BUDOWA ATOMU I UKLAD OKRESOWY

Document Sample
BUDOWA ATOMU I UKLAD OKRESOWY Powered By Docstoc
					                                                1

                       BUDOWA ATOMU I UKŁAD OKRESOWY
        Przy omawianiu wymienionych w tytule zagadnień posłużymy się animacjami
znajdującymi się na płycie I podręcznika multimedialnego pt. ”Chemia w gimnazjum” w
dziale „Atom i cząsteczka”. Pojęcie atomu ulegało ewolucji od terminu o znaczeniu czysto
filozoficznym, interpretującym punkt widzenia na budowę świata, po pojęcie naukowe,
którego zadaniem jest określenie budowy materii, umożliwiające wyprowadzenie uogólnień
opisujących otaczający nas świat. Budowa atomu jest domeną fizyki, dlatego opis atomu w
aspekcie chemicznym jest z natury uproszczony i sprowadza się do cech istotnych z
chemicznego punktu widzenia. Z tego też względu warto znać pewne aspekty dawnych teorii,
które zwykło się określać jako herezje w sensie fizycznym, a które swego czasu wniosły
znaczący wkład w rozwój chemii. Do takich niewątpliwie należy teoria atomistyczna Daltona.
Uczony ten postrzega atom jako niepodzielną cząstkę materialną o takich cechach fizycznych
jak rozmiar czy masa, które zgodnie z tą teorią, są określone i specyficzne dla danego
pierwiastka. Podkreślając prymitywizm tej teorii z punktu widzenia fizyki, dla której od
dawna wiadomym jest, że atom zbudowany jest z mniejszych              cząstek materialnych,
zapomina się o jej znaczącej roli historycznej w rozwoju podstaw stechiometrii i innych
działów chemii. Zakładając bowiem taką uproszczoną wizję atomu można było wyprowadzić
podstawy stechiometrii oraz fundamentalne prawa chemii - prawo stałości składu i prawo
zachowania masy. Prawa te, stosowane są w chemii na co dzień, są tak oczywiste, że się o
nich wręcz zapomina. Pierwsze z nich jest stosowane przy ustalaniu wzorów chemicznych a
drugie przy pisaniu równań reakcji a ściślej ich uzgadnianiu. Przykłady obliczeń związanych
z tymi prawami znajdują się w części „Atom i cząsteczka” na płycie nr 1. Do naszych
rozważań wystarczająca jest teoria budowy atomu Rutheforda czyli tzw. planetarny model
atomu, opisany szczegółowo w animacji komputerowej z niewielkim uzupełnieniami.
Zapamiętać należy oznaczenia literowe powłok elektronowych, poczynając od jądra
atomowego - K, L, M, N, O, P, Q oraz zależności między ilością poszczególnych cząstek
elementarnych: protonów (p), neutronów (n) i elektronów (e) wchodzących w skład atomu
(X) a opisanych liczbą atomową (A) i masową (Z)      Z
                                                     A   X co stanowi zapis nuklidu danego

pierwiastka. Nuklidu czyli atomu o ściśle określonej ilości cząstek elementarnych
budujących atom, czyli:
       Proton cząstka o masie równej 1u (unit ≡ atomowa jednostka masy) i ładunku
        dodatnim równym elementarnemu ładunkowi elektrostatycznemu. Symbolicznie
        zapisuje się to następująco:    1
                                       1   p
                                               2

        Neutron to cząstka o masie zbliżonej (prawie identycznej) do masy protonu,
         pozbawiona ładunku czyli jest ona neutralna. Zapis symboliczny: 01 n
        Elektron, cząstka o masie w przybliżeniu równa dwutysięcznej części atomowej
         jednostki masy. W praktyce więc przyjmuje się, że jest pozbawiona masy. Ładunek
         elektronu jest równy ładunkowi elementarnemu i posiada najczęściej znak ujemny.
         Zdarzają się jednak również takie cząstki posiadające znak dodatni. Noszą one nazwę
                                                                                        0
         elektronów dodatnich lub krócej pozytonów. Oto symboliczny zapis elektronu    1   e i
                       0
         pozytonu     1   e
         Znając wartości liczby atomowej (A) i masowe (Z) danego atomu można z łatwością
określić ilość budujących go cząstek elementarnych. Liczba atomowa czyli porządkowa
określa ilość elektronów w atomie i tym samym ilości protonów znajdujących się w atomie,
bowiem atom jest cząsteczką elektrycznie obojętną. Na masę atomu składa się ilość protonów
oraz ilość neutronów, które tworzą jądro atomu i dlatego określa się je mianem nukleony.
Rozważmy więc przykład nuklidu (czyli atomu o określonej liczbie atomowej i masowej)
chloru   35
         17   Cl . Liczba atomowa 17 określa ilość elektronów oraz tym samym ilość protonów

(tak aby suma ładunków w atomie była równa zero). Na liczbę masową 35, równą ilości
nukleonów, składa się więc 17 protonów oraz (35 – 17) = 18 neutronów.
         Omawianie budowy atomu rozpoczniemy od stwierdzenia, że w atomie wyróżnić się
dwa elementy: jądro atomowe (złożone z nukleonów czyli protonów i neutronów) oraz sferę
elektronową. O ile jądro określa głównie właściwości fizyczne pierwiastka (atomu) o tyle
sfera elektronowa, jej struktura,         pozwala przewidzieć niektóre cechy chemiczne
pierwiastków.
         Nasze rozważanie rozpoczniemy od budowy jądra atomu. Mówiąc o jądrze atomu
ma się na uwadze zasadniczo trzy zagadnienia:
1/ Obliczanie masy atomowej pierwiastka na podstawie jego składu izotopowego                 w
przyrodzie – przykład takiego obliczenia podano w filmiku oraz w załączonych przykładach
zadań.
2/ Pisanie równań reakcji jądrowych
3/ Obliczenia związane z tzw. okresem półtrwania izotopów
         Obliczenia związane z wyznaczaniem masy atomowej pierwiastka pozwalają wyjaśnić
dlaczego, mimo że ilości nukleonów podaje się w liczbach całkowitych jako wielokrotności
unitów, masy atomowe mają wartości ułamkowe. Dzieje się tak dlatego, że tabelaryczne
wartości mas atomowych pierwiastków są średnią udziałów izotopów danego pierwiastka
                                            3

występujących w przyrodzie. Istnieje również drugi czynnik tzw. defekt masy, który ma
miejsce wówczas gdy fuzji (łączeniu) ulegają cząstki tworzące jądra atomowe. Ilość
emitowanej przy tym energii jest tak znaczna, że zgodnie z równaniem Einsteina E      m c2
następuje częściowy, równoważny ilości emitowanej energii (E), ubytek masy (m). Świadczy
to również o niezwykłej trwałości jądra i wyjaśnia fenomen polegający na tym, że element
stanowiący masę atomu zajmuje wielkość o pięć rzędów (105) mniejszą od sfery elektronowej
czyli całego atomu. Nadaje to materii niezwykle ażurową strukturę czyniąc ją przenikliwą
przykładowo dla strumienia elektronów.
   Przemiany, którym podlega jądro atomowe bardzo często są pomijane na lekcjach chemii
do ewentualnego przerobienia w ramach fizyki, dlatego często tak bywa, że nie mówi się o
nich w ogóle. W związku z powyższym zagadnieniom związanym z jądrem atomowym
poświęcimy nieco więcej uwagi.
   Reakcją jądrową nazywa się reakcję w wyniku której tworzą się jądra atomów innych
pierwiastków (jednego lub kilku) lub zmienia się stan energetyczny jądra wyjściowego.
Reakcje jądrowe przedstawia się za pomocą równań podobnie jak reakcje konwencjonalne,
przy czym należy uwzględnić że:
1) Podawane w tych równaniach symbole chemiczne oznaczają nie atomy pierwiastków lecz
   ich jądra atomowe (jednak znając ładunek i masę jądra łatwo określić jakiemu odpowiada
   pierwiastkowi)
2) Cząstki bombardujące jak i powstające zapisuje się w formie podanej wcześniej to znaczy
   uwzględniając ich ładunek i masę. Poniżej będą podane sposoby zapisu dla
   charakterystycznych rodzajów promieniowania.
                                  
