Przejdź do treściPrzejdź do informacji o dostępnościMenu skrótów klawiszowych
Logo OpenStax
Fizyka dla szkół wyższych. Tom 3

8.4 Zakaz Pauliego i układ okresowy pierwiastków

Fizyka dla szkół wyższych. Tom 38.4 Zakaz Pauliego i układ okresowy pierwiastków

Cel dydaktyczny

W tym podrozdziale nauczysz się:
  • znaczenia zakazu Pauliego dla zrozumienia budowy atomu i wiązań cząsteczkowych;
  • wyjaśniać strukturę układu okresowego, posługując się pojęciami energii całkowitej, orbitalnego momentu pędu oraz spinu poszczególnych elektronów w atomie;
  • opisywać konfigurację elektronową atomów w układzie okresowym pierwiastków.

Do tej pory zajmowaliśmy się wyłącznie wodorem, najprostszym pierwiastkiem chemicznym. Dowiedzieliśmy się, że stan elektronu w atomie wodoru może być całkowicie określony przez pięć liczb kwantowych

n : główna liczba kwantowa , l : poboczna liczba kwantowa , m l : magnetyczna liczba kwantowa , s : spinowa liczba kwantowa , m s : magnetyczna spinowa liczba kwantowa . n : główna liczba kwantowa , l : poboczna liczba kwantowa , m l : magnetyczna liczba kwantowa , s : spinowa liczba kwantowa , m s : magnetyczna spinowa liczba kwantowa . n : główna liczba kwantowa , l : poboczna liczba kwantowa , m l : magnetyczna liczba kwantowa , s : spinowa liczba kwantowa , m s : magnetyczna spinowa liczba kwantowa . \begin{align} n&\text{: główna liczba kwantowa} \\ l&\text{: poboczna liczba kwantowa} \\ m_l&\text{: magnetyczna liczba kwantowa} \\ s&\text{: spinowa liczba kwantowa} \\ m_s&\text{: magnetyczna spinowa liczba kwantowa} \end{align}
8.34

Aby skonstruować stan podstawowy (o najniższej energii) elektrycznie obojętnego atomu wieloelektronowego, należy wyobrazić sobie, że do jądra o ładunku Z e Z e Z e (jądro o liczbie atomowej Z Z) dodawane są kolejno pojedyncze elektrony. Załóżmy, że każdy elektron porusza się w sferycznie symetrycznym polu elektrycznym, wytwarzanym przez jądro i pozostałe elektrony w atomie. Takie założenie jest uzasadnione, ponieważ elektrony są rozmieszczone przypadkowo wokół jądra (na kształt sferycznie symetrycznej chmury elektronowej) i wytwarzają sferycznie symetryczne uśrednione pole elektryczne. Choć ze względu na oddziaływania pomiędzy elektronami sferycznie symetryczna funkcja energii potencjalnej E p r E p r E_{\text{p}}\apply(r) każdego elektronu nie ma już prostej formy 1 r 1 r (-1/r) , jak w atomie wodoru, to okazuje się, że stan każdego elektronu może być nadal opisany za pomocą liczb kwantowych n l m l s m s n l m l s m s . Ponieważ spinowa liczba kwantowa s = 1 2 s= 1 2 jest taka sama dla wszystkich elektronów, nie będzie ona wykorzystywana w tej części.

Właściwości chemiczne i struktury atomów dają się częściowo wyjaśnić przez zasadę zakazu Pauliego (ang. Pauli’s exclusion principle ), która mówi, że: „Żadne dwa elektrony w atomie nie mogą mieć tych samych wartości wszystkich czterech liczb kwantowych n l m l m s n l m l m s (n, l, m_l, m_s) ”. Zakaz ten jest związany z dwiema właściwościami elektronów: wszystkie elektrony są identyczne, czyli nierozróżnialne („jeśli widziałeś jeden elektron, to widziałeś je wszystkie”) oraz mają połówkowy spin ( s = 1 2 s= 1 2 ). Przykładowe zestawy liczb kwantowych elektronów w atomie podano w Tabeli 8.5. Zgodnie z zakazem Pauliego w żadnych dwóch wierszach tabeli nie ma dokładnie tego samego zestawu liczb kwantowych.

