Budowa atomu i jego właściwości

Atom to najmniejsza cząstka pierwiastka zachowująca jego właściwości chemiczne. Składa się z jądra atomowego (zawierającego protony i neutrony) oraz elektronów krążących wokół jądra. Jądro skupia prawie całą masę atomu i ma ładunek dodatni.

Aby opisać atom, używamy kilku ważnych liczb:

• Liczba atomowa (Z) = liczba protonów w jądrze
• Liczba masowa (A) = liczba protonów + liczba neutronów
• Liczba elektronów w atomie obojętnym = liczba protonów

Izotopy to atomy tego samego pierwiastka, które mają taką samą liczbę protonów, ale różną liczbę neutronów. Przykładem są izotopy wodoru: prot (¹H), deuter (²H) i tryt (³H).

Elektrony układają się wokół jądra w powłokach elektronowych (K, L, M, N, O, P, Q). Najważniejsza jest powłoka walencyjna - ta najbardziej oddalona od jądra, ponieważ elektrony na niej (elektrony walencyjne) odpowiadają za tworzenie wiązań chemicznych.

Ważne! Numer okresu w układzie okresowym pierwiastków chemicznych wskazuje na liczbę powłok elektronowych w atomie danego pierwiastka. To jedna z kluczowych informacji, którą możesz odczytać z układu okresowego!

Każda powłoka może pomieścić określoną liczbę elektronów, obliczaną ze wzoru 2n², gdzie n to numer powłoki. Na przykład powłoka N (n=4) może pomieścić maksymalnie 32 elektrony.

Podpowłoki elektronowe i właściwości atomów

Elektrony na każdej powłoce mogą mieć różne energie, dlatego grupują się w podpowłoki elektronowe oznaczane małymi literami: s, p, d, f. Każda podpowłoka może pomieścić określoną liczbę elektronów: s - 2, p - 6, d - 10, f - 14.

W układzie okresowym pierwiastków chemicznych znajdziesz bloki konfiguracyjne - grupy pierwiastków, których atomy zapełniają elektronami walencyjnymi podpowłoki tego samego typu:

• blok s (1 i 2 grupa)
• blok p (13-18 grupa)
• blok d (3-12 grupa)
• blok f (lantanowce i aktynowce)

Promień atomowy to odległość między jądrem a najdalszymi elektronami. Zmienia się on w układzie okresowym - w okresie maleje (od lewej do prawej), a w grupie rośnie (z góry na dół).

Energia jonizacji to energia potrzebna do oderwania elektronu z atomu. W okresie wartość tej energii wzrasta wraz z numerem grupy, a w grupie maleje wraz ze zwiększeniem numeru okresu.

Ciekawostka: Dlaczego atomy o mniejszym promieniu mają większą energię jonizacji? Ponieważ jądro silniej przyciąga elektrony znajdujące się bliżej niego, więc trudniej jest je oderwać!

Aktywność chemiczna i elektroujemność to kolejne ważne właściwości pierwiastków, które zmieniają się regularnie w układzie okresowym. Metale stają się bardziej aktywne w dół grupy, a niemetale - w górę grupy. Elektroujemność rośnie w okresie (od lewej do prawej) i maleje w grupie (z góry na dół).

Wiązania chemiczne

Dlaczego atomy w ogóle tworzą wiązania chemiczne? Ponieważ dążą do uzyskania stabilnej konfiguracji elektronowej - takiej, jaką mają atomy gazów szlachetnych (helowców). Dla większości pierwiastków oznacza to dążenie do oktetu (8 elektronów walencyjnych), a dla wodoru i helu - do dubletu (2 elektrony).

Wiązanie kowalencyjne (atomowe) powstaje przez uwspólnienie par elektronowych między atomami niemetali. Dzięki temu każdy atom zachowuje się tak, jakby miał kompletną powłokę walencyjną. Struktury zbudowane z atomów połączonych wiązaniem kowalencyjnym nazywamy cząsteczkami.

Wyróżniamy dwa rodzaje wiązań kowalencyjnych:

• Wiązanie kowalencyjne niespolaryzowane - tworzy się między atomami tego samego pierwiastka (np. N₂, H₂)
• Wiązanie kowalencyjne spolaryzowane - tworzy się między atomami różnych pierwiastków (np. HCl, H₂O)

W zapisie wiązań używamy wzorów elektronowych: kropkowych (np. H:O:H) lub kreskowych (H-O-H). W cząsteczce H₂O każdy atom wodoru tworzy jedno wiązanie z atomem tlenu, dzięki czemu wszystkie atomy uzyskują stabilną konfigurację elektronową.

Zapamiętaj! Wiązania kowalencyjne tworzą się głównie między niemetalami, a ich właściwości zależą od elektroujemności łączących się atomów. Im większa różnica elektroujemności, tym bardziej spolaryzowane wiązanie.

Cząsteczki połączone wiązaniami kowalencyjnymi zwykle mają niskie temperatury topnienia i wrzenia oraz słabo przewodzą prąd elektryczny.

Wiązania jonowe i metaliczne

Wiązanie jonowe powstaje, gdy różnica elektroujemności łączących się atomów jest większa lub równa 1,7. Występuje ono zwykle między metalami a niemetalami. Polega na przeniesieniu elektronów z atomu metalu (mniej elektroujemnego) do atomu niemetalu (bardziej elektroujemnego).