   alfa   2   2 He; beta   e; gama    elektromagnetyczne
            4     4



3) Przypomnijmy, że indeks górny przy zapisie nuklidu oznacza tzw. liczbę masową i
   odpowiada łącznej ilości neutronów i protonów (stanowiących masę atomu)
4) Indeks dolny to liczba atomowa zwana również liczbą porządkową i odpowiada ilości
   elektronów w atomie. Liczba ta określa więc jednoznacznie o który pierwiastek chodzi.
   Równania reakcji jądrowych muszą spełniać następujące warunki (reguła równości sum
   indeksów):
    1. suma liczb masowych składników po lewej i prawej stronie równania (indeksy górne)
       muszą być sobie równe; nie uwzględnia się przy tym mas elektronów, pozytonów i
       fotonów
                                                  4

    2. sumy ładunków cząstek (indeksy dolne) po obu stronach równania muszą być sobie
        równe. Ładunek elektronów ma znak minus, protonu i pozytonu – znak plus.
        Neutrony i fotony (rodzaj promieniowania elektromagnetycznego) nie mają ładunku.
    Przykład 1. Cząstką bombardującą jest jądro atomu helu (cząstka        α) cząstką wtórną
    jądro izotopu wodoru - deuteru.
                                      32
                                      16   S  2 He 17 Cl  1 D
                                               4     34      2



    Suma górnych indeksów po lewej i prawej stronie równania: 32 + 4 = 34 + 2. Suma
    indeksów dolnych: 16 + 2 = 17 + 1 = 18
    Przykład 2. Nuklid manganu - 56 ulega samorzutnemu rozpadowi promieniotwórczemu
    β. Pisząc równanie reakcji określ powstały produkt:
                                           56
                                           25   Mn    56
                                                       26   Fe  1 
                                                                  0



    Parametry powstałego nuklidu żelaza wyliczono właśnie z równości parametrów.
    Obliczona wartość parametru dolnego 26 w sposób jednoznaczny określa, że powstały
    nuklid odpowiada pierwiastkowi o liczbie porządkowej 26 czyli żelazu.
       Rodzaj zachodzącej przemiany jądrowej zwykło się określać nazwą cząstki biorącej w
    niej udział i tak:
1) Przemiana α biegnie z udziałem tzw. cząstki α składającej się z dwóch protonów i dwóch
   neutronów, czyli stosując indeksy opisujące nuklidy można zapisać 2 
                                                                     4          4
                                                                            lub 2 He
2) Przemiana β biegnie z udziałem cząstki β czyli elektronu lub pozytonu i wtedy mówi się
   o emisji pozytonowej
3) Przemiana γ to emisja elektromagnetyczną i nie wiąże się z przemianą nuklidów a jedynie
   wyemitowaniem kwantu energii. Praktycznie towarzyszy każdej przeminie jądrowej
   Kolejne zagadnienie to obliczenia związane z tak zwanym okresem półtrwania τ½ –
(tau) lub inaczej połowicznego zaniku. Tak określa się cechę izotopów polegającą na tym, że
w określonym, typowym dla danego izotopu czasie, ulega rozpadowi połowa jego dawki.
Znajomość tej wielkości i możliwość oznaczenia ilości nierozłożonego izotopu są podstawą
tak zwanych zegarów izotopowych, wykorzystywanych do określenia wieku dawnych
przedmiotów. Najbardziej znanym przykładem jest niewątpliwie tzw. zegar węglowy.
   Przykład. W laboratorium w czasie 34 h przechowywano izotop Sr-81 o okresie
półtrwania τ½     8,5 h. Początkowa ilość izotopu wynosiła 10 mg. Ile izotopu pozostało po
upływie czasu przechowywania?
                                               5

   34 godziny przechowywania oznacza czterokrotny czas półtrwania. Następuje więc
czterokrotny (34 : 8,5     4) połówkowanie próbki strontu czyli kolejno – 10:2=5; 5:2=2,5;
2,5:2=1,25; 1,25:2=0,625 mg Sr. Po okresie przechowywania pozostało 0,625 mg Sr



                        Przykłady zadań związanych z jądrem atomowym
1) Odkrycia neutronu dokonano w wyniku napromieniowania tarczy z Be – 9 cząstkami α.
   Napisać równania reakcji jądrowych. Podać symbol powstałego jądra.
2) Jak zmieni się masa i ładunek jądra izotopu:
         W wyniku emisji jednaj cząstki α i dwóch cząstek β
         W wyniku absorpcji dwóch protonów i emisji dwóch neutronów
         W wyniku absorpcji jednaj cząstki α i dwóch neutronów
          Oznaczając Jądro wyjściowe X, a końcowe przez Y, napisać pełne równanie reakcji
   jądrowych dla powyższych przemian.
3) Izotop potasu K-40 ulega rozpadowi β W jaki pierwiastek przekształci się potas w wyniku
   tej przemiany. Napisz odpowiednie równanie reakcji.
4) Jaki był typ rozpadu w następujących przemianach jąder promieniotwórczych. Napisz
   odpowiednie równania reakcji jądrowych:
                                                                   
    234
                                     ;18 F 
       U  ? ; 238 U  ? ; 60 Co 
                                           ;11C 
                                                       

5) Napisać pełne i uproszczone równania przemiany promieniotwórczej Th-226 w Po-216
6) Ile cząstek α i β powinno utracić jądro Bi-209 aby przekształcić się w jądro o masie 201
   (pierwiastka grupy III). Napisać odpowiednie równanie reakcji jądrowej.
7) Jak zmieniłby się stosunek liczby neutronów do liczby protonów w jądrze Cu-65 gdyby
   uległo ono rozpadowi α, β+, β-.
8) W wyniku przemiany promieniotwórczej jądro izotopu U- 238 przekształca się w Ra-226.
   Ile cząstek i jakiego rodzaju emituje jądro wyjściowe? Napisać równania reakcji.
9) Sumaryczne, uproszczone równania reakcji rozpadu dwóch z trzech naturalnych szeregów
   promieniotwórczych przedstawiają się następująco:               U-238 (8 α; 6β) Pb-206;
          U-235(7α;4β)Pb-207. Napisz równania reakcji jądrowych.
10) Jaki był typ rozpadu w następujących przykładach reakcji jądrowych: Os-185 →Ir-185;
   Rn-222 → Po-218; Pd –111 →Ag-111
11) Podać jakie pierwiastki posiadają jądra o następującym składzie: (9p, 10n); (34n, 30p);
   (84p, 126n); (124n, 82p)
                                                                  6

