25 FYZIKA ELEKTRONOVÉHO OBALU ATOMU

Rutherford: ostřelování velmi tenké zlaté vrstvy  částicemi (vyzařuje je každý radioaktivní prvek). Ty jsou mnohem těžší než elektrony ( ), proto elektrony nemohou trajektorii záření významněji ovlivnit. Kdyby byl kladný náboj v atomu rovnoměrně rozložen, proletělo by záření přímým směrem. To se nepotvrdilo, a z experimentu vyplívá, že téměř celá hmotnost atomu a celý kladný náboj je v jádru atomu.
Obal atomu je složen pouze z elektronů.
Kvantování energie atomu: Atom může nabývat jen určitých hodnot energií.

25.1 DRUHY SPEKTER
1) Čárové: atomy zářících plynů a par prvků – charakteristické pro daný prvek
Pásové: páry sloučenin
Spojité: žhnoucí látky pevné nebo kapalné

2) Emisní: emitto = vysílám
Absorpční: absorbeo = pohlcuji – látka pohlcuje stejné frekvence jako sama vyzařuje
Využití při zkoumání chemického složení látky (Fraunhoferovy čáry – soustava tmavých absorpčních čar na pozadí spojitého spektra)

Niels Bohr
1) Atom je stabilní soustava složená z kladně nabitého jádra, v němž je soustředěna téměř celá hmotnost atomu, a z elektronového obalu.
2) Atom se může nacházet pouze v kvantových stacionárních stavech s určitou hodnotou energie. V takovém stavu atom nevydává ani nepřijímá energii a rozložení elektronů v jeho obalu je časově neproměnné.
3) Při přechodu z jednoho stacionárního stavu o En do druhého s nižší energií Em, může atom vyzářit kvantum elektromagnetického záření o frekvenci: . Při pohlcení takového fotonu naopak přejde atom ze stavu o energii Em do stavu s energií En.

Spektrum atomu vodíku
n – hlavní kvantové číslo
 – ionizovaný atom – elektron se uvolnil
E – hodnoty energií jednotlivých energetických hladin.
frekvenci spektrálních čar lze vyjádřit: , kde R je Rydbergova frekvence .
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

25.2 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.

25.2.1 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.

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

25.3 PRAVIDLA PRO VÝSTAVBU ELEKTRONOVÉHO OBALU

25.3.1 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.

25.3.2 Hundovo pravidlo
Degenerované orbitaly (mají stejnou energii) se obsazují nejdříve po jednom elektronu se stejně orientovaným spinem.
2p:

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

25.3.4 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

25.4 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

25.5 CHEMICKÁ VAZBA
Sloučením atomů vzniká molekula (nejmenší část sloučenin). Podstatou chemické vazby jsou elektromagnetické síly mezi elektrony a atomovými jádry. Krystaly jsou v podstatě makromolekuly.

25.5.1 Kovalentní vazba
Společně sdílený elektronový pár.
Ve valenčních orbitalech mají nepárový elektron s opačným spinem. Molekula vznikne, je-li výsledná energie molekuly menší než součet energií jednotlivých atomů. Podstatou vazby jsou elektrostatické přitažlivé síly mezi elektronovým obalem prvního atomu a jádrem druhého.
Ev – vazebná energie = energii uvolněné při vzniku molekul
Ed – disociační energie – musí být dodána k rozbití vazby
r0 – vzdálenost jader vázaných atomů – přitažlivé síly=odpudivé síly.
Mají vysoké teploty tání, nejsou vodiče elektrického proudu, ale některé jsou polovodiče.
Rozdělení kovalentních vazeb podle hustoty pravděpodobnosti výskytu elektronu
1) vazba  – maximální hustota je na spojnici jader.

2) vazba  – maximální hustota je nad a pod spojnicí p-p

Rozdělení podle počtu vazeb
1) jednoduchá – jedna  (H-H)
2) dvojná –  a  (O=O)
3) trojná –  a dvě  ( )

Znázornění kovalentních vazeb
1) valenční čárkou – např.
2) překryvem orbitalů – např.
3) pomocí rámečků – např.