W wyniku przeniesienia elektronów powstają jony:

• Kation - jon dodatni, powstaje z atomu metalu, który oddał elektrony
• Anion - jon ujemny, powstaje z atomu niemetalu, który przyjął elektrony

Przykładem jest chlorek sodu (NaCl), gdzie atom sodu oddaje elektron atomowi chloru. Powstają jony Na⁺ i Cl⁻, które przyciągają się elektrostatycznie. Wiązanie jonowe nie ma charakteru kierunkowego - jony oddziałują ze wszystkimi sąsiadującymi jonami o przeciwnym znaku, tworząc sieć krystaliczną.

Wiązanie metaliczne występuje w metalach i ich stopach. Powstaje, gdy elektrony walencyjne atomów metalu tworzą tzw. "chmurę elektronową" otaczającą kationy metalu. Ta swobodnie przemieszczająca się chmura elektronów powoduje charakterystyczne właściwości metali, takie jak:

• dobre przewodnictwo elektryczne i cieplne
• kowalność (możliwość kształtowania)
• ciągliwość (możliwość rozciągania w druty)
• metaliczny połysk

Warto wiedzieć! Substancje jonowe są zwykle krystaliczne i rozpuszczalne w wodzie. Przewodzą prąd elektryczny tylko w stanie stopionym lub w roztworach, gdy jony mogą się swobodnie przemieszczać.

W układzie okresowym pierwiastków chemicznych możesz łatwo przewidzieć typ wiązania - między metalami z lewej strony a niemetalami z prawej zwykle powstają wiązania jonowe.

Oddziaływania międzycząsteczkowe

Oprócz silnych wiązań chemicznych, między cząsteczkami występują również słabsze oddziaływania, nazywane oddziaływaniami międzycząsteczkowymi. Są to różnego rodzaju siły o mniejszej wartości, ale mające istotny wpływ na właściwości fizyczne substancji.

Siły van der Waalsa to najsłabsze oddziaływania międzycząsteczkowe o krótkim zasięgu. Wynikają z chwilowego nierównomiernego rozkładu ładunku w cząsteczkach i odgrywają ważną rolę w cząsteczkach niepolarnych.

Wiązanie wodorowe to szczególny rodzaj oddziaływania, znacznie silniejszy od sił van der Waalsa. Powstaje między atomem wodoru połączonym z silnie elektroujemnym pierwiastkiem (np. O, N, F) a innym atomem o dużej elektroujemności. Wiązanie wodorowe tworzy się, gdy:

• w cząsteczce znajduje się atom pierwiastka o dużej elektroujemności
• atom wodoru jest połączony z tym elektroujemnym atomem

Substancje zawierające międzycząsteczkowe wiązania wodorowe mają wyjątkowo wysokie temperatury wrzenia i topnienia w porównaniu z podobnymi związkami bez tych wiązań. Najlepszym przykładem jest woda (H₂O), której temperatura wrzenia jest znacznie wyższa niż można by się spodziewać na podstawie jej masy cząsteczkowej.

Ciekawostka! Dzięki wiązaniom wodorowym woda ma wiele wyjątkowych właściwości, które umożliwiają życie na Ziemi. To właśnie te wiązania sprawiają, że lód pływa po wodzie, co chroni organizmy wodne zimą!

Typ wiązania chemicznego powstającego między atomami zależy głównie od:

• rodzaju łączących się atomów (metale, niemetale)
• różnicy elektroujemności między nimi (Δ)

Rodzaje wiązań i właściwości substancji

Wiązanie kowalencyjne może być:

• Pojedyncze (jedno wiązanie σ)
• Wielokrotne:
  • Podwójne (jedno wiązanie σ + jedno wiązanie π)
  • Potrójne (jedno wiązanie σ + dwa wiązania π)

O sile wiązania chemicznego decyduje jego krotność oraz odległość między łączącymi się atomami. Im większa krotność wiązania i mniejsza odległość między atomami, tym wiązanie jest silniejsze. Na przykład wiązanie S=S jest silniejsze niż S-S, a wiązanie Cl-Cl jest silniejsze od Br-Br (bo promień atomu chloru jest mniejszy).

Właściwości substancji zależą od rodzaju wiązań chemicznych występujących między ich atomami:

Substancje jonowe (np. NaCl):

• wysoka temperatura topnienia
• duża wytrzymałość mechaniczna
• przewodzą prąd elektryczny tylko w stanie stopionym lub w roztworach
• dobrze rozpuszczalne w wodzie i innych rozpuszczalnikach polarnych

Substancje cząsteczkowe (np. S₈):

• niska temperatura topnienia
• mała wytrzymałość mechaniczna
• zwykle nie przewodzą prądu elektrycznego
• lepiej rozpuszczają się w rozpuszczalnikach niepolarnych

Substancje kowalencyjne (np. diament):

• bardzo wysoka temperatura topnienia
• duża twardość
• zazwyczaj nie przewodzą prądu elektrycznego (wyjątki: grafit, grafen)
• nierozpuszczalne w rozpuszczalnikach polarnych

Wskazówka do sprawdzianu: Zapamiętaj, że metale są dobrymi przewodnikami ciepła i elektryczności dzięki wiązaniom metalicznym, podczas gdy substancje jonowe przewodzą prąd tylko w roztworach lub stopie, gdy jony mogą się swobodnie przemieszczać!

Znając rodzaj wiązań chemicznych w substancji, możesz przewidzieć jej właściwości fizyczne, co jest niezwykle przydatne zarówno podczas sprawdzianów z układu okresowego pierwiastków chemicznych, jak i w praktycznym zastosowaniu chemii.