12) Znając następujące izotopy wodoru: 1H, 2H (D), 3H(T) oraz tlenu                                           16
                                                                                                                   O, 17O,   18
                                                                                                                                  O, napisać
   wszystkie możliwe wzory wody (18 wzorów) Spośród nich wybrać wodę „najlżejszą” i
   „najcięższą”, a następnie obliczyć ich masy molowe.
13) Wśród podanych nuklidów wybrać izotopy oraz izobary:
   39         194        64     64     40         68      40     58      195         40         198         56       38      50
   19   K;      Pt;
               78         Ni;
                         28      Zn;
                                30      K;
                                       19         30Zn;    Ca;
                                                          20      Fe;
                                                                 26       78  Pt;    18   Ar;     Hg;
                                                                                                 80         26Fe;    18Ar;   22   Ti;
   58          50
   28   Ni;    24   Cr
                                        37                                                                                   35
14) Na jeden atom izotopu                   Cl przypadają, w przybliżeniu, 3 atomy izotopu                                        Cl . Jakiej
   średniej masie atomowej odpowiada ten skład?
15) Stosunek liczb nuklidów 65Cu i 63Cu w miedzi, występujących w związkach chemicznych,
   wynosi 31:69. Obliczyć średnią masę atomową miedzi. Wynik obliczeń porównaj z
   wartością tabelaryczną masy atomowej.
                                                                 203           205
16) Skład izotopowy talu jest następujący:                             Tl :          Tl         3 : 7. Obliczyć średnią masę
   atomową talu.
                                                                        79                                                               81
17) Brom zawiera 40,52% atomowych izotopu                                    Br. Pozostałą część stanowi izotop                               Br.
   Obliczyć średnią masę atomową bromu.
                                                                                                                                        24
18) Skład izotopowy magnezu (w procentach atomowych) jest następujący: 78,60%                                                                Mg;
   10,11% 25Mg; 11,29% 26Mg. Ile wynosi średnia masa atomowa magnezu ?
19) Skład izotopowy antymonu jest następujący: x121Sb + y123Sb. Wyznaczyć wartości x i y,
   jeśli masa atomowa antymonu, znaleziona doświadczalnie, wynosi 121,75 u.
                                                                                                                                  85
20) Średnia masa atomowa rubidu wynosi 85,45 u. Rubid składa się z izotopów                                                            Rb oraz
   87
     Rb. Podać skład izotopowy pierwiastka w procentach atomowych.
                                                                                                      13
21) Po upływie 55 minut z 400 mg izotopu promieniotwórczego                                                N pozostało 12,5 mg. Ile
   wynosił okres półtrwania tego izotopu ?
                                             24
22) Okres półtrwania izotopu                      Na ulegającego rozpadowi                  β, wynosi 14,8 godziny. Napisz
   równanie reakcji jądrowej. Jaka ilość 24Mg powstanie z 12 g 24Na: a/ po upływie 10 h; b/
   po całkowitym rozpadzie promieniotwórczym tej ilości izotopu sodu.
                                                       Rozwiązanie zadań

Zad. 1

Równanie reakcji jądrowej :                   9
                                              4   Be  2  12C  01n  
                                                       4
                                                             6                   można sprawdzić równość indeksów
górnych i dolnych nuklidów
                                                                     7

Zad. 2

1/       Z
         A   X 2   2 1  Z A
                4        0       4




2/           Z
             A   X  2 1 p  A  Z X  201n
                        1
                                  2




3/       Z
         A   X  2   201n A  2 X
                 4           Z 6




Zad.3

Równanie reakcji jądrowej:               40
                                         19   K 20 Ca  1
                                                 40       0




Zad.4

                                                      234
                                                       92  U  2 
                                                               4               230
                                                                                 Th
                                                                                90
                                                      238
                                                       92  U  2 
                                                               4               234
                                                                                 Th
                                                                                90
                                                      60
                                                      27   Co     0
                                                                  1          60
                                                                                28   Ni
                                                      18
                                                       9   F    0
                                                                1     18O
                                                                          8

                                                       C
                                                      11
                                                       6
                                                                 0
                                                                1  11B
                                                                       5



         Przy zapisie równań proszę pamiętać o zgodności indeksów górnych i dolnych
nuklidów oraz cząstek

Zad. 5

Oto zapis uzgodnionego równania

                                                226
                                                 90Th  201n              Po 32 
                                                                         216
                                                                          84
                                                                                4




         Porównując indeksy liczb masowych widzimy ich nadmiar po stronie lewej, czyli
wśród produktów muszą się znajdować również cząstki α.

Zad.6

Oto pełny zapis równania reakcji przemiany jądrowej:                                      209
                                                                                           83   Bi      Tl  22 He  21 
                                                                                                       201
                                                                                                        81
                                                                                                               4        0
                                                         8




Zad. 7

                              n 36
65
27Cu  2   25 Mn
       4     61
                                   1,44
                              p 25
                              n 37
65
27Cu 1  
       0             65
                     28Ni          1,32
                              p 28
                              n 39
65
27Cu 1  
       0             65
                     26Fe          1,50
                              p 26

         Wartość ułamka po przemianie zapisanej równaniem trzecim jest największa,
ponieważ w wyniku przemiany pozytonowej jeden proton przekształcił się w neutron, czyli
mianownik ułamka zmniejszył się o jeden przy jednoczesnym wzroście o jednostkę licznika
ułamka.

Zad. 8

         Poniżej zapisano równanie reakcji uwzględniając równość parametrów opisujących
cząstki i nuklidy                            U 
                                           238
                                            92
                                                          226
                                                           88Ra  22   4 01n
                                                                   4




Zad. 9

         Poniżej podano zapis równań reakcji jądrowych z uwzględnieniem równości
parametrów opisujących cząstki i nuklidy po stronie substratów i produktów:

                                      U
                                    238
                                     92
                                                 206
                                                  82   Pb  8 2   6 1
                                                              4        0


                                      U
                                    235
                                     92            Pb  7 2   4 1
                                                 207
                                                  82
                                                          4        o




Zad. 10

185
 76  Os       Ir 
             185
              77
                       0
                      1                 przemiana, lub inaczej, rozpad beta

222
 86   Rn    218
              84    2
                     4
                                          przemiana, lub inaczej, rozpad alfa

111
 46   Pd    111
              47   Ag  1
                         0
                                          przemiana, lub inaczej, rozpad beta


Zad. 11
                                                        9

         Przy rozwiązywaniu tego zadania można się posłużyć przykładowo następującym
rozumowaniem:

        9p + 10n       19 nukleonów (liczba masowa), zaś 9 protonów oznacza jednocześnie 9
         elektronów, czyli liczbę atomową odpowiadającą fluorowi -                       19
                                                                                          9   F


        30p + 34n = 64 nukleony (Z) oraz 30 elektronów czyli (A) -                       64
                                                                                          30   Zn


