struktura atoma dr.sc. M. Cetina, doc. Tekstilno-tehnološki fakultet, Zavod za primijenjenu kemiju Emisija i apsorpcija svjetlosti

Size: px

Start display at page:

Download "struktura atoma dr.sc. M. Cetina, doc. Tekstilno-tehnološki fakultet, Zavod za primijenjenu kemiju Emisija i apsorpcija svjetlosti"

Henry Bailey
5 years ago
Views:

$infracrvene, gama-zrake itd.$ su elektromagnetski t ki valovi, kao i elektromagnetski t ki valovi vidljivog dijela

1 Elektronska struktura atoma Emisija i apsorpcija svjetlosti Rentgenske, utraljubičaste, infracrvene, gama-zrake itd. su elektromagnetski t ki valovi, kao i elektromagnetski t ki valovi vidljivog dijela spektra. Valne duljine svih valova čine elektromagnetski spektar. Vidljiva svjetlost (λ= nm) može se rastaviti prizmom ili optičkom rešetkom. 1

Užarena čvrsta tijela i taline emitiraju

zrake svih mogućih valnih duljina (sunčeva

pod utjecajem električnog luka ili iskre)

emitiraju samo zrake određene valne duljine.

odrediti elementi u nekom uzorku (spektralna

2 Užarena čvrsta tijela i taline emitiraju zrake koju čine kontinuirani spektar, tj. zrake svih mogućih valnih duljina (sunčeva svjetlost). Užareni plinovi (npr. pod utjecajem električnog luka ili iskre) daju linijski spektar, tj. emitiraju samo zrake određene valne duljine. Takav određen spektar karakterističan je za svaki kemijski element te se na temelju emisijskih spektara mogu identificirati i odrediti elementi u nekom uzorku (spektralna analiza). Npr. pobuđeni atomi natrija emitiraju žutu svjetlost (λ = 590 nm, natrijeve žarulje). 2

3 Linijski spektar daju svi elementi kada ih na visokoj temperaturi pretvorimo u užareno plinovito stanje. Tvari apsorbiraju u točnoč određenim đ spektralnim područjima, odnosno apsorbiraju zrake točno određene valne duljine. Za bezbojne prozirne tvari osobito je važna apsorpcija u ultraljubičastom i infracrvenom području. Tvari su bezbojne upravo zato što propuštaju vidljivi dio spektra. M. Planck (1901. g.) je postavio kvantnu teoriju diskontinuiranosti energije: užareno tijelo ne može emitirati ili apsorbirati energiju zračenja određene valne duljine u bilo kakvim malim količinama, već može emitirati ili apsorbirati samo višekratnik od određenog najmanjeg kvanta energije zračenja Planckova jednadžba: E = h ν; E = n h ν h =6, c Js ν = ;c = ms 1. λ E energija zračenja h Planckova konstanta ν frekvencija zračenja λ valna duljina zračenja 3

Boja tvari i apsorpcijski spektri Boja neke tvari uzrokovana je apsorpcijom svjetlosti Ako tvar apsorbira od vidljivog dijela spektra odgovarajuće područje tada propušta ili reflektira svjetlost

Ako tvar propušta fotone svih valnih duljina vidljivog dijela spektra onda je bezbojna, a ako ih potpuno apsorbira tada je crna.

4 Boja tvari i apsorpcijski spektri Boja neke tvari uzrokovana je apsorpcijom svjetlosti Ako tvar apsorbira od vidljivog dijela spektra odgovarajuće područje tada propušta ili reflektira svjetlost ostalog dijela spektra, a boja tvari je komplementarna apsorbiranoj boji. Ako tvar propušta fotone svih valnih duljina vidljivog dijela spektra onda je bezbojna, a ako ih potpuno apsorbira tada je crna. Ukoliko apsorbira fotone valnih duljina od nm, a propušta od nm tada je crvena. Da bi se ustanovilo u kojem području vidljivog dijela spektra tvar apsorbira fotone potrebno je snimiti pomoću spektrofotometra apsorpcijski spektar. λ /nm Apsorpcijski spektar [Ti(H 2 O) 6 ] 3+ Iz slike apsorpcijskog p spektra vodene otopine titanovog perklorata, Ti(ClO 4 ) 3, koja sadrži kompleksni ion [Ti(H 2 O) 6 ] 3+, vidi se da ion najjače apsorbira fotone zelenog dijela spektralnog područja (valne duljine λ max =492,6 nm), a najjače propušta fotone crvenog i ljubičastog dijela spektra. Zbog toga je otopina crvenoljubičasta. 4