n n n l l l m l m l m_l m s m s m_s Symbol podpowłoki Liczba elektronów na podpowłoce Liczba elektronów na powłoce
1 1 0 0 0 0 1 2 12 1 s 1s 2 2 2 2
1 1 0 0 0 0 1 2 1 2
2 2 0 0 0 0 1 2 12 2 s 2s 2 2 8 8
2 2 0 0 0 0 1 2 1 2
2 2 1 1 -1 -1 1 2 12 2 p 2p 6 6
2 2 1 1 -1 -1 1 2 1 2
2 2 1 1 0 0 1 2 12
2 2 1 1 0 0 1 2 1 2
2 2 1 1 1 1 1 2 12
2 2 1 1 1 1 1 2 1 2
3 3 0 0 0 0 1 2 12 3 s 3s 2 2 18 18
3 3 0 0 0 0 1 2 1 2
3 3 1 1 -1 -1 1 2 12 3 p 3p 6 6
3 3 1 1 -1 -1 1 2 1 2
3 3 1 1 0 0 1 2 12
3 3 1 1 0 0 1 2 1 2
3 3 1 1 1 1 1 2 12
3 3 1 1 1 1 1 2 1 2
3 3 2 2 -2 -2 1 2 12 3 d 3d 10 10
3 3 2 2 -2 -2 1 2 1 2
3 3 2 2 -1 -1 1 2 12
3 3 2 2 -1 -1 1 2 1 2
3 3 2 2 0 0 1 2 12
3 3 2 2 0 0 1 2 1 2
3 3 2 2 1 1 1 2 12
3 3 2 2 1 1 1 2 1 2
3 3 2 2 2 2 1 2 12
3 3 2 2 2 2 1 2 1 2
Tabela 8.5 Stany elektronowe atomów. Ze względu na zakaz Pauliego żadne dwa elektrony w atomie nie mają tego samego zbioru czterech liczb kwantowych.

O elektronach z tą samą główną liczbą kwantową n n mówimy, że są na tej samej powłoce (ang. shell ), a o tych, które mają taką samą wartość l l, mówimy, że znajdują się na tej samej podpowłoce (ang. subshell ). Elektron w stanie n = 1 n=1 atomu jest oznaczony jako 1 s 1s, gdzie pierwsza cyfra oznacza powłokę ( n = 1 n=1), a litera wskazuje podpowłoki ( s p d f s p d f , które odpowiadają odpowiednio l = 0 1 2 3 l = 0 1 2 3 ). Dwa elektrony w stanie n = 0 n=0 są oznaczone jako 1 s 2 1 s 2 , gdzie górny indeks wskazuje liczbę elektronów. Elektron w stanie n = 2 n=2 z l = 1 l=1 oznaczamy jako 2 p 2p. Zbiór dwóch elektronów w stanie n = 2 n=2 i l = 0 l=0 i trzech elektronów w stanie n = 2 n=2 i l = 1 l=1 jest zapisany jako 2 s 2 2 p 3 2 s 2 2 p 3 i tak dalej. Takie przedstawienie elektronów w odpowiednich stanach kwantowych (na powłokach i podpowłokach) nazywa się konfiguracją elektronową (ang. electron configuration ) atomu. Konfiguracje elektronowe dla kilku atomów podano w Tabeli 8.6. Elektrony na zewnętrznej powłoce atomu są nazywane elektronami walencyjnymi (ang. valence electron ). Wiązania chemiczne między atomami tworzącymi cząsteczki są wyjaśnione poprzez transfer i uwspólnienie elektronów walencyjnych między nimi.