        84p + 126n = 210 nukleonów (Z) oraz 84 elektrony (A) -                           210
                                                                                           84   Po


        124 n + 82 p = 206 nukleonów (Z) oraz 82 elektrony (A) -                         206
                                                                                           82   Pb


   Zad. 12

         Zgodnie z sugestią autorów zadania napisać dwanaście kombinacji podanych
   izotopów wodoru i tlenu. Dla uproszczenia przyjęto następujące symbole izotopów
   wodoru: 1H = H; 2H = D; 3H               T. Oto sześć możliwych kombinacji dla każdego izotopu
   tlenu przy zmiennej kombinacji izotopów wodoru:

   H 2 16O; HD 16O ; D2 16O; DT 16O; T2 16O; HT 16O
   H 2 17O; HD 17O; D2 17O; DT 17O; T2 17O; HT 17O
   H 2 18O; HD 18O; D2 18O; DT 18O; T2 18O; HT 18O


   „Najlżejsza” woda ma wzór H 2 16O                 M = 18 g/mol


   „Najcięższa” woda ma wzór T2 18O                  M = 24 g/mol

   Zad. 13

   Izotopy – to nuklidy tego samego pierwiastka różniące się masą atomową. Można więc
   powiedzieć inaczej, że izotopy to nuklidy o identycznej liczbie atomowej a różnej liczbie
   masowej.        W          przytoczonych      przykładach          izotopami     są     następujące       pary
   nuklidów:
   39        40         194      195       64      68            64   58         58     56          40     38
   19   K,    K dalej
             19           Pt ,
                         78        Pt dalej30 Zn , 30 Zn dalej
                                  78                              Ni, 28 Ni dalej26 Fe, 26 Fe dalej 18 Ar ,18 Ar
                                                                 28
                                                     10

Izobary – to nuklidy o identycznej liczbie masowej lecz różnych liczbach atomowych.
Można więc powiedzieć, że są to izotopy różnych pierwiastków posiadające identyczną
masę atomową. Poniżej podano trzy grupy izobarów:

      64   64
1/     Ni; 30 Zn
      28
      40         40         40
2/    19   K;     Ca;
                 20          Ar
                            18
      58         58
3/    26   Fe;   28   Ni

Zad. 14

Z informacji zawartej w zadaniu wynika, że skład procentowy izotopów chloru wynosi:
25% Cl-37 oraz 75% Cl-35. Średnia masa atomowa chloru będzie więc wynosiła:

MCl 37u 25% 35u 75% = 9,25u + 24,0 = 33,25 u

Dla podanego składu izotopowego masa atomowa chloru wynosi więc 33,25 u

Zad. 15

Cu-65 : Cu-63               31 : 69 więc skład procentowy nuklidów wynosi 31% : 69%

MCu        65u 31%               63u 69% = 20,15 u + 43,47 u = 63,62 u

Dla podanego składu masa atomowa miedzi wynosi 63,62 u

Zad. 16

Tl-203 : Tl-205                  3 : 7 co w przeliczeniu na skład procentowy daje: 30% Tl-203 oraz
70%Tl – 205. Następnie stosuje się znany wzór na obliczenie średniej masy atomowej:

M     203 u 30%                  205u 70% = 60,9 u + 143,5 u = 204,4 u

Dla podanego składu izotopowego masa atomowa talu wyniesie 204,4 u.

Zad. 17

Znając skład procentowy nuklidów bromu w znany sposób obliczamy średnią masę
atomową: M                 79 u 40,52%      81 u 59,48% = 32,01 u + 48,18 u = 80,19 u
                                            11

Zad. 18

Skład izotopowy magnezu: Mg – 24 = 78,6%; Mg – 25 = 10,11%; Mg – 26 = 11,29%

Masę atomową obliczamy w znany z poprzednich zadań sposób:

M    24 u 78,6%       25 u 10,11%     26 u 11,2% = 24,33 u

Zad. 19

Współczynniki przy symbolach nuklidów oznaczają ich skład procentowy dlatego można
go wyrazić w postaci tzw. ułamków procentowych, tak więc dla nuklidu Sb – 121
przyjmujemy x, zaś dla nuklidu Sb – 123 będzie (1-x). Znając masę atomową antymonu
można zapisać: 121 x         123 (1 – x)    121,75. Po rozwiązaniu równania otrzymujemy
wartość x        0,625 co określa udział procentowy nuklidu Sb – 121    62,5 % zaś dla
nuklidu Sb – 123 = 37,5%

Zad. 20

Zadanie podobne do poprzedniego czyli nr 19. Jednak tego typu obliczenia występują
bardzo często dlatego proponuję jeszcze jedno ćwiczenie.

85 x + 87 (1-x) = 85,45 po wyliczeniu x = 0,775 czyli mieszanina zawiera 77,5% Rb – 85
oraz 22,5% Rb – 87

Zad. 21

t = 55 minut ;       m1= 400 mg;           m2 = 12,5 mg

Do obliczenia τ czas połowicznego rozpadu

Ustalamy ilość cykli połówkowania:

I okres     400 : 2 = 200

II okres    200 : 2 = 100

III okres 100 : 2 = 50

IV okres     50 : 2 =   25
                                             12

V okres       25 : 2 =   12,5

     Tak więc, w podanym w zadaniu, czasie 55 minut nastąpiło pięciokrotne
połówkowanie czyli czas połowicznego rozpadu będzie wynosił: τ = 55 minut : 5 okresów
    11 minut. Okres połowicznego rozpadu izotopu azotu wynosi 11 minut.

Zad.22

τ    14,8 godzin           mNa = 12 g               t1= 10 h

                                   24
                                   11   Na    24
                                               12 Mg     
                                                          0
                                                         1



jako, że rozpad beta nie wiąże się ze zmianą masy, z rozpadu 12g sodu powstanie 12 g
magnezu. Uwzględniając wartość czasu połowicznego rozpadu, przy założeniu liniowej
zależności ilości powstałego sodu z czasem, można obliczyć ilość powstałego magnezu:

po upływie                 14,8 h powstaje          0,5 · 12g = 6 g Mg

po upływie                 10 h powstaje                       x g Mg

                                  x = 4,05 g magnezu

Po upływie 10 godzin powstanie 4,05 g magnezu

     Sfera elektronowa to druga wyróżniana część atomu. O ile omówione już jądro
atomowe, a ściślej jego budowa, umożliwiała przewidywanie cech fizycznych
pierwiastków takich jak masa atomowa, możliwość zachodzenia i zapis rozpadu
promieniotwórczego, o tyle budowa sfery elektronowej pozwala na przewidywanie
właściwości chemicznych pierwiastków. Ogólny zarys budowy sfery elektronowej
przedstawiono na filmie. Pokazane tu powłoki elektronowe stanowią zbyt małą ilość
informacji dla dalszych rozważań na temat wiązań czy też hybrydyzacji orbitalowej.
Przypomnijmy podstawowe informacje. Elektrony są zlokalizowane na powłokach, które
w kolejności od jądra oznaczono dużymi literami w porządku alfabetycznym: K, L, M, N,
O, P, Q. Maksymalną, możliwą ilość elektronów na powłoce można obliczyć z zależności
2n2, gdzie przez n oznaczono kolejny numer powłoki liczonej w kolejności od jądra
atomowego. Przykładowo na powłoce K, gdzie n 1 mogą być 2·12= 2 elektrony, na L,
2·22     8, na M może być maksymalnie 2·32 = 18 elektronów i tak dalej. Jednak na
zewnętrznej powłoce nigdy nie może być więcej elektronów jak 8 (oktet) i to powoduje
                                         13

