ATOM - budowa

  | jądro | pierwiastek | liczby kwantowe | reguła Hunda | orbitale | hybrydyzacja |                                

Jądro

Jądro atomowe zajmując bardzo niewielką część objętości całego atomu skupia w sobie praktycznie całą masę atomu. W dużym przybliżeniu zbudowane jest z dwóch typów elementów - protonów i neutronów.  Elementy te czasem określamy wspólną nazwą nukleony. Mają one identyczną [±²] masę i różnią się ładunkiem elektrycznym. Protony są naładowane dodatnim ładunkiem elementarnym, neutrony są pozbawione ładunku. W czasie przemian jądrowych protony są źródłem promieniowania β⁺ (przechodzą wówczas w neutron) a neutrony emitują promieniowanie β^- przechodząc w proton. Sumaryczną ilość protonów i neutronów w jądrze określamy liczbą masową, którą zapisujemy jako indeks górny przed symbolem pierwiastka np. ²⁹Si - krzem 29. Masa nukleonu [±²] wynosi 1 dalton. 

Liczba protonów w jądrze jednoznacznie określa pierwiastek - w więc właściwości chemiczne i większość fizycznych. Liczbę protonów w jądrze określa liczba atomowa, którą zapisujemy jako indeks dolny przed symbolem pierwiastka, np. ₈O.

Pełny symbol danego izotopu pierwiastka składa się więc z literowego symbolu z dwoma indeksami - dolny mówi precyzyjnie o jaki pierwiastek chodzi, a górny określa równie precyzyjnie izotop tego pierwiastka.

Poniżej zamieszczamy kilka przykładów zapisu symbolicznego. 

Dla wodoru i jego trzech izotopów stosuje się czasami zapis podwójny - izotopy o liczbie masowej 2 i 3 noszą odrębne nazwy - deuter i tryt - i posiadają własne symbole literowe D i T. 

Czasem (np. opisując przemiany jądrowe) w celu uogólnienia nie wpisujemy konkretnego symbolu pierwiastka, tylko dowolną literę (np. X lub A) i wówczas precyzyjnej identyfikacji pierwiastka służą liczby: masowa i atomowa.

W praktyce najczęściej sam symbol literowy jest wystarczający dla określenia pierwiastka i jego izotopu. Mówiąc czy pisząc o węglu i używając tylko literowego symbolu C, jest dla wszystkich "oczywiste", że mamy na myśli izotop węgla najszerzej rozpowszechniony (99%), czyli węgiel C-12. Pełny zapis (pierwszy symbol poniżej) pojawia się nader rzadko - tylko wtedy, gdy chcemy uniknąć możliwej pomyłki. Także symbole pozostałych izotopów węgla zapisujemy nie podając liczby atomowej - wystarczy symbol literowy, natomiast zamieszczamy liczbę masową, aby wskazać precyzyjnie, o który izotop chodzi (dwa następne symbole poniżej)

 

Większość pierwiastków w naturalnym rozpowszechnieniu występuje głównie w postaci jednego izotopu i wtedy stosowanie wyłącznie symboli literowych nie prowadzi do większych niejasności. Są jednak pierwiastki, których dwa lub więcej izotopów rozpowszechnionych jest w ilościach porównywalnych i wówczas mówiąc o konkretnym atomie koniecznie musimy wskazać, którego izotopu atom mamy na myśli. Dotyczy to np. bardzo powszechnego pierwiastka jakim jest chlor. W naturze występuje on jako mieszanina głównie dwóch izotopów o wzajemnym stosunku ilościowym około 2:1.

Oczywiście zapisując reakcję chemiczną z udziałem atomów chloru nie rozpisujemy jej na udziały poszczególnych izotopów - chemiczne właściwości poszczególnych izotopów są w zasadzie identyczne lub co najmniej bardzo zbliżone (najbardziej różnią się wodór i deuter). Fakt występowania izotopów ma tu wpływ na masę molową (atomową) pierwiastka. Gdyby chlor w przyrodzie występował tylko jako izotop ³⁵Cl, masa atomowa, służąca nam do obliczania jakiej ilości (masy) należy użyć w danej reakcji, wynosiła by dla tego pierwiastka 35. Gdyby występował wyłącznie jako izotop ³⁷Cl, za masę atomową bralibyśmy liczbę 37. Ponieważ w przyrodzie występują oba izotopy w porównywalnych ilościach, to w celu uwzględnienia tego faktu bierzemy do obliczeń chemicznych masę atomową chloru równą 35,5. W tym momencie widać wyraźnie różnice pomiędzy liczbą masową (ilością nukleonów w jądrze atomowym, masą konkretnego atomu) a masą atomową, która oznacza średnią masę wszystkich naturalnych izotopów danego pierwiastka (średnią ważoną).

