Periodická soustava prvků a její zákonitosti, anorganické názvosloví

ELEKTRONOVÝ OBAL

• je tvořen elektrony – částicemi se záporným nábojem, které kompenzují kladný náboj jádra, jejich počet v elektricky neutrálním atomu je roven počtu protonů v jádře (tedy protonovému číslu Z)

Stavba elektronového obalu

• ELEKTRONOVÁ HUSTOTA – hodnota pravděpodobnosti výskytu elektronu v daném místě, oblasti nejhustšího výskytu elektronů v el obalu (s nejvyšší el hustotou) se nazývají ORBITALY

• orbital, tedy oblast nejhustšího rozložení elektronů kolem jádra, jejich stavy a energii charakterizují 3 kvantová čísla

• HLAVNÍ KVANTOVÉ ČÍSLO n – určuje energii elektronu v atomu a nabývá hodnot 1 až nekonečno (pouze přirozená čísla), elektrony se stejným hlavním kvantovým číslem tvoří elektronovou vrstvu (slupku), jednotlivé slupky se značí písmeny K,L,M,N,O,P,Q …, nebo čísly 1,2,3,4,5,6,7,… podle rostoucího n

• VEDLEJŠÍ KVANTOVÉ ČÍSLO l – určuje tvar a energii orbitalu a nabývá hodnot 0 až n-1, hodnoty vedlejšího kvantového čísla se označují určitým písmenem, písmena se píšou za hlavní kvantové číslo

• elektrony se stejným hlavním a vedlejším kvantovým číslem (se stejnou energií) tvoří podslupku, mají stejnou energii a liší se pouze magnetickým číslem = DEGENEROVANÉ ORBITALY

• MAGNETICKÉ KVANTOVÉ ČÍSLO m – určuje orientaci orbitalu v prostoru a nabývá hodnot od –l do +l včetně nuly (pouze celá čísla), určuje počet typů orbitalů

• jeden orbital s

• tři orbitaly p

• pět orbitalů d

• sedm orbitalů f

• SPINOVÉ KVANTOVÉ ČÍSLO s – charakterizuje rotační impuls, tzv spin a nabývá hodnot +1/2 q -1/2, dva elektrony s opačnou hodnotou spinu vytvářejí v témže orbitalu elektronový pár, znázornění provádíme

• pomocí symbolů – nejdříve se uvede hlavní kvantové číslo, symbol vedlejšího kvantového čísla a nakonec počet elektronů jako exponent

příklad:

• pomocí rámečků a symbolů (elektronová konfigurace – obsazení atomových orbitalů elektrony) rámečky obsahují tolik políček, kolik orbitalů příslušného typu existuje

příklad:

tabulka:

• pro zaplňování elektronového obalu platí určitá pravidla

• Pauliho princip – v atomu nemohou být elektrony, které by měly všechna kvantová čísla shodná, musí se lišit alespoň spinovým kvantovým číslem, v každém orbitalu mohou být nejvýše 2 elektrony, a proto:

• na hladině s mohou být nejvýše 2 el

• na hladině p může být nejvýše 6 el

• na hladině d nejvýše 10 el

• na hladině f nejvýše 14 el

• Hundovo pravidlo – orbitaly se stejnou energií (degenerované) se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu se stejným spinovým číslem, a teprve pak druhým elektronem s opačným spinem

Příklad:

• Výstavbový princip - orbitaly s nižší energií se zaplňují dříve než orbitaly s vyšší energií, nejprve se zaplňují orbitaly s menším součtem n+1, v případě rovnosti součtu se obsazují dříve orbitaly s menším n