Fyzika - skripta

Spektrální série:

m=1 přechody končící v I. energetické hladině – Lymanova série. Odpovídá UV záření.

m=2 Balmerova série – odpovídá viditelnému světlu (ze 3. na 2. – červená, ze 4. – modrozelená, z 5. a 6. – fialová, hrana série – UV záření)

m=3 Paschenova série – IR záření

m=4 Brachettova série

m=5 Pfundova série

1. Modely atomu

Pudinkový model: J.J.Thomson – atom je spojitě naplněn hmotou, v ní jsou elektrony.

Planetární model: E. Rutherford – v jádře je téměř veškerá hmotnost, elektrony obíhají jako planety. Jádro , atom .

Bohrův model: N. Bohr – vycházel ze svých 3 podmínek, použitelný pouze pro atom vodíku. Energie je kvantována a z Coulombova zákona: , po dosazení: .

Slupkový model: A. Sommerfeld – zavedl vedlejší kvantové číslo (elipsa – 2 poloosy)

Kvantově mechanický model: E.Schrödinger – atomy se mohou nacházet pouze v určitých stacionárních stavech. Stacionární stavy jsou popsány vlnovou funkcí a hustotou pravděpodobnosti , která určuje s jakou pravděpodobností bude v daném okamžiku elektron na daném místě.

1. Kvantová čísla

Hlavní kvantové číslo: – kvantuje energii atomu a souvisí s velikostí orbitalu.

Vedlejší kvantové č.: – také kvantuje energii a určuje tvar orbitalu. Ve spektrometrii je označováno písmenem (s, p, d, f, g).

Magnetické kvantové č.: – určuje orientaci orbitalu v prostoru, počet hodnot udává počet příslušných orbitalů.

Spinové kvantové č.: – charakterizuje magnetický moment elektronu.

1. Orbital

Označuje oblast v prostoru, kde je největší pravděpodobnost výskytu elektronu. Rovná se vlnové funkci jednoho daného elektronu.

1. Pravidla pro výstavbu elektronového obalu

1. Výstavbový princip

Nejdříve se zaplňují orbitaly s nejnižší energií.

Výstavbový trojúhelník:

4f 5f 6f 7f 3d 4d 5d 6d 7d 2p 3p 4p 5p 6p 7p 1s 2s 3s 4s 5s 6s 7s

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 6f, 7d, 7f

Nelze použít pro přechodné prvky a pro excitované stavy.

1. Hundovo pravidlo

Degenerované orbitaly (mají stejnou energii) se obsazují nejdříve po jednom elektronu se stejně orientovaným spinem.

2p:

1. Pauliho princip

V atomu nemohou být dva elektrony, jejichž všechna čtyři kvantová čísla by byla stejná.

1. Pravidlo n+l

Elektrony zaplňují nejdříve ten orbital, jehož součet n+l je nejnižší. Mají-li dva orbitaly stejný součet n+l, je rozhodující nižší hodnota n.

3p (3+1=4), 3d (3+2=5), 4s (4+0=4), 4p (4+1=5)

3p, 4s, 3d, 4p

1. Periodická soustava

Stavy s hlavním kvantovým číslem 1..5 označujeme jako slupky K, L, M, N, O. V každé slupce rozlišujeme podslupky s, p, d, f, g. Slupky s nižšími kvantovými čísly nazýváme vnitřní, poslední (vnější) slupka je valenční – rozhoduje o chemických vlastnostech prvku.

Slupka n l m druh orbitalu počet orbitalů počet elektronů ve slupce K 1 0 0 1s 1 2 L 2 0 0 2s 1 8 1 -1,0,1 2p 3 M 3 0 0 3s 1 18 1 -1,0,1 3p 3 2 -2,-1,0,1,2 3d 5 N 4 0 0 4s 1 32 1 -1,0,1 4p 3 2 -2,-1,0,1,2 4d 5 3 -3,-2,-1,0,1,2,3 4f 7