5 % apsorpc cije Apsorpcijski spektar klorofila a - apsorbira u području crvenog i plavog dijela spektra pa je zbog toga zelen valna duljina / nm Bezbojne tvari također apsorbiraju fotone, ali nevidljivog ultraljubičastog dijela spektra (λ = nm), a sve tvari koje sadrže dipolne molekule apsorbiraju u nevidljivom infracrvenom spektralnom području (λ = 700 nm 1000 nm). Spektrometrija u ultraljubičastom i vidljivom području važna je za ispitivanje molekulske strukture i elektronske konfiguracije. Iz molekulskih spektara moguće jedonijeti zaključak o obliku molekula. Ukoliko se apsorbirana energija gj zračenja nepretvara u toplinu već se posve ili djelomično isijava kao svjetlost govori se o pojavi fosforescencije ili flourescencije. (zajednički naziv luminiscencija). 5

6 Kvantna teorija strukture atoma, Bohrov model atoma E. Rutherford je tumačio da elektron kruži oko jezgre analogno kruženju Zemlje oko sunca po Newtonovom zakonu gibanja. Rutherfordov model atoma nije moguć i ne može dati objašnjenje linijskih spektara. Prema njemu bi vodikov atom morao dati spektar svih valnih duljina (kontinuirani i i spektar), a na kraju bi elektron morao pasti u jezgru, što bi dovelo do uništenja atoma. N. Bohr (1913. g.) je riješio pitanje linijskih spektara, odnosno elektronske strukture atoma, tj. ponudio je teorijsko objašnjenje linijskih spektara. Tvari mogu emitirati ili apsorbirati samo u kvantima energije. Vodikov atom čiji elektron kruži na određenoj putanji oko jezgre može emitirati kvant svjetlosti samo kada elektron prelazi na određenu putanju bliže jezgri na kojoj jima manju energiju, gj itomanju upravo za energiju gj zračenja h ν. 6

Bohrovi postulati Elektron vodikovog atoma može se nalaziti samo u točno određenim putanjama, a da ne emitira energiju (stacionarna stanja) prvi Bohrov postulat.

Primanjem energije atom prelazi u pobuđeno stanje jer elektron prelazi na jednu od udaljenijih putanja od jezgre, tj. na viši energijski nivo.

7 Bohrovi postulati Elektron vodikovog atoma može se nalaziti samo u točno određenim putanjama, a da ne emitira energiju (stacionarna stanja) prvi Bohrov postulat. Najmanja od tih putanja odgovara osnovnom stanju, odnosno stanju s najmanjom energijom - to je najstabilnije stanje atoma. Primanjem energije atom prelazi u pobuđeno stanje jer elektron prelazi na jednu od udaljenijih putanja od jezgre, tj. na viši energijski nivo. Elektron vraćanjem iz višeg u niži energijski nivo oslobađa (emitira) određenu količinu količinu energije. h ν = E 2 - E 1 Apsorpcija i emisija energije zbiva se samo prilikom prijelaza elektrona s jedne dopuštene putanje na drugu drugi Bohrov postulat. 7

