Uzasadnienie budowy układu okresowego na gruncie kwantowej teorii budowy atomu

Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Poziomy energetyczne powłok i podpowłok / Rdzeń atomowy i elektrony uczestniczące w tworzeniu wiązań chemicznych /

Poziomy energetyczne powłok i podpowłok

Kolejność rozmieszczania elektronów na powłokach i podpowłokach w atomie będzie uwarunkowana energią przypisaną dla określonego poziomu i uwarunkowana zakazem Pauliego. Zmianę energii powłok i podpowłok ilustruje rys.1. Na lewo od linii przerywanej przedstawiono główne poziomy energetyczne i w nawiasach najwyższe populacje elektronów. Na prawo od linii przerywanej pokazano poziomy składowe.

Rys. 1 Schemat poziomów energetycznych

Względne rozmieszczenie podpoziomów nie jest takie samo dla wszystkich pierwiastków, lecz zmienia się wraz z liczbą Z. Cechą charakterystyczną wykresu jest nakładanie się wyższych podpoziomów energetycznych (3d i 4s), które jest jeszcze bardziej skomplikowane po dodaniu do wykresu piątej i szóstej warstwy głównej. Z takiego obsadzania możemy wnioskować że, podpoziom 4s jest energetycznie korzystniejszy, tzn. leży niżej od poziomu 3d, dlatego jest wcześniej zapełniany.Kolejność wprowadzania elektronów na poszczególne poziomy będzie realizowana zgodnie z zasadą rozbudowy, a to oznacza, że kolejne orbitale są zajmowane w porządku wzrastającej energii i będzie przedstawiało się następująco: pierwszy i drugi elektron wprowadza się na orbital 1s, dwa następne - na orbital 2s, sześć następnych - na trzy orbitale 2p itd. W wyniku rozmieszczenia elektronów atom uzyskuje określoną konfigurację elektronową.

Konfiguracja elektronowa atomu podaje, które stany są w nim obsadzone zgodnie z zakazem Pauliego. Ten katalog elektronowy stanowi podstawę współczesnego układu okresowego.

Okazuje się, że w miarę skokowego przyrastania liczby atomowej Z poziomy będą obsadzone w kolejności przedstawionej na rysunku 2.

oraz

Rys. 2 Wykres poziomów energetycznych powłok i podpowłok elektronowych pierwiastków

Kolejność w jakiej zapełniane są poszczególne poziomy, na rysunku 2 wskazują strzałki. Przedstawiony schemat zapełniania może być wykorzystany do przedstawienia konfiguracji elektronowej atomu danego pierwiastka. Tak na przykład atom azotu ma konfigurację 1s²2s²2p³, a atom skandu - konfigurację 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹.
To, że orbitale niektórych poziomów energetycznych mieszają się z orbitalami innych poziomów energetycznych o zbliżonych energiach, wykorzystali chemicy do nadania wspólnej nazwy połączonych powłok a nazwę wyprowadzono od helowca. Przykładem jest orbital 3d zmieszany z orbitalami 4s i 4p a powłoka otrzymała nazwę kryptonowej. Podobnie postąpiono w przypadku orbitali 4d, 5d, 6d, 4f i 5f.
Symbole i nazwy pełnych powłok podano w tablicy 1.

Tablica 1

Powłoki i podpowłoki elektronowe

Nazwa powłoki	Symbol konfiguracji elektronowej w pełnej powłoce z ukazaniem podpowłok
Powłoka helowa  Powłoka neonowa  Powłoka argonowa  Powłoka kryptonowa  Powłoka ksenonowa  Powłoka radonowa  Powłoka eko-radonowa	1s2 2s22p6 3s23p6 3d104s24p6 4d105s25p6 4f145d106s26p6 5f146d107s27p6

Rdzeń atomowy i elektrony uczestniczące w tworzeniu wiązań chemicznych

Rys.3 Model atomu fosforu.

Z wcześniejszego rozdziału dowiedzieliśmy się, że w atomie możemy wyróżnić rdzeń atomowy i powłoki walencyjne zawierające elektrony uczestniczące w tworzeniu wiązań chemicznych. Są to elektrony najwyższego poziomu energetycznego, które w znacznej mierze określają właściwości chemiczne pierwiastków. Elektrony tego poziomu noszą nazwę elektronów walencyjnych.. Elektrony walencyjne, to elektrony znajdujące sie na powłoce o największej wartości n.

Rys.4 Rdzenie i elektrony walencyjne wybranych atomów.

Rysunek 4 został przedstawia zapis konfiguracji elektronowej wybranych atomów z zaznaczeniem elektronów uczestniczących w tworzeniu wiązań chemicznych i elektronów wchodzących w skład rdzenia atomowego. Z przedstawionego zapisu wynika, że elektronami uczestniczącymi w tworzeniu wiązań mogą być elektrony umieszczone w różnych powłokach, jak i podpowłokach. W podanych przykładach elektronami walencyjnymi są; w przypadku węgla 6C elektrony drugiej powłoki rozmieszczone w podpowłokach s i p, w przypadku siarki 16S elektrony trzeciej powłoki rozmieszczone w podpowłokach s i p oraz w przypadku potasu 19K elektron czwartej powłoki rozmieszczony w podpowłoce s.

W atomach o wysokich liczbach atomowych (Z), kiedy występuje nakładanie się poziomów energetycznych, elektronami uczestniczącymi w tworzeniu wiązań chemicznych mogą być elektrony z podpowłok, które nie należą do zewnętrznych powłok elektronowych. Przykładem jest ₃₁Ga, ₃₅Br i ₃₈Sr. W podanych przykładach konfiguracja elektronowa jest następująca;
₃₁Ga - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p¹ i odpowiednio elektronami walencyjnymi są 4s²4p¹
₃₅Br - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁵ i odpowiednio elektronami walencyjnymi są 4s²4p⁵
₃₈Sr - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s² i odpowiednio elektronami walencyjnymi są 5s²
W każdym podanym przypadku są to elektrony o najwyższych wartościach energii i najsłabiej przyciągane przez jądro. Słabe przyciąganie elektronów walencyjnych przez jądro pozwala im na łatwiejsze przemieszczanie się, co umożliwia ich udział w reakcjach chemicznych.

POWRÓT

DALEJ