Pierwiastek Konfiguracja elektronowa Ustawienie spinów
H 1 s 1 1 s 1 ( ) ( )
He 1 s 2 1 s 2 ( ) ( )
Li 1 s 2 2 s 1 1 s 2 2 s 1 ( ) ( )
Be 1 s 2 2 s 2 1 s 2 2 s 2 ( ) ( )
B 1 s 2 2 s 2 2 p 1 1 s 2 2 s 2 2 p 1 ( ) ( ) ( ) ( )
C 1 s 2 2 s 2 2 p 2 1 s 2 2 s 2 2 p 2 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
N 1 s 2 2 s 2 2 p 3 1 s 2 2 s 2 2 p 3 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
O 1 s 2 2 s 2 2 p 4 1 s 2 2 s 2 2 p 4 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
F 1 s 2 2 s 2 2 p 5 1 s 2 2 s 2 2 p 5 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
Ne 1 s 2 2 s 2 2 p 6 1 s 2 2 s 2 2 p 6 ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
Na 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 ( ) ( )
Mg 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 ( ) ( )
Al 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 1 ( ) ( ) ( ) ( )
Tabela 8.6 Konfiguracja elektronowa atomów. Symbol ( ) ( ) oznacza niesparowany elektron w powłoce zewnętrznej, podczas gdy symbol ( ) ( ) oznacza parę elektronów w powłoce zewnętrznej ze spinem do góry i spinem w dół.

Maksymalna liczba elektronów na podpowłoce zależy od pobocznej liczby kwantowej l l. Dla danej wartości l l istnieje 2 l + 1 2 l +1 stanów o tym samym orbitalnym momencie pędu. Każdy z tych stanów może być zapełniony przez dwa elektrony (jeden ze spinem w górę i drugi ze spinem w dół, ). Zatem maksymalna liczba elektronów na podpowłoce wynosi

N = 2 2 l + 1 = 4 l + 2 . N= 2 2 l + 1 = 4 l + 2 .
8.35

Na podpowłoce 2 s 2s ( l = 0 l=0) maksymalna liczba elektronów jest równa 2 2. Na podpowłoce 2 p 2p ( l = 1 l=1) maksymalna liczba elektronów wynosi 6 6. W związku z powyższym łączna maksymalna liczba elektronów na powłoce n = 2 n=2 (w tym zarówno tych z podpowłok l = 0 l=0, jak i l = 1 l=1) wynosi 2 + 6 2+6, czyli 8 8. Ogólnie maksymalna liczba elektronów n n-tej powłoki jest równa 2 n 2 2 n 2 .

Przykład 8.5

Podpowłoki i całkowita liczba elektronów dla n = 3 n=3

Ile podpowłok jest w powłoce n = 3 n=3? Opiszmy wszystkie podpowłoki i obliczmy maksymalną liczbę elektronów, które zapełniają każdą z nich. Pokażmy, że maksymalna liczba elektronów, które wypełniają atom na powłoce, wynosi 2 n 2 2 n 2 .

Strategia rozwiązania

Podpowłoki są określone przez wartości l l; tak więc musimy najpierw ustalić, jakie są dozwolone wartości l l, a następnie, aby znaleźć maksymalną liczbę elektronów na każdej z nich, zastosować równanie N = 2 2 l + 1 N = 2 2 l + 1 N=2\cdot(2l+1) .

