numer powłoki, licząc od jądra. Powłoka K (n = 1) mieści 2 elektrony, L - 8, M - 18, N - 32. Elektrony obsadzają najpierw powłoki położone najbliżej jądra.

16.Elektrony walencyjne i powłoka walencyjna

Elektrony walencyjne to elektrony, które uczestniczą w tworzeniu wiązań chemicznych - dzięki nim atomy łączą się w cząsteczki lub jony. Znajdują się w powłoce walencyjnej, którą w grupach 1.-2. i 13.-18. jest powłoka najbardziej oddalona od jądra.

17.Liczba powłok i elektronów walencyjnych a położenie w układzie okresowym

Liczba powłok elektronowych w atomie jest równa numerowi okresu. Liczba elektronów walencyjnych w grupach 1.-2. jest równa numerowi grupy, a w grupach 13.-18. - numerowi grupy minus 10 (oprócz helu, który ma tylko 2 elektrony). Np. chlor (3. okres, 17. grupa) ma 3 powłoki i 7 elektronów walencyjnych.

18.Rdzeń atomowy

Jądro atomowe razem z elektronami niewalencyjnymi, czyli wszystkimi elektronami oprócz walencyjnych. Podczas tworzenia wiązań chemicznych rdzeń atomowy nie zmienia składu.

19.Powłokowa konfiguracja elektronowa

Zapis informujący o liczbie i rozmieszczeniu elektronów w powłokach elektronowych: litera to symbol powłoki, a wykładnik - liczba elektronów w tej powłoce. Np. siarka (Z = 16): $K^2L^8M^6$.

20.Ustalanie powłokowej konfiguracji elektronowej

1) Numer okresu to liczba powłok. 2) Liczba atomowa to liczba elektronów w atomie. 3) Z numeru grupy ustal liczbę elektronów walencyjnych w ostatniej powłoce. 4) Resztę elektronów rozmieść od powłoki K (maks. 2), potem L (maks. 8). Powłoka walencyjna ma tyle elektronów, ile wynika z grupy, nawet gdy poprzednia nie jest pełna, np. wapń: $K^2L^8M^8N^2$.

21.Podpowłoki elektronowe

Grupy elektronów jednej powłoki, które różnią się energią. Liczba podpowłok w powłoce jest równa jej numerowi; oznacza się je literami s, p, d, f. Niezależnie od numeru powłoki podpowłoka s mieści 2 elektrony, p - 6, d - 10, a f - 14.

22.Podpowłokowa konfiguracja elektronowa

Zapis informujący o liczbie i rozmieszczeniu elektronów w podpowłokach s, p, d, f: cyfra to numer powłoki, litera - symbol podpowłoki, a wykładnik - liczba elektronów w podpowłoce. Np. azot (Z = 7): $1s^2 2s^2 2p^3$. Suma wykładników jest równa liczbie elektronów.

23.Kolejność obsadzania podpowłok

Elektrony obsadzają podpowłoki od tej o najniższej energii (najbliżej jądra) do tej o najwyższej: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s. W obrębie powłoki kolejność jest s, p, d, f. Gdy atom ma najwyżej 20 elektronów, zapełniane są tylko podpowłoki s i p.

24.Zapis podpowłokowy na podstawie powłokowego

1) Zapisz konfigurację powłokową. 2) Zastąp symbole powłok ich numerami (K - 1, L - 2, M - 3). 3) Za numerem powłoki dopisz symbole jej podpowłok. 4) W wykładnikach wpisz liczby elektronów, zapełniając najpierw s (2), potem p (6). Np. krzem: $K^2L^8M^4 \rightarrow 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^2$.

25.Skrócony zapis konfiguracji elektronowej

Fragment konfiguracji odpowiadający konfiguracji helowca (gazu szlachetnego) poprzedzającego dany pierwiastek zastępuje się symbolem tego helowca w nawiasie kwadratowym. Hel: $1s^2$, neon: $1s^2 2s^2 2p^6$, argon: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$. Np. azot: $1s^2 2s^2 2p^3$, czyli $[\mathrm{He}]\,2s^2 2p^3$.

26.Konfiguracja elektronowa jonów

Zapisuje się ją tak jak konfigurację atomu, tylko z inną liczbą elektronów. Dla kationu od liczby elektronów atomu odejmuje się tyle elektronów, ile wynosi ładunek, a dla anionu - tyle się dodaje. Np. $\ce{P^3-}$: 15 + 3 = 18 elektronów, $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$.

27.Konfiguracja helowca w jonach

Większość atomów, tworząc jony, uzyskuje konfigurację elektronową najbliższego helowca. Aniony mają konfigurację helowca z tego samego okresu (np. $\ce{S^2-}$ - argonu), a kationy - helowca z poprzedniego okresu (np. $\ce{Mg^2+}$ - neonu).