Pierwiastek

Pierwiastkiem nazywamy zbiór wszystkich atomów o takiej samej liczbie atomowej, czyli zawierających w jądrze taką samą liczbę protonów. W skład pierwiastka mogą wchodzić atomy o różnej liczbie masowej, tzn. zawierające różną ilość neutronów. Te podzbiory o różnej liczbie masowej i takiej samej liczbie atomowej nazywamy izotopami ( od iso - taki sam i topus miejsce - położone na tym samym miejscu w układzie okresowym pierwiastków). W przyrodzie występują izotopy naturalne (np. węgiel izotop o liczbie masowej 12 - ¹²C i węgiel izotop o liczbie masowej 13 -  ¹³C), niektóre z nich mogą być promieniotwórcze, tzn. samoistnie podlegające przemianom jądrowym w wyniku których powstaje promieniowanie jonizujące. Istnieją również izotopy stworzone sztucznie przez człowieka. Pamiętajmy - niektóre izotopy są promieniotwórcze, ale izotop nie jest synonimem  promieniotwórczości. Tak więc:

• pierwiastek - zbiór wszystkich atomów o tej samej liczbie atomowej (np. węgiel ₆C)

• nuklid  - zbiór atomów o identycznych jądrach, zbiór atomów tego samego izotopu danego pierwiastka (np. węgiel ¹²C)

• izotopy - atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą masową (a więc ilością neutronów w jądrze, np.¹²C; ¹³C i ¹⁴C; ten ostatni jest promieniotwórczy)

 Niektóre pierwiastki występują w różnych postaciach, tzw. odmianach alotropowych, różniących się między sobą właściwościami fizycznymi i niektórymi parametrami chemicznymi. Do alotropowych odmian węgla należą m.in.:

diament - forma krystaliczna o hybrydyzacji sp³ (tetraedrycznej), najtwardszy minerał, nie przewodzi prądu elektrycznego (dokładniej: wykazuje właściwości półprzewodników);

grafit - forma o hybrydyzacji sp² (heksagonalny); tworzy płaszczyzny skondensowanych pierścieni aromatycznych, dość słabo powiązanych między sobą, miękki, przewodzi dobrze prąd elektryczny ("szczotki" węglowe w rotorach silników elektrycznych) ze względu na sekstety elektronów w układzie heksagonalnym atomów węgla (elektrony orbitali p)

Liczby kwantowe

Atom w swoim stanie podstawowym (elektrycznie obojętnym, niejonowym) zawiera oprócz jądra o ładunku +A odpowiednią ilość elektronów poruszających się wokół niego, równą wartości A. Te A elektronów, ze względu na różne siły na nie działające, tak co do wartości jak i kierunku, umiejscowione są w szczególny sposób. (patrz orbital)

Każda przestrzennie opisana pozycja elektronu wiąże się z inną energią, możemy więc powiedzieć (pamiętając, że wszystko co mówimy o zjawiskach na poziomie atomowym i subatomowym to tylko przybliżenia), że liczby kwantowe opisujące budowę elektronowej części atomu są parametrami energetycznymi elektronów. Wyróżniamy cztery  liczby kwantowe:

• główną liczbą kwantową n (1...7), mówiącą o głównym poziomie energetycznym, na którym znajduje się elektron (określa powłokę, czasem oznaczaną literami:  K ...Q).

• poboczną liczbę kwantową l (maksymalna wartość  l = n - 1;  zakres 0 ... n - 1), opisującą kształt orbitalu (kulisty s dla l = 0; "ósemka" p dla l = 1, ...) i określającą podpoziom energetyczny.

• magnetyczną liczbę kwantową m, określającą ilość i wzajemne położenie orbitali danej podpowłoki. Przyjmuje ona wartości od -l do +l. Ilość orbitali konkretnej podpowłoki określa wzór 2·l - 1. Ponieważ orbital s charakteryzuje się poboczna liczbą kwantową równą 0, ilość tych orbitali wynosi 2·0+1=1; dla orbitali p (l=1) wartość ta wynosi 2·1+1=3, dla d (l=2) mamy orbitali 5 a dla podpoziomu f orbitali jest 7.

• spinową liczbę kwantową (krótko - spin), przyjmującą tylko jedną z dwóch wartości +1/2 i -1/2, określając jednoznacznie dwa przeciwne kierunki wirowania elektronu i związane z tym kierunki wektora powstałego pola magnetycznego elektronu.