Rozwiązanie

Ponieważ n = 3 n=3, wiadomo, że l l może wynosić 0 0, 1 1 lub 2 2, tak więc istnieją trzy możliwe podpowłoki. W standardowej notacji są one oznaczone jako podpowłoki 3 s 3s, 3 p 3p i 3 d 3d. Co prawda wiemy, że w podpowłoce s s mogą występować dwa elektrony, a w podpowłoce p p p – sześć, ale przećwiczymy równanie 2 2 l + 1 2 2 l + 1 , aby obliczyć maksymalną liczbę na każdej z nich
3 s  ma  l = 0 ; stąd  2 2 l + 1 = 2 0 + 1 = 2 3 p  ma  l = 1 ; stąd  2 2 l + 1 = 2 2 + 1 = 6 3 d  ma  l = 2 ; stąd  2 2 l + 1 = 2 4 + 1 = 10 Razem = 18  elektronów na powłoce  n = 3 . 3 s  ma  l = 0 ; stąd  2 2 l + 1 = 2 0 + 1 = 2 3 p  ma  l = 1 ; stąd  2 2 l + 1 = 2 2 + 1 = 6 3 d  ma  l = 2 ; stąd  2 2 l + 1 = 2 4 + 1 = 10 Razem = 18  elektronów na powłoce  n = 3 . 3 s  ma  l = 0 ; stąd  2 2 l + 1 = 2 0 + 1 = 2 3 p  ma  l = 1 ; stąd  2 2 l + 1 = 2 2 + 1 = 6 3 d  ma  l = 2 ; stąd  2 2 l + 1 = 2 4 + 1 = 10 Razem = 18  elektronów na powłoce  n = 3 . \begin{align} 3s\text{ ma } l & =0\text{; stąd, }2\cdot(2l+1)=2\cdot(0+1)=2 \\ 3p\text{ ma } l & =1\text{; stąd, }2\cdot(2l+1)=2\cdot(2+1)=6 \\ 3d\text{ ma l & =2\text{; stąd, }2\cdot(2l+1)=2\cdot(4+1)=10 \\ \text{Razem } & = 18\text{ elektronów na powłoce }n=3\text{.} \end{align}

Z kolei równanie „maksymalna liczba elektronów na powłoce = 2 n 2 2 n 2 ” daje nam maksymalną liczbę elektronów na powłoce n = 3 n=3

Maksymalna liczba elektronów = 2 n 2 = 2 3 2 = 2 9 = 18 . Maksymalna liczba elektronów= 2 n 2 = 2 3 2 = 2 9 = 18 .

Znaczenie

Całkowita liczba elektronów na trzech możliwych podpowłokach jest zatem zgodna ze wzorem 2 n 2 2 n 2 . W standardowej (spektroskopowej) notacji całkowicie zapełniona powłoka n = 3 n=3 jest oznaczona jako 3 s 2 3 p 6 3 d 10 3 s 2 3 p 6 3 d 10 . Powłoki i podpowłoki nie zapełniają się jednak w tak prosty sposób. Na przykład zanim powłoka n = 3 n=3 zostanie całkowicie zapełniona, możemy już znaleźć elektrony na powłoce n = 4 n=4.

Struktura układu okresowego pierwiastków (ang. periodic table ; Ilustracja 8.17) może być uzasadniona sposobem zapełnienia powłok i podpowłok w atomie, a – ostatecznie – całkowitą energią, orbitalnym momentem pędu i spinem elektronów w atomie. Szczegóły układu okresowego zostawiamy do omówienia podczas kursu chemii, a tutaj naszkicujemy tylko jego podstawowe cechy. W tej dyskusji zakładamy, że atomy są elektrycznie obojętne; to znaczy, że posiadają taką samą liczbę protonów i elektronów. (Przypomnijmy, że całkowita liczba protonów jądra atomowego nazywana jest liczbą atomową, Z Z).

Po pierwsze, układ okresowy pierwiastków jest ułożony w kolumny i wiersze. Układ czyta się od lewej do prawej i od góry do dołu w kolejności zwiększającej się liczby atomowej Z Z. Atomy, które leżą w tej samej kolumnie, czyli należą do jednej grupy chemicznej (ang. chemical group ), mają podobne właściwości chemiczne. Przykładowo Li i Na (leżące w pierwszej kolumnie) tworzą związki chemiczne z innymi atomami w podobny sposób. Pierwszy wiersz układu zawiera pierwiastki, w których jest zapełniana powłoka 1 s 1s ( l = 0 l=0) atomu.

Rozważmy teraz hipotetyczną procedurę dodawania elektronów, jeden po drugim, do atomu. W wodorze (H, lewy górny róg tablicy) powłoka 1 s 1s jest zapełniona jednym elektronem, którego spin jest w górę lub w dół ( lub ). Ten pojedynczy elektron jest łatwo uwspólniany z innymi atomami, więc wodór jest aktywny chemicznie. W helu (He, prawy górny róg) podpowłoka 1 s 1s wypełniona jest dwoma elektronami zarówno ze spinem w górę, jak i ze spinem w dół ( ). To „zapełnienie” podpowłoki 1 s 1s powoduje, że atom helu nie ma tendencji do dzielenia się elektronami z innymi atomami. Atom helu określa się jako chemicznie nieaktywny, obojętny lub szlachetny.