pewne komplikacje, które łatwo wyjaśnić wprowadzając zapis elektronowy z
wykorzystaniem tzw. liczb kwantowych. Możliwość, a właściwie konieczność,
modyfikacji poglądu na budowę atomu spowodowała tzw. teoria nieoznaczoności
Heisenberga oraz teoria kwantowa Plancka. Najogólniej teorie te dowiodły, że cząstki
materii w określonych warunkach, mogą występować w formie fali elektromagnetycznej o
określonej amplitudzie o częstotliwości. Tak więc tor kołowy modelu planetarnego
zastąpiono pojęciem powłoki, w której z pewną gęstością prawdopodobieństwa, może
wystąpić elektron, lub pewna ich ilość. To pociąga za sobą dalsze konsekwencje.
Oscylujący    elektron,   nośnik   ładunku    ujemnego   indukuje   wokół   siebie   pole
elektromagnetyczne, oddziaływujące na pozostałe elektrony sfery. Jak więc widzimy w
świetle tych teorii atom jawi się jako niezwykle złożony układ w którym następuje
oddziaływanie wielu czynników tzw. parametrów stanu. Aby móc w sposób możliwie
prosty określić budowę sfery elektronowej, ilość parametrów stanu należy sprowadzić do
rozsądnej, niezbędnej ilości.

   W rozważaniach chemicznych konieczne będzie rozróżnienie dwóch najbliżej siebie
położonych elektronów. Można to osiągnąć stosując cztery parametry stanu, które nazywa
się liczbami kwantowymi.

   Liczby kwantowe są obliczane jedna z drugich dlatego istotne jest określenie ich
kolejności. Z tego względu mówi się kolejno o pierwszej, drugiej, trzeciej i czwartej
liczbie kwantowe. Pokrótce poznamy ich znaczenie i wzajemne zależności matematyczne.

   Pierwsza liczba kwantowa -n, zwana również główną liczbą kwantową. Określa
energię całkowitą elektronu. Liczba ta przyjmuje wartości kolejnych liczb naturalnych od
1 do 7 (licząc od jądra). Jest to tyle wartości ile jest okresów w układzie okresowym.
Właśnie najwyższa wartość liczby kwantowej atomu pierwiastka określa jego położenie w
odpowiednim okresie. Główną liczbę kwantową zapisuje się w formie odpowiedniej
liczby arabskiej.

   Druga liczba kwantowa, zwana również poboczną lub orbitalną. Oznacza się małą
literą –l. Przyjmuje wartości od 0 do (l-1). W ten sposób powłoka K, której odpowiada
wartość matematyczna 1, przyjmuje jedną wartość „0” a więc powłoka pierwsza posiada
jeden orbital „0”. Powłoka druga posiada orbitale 0, 1 czyli dwa orbitale. Kolejna
powłoka, której odpowiada wartość głównej liczby kwantowej 3 przyjmuje wartości 0, 1,
                                             14

oraz 2. Tak więc trzecia powłoka posiada trzy orbitale Czwarta powłoka posiada cztery
orbitale odpowiadające wartościom 0, 1, 2 oraz 3. W kolejnej powłoce należałoby się
więc spodziewać pięciu podpowłok. Jest to ważne w rozważaniach fizycznych, jednak w
rozważaniach chemicznych wskutek przenikania energetycznego powłok nie stosuje się
dalszego rozróżniania orbitali poprzestając na orbitalu odpowiadającym wartości 4. Warto
sobie uzmysłowić, że do powłoki czwartej istnieje zależność następująca – nr powłoki
określa ilość orbitali (podpowłok). W celu uniknięcia identycznego znakowania liczbami
arabskimi numerów powłok oraz orbitali przyjęto zwyczaj literowego znakowania orbitali
i tak: orbital 1 to s, orbital 2 to p, orbital 3 to d wreszcie orbital 4 to f. Zrekapitulujmy
więc:

       powłoka K odpowiadająca głównej liczbie kwantowej n            1,posiada jeden orbital
        –s

       powłoka L odpowiadająca głównej liczbie kwantowe n            2 posiada dwa orbitale –
        s, p

       powłoka M odpowiadająca głównej liczbie kwantowej n            3, posiada trzy orbitale
        –s, p, d

       powłoka N odpowiadająca głównej liczbie kwantowej n                 4, posiada cztery
        orbitale – s, p, d, f

       powłoka O odpowiadająca głównej liczbie kwantowej n            5, teoretycznie posiada
        pięć orbitali jednak dla potrzeb chemicznych wyróżnia się tylko cztery – s, p, d, f

        Wielokrotnie zastosowano termin orbital, pod tym pojęciem rozumie się funkcję
   matematyczną opisującą obszar wokół jądra atomowego o największej gęstości
   prawdopodobieństwa wystąpienia elektronu. W ten sposób orbital s posiada kształt
   sferyczny,      kulisty,     której   powłoka   stanowi   obszar    największej    gęstości
   prawdopodobieństwa znalezienia elektronu. Orbitale s kolejnych powłok mają
   odpowiednie większe promienie. Orbital p ma kształt symetrycznej ósemki obrotowej
   opisywany również jako kształt schodzących się łezek (od łzy). Dalsze orbitale,
   których kształty są bardziej złożone nie będą nam potrzebne w dalszych
   rozważaniach.
                                       15

    Trzecia liczba kwantowa – m. Nosi nazwę liczby magnetycznej i opisuje efekt
oddziaływania na elektrony pól magnetycznych indukowanych przez poruszające się
elektrony. Indukowane w wyniku ruchu wirowego elektronów, tzw. spinu
elektronowego, pola magnetyczne powodują odpowiednią orientację przestrzenną
orbitali, którą można wyliczyć z następującej zależności: m (liczba magnetyczna)
przyjmuje wartości od –l(el) do l(el) łącznie z zerem. W ten sposób można określić
ilość możliwych stanów orbitalnych dla poszczególnych podpowłok:

     podpowłoce s odpowiadała wartość liczbowa 0. Tak więc liczba magnetyczna
        może przyjąć jedynie wartość zero. Podpowłoka s posiada tylko jeden orbital

     podpowłoce p odpowiadała wartość matematyczna 1, liczba magnetyczna
        może więc przyjąć wartości –1, 0, 1. Podpowłoka p składa się więc z trzech
        orbita li, trzech ósemek symetrycznych leżących w osiach x, y, z
        przestrzennego układu współrzędnych.

     podpowłoce d ma wartość 2, liczby magnetyczne przyjmą wartości –2, -1, 0,
          1, 2 czyli łącznie pięć wartości. Podpowłoka d składa się więc pięciu orbita-
        li.

     Analogicznie podpowłoka f o wartości 3, będzie miała 7 orbitali.

    Łatwo zorientować się, że ilość orbitali można obliczyć z wzoru, ilość orbitali m
2·l    1. Reasumując: podpowłoka s składa się z jednego orbitalu, p trzech, d pięciu
zaś f z siedmiu orbitali.