Reguła Hunda

Obsadzanie nowego typu orbitali dokonuje się dopiero po obsadzeniu wszystkich orbitali niższego typu:
np. w kolejności - (s¹ - s²) później (p_x)¹ - (p_y)¹ - (p_z)¹ (wszystkie p równoległe, tzn. o takich samych spinach) a dopiero później (p_x)² - (p_y)² - (p_z)². Niżej podano przykładową kolejność wypełniania orbitali, zgodnie z tą regułą (schemat należy czytać poziomo, od lewej do prawej).

 

Orbitale [±²]

Analizując bardziej wnikliwie budowę atomu, w pewnym momencie zaczną nas zastanawiać relacje pomiędzy jego składowymi. Z jednej strony dodatnie jądro, w którym skupiona jest nie tylko prawie cała masa atomu, ale jednocześnie cały jego ładunek dodatni - rozłożony na poszczególnych protonach. Taka konstrukcja zdaje się być bardzo niestabilna - jednoimienne (dodatnie) ładunki odpychają się nawzajem, tym silniej im bliżej siebie są położone, a w jądrze położone są bardzo blisko. Z drugiej strony otaczające jądro elektrony - także zbiór jednoimiennych (ujemnych) ładunków - dążyć powinien do rozproszenia w całym kosmosie. Jeżeli jednak, mimo istnienia tych destrukcyjnych sił, atom stanowi jedną z bardziej trwałych konstrukcji materii oznaczać to musi, że nie wzięliśmy pod uwagę jeszcze jakichś innych sił, mających wpływ na tę trwałość.

O pierwszej z nich przypominamy sobie szybko - dodatnie jądro i ujemne elektrony przyciągają się, czym niwelują zapewne część sił destrukcyjnych. W obrębie jądra działają nie tylko siły odpychania protonów, ale także silne siły grawitacyjne (przyciągania się mas). Ponadto elementy składowe jądra wirują wokół własnych osi (tzw. spin), co w przypadku dodatnio naładowanych protonów powoduje powstanie lokalnego pola magnetycznego. Te lokalne pola magnetyczne można przyjąć za dodatkowy czynnik stabilizujący budowę jądra (pamiętamy wszak, że biegun N pola przyciąga biegun S, choć z drugiej strony nieco niepokoić musi nas fakt, że jednoimienne bieguny się odpychają).

Także elektrony wykazują ruch wirowy dookoła swoich osi, a że również są obdarzone ładunkiem powstaje na skutek tego wirowania lokalne pole magnetyczne, które w zależności od kierunku wirowania położonych blisko siebie elektronów może dawać efekt odpychania lub przyciągania. Należy także uzmysłowić sobie, że jeżeli jakiś elektron (nawet przez przypadek) znajdzie się między jądrem a innym elektronem, wtedy zarówno siły odpychania jednoimiennego elektrycznie elektronu i różnoimiennego jądra będą go "popychać" w kierunku jądra, co mogłoby doprowadzić do zobojętnienia jednego protonu w jądrze i zaniku jednego elektronu wokół jądra. Na całe szczęście w porę przypominamy sobie, że siły pól magnetycznych powstałych na skutek ruchu wirowego mogą temu zapobiec.

Tak więc nie wchodząc zbyt głęboko w skomplikowana materię wszelkich sił działających w obrębie jądra i wzajemnych relacji między nimi wystarczyć nam musi, że skomplikowana gra sił grawitacji (masa), elektrycznych (ładunek) i magnetycznych (spin) powoduje, że w pewnych obszarach wokół jądra atomowego siły te dla konkretnego elektronu praktycznie się znoszą. Jeżeli elektron przez przypadek znalazł się poza tym obszarem, działa zawsze na niego jakaś siła wypadkowa, kierująca go w konsekwencji właśnie do tego obszaru o najniższej energii. Obszary te układają się w pewnych konkretnie określonych odległościach od jądra (powłoki elektronowe opisane główną liczbą kwantową), a w obrębie tych powłok tworzą mniejsze obszary o różnym kształcie i energii (orbitale opisane poboczną liczbą kwantową) oraz ukierunkowaniu w przestrzeni (opisane magnetyczna liczbą kwantową). Tak więc "adres" konkretnego elektronu w atomie musi składać się z podania numeru powłoki (główna liczba kwantowa, w starszych podręcznikach stosowano też oznaczenia literowe K,L,M,N..), typu orbitalu (poboczna liczba kwantowa l - poszczególnym jej wartościom przypisujemy oznaczenia literowe typów orbitali: s, p, d, f...) i jego usytuowania w przestrzeni (np. p_x, p_y, p_z) - magnetyczna liczba kwantowa. 