Materiały pomocnicze

Zbuduj atom przez dodawanie i odejmowanie protonów, neutronów i elektronów. W jaki sposób następuje zmiana ładunku oraz masy pierwiastka? Aby znaleźć odpowiedzi na te pytania, odwiedź PhET Explorations: Build an Atom.

Układ okresowy pierwiastków, ukazujący strukturę otwarto i zamknętopowłokową. 18 kolumn ponumerowano i opisano jako “Grupy” zaś 7 wierszy jest ponumerowanych i opisanych “Okresy.” Grupy 1 i 2 są ciemnofioletowe. Grupy od 3 do 12 są ciemnożółte. Grupy od 13 do 18 są ciemnoczerwone z wyjątkiem pierwszego okresu 1, grupy 18, która jest fioletowa. Pierwiastki okresów 6 i 7, grupa 3 mają okienka obwiedzione linią i odchodzą od nich strzałki do dodatkowych sekcji dwóch wierszy 14 kolumny które są ciemnozielone. Pierwiastek okresu 6 grupa 3 ma w okienku gwiazdkę, która pojawia się także po lewej stronie w pierwszym wierszu dodatkowej sekcji. Pierwiastki okresu 7 grupy 3 mają w okienkach po 2 gwiazdki, które pojawiają się także po lewej stronie drugiego wiersza dodatkowej sekcji. Pod tabelką po lewej stronie znajduje się powiększone okienko pierwiastka z lewej górnej strony układu. Litera “H” znajduje się w lewym górnym rogu i ma etykietę “Symbol.” Liczba 1 znajduje się w prawym górnym rogu i ma etykietę “liczba elektronów.” W środku okienka jest zapis “1 s” z etykietą “podpowłoka.” Okienko jest ciemnofioletowe. W każdym okienku znajduje się symbol pierwiastka i liczba elektronów. Podpowłoki są podane dla danej grupy w wierszu. Zaczynając od lewej górnej części układu, okres 1, grupa 1, jest ciemnofioletowa i zawiera symbol H, liczba elektronów 1, podpowłoka 1 s. Drugi pierwiastek 1 okresu 1 jest w ostatniej kolumnie, grupa 18, która jest ciemnofioletowa i zawiera “H e, 1, 1 s”. Okres 2, grupa 1 zawiera “L i, 1” Grupa 2 zawiera “B e, 2.” Okres 2 grupa 1 i 2 posiadają podpowłokę 2 s. Grupa od 3 do 12 są pominięte. Grupa 13 zawiera “B, 1.” Grupa 14 zawiera “C, 2.” Grupa 15 zawiera “N, 3.” Grupa 16 zawiera “O, 4.” Grupa 17 zawiera “F, 5.” Grupa 18 zawiera “N e, 6.” Okres 2 grupy od 13 do 18 mają podpowłokę 2 p. Okres 3, grupa 1 zawiera “N a,1.” Grupa 2 zawiera “M g, 2.” Te dwie grupy maja podpowłokę 3 s. Grupy od 3 do 12 są pominięte w okresie 3 i grupa 13 zawiera “A l, 1.” Grupa 14 zawiera “S I, 2.” Grupa 15 zawiera “P, 3.” Grupa 16 zawiera “S, 4.” Grupa 17 zawiera “C l, 5.” Grupa 18 zawiera “A r, 6.” Te 6 grup 6 mają podpowłokę 3 p. Okres 4, grupa 1 zawiera “K, 1.” Grupa 2 zawiera “C a, 2.” Te dwie grupy maja podpowłokę 4 s. Grupa 3 zawiera “S, 1.” Grupa 4 zawiera “T i, 2.” Grupa 5 zawiera “V, 3.” Grupa 6 zawiera “C r, 4.” Grupa 7 zawiera “M n, 5.” Grupa 8 zawiera “F e, 6.” Grupa 9 zawiera “C o, 7.” Grupa 10 zawiera “N i, 8.” Grupa 11 zawiera “C u, 9.” Grupa 12 zawiera “Z n, 10.” Te 