       Po omówieniu trzech kolejnych liczb kwantowych czas na pewne ograniczenia.
    Pierwszym z nich jest tzw. zakaz Pauliego. Zgodnie z nim w atomie mogą
    występować dwa elektrony posiadające trzy identyczne liczby kwantowe, różnić
    zaś muszą się co najmniej jedną tzw. liczbą spinową.

   To stwierdzenie jest podstawą wprowadzenia czwartej liczby kwantowej s tzw.
liczby spinowej. Jak już wspomniano wcześniej pod pojęciem spin rozumie się kręt
elektronu, czyli jego ruch wirowy wokół osi. Możliwe są oczywiście jedynie dwa
kierunki wirowania dlatego też liczba kwantowa spinowa może przyjmować dwie
wartości mianowicie         ½ oraz -½. Oznacza się to też dwiema, przeciwnie
                                     16

skierowanymi strzałkami ↑ lub ↓. Z zakazu Pauliego wynika więc, że dwa elektrony
opisane trzema identycznymi liczbami kwantowymi, a więc posiadające identyczny
poziom orbitalny, muszą się różnić liczbami spinowymi. Tak więc każdy orbital może
być obsadzony przez dwa elektrony. To stwierdzenie pozwala na obliczenie ilości
elektronów, które mogą wystąpić na danym orbitalu (na danej podpowłoce). Tak więc
na podpowłoce s (jeden stan orbitalny) znajdą się dwa elektrony. Na podpowłoce p
(trzy stany orbitalne) sześć elektronów. Podpowłoce d (pięć stanów orbitalnych)
dziesięć elektronów i wreszcie na podpowłoce f może być maksymalnie 14
elektronów. Tę zależność warto sobie utrwalić gdyż omawiając budowę układu
okresowego a konkretnie jego bloki energetyczne nawiążemy do tych ilości
elektronów aby wykazać, że blok energetyczny s stanowią dwie grupy, blok p sześć
grup, blok d 10 grup zaś blok f to 14 po czternaście pierwiastków grup lantanowców i
aktynowców.

   W dalszych rozważaniach dotyczących budowy układu okresowego jak również
tworzenia wiązań chemicznych ważna jest umiejętność określania ilości elektronów na
poszczególnych podpowłokach jak również zapis klatkowy struktur elektronowych.
Tego typu polecenia są dosyć częste w testach maturalnych i można je spotkać w
zadaniach rozwiązanych w rozdziale pt. Właściwości chemiczne pierwiastków. Nim
omówimy przykłady należy przytoczyć drugą, obok zakazu Pauliego, regułę ważną
dla zapisu klatkowego struktur elektronowych. Jest to tzw. reguła Hunda zwana
również regułą maksymalnego rozspinowania.

   Elektrony znajdujące się na danej podpowłoce zajmują możliwie największą ilość
orbitali, przyjmując spiny równoległe i dopiero po ich zapełnieniu następuje ich
sparowanie pozostałymi do dyspozycji elektronami.

   W celu przybliżenia omawianego zagadnienia dla przykładu podano zapis
klatkowy atomów pierwiastków pierwszego i drugiego okresu układu okresowego. W
pierwszej kolumnie podano symbole kolejno pierwiastków pierwszego okresu czyli
wodoru i helu a następnie drugiego okresu. Warto zapamiętać nazwy tych
pierwiastków, bowiem zgodnie z przyjętą zasadą, od nich wywodzą się nazwy tzw.
grup głównych. Wyjątek stanowi wodór, bowiem grupa pierwsza to litowce a więc
nazwa pochodzi od drugiego pierwiastka w grupie jednak bardziej pasującego pod
                                                    17

          względem właściwości chemicznych. Kolumny tabeli oznaczają orbitale kolejno: 1s,
          2s i trzy orbitale p.

          Rozmieszczenie elektronów pierwiastków okresu pierwszego i drugiego w stanie
podstawowym atomów.

                                    H     ↑

                                    He   ↑↓

                                    Li   ↑↓    ↑

                                    Be      

                                    B    ↑↓   ↑↓         ↑

                                    C    ↑↓   ↑↓         ↑    ↑

                                    N    ↑↓   ↑↓         ↑    ↑     ↑

                                    O    ↑↓   ↑↓         ↑↓   ↑     ↑

                                    F    ↑↓   ↑↓         ↑↓   ↑↓    ↑

                                    Ne   ↑↓   ↑↓         ↑↓   ↑↓   ↑↓

                                         1s   2s              2p

W celu graficznego przedstawienia konfiguracji elektronowej atomu uwzględniającej spin
elektronów, zaleca się wyprowadzić najpierw konfigurację elektronową pierwiastka a
następnie kolejno przedstawić konfigurację każdego poziomu. Poziomy energetyczne
przedstawia się jeden nad drugim, jak to przykładowo przedstawiono na przykładzie atomu
chloru.           Cl (A = 17)     1s22s22p63s23p5

                            | s |         p          |             d     |

                     (M)3 ↑↓        ↑↓   ↑↓   ↑

                     (L) 2 ↑↓       ↑↓   ↑↓   ↑↓                   d

                     (K)1 ↑↓             p6
                                               18

                           s2

        Można również zastosować zapis w jednym rzędzie:

    1s2     2s2          2p6           3s2          3p6                        3d10

   ↑↓      ↑↓     ↑↓    ↑↓      ↑↓    ↑↓     ↑↓     ↑↓    ↑




        Najistotniejsze dla dalszych rozważań jest usytuowanie elektronów na powłokach
zewnętrznych są to tzw. elektrony walencyjne, czyli te, które mogą tworzyć wiązania
chemiczne. W związku z powyższym często stosuje się tzw. zapis skrócony, to znaczy
rozpoczynający się od poprzedzającego gazu szlachetnego. Dla przytoczonego powyżej
przykładu chloru elektronami walencyjnymi będą te, które znajdują się na powłoce
zewnętrznej czyli te, które posiadają najwyższą wartość głównej liczby kwantowej. W
omawianym przykładzie będzie to liczba 3, czyli atom chloru posiada siedem elektronów
walencyjnych – 3s23p5 a zapis skrócony będzie miał formę: [Ne]3s23p5. Pewne utrudnienie
rozpoczyna się od okresu czwartego to znaczy z pojawieniem się podpowłoki d. Jako, że na
powłoce zewnętrznej nie może być więcej jak 8 elektronów po podpowłoce 3p nie może się
zapełnić 3d. Tworzy się więc nowa powłoka a ściślej podpowłoka 4s, która zapełnia się
dwoma elektronami i dopiero wówczas, jako przedostatnia zapełnia się podpowłoka 3d. Ta
prawidłowość będzie się powtarzała w następnych powłokach. Więcej na ten temat zawiera
informacja o budowie układu okresowego.

        Przykłady zadań testowych związanych z budową atomu jak również i z układem
okresowym zajmują stosunkowo niewiele miejsca w testach maturalnych. Można je znaleźć
przy okazji zadań w dziale pt. „Właściwości chemiczne pierwiastków”. Poniżej podano więc
kilka przykładów, które umożliwią ugruntowanie najistotniejszych informacji o budowie
sfery elektronowe atomów.

