כימיה לבגרות/מבנה האטום: הבדלים בין גרסאות בדף
תוכן שנמחק תוכן שנוסף
←איזוטופים: תרגיל - נלקח מכימיה - 3 יחידות/מספר אטומי, מסה אטומית ויון |
|||
שורה 89:
== היערכות האלקטרונים ברמות אנרגיה ==
===מבנה ענן האלקטרונים===
[[קובץ:neon orbitals.JPG|שמאל|ממוזער|250px|הצורה של חמשת האורביטלים הראשונים:1s, 2s, 2p<sub>x</sub>,2p<sub>y</sub>, 2p<sub>z</sub>.]]
עכשיו אנחנו יכולים להתקדם לענן האלקטרונים. הזכרנו בקצרה את מיקומו של האלקטרון באטום כחלקיק דינאמי שיכול להימצא בכל הנפח של אטום מלבד בתוך הגרעין. אם כן, עד כמה יכול האלקטרון להתרחק מהגרעין? ואיפה בכל הנפח הזה הוא נמצא?
עד להתפתחות הפיזיקה המודרנית ניתן היה לדמות את האלקטרון לכדור טניס בחדר, כאשר הכדור נמצא בנקודה כלשהיא וכל עוד הוא בחדר הוא "שייך" לאטום. אבל, הפיזיקה המודרנית קובעת שאין לשום חלקיק מיקום שאנחנו יכולים לקבוע אותו, ולכן על פי חישובים שעשו פיזיקאים גילו שלכל אלקטרון יש פונקציה של המרחב בו הוא יכול להימצא. ובמילים פשוטות אנחנו יכולים ליצור תמונה של איפה האלקטרון יכול להיות ולדעת מה האחוזים שהוא באמת שם. לפונקציה הזאת קוראים '''אורביטל אטומי'''. בכל אורביטל יכולים להיות עד שני אלקטרונים שיש להם '''ספין''' הפוך (לא נרחיב על הספין אבל נסמן את ההבדל בין האלקטרונים ע"י חצים אלקטרון אחד יסומן על ידי חץ למעלה או למטה ושני אלקטרונים בעלי ספין הפוך יסומנו על ידי שני חיצים למעלה ולמטה אחד על יד השני)
האורביטלים נחלקים למספר סוגים על פי הצורה שלהם, וכל סוג של אורביטל יכול להופיע במספר צורות. הסוג הראשון הוא אורביטל s ויש לו רק צורה אחת. האורביטל השני הוא אורביטל p עם 3 צורות שהוא יכול להופיע. אחריהם מופעים אורביטל d ואורביטל f בעלי 5 ו-7 הופעות בהתאמה. האורביטלים מסודרים ב'''רמות אנרגיה''' כשבכל רמה יכולים להיות n סוגי אורביטלים וסך הכל n<sup>2</sup> אורביטלים. ברמה הראשונה יש רק אורביטל s אחד (המסומן ככה: 1s מספר הרמה וסמל האורביטל). ברמה השניה יש אורביטל 2s ושלושה אורביטלי 2p המסומנים 2p<sub>x</sub>,2p<sub>y</sub>,2p<sub>z</sub> וכן הלאה. נזכור שככל שהאלקטרון נמצא ברמה גבוהה יותר או באורביטל גבוהה יותר באותה הרמה יש לו יותר אנרגיה שממנה האטום ישאף להפטר ולחזור לאנרגיה נמוכה, ולכן באיכלוס של אלקטרונים באטום מתחילים ברמה הנמוכה ביותר ומשם עולים לפי סדר האנרגיה.
בכל אורביטל יכולים להיות עד שני אלקטרונים, ולכן בכל רמת אנרגיה יכולים להיות עד 2n<sup>2</sup> אלקטרונים. ברמה האחרונה שמתמלאת באטום יכולים להיות עד שמונה אלקטרונים באורביטלי ה- s וה-p של אותה הרמה, אותה רמה נקראת '''רמת הערכיות'''. כמובן שאם רמת הערכיות היא הרמה הראשונה היא יכולה להתמלא רק בשני אלקטרונים כמו שאמרנו.
===הערכות האלקטרונים ברמות האנרגיה===
לסדר בו נערכים האלקטרונים באטום אנו קוראים כלל האוטובוס. דמיינו את עצמכם עולים על האוטובוס ומחפשים מקום לשבת, אתם רוצים לשבת כמה שיותר קרוב, אבל תעדיפו מושב ריק על מושב מלא.
גם האלקטרונים ממלאים את האורביטלים בעלי האנרגיה הנמוכה ביותר, אלקטרון בכל אורביטל, עד שכל האורביטלים בעלי אותה הרמה מאוכלסים עם אלקטרון אחד ואז האלקטרון הבא נכנס לאורביטל שכבר יש בו אלקטרון נוסף.
נעבור על הערכות האלקטרונים באטום נתרן בעל המספר האטומי 11 ויש לו 11 אלקטרונים (כל אטום בעל מספר אטומי נמוך יותר מתמלא באותה השיטה אך עוצר את איכלוס האלקטרונים כאשר אין לו עוד אלקטרונים לאכלס). האלקטרון הראשון מאכלס את האורביטל 1s. האלקטרון השני שלו מאכלס גם הוא את האורביטל 1s והוא יהיה בעל ספין הפוך לאלקטרון הראשון באורביטל. ומלאנו את רמת האנרגיה הראשונה.