Tvar molekul
1) U dvouatomových molekul – lineární (H2)
2) U tříatomových molekul – lineární (CO2) nebo rovinná (lomená – H2O)
3) U čtyř a více atomových – nejčastěji prostorová (NH3) nebo rovinná (BF3)

Rozdělení kovalentních vazeb podle rozdílu elektronegativit
1) – kovalentní nepolární
2) – kovalentní polární
3) – extrémně polární – kovalentní vazba = iontová

25.5.2 Vazba iontová
Vzniká mezi atomem s malým počtem elektronů ve valenční slupce (jejich ztrátou se přemění na kladně nabitý ion se zcela zaplněnou valenční slupkou) a atomem, kterému se tento malý počet elektronů ve valenční slupce nedostává (jejich doplněním přejde na ion nabitý záporně) – NaCl.
Protože se ionty vážou velkými přitažlivými silami, je vysoká teplota tání a varu, krystal je pevný, ale křehký. Roztoky a taveniny prvků s iontovou vazbou jsou vodiče.

25.5.3 van der Waalsovy síly
Jsou to slabé vazebné síly (např. H2, O2). Podstatou těchto sil jsou elektrostatické síly mezi dipóly. Tyto krystaly mají nízké teploty tání a snadno sublimují.

25.5.4 Vodíkové můstky
Slabé síly (např. led H2O)

25.5.5 Kovová vazba
Každý atom přispívá jedním elektronem do elektronového plynu (volně pohyblivé společné elektrony). Tím je podmíněna dobrá elektrická vodivost, mají menší pevnost a jsou snadno deformovatelné.
Elektron při pohybu v silovém poli mezi ionty krystalové mřížky nabývá jen určitých kvantovaných hodnot. Tyto energetické hladiny vytváří soustavu povolených a zakázaných pásů – pásová teorie pevných látek, která vysvětluje rozdíly ve vodivosti kovů, polovodičů a dielektrik.

25.6 LASERY
Spontánní emise: samovolný přechod z vyššího do nižšího energetického stavu s vyzářením fotonu. Probíhá v nahodilém okamžiku, vzniklé záření je nekoherentní.
Absorpce: atom v nižším energetickém stavu pohltí foton odpovídající frekvence a přejde do vyššího energetického stavu.

Stimulovaná emise: foton dopadá na atom ve vyšším energetickém stavu a přiměje ho k přechodu do nižšího energetického stavu za vyzáření fotonu, původní foton se přitom nepohltí, oba fotony letí stejným směrem a jsou synchronizovány (stejná f i ). Záření se zesiluje a může se lavinovitě šířit.

Stimulovaná absorpce: je proces opačný, stejně pravděpodobný. Je-li více atomů na vyšší energetické hladině, převládá emise, v opačném případě absorpce.
Těleso v termodynamické rovnováze má vždy více atomů na nižších energetických hladinách. Dodáním energie (zahřátím, osvětlením, …) tak, aby převážil počet atomů na vyšší hladině (populační inverze), vzniká aktivní prostředí (při průchodu světla látkou se intenzita světla zvýší).

Excitované hladiny, na nichž může atom setrvávat poměrně dlouhou dobu (10–8 s a více), se nazývají metastabilní hladiny. Nahodilý spontánní návrat atomů z metastabilní hladiny provázený vyzařováním se nazývá luminiscence. Fluorescence – krátkodobá (televizní obrazovka) – nebo fosforescence – dlouhodobé záření (ciferník hodinek).

Laser
Laser je založen na stimulované emisi. Energie dodávaná tělesu musí překročit prahovou mez. Musí být vytvořena zpětná vazba (např. umístěním tělesa mezi 2 zrcadla) – světelný paprsek se zde mnohonásobně odráží, vyvolává další přechody z metastabilní hladiny a sílí. Paprsek je úzce směrován, je vysoce monofrekvenční (všechny fotony kmitají se stejnou fází), je koherentní a nese s sebou značnou energii.

Světelný tlak: , kde J je hustota zářivého toku. U běžných laserů je světelný tlak asi 1 MPa.
Využití v medicíně, k přenosu informací, k prostorovému zobrazení (holografie).
Maser – využití mikrovln.

Typy laserů:
1) opticky čerpané lasery – energie je dodávána v podobě nekoherentního světla výbojky
a) rubínový laser – tříhladinový princip: pohlcení světla výbojky , je nezářivý, – laserové záření
b) neodymový laser – čtyřhladinový princip: pohlcení světla výbojky , je nezářivý, – laserové záření, je nezářivý

2) plynové lasery – energii získávají při srážkách atomů v elektrickém výboji (helio-neonový laser)

3) polovodičové lasery – energie je dodávána ve formě elektrické energie. Využití u velkoplošných obrazovek, snímač CD, laserové tiskárny.

4) chemické lasery – energie je čerpána z chemických reakcí.