                  Przykłady zadań na temat „Budowa sfery elektronowe”

   1. Przeczytać i objaśnić następujące zapisy: 1s2, 5s1, 3p2, 6d8, 4f5

   2. Na podstawie podanej konfiguracji elektronowej wskazać, które podpowłoki są
        całkowicie zapełnione elektronami a które nie: 5s1; 1s2; 2p6; 6p2; 4p4; 5d10; 6d2
                                                   19

   3. W podanych niżej konfiguracjach wskazać, i uzasadnić, które z nich są możliwe a
         które nie: 3s2; 2s3; 2d5; 5d2; 3f12; 6f3; 1p3; 3p1; 4p4; 4d4; 3f6.

   4. Powłoka elektronowa odpowiadająca głównej liczbie kwantowe n                  3 jest całkowicie
         zapełniona. Ile elektronów i jak rozmieszczonych znajduje się na tej powłoce.

   5. Czy dana powłoka może zawierać elektrony d, jeżeli kończy się ona jedną z
         następujących konfiguracji: 5f11; 3s1; 4p6Przedstawić konfiguracje elektronowe
         odpowiednich powłok.

   6. Powłoka        elektronowa      atomów      miedzi     zawiera     na   kolejnych   poziomach
         energetycznych odpowiednio następujące ilości elektronów: 2, 8, 18, 1. Przedstawić
         pełną konfigurację elektronową. Wskazać poziomy zapełnione i niezapełnione. Podać
         zapis klatkowy elektronów walencyjnych tego atomu.

   7. Zewnętrzna powłoka elektronowa pewnego atomu ma zapis 4s24p3.                            Napis
         konfigurację pełną i skróconą struktury elektronowej tego pierwiastka.

   8. Przedstaw graficznie (klatkowo) konfiguracje elektronowe: atomu sodu oraz jonu
         sodu; atomu glinu oraz jonu glinu Al3+; atomu siarki oraz jonów S2-, S+IV; S+VI.

   9. Na podstawie konfiguracji elektronowej wytłumaczyć dlaczego chlor może a fluor nie
         może występować na różnych stopniach utlenienia.




                     Rozwiązania zadań związanych z budową sfery elektronowej

Zad. 1

W zadaniu zgodnie z poleceniem chodzi o uwzględnienie dwóch zagadnień:

    Prawidłowe odczytanie zapisu struktur elektronowych

    Właściwą interpretację zapisu struktury elektronowej

Oto interpretacja kolejnych zapisów:

1s2 – czyta się – jeden s dwa; oznacza to dwa elektrony podpowłoki s powłoki pierwszej
                                              20

5s1 – pięć – s – jeden; jeden elektron podpowłoki s powłoki piątej

3p2 – trzy – s – dwa; dwa elektrony podpowłoki p powłoki trzeciej

6d8 – sześć – d – osiem; osiem elektronów podpowłoki d powłoki szóstej

4f5 – cztery – f – pięć; pięć elektronów podpowłoki f powłoki czwartej

Zad. 2

         W zadaniu chodzi o utrwalenie informacji o ilości elektronów, które mogą się
znajdować w danej podpowłoce (orbitalu): s – dwa elektrony; p – sześć elektronów; d –
dziesięć elektronów; f – czternaście elektronów, tak więc całkowicie zapełnione są orbitale:
1s2, 2p6, 5d10.

UWAGA – wartość głównej liczby kwantowej nie ma wpływu na ilość elektronów
występujących na danej podpowłoce.

Zad. 3

Zadanie ma na celu utrwalenie informacji na temat współzależności poszczególnych liczb
kwantowych, i tak:

3s2 – możliwe

2s3 – błędne, ponieważ na orbitalu s mogą się znajdować najwyżej dwa elektrony

2d5 – błędne, ponieważ powłoka druga nie zawiera podpowłoki d

5d2 – możliwe

3f12 – błędne, ponieważ powłoka trzecia nie posiada podpowłoki f a jedynie s, p, d.

6f3 – możliwe

1p3 – błędne, ponieważ powłoka 1 nie zawiera podpowłoki p

3p1 – możliwe

4p4 – możliwe
                                                21

4d4 – możliwe

3f6 – błędne, ponieważ powłoka 3 zawiera jedynie podpowłoki s, p oraz d

Zad. 4

Głównej liczbie kwantowej n          3 odpowiadają podpowłoki odpowiadające wartościom od 0
do (n –1) czyli 0, 1, 2 to znaczy s, p, d

Podpowłoka s 1 stan orbitalny czyli                  2 elektrony

Podpowłoka p 3 stany orbitalne czyli                 8 elektronów

Podpowłoka d 5 stanów orbitalnych czyli              10 elektronów

Łączna ilość elektronów na powłoce n 3               18 elektronów

Zad. 5

5f11 – tak, gdyż wcześniej zapełni się 3d oraz 4d

3s1 – nie, gdyż powłoka 2 zawiera jedynie podpowłoki s,p. Zapis elektronowy: 1s2, 2s2, 2p6,
         3s1

4p6 – tak, gdyż powłoka 3 posiada podpowłoki s, p oraz d. Pełny zapis ma więc postać: 1s 2,
         2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6

Zad. 6

K2L8M18N1 co w postaci liczb kwantowych zapisuje się następująco: 1s22s22p63s23p64s13d10

UWAGA – konfiguracja elektronowa atomu miedzi jest nietypowa. Jeden elektron z orbitalu
         4s zostaje przeniesiony do orbitalu 3d aby ten mógł w ten sposób osiągnąć optymalną
         postać zapełnienia wszystkich orbita li d parami elektronów, czyli łącznie orbital ten
         zawiera 10 elektronów a na podpowłoce 4s pozostaje tylko jeden elektron. Tak więc w
         wersji skróconej strukturę elektronową atomu miedzi można zapisać: [Ar] 4s13d10. W
         niektórych podręcznikach stosuje się zapis zgodnie z wartością głównej liczby
         kwantowej czyli [Ar] 3d104s1
                                                     22

Zad, 7

Al o     1s2             2s2               2p6                          3s2                 3p1

          ↑↓             ↑↓         ↑↓         ↑↓        ↑↓             ↑↓            ↑

Al 3+    1s2            2s2              2p6

         ↑↓             ↑↓        ↑↓     ↑↓         ↑↓

S0       1s2            2s2              2p6                      3s2                 3p4

         ↑↓             ↑↓        ↑↓     ↑↓         ↑↓            ↑↓             ↑↓    ↑     ↑

S+IV      1s2           2s2              2p6                      3s2

         ↑↓             ↑↓        ↑↓     ↑↓         ↑↓            ↑↓

S+VI     1s2            2s2               2p6

         ↑↓             ↑↓        ↑↓     ↑↓         ↑↓

S2-      1s2            2s2              2p6                      3s2                 3p6

         ↑↓             ↑↓        ↑↓     ↑↓         ↑↓            ↑↓             ↑↓   ↑↓     ↑↓

UWAGA –proszę zwrócić uwagę na odmienny sposób zapisu stopni utlenienia. Cyfrę arabską
         i znak stosuje się w jonach prostych, takich jak właśnie S2- czy też Fe3+. Cyfry
         rzymskie stosuje się dla określenia stopnia utlenienia atomów w jonach złożonych
         takich   jak     przykładowo    atomy           siarki   w     jonach   siarczanowych(IV)   oraz
         siarczanowych(VI)