8 Bohr je izračunao polumjer putanja, brzinu kruženja elektrona i energiju stacionarnih stanja vodikova atoma pretpostavivši da su putanje elektrona kružnice orbite. Vodikov linijski spektar sastoji se od više serija uz pretpostavku da su mogući prijelasci elektrona u bilo koji energijski nivo treći Bohrov postulat. Teorijski rezultati u skladu su sa stvarnim činjenicama. Energije pobuđivanja i ionizacije J. Franck i G. Hertz ( g.) ustanovili su da vrlo brzi elektroni u sudaru sa elektronskim omotačem atoma mogu promijeniti stanje atoma ili molekule od normalnog elektronskog stanja u pobuđeno stanje. Kad je kinetička energija elektrona dovoljno velika oni mogu čak izbiti elektron iz atoma ili molekule i tako ih ionizirati. Ionizacijska energija energija potrebna da se pojedinačnom atomu u plinovitom stanju oduzme elektron (ili više elektrona). 8

9 Najmanju energiju ionizacije imaju atomi s najjače izraženim metalnim karakterom. Oni najlakše gube jedan od svojih elektrona. Energije ionizacije se smanjuju u istoj skupini s porastom atomskog broja, odnosno volumena jer je privlačna sila jezgre na elektron manja što je atom veći. Energija ionizacije raste (uz manja odstupanja) unutar periode s lijeva na desno i najveća je u atomu plemenitog plina, jer porastom atomskog broja raste naboj jezgre, a time i njezina privlačna sila. Helij Neon Argon E i /ev Kripton Ksenon Radon Redni broj 9

Sommerfeldovo poopćenje Bohrove teorije A. Sommerfeld (1915 g.) je poopćio Bohrovu teoriju primjenivši kvantnu teoriju na općenitije eliptične putanje.

10 Sommerfeldovo poopćenje Bohrove teorije A. Sommerfeld (1915 g.) je poopćio Bohrovu teoriju primjenivši kvantnu teoriju na općenitije eliptične putanje. On je pretpostavio da se elektron okreće oko jezgre ne samo po kružnim većć i po eliptičnim i putanjama. Eksperimentalno je utvrđeno da atomi posjeduju magnetske momente. Elektron je negativno nabijen te zbog svoje vrtnje oko vlastite osi (spin) ima magnetski moment. Kvantna mehanika i struktura atoma W. Heisenberg (1927. g.) je dao princip ili relaciju neodređenosti nemoguće je istodobno ustanoviti brzinu, odnosno impuls elektrona (m v) i njegov položaj u prostoru. Posljedica te činjenice je da se elektronu u atomu ne može pripisati određena orbita oko atomske jezgre i zbog toga se govori o vjerojatnosti nalaženja elektrona u određenom području prostora oko atomske jezgre (atomska orbitala). 10

11 Prostor vjerojatnosti nalaženja elektrona može se predočiti kao elektronski oblak različite gustoće. E. Schrödinger (1926. g.) je prvi riješio problem kako obuhvatiti dvojnu prirodu elektrona u atomu (čestičnu i valnu) i postavio općenitu jednadžbu kojom je obuhvaćena dvojna priroda elektrona. Schrödingerova jednadžba valna funkcija Ψ - osnovni postulat kvantne mehanike i vrijedi samo zbog toga što se rezultati dobiveni njezinom primjenom slažu sa eksperimentom. valne funkcije Ψ moraju sadržavati konstante određenih vrijednosti da bi zadovoljavale Schrödingerovu jednadžbu - kvantni brojevi. Kvantni brojevi definiraju ponašanje elektrona u elektronskom omotaču atoma. Valne funkcije koje su određene uz pomoć četiri kvantna broja n, l, m l i m s nazivaju se orbitalama (atomskim orbitalama). Zaorbitale koji imaju isti glavni kvantni broj, n, kažemo da pripadaju istoj elektronskoj ljusci ili istom glavnom kvantnom nivou. 11

Simboli, nazivi, značenja i vrijednosti četiri kvantna broja Kvantni broj Naziv Značenje Vrijednosti n glavni kvantni broj određuje broj energetskih nivoa (ljuski) i energiju koju posjeduje elektron

