Budowa atomu

Atom składa się z protonów, neutronów i elektronów. Liczba atomowa (Z) określa liczbę protonów w jądrze, a jednocześnie liczbę elektronów w atomie. Liczba masowa (A) to suma protonów i neutronów.

Analizując przykłady, możemy łatwo obliczyć liczbę neutronów. Dla siarki (S): liczba atomowa to 16 (czyli 16 protonów i 16 elektronów), liczba masowa to 32, więc neutronów jest 32-16=16. Dla glinu (Al): liczba atomowa to 13, liczba masowa to 27, więc neutronów jest 27-13=14.

Wskazówka! Zawsze możesz obliczyć liczbę neutronów odejmując liczbę protonów od liczby masowej: n = A - Z.

Układ okresowy pierwiastków

Układ okresowy to mapa wszystkich pierwiastków chemicznych. Każdy pierwiastek ma swój symbol chemiczny $np. Au - złoto$, liczbę atomową i względną masę atomową (np. złoto: 196,97).

Położenie pierwiastka w układzie okresowym daje nam informacje o jego właściwościach. Pierwiastki są ułożone w grupy (kolumny) i okresy (rzędy). Grupa określa liczbę elektronów walencyjnych, np. pierwiastek z 16 grupy ma 6 elektronów walencyjnych.

Konfiguracja elektronowa opisuje rozmieszczenie elektronów na powłokach i podpowłokach. Na przykład, dla siarki (S) z liczbą atomową 16, elektrony rozmieszczone są według wzoru: K²L⁸M⁶, gdzie podpowłoki to: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴.

Zapamiętaj! Numer grupy często określa liczbę elektronów walencyjnych pierwiastka, które decydują o jego właściwościach chemicznych.

Określanie składu atomu

Dzięki znajomości liczby atomowej i masowej możemy określić pełny skład atomu. Dla wapnia (Ca): liczba atomowa to 20, liczba masowa to 40, więc mamy 20 protonów, 20 elektronów i 40-20=20 neutronów.

Dla berylu (Be): liczba atomowa to 4, liczba masowa to 9, więc mamy 4 protony, 4 elektrony i 9-4=5 neutronów. Jego konfiguracja elektronowa to K²L².

Ćwiczenie: Dla uranu (U) liczba atomowa wynosi 92. Jeśli liczba nukleonów to 238, to liczba neutronów to 238-92=146. Uran ma więc 92 protony, 92 elektrony i 146 neutronów.

Spróbuj! Samodzielnie określ liczbę protonów, neutronów i elektronów dla dowolnego pierwiastka z układu okresowego. To świetne ćwiczenie na zrozumienie podstaw budowy atomu.

Konfiguracja elektronowa

Konfiguracja elektronowa pokazuje, jak elektrony są rozmieszczone na powłokach i podpowłokach atomu. Dla pierwiastka z 3 okresu i 16 grupy (siarki) konfiguracja to: K²L⁸M⁶ lub szczegółowo: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴.

W konfiguracji elektronowej rozróżniamy elektrony walencyjne (zewnętrzne) oraz elektrony rdzeniowe (wewnętrzne). Dla siarki 6 elektronów to elektrony walencyjne, a 10 to elektrony rdzeniowe.

Pierwiastki z tego samego okresu mają podobny schemat wypełniania powłok. Przykładowo, pierwiastki z 3 okresu (Mg, Si, S, Ar) mają zapełnione powłoki K i L oraz częściowo zapełnioną powłokę M, różniąc się liczbą elektronów na podpowłokach 3s i 3p.

Ciekawostka: Skrócony zapis konfiguracji elektronowej można przedstawić używając symbolu gazu szlachetnego w nawiasie kwadratowym, np. dla siarki: $Ne$3s²3p⁴.

Konfiguracje jonów

Jony powstają przez dodanie lub utratę elektronów przez atom. Kation powstaje, gdy atom traci elektron (np. K⁺), a anion, gdy atom przyjmuje elektron (np. Cl⁻).

Kation potasu (K⁺) powstaje, gdy potas (19 elektronów) traci jeden elektron, mając wtedy 18 elektronów. Anion chlorkowy (Cl⁻) powstaje, gdy chlor (17 elektronów) przyjmuje elektron, mając 18 elektronów. Oba jony mają konfigurację elektronową argonu (Ar).

Wiedząc, że helowiec (pierwiastek 18 grupy) ma taką samą konfigurację jak kation potasu i anion chlorkowy, możemy ustalić, że jest to argon (Ar) o konfiguracji 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶.

Uproszczenie! Jony dążą do uzyskania stabilnej konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego, co często oznacza 8 elektronów na zewnętrznej powłoce (reguła oktetu).

Obliczenia dla jonów i wiązania chemiczne

W jonie tlenkowym O²⁻ liczba protonów wynosi 8 (liczba atomowa tlenu), liczba elektronów to 8+2=10 (atom przyjął 2 elektrony), a liczba neutronów to 16-8=8, zakładając liczbę masową 16.

Rodzaj wiązania chemicznego zależy od różnicy elektroujemności (ΔE) między pierwiastkami. Dla przykładu, w związku LiF różnica wynosi ΔE=3,4-1,0=2,4, co wskazuje na wiązanie jonowe (ΔE>1,7).

W przypadku związków jak CH₄, NH₃, czy MgH₂, różnica elektroujemności jest mniejsza, wskazując na wiązanie kowalencyjne spolaryzowane (0,4<ΔE<1,7) lub niespolaryzowane (ΔE<0,4).

Zapamiętaj wzór! Im większa różnica elektroujemności między pierwiastkami, tym wiązanie ma bardziej jonowy charakter. Przyjmujemy, że przy ΔE>1,7 wiązanie jest jonowe.

Elektroujemność i typy wiązań

Różnica elektroujemności determinuje typ wiązania chemicznego między pierwiastkami. Dla związku NH₃, różnica elektroujemności wynosi ΔE=3,0-2,2=0,8, co wskazuje na wiązanie kowalencyjne spolaryzowane.

Podobnie w KBr różnica wynosi ΔE=3,0-0,8=2,2, co świadczy o wiązaniu jonowym. W przypadku CaH₂ różnica wynosi ΔE=3,2-1,0=2,2, również wskazując na wiązanie jonowe.

Wiedza o elektroujemności pozwala przewidzieć, jak pierwiastki będą się ze sobą łączyć i jaki charakter będzie miało powstałe wiązanie. Im większa różnica, tym bardziej wiązanie ma charakter jonowy.

Praktyczna rada: Zapamiętaj wartości elektroujemności najważniejszych pierwiastków - to ułatwi Ci szybkie określanie typów wiązań chemicznych.

Obliczanie elektroujemności w związkach chemicznych

Dla związków zawierających magnez (Mg), różnica elektroujemności wynosi ΔE=2,6-2,2=0,4. Ta wartość znajduje się na granicy między wiązaniem kowalencyjnym niespolaryzowanym a spolaryzowanym.

Przy małej różnicy elektroujemności (ΔE<0,4) mówimy o wiązaniu kowalencyjnym niespolaryzowanym, gdzie elektrony są równomiernie rozłożone między atomami. Takie wiązania występują głównie między atomami tego samego pierwiastka lub pierwiastkami o bardzo zbliżonej elektroujemności.

Uproszczenie! Szybka zasada: ΔE<0,4 → wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane, 0,4≤ΔE≤1,7 → wiązanie kowalencyjne spolaryzowane, ΔE>1,7 → wiązanie jonowe.