האלקטרון השלישי בנתרן יאכלס את האורביטל 2s, ובכך יעביר את רמת הערכיות לרמת אנרגיה השניה. האלקטרון הרביעי יאכלס גם את 2s ויהיה בעל ספין הפוך. האלקטרונים החמישי, השישי והשביעי וימלאו כל אחד אורביטל 2p שונה, מכיוון ששלושת האורבילים בעלי אנרגיה זהה האלקטרונים לא ימלאו אורביטל אחד וישאירו אורביטל אחר ריק. האלקטרונים השמיני עד העשירי ימלאו את האורביטלי 2p כך שיהיה בכל אחד שני אלקטרונים (מה יהיה היחס בין האלקטרונים?) והרמה השניה תהיה מלאה.
האלקטרון האחרון של הנתרן יאכלס את האורביטל 3s ויקבע את רמת הערכיות של האטום ברמת האנרגיה שלישית. באטום הנתרן יש רק אלקטרון אחד ברמת הערכיות.
סך הכל נסמן את ההערכות האלקטרונית של הנתרן בצורה הבאה:
<math>Na(2,8,1)</math>
{{תרגיל
|מספר=1
|שאלה=מהי היערכות האלקטרונים באטום חמצן <math>_{8}O</math> ואטום זרחן <math>_{15}P</math>?
|פתרון=<math>O(2,6)</math><br />
<br />
<math>P(2,8,5)</math>
|יישור=ימין}}
===יונים===
מצב בו מסירים או מוסיפים אלקטרונים לאטום נקרא '''יינון''', על ידי יינון אנחנו יכולים לשנות את המטען של האטום, אם נסיר אלקטרון מהאטום המטען הכולל שלו יהיה חיובי ואם נוסיף אלקטרון המטען יהיה שלילי. לאטום שעבר יינון ויש לו מטען (לא משנה אם חיובי או שלילי) אנחנו קוראים '''יוֹן'''. את היון מסמנים על ידי הסימן המתאים וכמות האלקטרונים שנוספו או חוסרו מהאטום בצד הימני העליון של הסימון של האטום (לדוגמא יון של חמצן שנוספו לו 2 אלקטרונים הוא:<math>^{16}_{8}O^{2-}</math> או <math>O^{2-}</math> אם אנחנו לא מתעסקים במספר האטומי ובמסה האטומית)
''הערה'': שים לב שהסימן מייצג את המטען ולא את השינוי במספר האלקטרונים ולכן אם הוצאנו אלקטרונים הסימן יהיה חיובי!
יון בעל מטען חיובי נקרא '''קטיון''' ויון בעל מטען שלילי נקרא '''אניון'''. על פי חוקי הפיזיקה מטענים מנוגדים נמשכים זה לזה ולכן נמצא הרבה פעמים קטיונים ואניונים אחד על יד השני. ישנו קשר בין אטומים הנקרא "קשר יוני" עליו תלמדו בהמשך.
האלקטרונים הנוספים מאכלסים את האורביטלים באטום על פי כלל האוטובוס שלמדנו קודם, והאלקטרונים היוצאים מהאטום יוצאים בסדר הפוך לסדר הכניסה, האחרון שנכנס יהיה הראשון שיצא.
{{תרגיל
|מספר=2
|שאלה=לוקחים אטום כלור <math>_{17}Cl</math> ומוסיפים לו אלקטרון אחד, איך נסמן את היון? מהי היערכות האלקטרונים ביון?
|פתרון=הסימון של יון הכלור הוא <math>Cl^{-}</math><br />
<br />
היערכות האלקטרונים היא <math>Cl^{-}(2,8,8)</math>
|יישור=ימין}}
===רדיוס אטומי===
אנחנו מתייחסים לרדיוס של האטום על פי המרחק בין הגרעין לרמת הערכיות. השימוש באורביטלים הוא חלקי בכך שהוא מתאר את ההסתברות למצוא אלקטרון במרחב של האטום והחל מהסתברות מסויימת אנחנו מתייחסים למיקום כאילו לא יתכן שיהיה שם אלקטרון.
בכאופן כללי כדי לדעת את היחס בין הגדלים של אטומים שונים אנחנו מסתכלים על גודל הגרעין ועל מספר רמות האנרגיה המלאות באטום. מצד אחד, כאשר הגרעין גדול יותר המטען שלו מושך את האלקטרונים יותר לכיוון הגרעין ומקטין את הרדיוס האטומי. מצד שני, אם הגרעין גדל עד כדי כך שנוספה רמת אנרגיה כדי להכיל את האלקטרונים שנוספו אז הרדיוס גדל.
לדוגמא באטומים בעלי כמות אלקטרונים שווה כמו <math>_{9}F^{-}</math>, <math>_{10}Ne</math> ו- <math>_{11}Na^{+}</math> רדיוס האטום יקבע על פי גודל הגרעין, ככל שהגרעין, ליתר דיוק המספר האטומי מכיוון שהנויטרונים לא משפיעים, גדול יותר (ובעקבות כך, בעל מטען חשמלי גדול יותר) הרדיוס של האטום יקטן.
{{תרגיל
|מספר=3
|שאלה=מי מהאטומים הבאים הוא בעל הרדיוס הקטן ביותר ומי בעל הגדול?
<math>_{9}F^{-}</math>, <math>_{10}Ne</math> ו- <math>_{11}Na^{+}</math>
|פתרון=<math>_{9}F^{-}</math> הוא בעל הרדיוס הגדול ביותר, ו- <math>_{11}Na^{+}</math> בעל הרדיוס הקטן ביותר
|יישור=ימין}}
==[[כימיה - 3 יחידות/אנרגיית יינון|אנרגית ינון]]==
| |||