12 Simboli, nazivi, značenja i vrijednosti četiri kvantna broja Kvantni broj Naziv Značenje Vrijednosti n glavni kvantni broj određuje broj energetskih nivoa (ljuski) i energiju koju posjeduje elektron na određenom energetskom nivou (ljusci) 1, 2 (K, L. ) l orbitalni (sporedni) kvantni broj određuje vrstu orbitala, odnosno broj podljusaka 0 do (n - 1) m l magnetski kvantni broj određuje broj orbitala unutar iste podljuske kao i njihovu prostornu orijentaciju -l 0 +l m s spinski kvantni broj određuje vrtnju elektrona oko vlastite osi, što mu daje magnetski moment +1/2, -1/2 Za l = 0 dobije se jedno rješenje valne jednadžbe s orbitala Za l = 1 dobiju se tri rješenja valne jednadžbe p orbitale (p z, p x, p y ) usmjerene duž osi x, y, z. p z p x p y 12

13 Za l = 2 dobije se pet rješenja valne jednadžbe d orbitale (d x, d, d, d, d ). 2 -y 2 z 2 xy xz yz d x2 -y 2 d z 2 d xy d xz d yz Samo je s-orbitala sfernosimetrična i prostorno neusmjerena, dok su ostale usmjerene u prostoru Slikoviti prikazi matematičkih rješenja Schrödingerove jednadžbe ne označavaju stvarnost, jer kvantna mehanika napušta bilo kakvu predodžbu atoma nekim zornim modelom. Sva svojstva atoma dana su u strogo matematičkom obliku spomenutim jednadžbama. One se primjenjuju j j za rješavanje j kemijskih problema tzv. kvantne kemije. 13

14 Raspodjela elektrona u kvantnim nivoima i Paulijev princip Raspodjela elektrona u pojedinim kvantnim nivoima određena je tzv. Paulijevim principom isključenja ili zabrane: dva elektrona u atomu ne mogu imati iste vrijednosti sva četiri kvantna broja. To znači da isto kvantno stanje u atomu može imati samo jedan elektron, što znači da se dva elektrona moraju razlikovati barem u spinskom kvantnom broju m s. Posljedica: U istoj atomskoj orbitali mogu se naći samo dva elektrona suprotnih spinova. Maksimalni broj elektrona u određenoj elektronskoj ljusci = 2n 2 Građa atoma i periodni sustav elemenata Raspodjela elektrona u atomu (elektronska konfiguracija) odvija seprema pravilu F. Hunda. Hundovo pravilo: elektroni se razmještaju unutar istovrsnih degeneriranih orbitala tako da broj nesparenih elektrona s paralelnim spinovima, atime i sumarni spinski kutni zamah bude maksimalan (načelo maksimalnog multipliciteta), jer je tada ukupni oblak naboja elektrona maksimalno raspršen u atomu i atom ima najniže energijsko stanje. 14

Pri pisanju elektronske konfiguracije atoma treba pripaziti na činjenicu da je energijski nivo 4s orbitale

15 Stabilnost elektrona određena je privlačnom silom jezgre atoma - što je elektron bliže jezgri, atom je energijski stabilniji. Pri pisanju elektronske konfiguracije atoma treba pripaziti na činjenicu da je energijski nivo 4s orbitale manji od energijskog nivoa 3d orbitale, 5s orbitale manji od 4d itd. Red popunjavanja orbitala koji se temelji i na spektroskopskim podacima može se prikazati i sljedećom shemom (pravilo dijagonale). E 15

16 Pri popunjavanju orbitala može doći i do anomalija uzrokovanih stabilnošću do polovice popunjenih degeneriranih orbitala (svi spinovi su paralelni, npr. Cr... ). Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 4 [Ar] 4s 2 3d 4 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 [Ar] 4s 1 3d 5 Cr 3+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 3 Cr 6+ 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 [Ar] 3d 3 [Ar]... i potpuno popunjenih degeneriranih orbitala (svi spinovi su spareni; Cu, Ag, Au...). Ag 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 9 [Kr] 5s 2 4d 9 Ag 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 1 4d 10 [Kr] 5s 1 4d 10 Ag + 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 4d 10 [Kr] 4d 10 16

4 para elektrona sa suprotnim spinovima.