Zad. 9

         Obydwa pierwiastki mają po siedem elektronów walencyjnych. Odmienne zachowanie
wynika z różnic w promieniach atomów. Atom fluoru ma elektrony walencyjne na drugiej
powłoce, która jest położona blisko jądra atomowego i dlatego elektrony walencyjne są silnie
przyciągane przez jądro atomowe. Z tego powodu atomy innych pierwiastków nie potrafią
odłączyć elektronu od atomu fluoru. Pozostałe fluorowce, mając większe wartości promieni
atomowych, łatwiej mogą odłączyć elektrony przyjmując elektrowartościowości dodatnie.
                                            23

Podobnie jak fluor zachowuje się atom tlenu, który również wyłącznie przyjmuje elektronu a
co za tym idzie posiada wyłączcie elektrowartościowość –II. Atomy pierwiastków drugiego
okresu zachowują się specyficznie. W związku z małą odległością elektronów walencyjnych
od jądra, w miarę wzrostu ładunku, elektrony są coraz silniej przyciągane i w efekcie w
drugim okresie w miarę wzrostu wartości liczby atomowej promienie atomowe maleją

                          Przykłady zadań z zestawów maturalnych

   1. Określ jaki pierwiastek powstanie z radu o liczbie masowej 226, jeżeli jądro atomowe
       tego izotopu ulega pięciu przemianom α i czterem przemianom β-.

   2. Określ wiek szczątków włóczni wydobytych w czasie wykopalisk jeżeli w pobranej z
                                                 14
       niej próbie oznaczona zawartość izotopu        C stanowi 25% zawartości tego izotopu w
       drewnie w chwili wykonywanie z niego włóczni. Okres półtrwania tego izotopu węgla
       wynosi 5568 lat.

   3. Dany jest ciąg przemian promieniotwórczych polonu – 216 w ołów – 208

              216
               84       82      83  81  82
                    Po 1 212 Pb 2 212 Bi 3 208Tl 4 208 Pb Zapisz       każdą   przemianę
       odpowiednim równaniem oraz nazwij rodzaj promieniowania w każdej reakcji.

   4. Okres półtrwania radonu – 222 wynosi 4 dni. Oblicz ile radonu – 222 pozostanie z
       próbki o masie 10 g po upływie 12 dni. Narysuj wykres półtrwania radonu-222.

   5. Pierwiastek E jest mieszaniną nuklidów o liczbach masowych 54, 56, 57 oraz 58 w
       ilościach odpowiednio 5,84%, 91,68%, 2,17% oraz 0,31%. Oblicz masę atomową tego
       pierwiastka oraz podaj jego nazwę. Podaj czym różnią się jego nuklidy.

   6. Podczas badania kawałka drewna znalezionego w egipskich grobowcach stwierdzono,
       że intensywność rozpadu promieniotwórczego izotopu C-14 jest ośmiokrotnie
       mniejsza niż w świeżo ściętym drewnie. Określ wiek znaleziska wiedząc, że okres
       połowicznego rozpadu tego izotopu wynosi 5730 lat.

   7. Oblicz zawartość procentową dwóch izotopów w węglu, wiedząc, że jego średnia
       masa atomowa wynosi 12,011u. Jeden z izotopów ma w jądrze 6 a drugi 7 neutronów.
       W obliczeniach pominąć śladowe ilości izotopu C-14
                                                 24

8. Cez-137 był jednym ze składników chmury radioaktywnej po katastrofie w
   Czarnobylu. Przenika on do gleby i może być kumulowany np. w grzybach. Czas
   połowicznego rozpadu tego izotopu wynosi 30 lat. Po ilu latach zawartość
   promieniotwórczego cezu zmaleje do około 1,5% zawartości początkowej.

                      Rozwiązania zadań z zestawów maturalnych

Zad.1

   Zapisujemy w formie równania przemiany podane w treści zadania a następnie
bilansujemy wartości liczb masowych i atomowych:

                                 226
                                  88   Ra  52   4 1   206Pb
                                             4        0
                                                             82



Zad.2

   Na podstawie informacji o pozostałej ilości izotopu węgla obliczamy ile okresów
połowicznego rozpadu minęło: po I pozostaje 50%, po kolejnym 25% ilości pierwotnej.
Uwzględniając czas połowicznego rozpadu wynoszący 5568 lat należy szacować, że
włócznia powstała przed 11136 laty.

Zad. 3

Kolejne przemiany można zapisać następującymi równaniami:

                                       216
                                        84   Po  212 Pb  2 
                                                   82
                                                           4

                                       212
                                        82   Pb  212 Bi 
                                                   83
                                                              0
                                                             1   
                                       212
                                        83   Bi    208
                                                     81   Tl  
                                                              4
                                                              2
                                       208
                                        81Tl         Pb  1 
                                                    208
                                                     82
                                                            0




Kolejno są to przemiany (1) alfa, (2) beta minus, (3) alfa, (4) beta minus

Zad.4

   Dwanaście dni, to trzy okresy połowicznego rozkładu. Po pierwszym okresie
pozostaje 5 g, po kolejnym 2,5g i po trzecim 1,25g

   Zad. 5
                                        25

            W pierwszej kolejności należy, w znany sposób, obliczyć średnią masę
   atomową: M       54 · 0,0584   56 · 0,9168    57 · 0,0217    58 · 0,0031   55,91 u.
   Pierwiastkiem tym może być żelazo

   Zad. 6

            Na podstawie informacji ustalamy ilość okresów połowicznego rozpadu. Po
   pierwszy okresie ½, po kolejnym ¼ i po trzecim pozostaje ⅛. Tak więc wiek
   znaleziska można wyliczyć z iloczynu okresu połowicznego rozpadu i czasu trwania
   połowicznego rozpady, czyli 3٠5730    17190 lat.

   Zad.7

   Obliczamy liczby masowe nuklidów węgla:

   1/ 6 neutronów + 6 protonów    12 u; zawartość x % lub jako ułamek procentowy x

   2/ 6 neutronów 7protonów 13 u; zawartość (100-x)%, jako ułamek procentowy (1-x)

            Masa atomowa wynosi M => 12x + 13(1-x)             12,011. Po rozwiązaniu
   równania otrzymujemy x = 0,989, co odpowiada 98,9%. Tak więc skład procentowy
   nuklidów przedstawia się następująco: 98,9% nuklidu C-12 oraz 1,1% nuklidu C-13

   Zad.8

   W pierwszej kolejności wyliczamy ilość okresów półtrwania, po których pozostaje
około 1,5% radionuklidu. Po pierwszym 50%, po drugim 25%, po trzecim 12,5%, po
czwartym 6,25%, po piątym około 3,12%, po szóstym pozostaje około 1,5%. Jako, że
okres połowicznego rozpadu tego nuklidu trwa 30 lat, tak więc czas osiągnięcia
oczekiwanego poziomy wyniesie 6 razy 30 lat, a więc 180 lat

				
DOCUMENT INFO
Shared By:
Categories:
Tags:
Stats:
views:291
posted:12/16/2011
language:Polish
pages:25