28.Budowa układu okresowego

Pierwiastki chemiczne są ułożone według zwiększającej się liczby atomowej Z. Poziome rzędy to okresy, a pionowe kolumny - grupy. Położenie pierwiastka nie jest przypadkowe: wynika z budowy jego atomów i pozwala wnioskować o jego właściwościach.

29.Nazwy grup układu okresowego

Grupa 1. - litowce, 2. - berylowce, 13. - borowce, 14. - węglowce, 15. - azotowce, 16. - tlenowce, 17. - fluorowce, 18. - helowce. Nazwa pochodzi od pierwszego pierwiastka grupy. Wyjątkiem są litowce: wodór bardzo różni się właściwościami od pozostałych pierwiastków 1. grupy.

30.Podobieństwo właściwości pierwiastków w grupie

Właściwości pierwiastków powtarzają się okresowo. Pierwiastki jednej grupy mają podobne właściwości chemiczne, bo ich atomy mają tyle samo elektronów walencyjnych (wyjątek: hel), a to one decydują o właściwościach. Pierwiastki jednego okresu mają różne właściwości chemiczne.

31.Bloki konfiguracyjne

Zbiory pierwiastków o podobnej konfiguracji elektronów walencyjnych, nazywane też blokami energetycznymi i oznaczane jak podpowłoki: s, p, d, f. Blok s - grupy 1. i 2. oraz hel, blok p - grupy 13.-18. bez helu, blok d - grupy 3.-12., blok f - lantanowce i aktynowce.

32.Konfiguracja elektronowa z położenia w układzie okresowym

Zacznij od wodoru i przesuwaj się w prawo wzdłuż kolejnych okresów aż do danego pierwiastka. Liczba pól przebytych w bloku s lub p danego okresu to liczba elektronów w podpowłoce s lub p tej powłoki. Np. siarka (3. okres, 16. grupa): $1s^2$, potem $2s^2 2p^6$, potem $3s^2 3p^4$.

33.Położenie pierwiastka na podstawie konfiguracji elektronowej

Numer ostatniej powłoki (największe n) to numer okresu. Blok wskazuje symbol ostatniej podpowłoki: elektrony walencyjne tylko w s - blok s, w s i p - blok p. Numer grupy w bloku s jest równy liczbie elektronów walencyjnych, a w bloku p - tej liczbie plus 10. Np. $[\mathrm{He}]\,2s^2 2p^2$: 2. okres, 14. grupa, blok p.

34.Promień atomowy

Odległość między jądrem atomowym a najbardziej oddalonymi od niego elektronami. Zależy od liczby elektronów, a dokładniej od liczby powłok elektronowych, oraz od siły przyciągania elektronów przez jądro, czyli od ładunku jądra.

35.Zmiana promienia atomowego w układzie okresowym

W blokach s i p w okresie promień atomowy zmniejsza się wraz ze wzrostem Z: liczba powłok się nie zmienia, ale jądro o coraz większym ładunku silniej przyciąga elektrony. W grupie promień zwiększa się z góry na dół, bo przybywa powłok, np. fluor - 64 pm, chlor - 99 pm, brom - 114 pm, jod - 133 pm.

36.Energia jonizacji

Energia potrzebna do oderwania elektronu z powłoki elektronowej. Im większy promień atomowy, tym mniejsza energia jonizacji, bo dalsze elektrony są słabiej związane z jądrem - jego przyciąganie osłabiają elektrony z bliższych powłok. Energia jonizacji zwiększa się w okresie wraz z numerem grupy, a zmniejsza się w grupie wraz z numerem okresu.

37.Odrywanie kolejnych elektronów

Oderwanie elektronu od dodatnio naładowanego jonu wymaga większej energii niż oderwanie go od obojętnego atomu, bo pozostałe elektrony są silniej przyciągane przez jądro. Dlatego energia potrzebna do oderwania kolejnych elektronów od kationu jest coraz większa.

38.Metale i niemetale w układzie okresowym

Atomy metali łatwiej oddają elektrony, niż je przyjmują; metale zajmują lewą część układu okresowego. Atomy niemetali łatwiej przyjmują elektrony, niż je oddają; leżą w prawej górnej części. W okresie charakter metaliczny zmniejsza się (od typowo metalicznego w grupach 1.-2. do typowo niemetalicznego w grupach 17.-18.), a w grupie - zwiększa.

39.Aktywność chemiczna

Zdolność atomu pierwiastka do oddziaływania z innymi atomami. Najaktywniejsze metale leżą w grupach 1. i 2. (np. cez, rubid, potas) i tworzą kationy; aktywność metali zmniejsza się w okresie, a zwiększa w grupie. Najaktywniejsze niemetale leżą w grupach 16. i 17. (np. fluor, chlor, tlen) i tworzą aniony; ich aktywność zwiększa się w okresie, a zmniejsza w grupie.

40.Mała aktywność helowców

Helowce (18. grupa) są wyjątkowo mało aktywne chemicznie, bo ich atomy mają trwałe konfiguracje elektronowe: trudno oderwać od nich elektrony i równie trudno dodać elektrony do ich atomów.