10 mają podpowłokę 3 d. Grupa 13 zawiera “G a, 1.” Grupa 14 zawiera “G e, 2.” Grupa 15 zawiera “A s, 3.” Grupa 16 zawiera “S e, 4.” Grupa 17 zawiera “B r, 5.” Grupa 18 zawiera “K r, 6.” Te 6 grup posiada podpowłokę 4 p. Okres 5, grupa 1 zawiera “R b, 1.” Grupa 2 zawiera “S r, 2.” Te 2 grupy mają podpowłokę 5 s. Grupa 3 zawiera “Y, 1.” Grupa 4 zawiera “Z r, 2.” Grupa 5 zawiera “N b, 3.” Grupa 6 zawiera “M o, 4.” Grupa 7 zawiera “T c, 5 “R u, 6.” Grupa 9 zawiera “R h, 7.” Grupa 10 zawiera “P d, 8.” Grupa 11 zawiera “A g, 9.” Grupa 12 zawiera “C d, 10.” Te dziesięć grup ma podpowłokę 4 d. Grupa 13 zawiera “I n, 1.” Grupa 14 zawiera “S n, 2.” Grupa 15 zawiera “S b, 3.” Grupa 16 zawiera “T e, 4.” Grupa 17 zawiera “I, 5.” Grupa 18 zawiera “X e, 6.” Te sześć grup ma podpowłokę 5 p. Okres 6, grupa 1 zawiera “C s, 1.” Grupa 2 zawiera “B a, 2.” Te dwie grupy mają podpowłokę 6 s. Grupa 3 zawiera “L a, 1,” i posiada dodatkową gwiazdkę. Grupa 4 zawiera “H f, 2.” Grupa 5 zawiera “T a, 3.” Grupa 6 zawiera “W, 4.” Grupa 7 zawiera “R e, 5.” Grupa 8 zawiera “O s, 6.” Grupa 9 zawiera “I r, 7.” Grupa 10 zawiera “P t, 8.” Grupa 11 zawiera “A u, 9.” Grupa 12 zawiera “H g, 10.” Te 10 grup mają podpowłokę 5 d. Grupa 13 zawiera “T l, 1.” Grupa 14 zawiera “P b, 2.” Grupa 15 zawiera “B i, 3.” Grupa 16 zawiera “P o, 4.” Grupa 17 zawiera “A t, 5.” Grupa 18 zawiera “R n, 6.” Tych 6 grup ma podpowłokę 6 p. Okres 7, grupa 1 zawiera “F r, 1.” Grupa 2 zawiera “R a, 2.” Te dwie grupy maja podpowłokę 7 s. Grupa 3 zawiera “A c, 1,” i ma dodatkowe dwie gwiazdki. Grupa 4 zawiera “R f, 2.” Grupa 5 zawiera “D b, 3.” Grupa 6 zawiera “S g, 4.” Grupa 7 zawiera “B h, 5.” Grupa 8 zawiera “H s, 6.” Grupa 9 zawiera “M t, 7.” Grupa 10 zawiera “D s, 8.” Grupa 11 zawiera “R g, 9.” Grupa 12 zawiera “C n, 10.” Tych 10 grup 10 ma podpowłokę 6 d. Grupa 13 zawiera “U u t, 1.” Grupa 14 zawiera “F l, 2.”Grupa 15 zawiera “U u p, 3.” Grupa 16 zawiera “L v, 4.” Grupa 17 jest pominięta. Grupa 18 zawiera “U u o, 6.” Tych pięć grup ma podpowłokę 7 p. Strzałka łączy okresy 6 i 7, grupę 3 z dodatkową sekcją zawierającą dwa rzędy, z których każdy zawiera 14 kolumn. Kolumny nie sa ponumerowane. Pierwszy wiersz jest opisany gwiazdką i wszystkie pierwiastki mają podpowłokę 4 f. Okienka w tym wierszu zawierają kolejno: C e, 1, P r, 2, N d, 3, P m, 4, S m, 5, E u, 6, G d, 7, T b, 8, D y, 9, H o, 10, E r, 11, T m, 12, Y b, 13, L u, 14. Drugi wiersz jest oznaczony dwiema gwiazdkami i wszystkie pierwiastki w tym rzędzie mają podpowłokę 5 f. Okienka w tym rzędzie zawierają kolejno T h 1, P a, 2, U, 3, N p, 4, P u, 5, A m, 6, C m, 7, B k, 8, C f, 9, E s, 10, F m, 11, M d, 12, N o, 13, L r, 14.
Ilustracja 8.17 Układ okresowy pierwiastków, przedstawiający strukturę powłok i podpowłok.