17 Svojstva atoma uglavnom ovise o elektronskoj konfiguraciji vanjske ljuske. Atomi svih plemenitih plinova, osim He, imaju u vanjskoj ljusci 8 elektrona, tzv. oktet, tj. 4 para elektrona sa suprotnim spinovima. Uzrok velikoj stabilnosti atoma plemenitih plinova je u takovoj elektronskoj konfiguraciji i činjenici da je prostor vjerojatnosti nalaženja elektrona oko jezgre sferno simetričan. Svrstavanje elemenata i periodni zakon 17

18 Otkrićem sve većeg broja kemijskih elemenata u prvoj polovici 19.st. ukazala se potreba za njihovim svrstavanjem prema zajedničkim svojstvima. J. W. Döbereiner (1817. g.) je uočio da je vrijednost A r (Sr) približno na sredini između A r (Ca) i A r (Ba) tri elementa trijade. Kasnije je to otkrio i kod drugih skupina elemenata: Ca Sr Ba Li Na K Cl Br I S Se Te J. A. R. Newlands (1864. g.) je svrstao elemente po rastućoj A r i ustanovio da se često ponavljaju kemijska svojstva čistih tvari kod svakog osmog elementa (oktave). Stoga ih je poredao u sedam grupa. D. I. Mendeljejev (1869. g.) je elemente svrstao prema relativnim atomskim masama i kemijskim svojstvima u šest grupa. On je predvidio i postojanje šest elemenata koji će se tek otkriti i popuniti prazna mjesta u tadašnjoj tablici elemenata opisavši točno i njihova fizička i kemijska svojstva. 18

19 Mendeljejev je u svojim postavkama prvi uočio bit periodnog zakona elemenata: - elektronska struktura atoma a time i svojstva i sastav čistih tvari periodički ovise o naboju jezgre atoma elemenata. - atomi su u periodnom sustavu svrstani prema rastućem atomskom broju, tj. broju protona. Približno u isto vrijeme sličnu je tablicu objavio i L. Meyer (1869. g.). Ustanovio je da fizičke osobine elementarnih tvari periodičke funkcije A r. Odstupanja u A r : Ar i K, Co i Ni, Te i I, Th i Pa. Periodni sustav elemenata Elementi su svrstani u sedam horizontalnih redova periode i osamnaest vertikalnih stupaca skupine ili grupe. Svaka perioda započinje alkalijskim elementom a završava elementom plemenitog plina. Elementi iste skupine grade čiste tvari sličnih kemijskih i fizičkih svojstava (srodnici). Elementi u skupinama 1. i 2. i u skupinama nazivaju se glavnim elementima periodnog sustava. 19

Periodni sustav kratkih perioda 1 18 2 Skupine 13 14 15 16 17

unutar glavnih skupina pokazuju najveću sličnost u kemijskom

u kemijskim reakcijama s drugim elementima), ali unutar tih

Elementi od 3. 12. skupine nazivaju se prijelaznim elementima, a u 3.

20 Periodni sustav kratkih perioda Skupine Periode e lantanoidi aktinoidi Elementi unutar glavnih skupina pokazuju najveću sličnost u kemijskom ponašanju (tj. u kemijskim reakcijama s drugim elementima), ali unutar tih elemenata također postoje razlike. Najsličniji j sualkalijski metali. Elementi od skupine nazivaju se prijelaznim elementima, a u 3. skupini, unutar vrlo duge i nepopunjene 6. i 7. periode, nalaze se unutarnji prijelazni elementi lantanoidi (lantanidi) i aktinoidi (aktinidi). 20

