Studijoms.lt

Referatai, konspektai

Sąvokos apie atomą

Autorius: Agnė

Erdvės dalis, kurioje rasti elektroną yra didžiausia tikimybė, vadinama elektrono orbitale.

Valentiniai elektronai – elektronai, orbitalėse turintys didžiausią energiją.

Periodai – periodinės elementų lentelės horizontalios eilės, grupės – vertikalūs stulpeliai. Periodo numeris sutampa su elektronų sluoksnių skaičiumi.

Bendros metalų savybės: metalai linkę atiduoti valentinius elektronus ir virsti teigiamais jonais. Dauguma metalų reaguoja su rūgštimis, o metalų oksidai ir hidroksidai – su rūgštimis arba rūgštiniais oksidais ir sudaro druskas.

Žemyn, į kairę stiprėja elementų metališkosios ir oksidų bazines sąvybės.

Atomo spindulys – pusė atstumo tarp 2 vienodų atomų centrų.

Atimant elektroną iš atominės dalelės, reikia įveikti branduolio trauką, t.y. sunaudoti energiją, vadinamą jonizacijos energija.

Pirmoji jonizacijos energija – kiek reikia energijos, kad atimti po 1 elektroną iš 1 molio elemento M atomų.

Antroji jonizacijos energija – kiek reikia energijos, kad atimti po 1 elektroną iš 1 molio M+ jonų ir t.t.

Didesni atomai lengviau atiduoda valentinius elektronus. Metalų jonizacijos energijos yra gerokai mažesnės už nemetalų jonizacijos energijas.

Elektronas turi bangos ir dalelės sąvybių. Neįmanoma nurodyti tikslios elektrono padėties atome kiekvienu momentu.

Galimoms energetinėms elektrono būsenoms žymėti buvo įvestas specialus dydis, pavadintas pagrindiniu kvantiniu skaičiumi n, kartu atsirado ir elektronų sluoksnių įvaizdis. Elektronai, turintys tą patį pagrindinį kvantinį skaičių sudaro vieną elektronų sluoksnį. Elektronai, kurių n=1, turi mažiausiai energijos ir sudaro arčiausiai branduolio esantį pirmąjį elektronų sluoksnį.

Orbitalių tipams apibūdinti ir įvardinti buvo įvestas šalutinio kvantinio skaičiaus l savoka. Skirtinų tipų orbitalės, net ir priklausydamos tam pačiam elektronų

sluoksniui, šiek tiek skiriasi savo energija. Priklausomai nuo šalutinio kvantinio skaičiaus l orbitalės yra skirstomos į keturis tipus: s, p, d, f.

galimi 3 p orbitalių orientavimo būdai: ant x, y, arba z ašių. Orbitų orientacijos erdvėje apibūdinamos magnetiniu kvantiniu skaičiumi (ml).

vienoje orbitalėje gali būti 1arba 2 elektronai. Reikia nurodyti dar ir elektrono “vardą” – sukinio kvantinį skaičių, kuris gali turėti tik 2 reikšmes: +1/2 ( ) arba -1/2 ( ). Vienoje orbitalėje daugiausiai gali būti 2 priešingų sukinių elektronai.

Elektrinis neigiamumas yra dydis, nusakantis atomo gebėjimą prisitraukti atomo, su kuriuo jis yra sudaręs ryšį, elektronus. Elektrinis neigiamumas tiesiogiai neišmatuojamas.

Vieno atomo elektronai gali pereiti kitam atomui. Tuomet susidaro teigiamieji ir neigiamieji jonai. Elektrostatinės traukos jėgos tarp susidariusių jonų vadinamos joniniu ryšiu. Joniniai ryšiai susidaro tarp stipriai savo elektriniu neigiamumu besiskiriančių metalų ir nemetalų atomų.

Kad traukos ir atostūmio jėėgos konmpensuotų vienos kitas, jonai išsidėsto tam tikra sistema, vadinama joniniu kristalu. Sisudaręs junginys vadinamas joniniu junginiu.

Jungiantis artimo elektrinio neigiamumo atomams susidaro viena ar kelios bendros elektronų poros. Toks ryšys vadinamas kovalentiniu. Susidaro tarp nemetalų atomų.

Besijungiančių atomų elektroniniai apvalkalai persitvarko taip, kad susidarytų stabilios elektronų konfiguracijos, paprastai sitampančios su inertinių dujų elektronų konfiguracija (8 elektronų konfiguracija išoriniame sluoksnyje).

Jeigu abiejų atomų elektriniai neigiamumai yra vienodi, abu atomai galės visiškai lygiaverčiai sudaryti bendrą elektronų porą (kovalentinis nepolinis ryšys).

Jeigu kurio nors atomo elektrinis neigiamumas yra didesnis, jis pritraukia bendrąją elektronų porą arčiau savo branduolio. Prie elektriškai neigiamesnio atomo kaupiasi neigiamas krūvis (kovalentinis polinis ryšys).

Kovalentinių ryšių skaičių, kurį gali sudaryti atomas, vadinamas valentingumu.

Formuliniu vienetu galima vadinti sąlyginę arba realią struktūrinę dalelę, kurios sudėtis atspindi viso junginio sudėtį.

Formulės, kurios rodo tik molinį santykį, vadinamos empirinėmis formulėmis.

Molekulinė formulė rodo realiai egzistuojančių molekulių kokybinę ir kiekybinę sudėtį.

Kovalentiniai ryšiai gali susidaryti kitaip: 1 iš dalelių turi cheminiams ryšiams nepanaudotą elektronų porą (laisvoji elektronų pora), o kita – tuščią orbitalę. Dalelė A: elektronų poros donoras, o dalelė B – elektronų poros akceptorius. Toks kovalentinio ryšio susidarymo būdas vadinamas koordinaciniu.

Metalai yra kristalinės medžiagos, kuriuose veikia metališkasis ryšys. Toks ryšys susidaro dėl to, kad metalai gali atiduoti savo valentinius elektronus. Jie pasidaro bendri visam kristalui, o atomai pasidaro teigiamais jonai. Valentiniai metalo elektronai nepriklauso vienam metalo atomui, todėl vadinami leisvais elektronais.

Egzistuoja dar viena sąveikos forma – tarpmolekulinės jėgos. Nuo molekules veikiančių jėgų priklauso skysčių ir kietųjų medžiagų savybės. Stipriausia tarpmolekulinė sąveika – vandenilinis ryšys.

Vandenilinis ryšys savo sąvybėmis yra panašus į kovalentinį, tik jis 10 – 20 kartų silpnesnis.

Kai kuriose molekulėse vandenilinis ryšys susidaro tarp atskirų tos pačios molekulės fragmentų. Tada jis vadinamas vidiniu, arba intramolekuliniu, vandeniliniu ryšiu (tai lemia baltymų sąvybes).

Rašykite komentarą

-->