Drugi wiersz układu odpowiada powłoce 2 2 i podpowłokom 2 s 2s i 2 p 2p. Dla litu (Li, lewa kolumna) podpowłoka 1 s 1s zapełniona jest dwoma elektronami ze spinem w górę i w dół ( ), a podpowłoka 2 s 2s jest zapełniona jednym elektronem ze spinem skierowanym w górę lub w dół ( lub ). Konfiguracja elektronów ma zatem postać 1 s 2 2 s 1 1 s 2 2 s 1 lub He 2 s He 2s, gdzie He He oznacza rdzeń helu (wewnętrzna powłoka ma konfigurację helu). Tak jak w wodorze, pojedynczy elektron z zewnętrznej powłoki (ten jeden elektron jest zarówno na podpowłoce 2 s 2s, jak i na całej powłoce 2 2) łatwo uwspólnia się z innymi atomami. Dla berylu (Be) powłoka 2 s 2s zapełniona jest dwoma elektronami ze spinem w górę i w dół ( ) i ma konfigurację elektronową He 2 s 2 He 2 s 2 .

Spójrzmy teraz na prawą stronę układu. Dla boru (B) podpowłoki 1 s 1s i 2 s 2s są zapełnione całkowicie, podpowłoka 2 p 2p ( l = 1 l = 1 ) zawiera jeden elektron ze spinem w górę lub w dół ( lub ). Od węgla (C) do neonu (N) zapełniana jest podpowłoka 2 p 2p. Maksymalna liczba elektronów na podpowłoce 2 p 2p wynosi 4 l + 2 = 4 1 + 2 = 6 4 l + 2 = 4 1 + 2 =6. Dla neonu (Ne) podpowłoka 1 s 1s zapełniona jest dwoma elektronami ze spinem w górę i w dół ( ), natomiast podpowłoka 2 p 2p sześcioma elektronami ( ) ) . Całkowite zapełnienie podpowłok 1 s 1s, 2 s 2s i 2 p 2p powoduje, że tak jak hel, atom neonu nie ma tendencji do dzielenia się elektronami z innymi atomami.

Proces zapełniania elektronami powtarza się w trzecim rzędzie – zapełniana jest trzecia powłoka. Jednakże począwszy od czwartego rzędu, zapełniana jest nie tylko czwarta powłoka, ale i podpowłoka 3 d 3 3 d 3 . Rzeczywista kolejność zapełnienia elektronami podpowłok jest następująca

1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f 5 d 6 p 7 s 1 s 2 s 2 p 3 s 3 p 4 s 3 d 4 p 5 s 4 d 5 p 6 s 4 f 5 d 6 p 7 s 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, \dots

Zauważmy, że podpowłoki 3 d 3d, 4 d 4d, 4 f 4f i 5 d 5d „wyłamują” się z porządku zapełniania; jest tak ze względu na oddziaływanie między elektronami w atomie, które do tej pory było zaniedbywane. Metale przejściowe (ang. transition metal ) są pierwiastkami, które w układzie okresowym znajdują się w grupach 3–12 i mają zapełnianą podpowłokę d d ( l = 1 l=1).