21 Elementi na lijevoj strani i u sredini periodnog sustava tvore metale (kovine), dok se na desnoj strani periodnog sustava nalaze elementi koji tvore nemetale. Elementi koji čine prijelaz izmeđuđ metala i nemetala nazivaju se metaloidima ili polumetalima (B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At). Prema agregacijskom stanju pri T 293 K kemijski elementi se dijele na: - plinove: H 2,O 2,N 2,F 2,Cl 2,He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn - tekućine: Hg, Br 2 - čvrste tvari: svi ostali elementi H Metali He Li Be Nemetali B C N O F Ne Na Mg Polumetali Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Ei Fm Md No Lr 21

22 Svojstva elementa - posljedica položaja u periodnom sustavu elemenata Energija ionizacije Energija gj ionizacije je energija gj koja je potrebnadase pojedinačnom atomu u plinovitom stanju oduzme elektron (ili više elektrona). Energije ionizacije se smanjuju u istoj skupini s porastom atomskog broja, odnosno volumena jer je privlačna sila jezgre na elektron manja što je atom veći. Energija ionizacije raste (iako ne sasvim pravilno) unutar periode s lijeva na desno i najveća je u atomu plemenitog plina, jer porastom atomskog broja raste naboj jezgre, a time i njezina privlačna sila. Helij Neon Argon E i /ev Kripton Ksenon Radon Redni broj 22

Elektronegativnost atoma Elektronegativnost je sposobnost (snaga) kojom atomi nekog elementa privlače elektrone. Skalu relativnih elektronegativnosti za elemente periodnog sustava predložio je L.

23 Elektronegativnost atoma Elektronegativnost je sposobnost (snaga) kojom atomi nekog elementa privlače elektrone. Skalu relativnih elektronegativnosti za elemente periodnog sustava predložio je L. Pauling. Elektronegativnost u tablici periodnog sustava elemenata raste slijeva nadesno i odozdo prema gore, što znači da su elementi najveće elektronegativnosti smješteni gore desno u periodnom sustavu, a najelektronegativniji element je fluor. Atomi s velikom elektronegativnošću lako tvore anione, a oni s najmanjom elektronegativnošću katione. 23

24 Elektronski afinitet Elektronski afinitet, E a, je promjena energije nastala kada neutralni atom u plinovitom stanju primi elektron. A(g) + e A (g) Određuje se eksperimentalno, a proces vezanja elektrona može se zbivati uz oslobađanje energije (spontani proces) ili se reakcija odvija uz dovođenje energije. S obzirom da elektroni oko atomske jezgre ne zasjenjuju potpuno njezin naboj neutralni atom ima stanoviti afinitet za elektrone koji raste s porastom efektivnog naboja jezgre, odnosno atomskog broja unutar iste periode. Uprincipuelektronski afinitet je to veći što je atom manji, jerjeutomslučaju privlačna sila jezgre veća, a odbojna sila već prisutnih elektrona manja. Elektronski afinitet pada unutar grupe odozgo prema dolje (vrlo slabo) i veliki elektronski afinitet imaju atomi desno u periodnom sustavu elemenata. 24

Elektronski afinitet nekih elemenata periodnog sustava (kj mol 1 ) * * Pretpostavlja se da je E a

Veličina atoma i iona U određenoj periodi periodnog sustava kvantno stanje elektrona u atomu je

Zbog toga dolazi do kontrakcije (smanjenja) elektronskog oblaka i veličina atoma uzduž periode

25 Elektronski afinitet nekih elemenata periodnog sustava (kj mol 1 ) * * Pretpostavlja se da je E a elemenata označenih zvjezdicom blizak 0 (na temelju kvantno mehaničkih računa). Veličina atoma i iona U određenoj periodi periodnog sustava kvantno stanje elektrona u atomu je konstantno, ali uzduž periode raste naboj jezgre. Zbog toga dolazi do kontrakcije (smanjenja) elektronskog oblaka i veličina atoma uzduž periode postupno se smanjuje. S novom periodom počinje se popunjavati novi kvantni nivo i to dovodi do naglog povećavanja atoma, što znači da veličina atoma unutar grupe raste odozgo prema dolje. 25

do kontrakcije (smanjenja) volumena Polumjer negativnog iona veći je od polumjera odgovarajućeg atoma, jer se zbog