(L. Sobczyk, A. Kisza; Chemia fizyczna dla przyrodników, PWN W-wa 1975)

Ponieważ zgodnie z prawem, noszącym nazwę zakazu Pauliego, w atomie nie może być dwóch identycznych pod względem opisujących ich liczb kwantowych (identycznym "adresie") elektronów, wynika z tego następna reguła:
na tym samym orbitalu (identyczne trzy pierwsze liczby kwantowe) mogą przebywać elektrony różniące się czwartą liczbą czyli spinem (kierunkiem wirowania, a tym samym i ułożeniem względem siebie biegunów N i S w taki sposób, że pole magnetyczne swoim przyciąganiem niweluje siły odpychania blisko położonych jednoimiennych elektronów). 

  Hybrydyzacja [±²]

Nie wchodząc na razie w szczegóły, ogólnie można stwierdzić, że wiązanie się dwóch atomów w cząsteczkę (bądź element cząsteczki) polega na takim zbliżeniu się tych atomów do siebie, że przestrzeń pewnego orbitalu z atomu pierwszego pokrywa się w dużej części z przestrzenią orbitalu atomu drugiego. Istnieje więc przestrzeń wspólna, w której może przebywać elektron pochodzący z atomu pierwszego i jednocześnie elektron pochodzący z atomu drugiego. Elektrony te musi różnić, zgodnie z zakazem Pauliego, spin, czyli kierunek wirowania i wytworzone tym sposobem lokalne pole magnetyczne (zwrot jego wektora). Przeciwne spiny powodują powstanie sił przyciągania magnetycznego między tymi elektronami. 

Jeżeli teraz przeanalizujemy najpopularniejszy przykład: budowę metanu CH₄, to zauważymy, że cztery elektrony walencyjne atomu  węgla rozmieszczone są na trzech orbitalach typu p (p_x, p_y i p_z) różniących się liczbą magnetyczną - ale charakteryzujące się taką samą energią, oraz na jednym orbitalu typu s o innej energii. Zatem trzy wiązania w metanie powinny być identyczne (orbital s wodoru i orbital p węgla) i różne od czwartego wiązania (s wodoru i s węgla). Tymczasem wszelkie doświadczenia dowodzą, że wszystkie cztery wiązania w metanie są identyczne. Logiczne wytłumaczenie jest tylko jedno - trzy orbitale p i orbital s atomu węgla, w trakcie reakcji prowadzącej do powstania metanu, tworzą cztery jednakowe, "uśrednione" energetycznie orbitale, a proces ten nazwano hybrydyzacją. Hybrydyzacji mogą ulegać albo wszystkie trzy orbitale typu p i orbital typu s - i wówczas mówimy o hybrydyzacji sp³, hybrydyzacja może obejmować także tylko dwa orbitale p i orbital s (sp²) lub "uśredniają" się tylko orbital s i jeden p (hybrydyzacja sp). Poza hybrydyzacją sp³, w pozostałych przypadkach atom węgla tworzy wiązania o różnym charakterze i energii: inną energię mają wiązania, w których bierze udział orbital hybrydyzowany a inną te, w których wiązanie tworzy pozostały orbital p.

Hybrydyzacja powoduje nie tylko zmianę (uśrednienie) energii nowych orbitali w stosunku do wyjściowych, ale także zmianę ich kształtu i rozmieszczenia w przestrzeni. Nowe orbitale układają się w przestrzeni w sposób najbardziej symetryczny, uwzględniając ich kształt i energię:
 

 

sp³ - zielone za płaszczyznę, białe przed, fioletowy (i niebieski atom węgla) w płaszczyźnie rysunku (układ tetraedryczny)

sp2 - niebieskie za płaszczyznę, czerwone przed, jasnoniebieskie atomy węgla w płaszczyźnie rysunku.  Orbitale p (wiązanie π) w płaszczyźnie rysunku. Cząsteczka płaska	sp -  jasnoniebieskie atomy węgla w jednej linii z podstawnikami ( zielony i czerwony )  Orbitale p (dwa wiązania π) w płaszczyznach do siebie prostopadłych, przecinających się wzdłuż osi cząsteczki. Cząsteczka liniowa
	3,6-dichloro-2,6-difluoro-heks-2-en-4-yn
	Pochodna heksanu, wszystkie atomy, poza podstawnikami skrajnych atomów węgla, w jednej płaszczyźnie. Efekt wystąpienia wiązań wielokrotnych (2-3 podwójne; 4-5 potrójne).
	1,4-dichloro-1,5-difluoroheksan
	Pochodna heksanu, tylko atomy węgla leżą w jednej płaszczyźnie (tworząc "zygzakowaty" łańcuch), pozostałe atomy  poza płaszczyzną łańcucha.