26 Polumjeri atoma elemenata glavnih skupina periodnog sustava (pm) Polumjer pozitivnog iona manji je od polumjera odgovarajućeg atoma, jer zbog smanjenog negativnog naboja elektronskog oblaka poraste efektivni naboj jezgre i dolazi do kontrakcije (smanjenja) volumena Polumjer negativnog iona veći je od polumjera odgovarajućeg atoma, jer se zbog povećanog negativnog naboja elektronskog oblaka smanjuje efektivni naboj jezgre i dolazi do ekspanzije (povećanja) volumena 26

27 Usporedba veličine atoma i iona Polumjer ( (pm) Polumjer (p pm) Redni broj Redni broj Klorov atom manji je od natrijeva atoma, jer elektrone u vanjskoj ljusci klorovog atoma privlači šest protona više nego u natrijevom atomu. U natrijevom ionu (Na + ) 11 protona privlači samo 10 elektrona i zbog toga je natrijev ion manji od atoma, a u kloridnom ionu (Cl - ) 17 protona privlači 18 elektrona i zbog toga je kloridni ion znatno veći od klorova atoma. 27

Polumjer atoma može se odrediti iz međuatomskih udaljenosti pomoću difrakcije

U metalima se definira kao jedna polovina udaljenosti između središta dva

Kovalentni radijus (polumjer) atoma definira se kao polovina međuatomske

28 Polumjer atoma može se odrediti iz međuatomskih udaljenosti pomoću difrakcije rentgenskih zraka i elektronskih zraka. U metalima se definira kao jedna polovina udaljenosti između središta dva susjedna atoma. Kovalentni radijus (polumjer) atoma definira se kao polovina međuatomske udaljenosti u molekuli elementarne tvari (npr. I 2 ), tj. jedna polovina duljine kovalentne veze, odnosno jedna polovina udaljenosti između središta (jezgara) dvaju atoma u molekuli). 28

29 van der Waalsov radijus (polumjer) atoma predstavlja polovinu međuatomske udaljenosti dva istovrsna atoma koji su u dodiru, ali nisu međusobno povezani niti kovalentnom niti ionskom vezom. Ako je razmak između atoma susjednih molekula koji su u kontaktu manji od zbroja njihovih van der Waalsovih radijusa (polumjera) onda između tih atoma postoji neka interakcija - 2r međudjelovanje (neki oblik vezanja). Polumjer određenog atoma ovisi o jakosti veze, jer je međuatomska udaljenost u molekuli to manja što je veza čvršća. Npr. polumjer ugljikova atoma u jednostrukoj vezi iznosi 77 pm, u dvostrukoj 67 pm, a u trostrukoj 60 pm. pomoću difrakcije rentgenskih zraka na ionskim kristalima može se odrediti i ionski polumjer (radijus). Veličinom atoma i iona mogu se protumačiti mnoga svojstva tvari. Sličnost u veličini ionskog polumjera dovodi do sličnosti u svojstvima. Kako polumjer opada s porastom naboja uzduž periode, a raste prema dolje u skupini, to se na dijagonalnom položaju u periodnom sustavu nalaze ionii s približno istim polumjerima, npr. Li - Mg, Be Al itd. (Goldschmidtov dijagonalni odnos). 29

The Periodic Table. Periodic Properties. Can you explain this graph? Valence Electrons. Valence Electrons. Paramagnetism

The Periodic Table. Periodic Properties. Can you explain this graph? Valence Electrons. Valence Electrons. Paramagnetism Periodic Properties Atomic & Ionic Radius Energy Electron Affinity We want to understand the variations in these properties in terms of electron configurations. The Periodic Table Elements in a column