Tabela układu okresowego zawiera również informacje na temat wiązań cząsteczkowych. Aby się o tym przekonać, rozważmy atomy pierwiastków z pierwszej grupy (tzw. atomy metali alkalicznych, w tym Li, Na i K). Zawierają one pojedynczy elektron na podpowłoce s s, który jest łatwo oddawany innym atomom, w przeciwieństwie do atomów w drugiej grupie od końca (tzw. halogeny lub chlorowce czy fluorowce, na przykład Cl, F, Br), które nie mają tendencji do dzielenia się elektronami. Atomy te wolą przyjąć elektron, ponieważ brakuje im tylko jednego elektronu na ostatniej podpowłoce p p, aby ją zapełnić i stać się atomem szlachetnym. Dlatego też, jeśli atom Na jest umieszczony w bezpośredniej bliskości atomu Cl, atom Na „swobodnie” przekazuje swój elektron 2 s 2s, który atom Cl „ochoczo” akceptuje. W tym procesie atom Na (początkowo elektrycznie obojętny) staje się naładowany dodatnio, a Cl (też początkowo neutralny) zostaje naładowany ujemnie. Naładowane atomy nazywane są jonami – w tym przypadku jonami Na+ i Cl, których znak u góry oznacza ładunek jonów. Elektryczne (kulombowskie) przyciąganie pomiędzy tymi atomami tworzy cząsteczkę NaCl (soli kuchennej).

Precyzyjniejszy opis powstawania cząsteczki NaCl jest następujący: do oderwania elektronu od atomu Na (z podpowłoki 2 s 2s) potrzebna jest energia jonizacji E j E j , a przy przyłączeniu się elektronu do atomu Cl (do podpowłoki 2 p 2p) wydziela się pewna ilość energii, zwana energią powinowactwa E p E p . Na przykład dla Na E j = 5,1 eV E j = 5,1 eV , a dla Cl E p = 3,6 eV E p = 3,6 eV . Różnica tych energii jest co prawda większa od zera ( E j E p > 0 eV E j E p > 0 eV ), ale powstałe jony przyciągają się siłą elektrostatyczną (elektryczną), co powoduje obniżenie energii układu o wartość równą (w przybliżeniu) e 2 4 π ε 0 r e 2 4 π ε 0 r e^2/(4\pi\epsilon_0 r) , gdzie r r jest odległością między jonami. Przy pewnej odległości r = d r=d (długość wiązania) całkowita energia osiąga minimum i jest ona wtedy mniejsza od energii początkowej układu (oddalonych od siebie atomów Na i Cl). Zmniejszaniu się odległości między jonami poniżej d d przeciwdziałają siły odpychania się elektronów na powłokach elektronowych (związane z zakazem Pauliego). Dla NaCl długość wiązania d = 0,236 nm d= 0,236 nm , a energia wiązania wynosi E w = 4,2 eV E w = 4,2 eV .

Wiązanie chemiczne pomiędzy dwoma jonami nazywa się wiązaniem jonowym (ang. ionic bond ). Istnieje wiele rodzajów wiązań chemicznych. Na przykład w cząsteczce tlenu O2 elektrony są równo podzielone między atomami. Wiązanie atomu tlenu jest przykładem wiązania kowalencyjnego (ang. covalent bond ). Innymi przykładami wiązań kowalencyjnych są wiązania w cząsteczkach: N2, H2 czy też Cl2.

Cytowanie i udostępnianie

Ten podręcznik nie może być wykorzystywany do trenowania sztucznej inteligencji ani do przetwarzania przez systemy sztucznej inteligencji bez zgody OpenStax lub OpenStax Poland.

Chcesz zacytować, udostępnić albo zmodyfikować treść tej książki? Została ona wydana na licencji Uznanie autorstwa (CC BY) , która wymaga od Ciebie uznania autorstwa OpenStax.

Cytowanie i udostępnienia
  • Jeśli rozpowszechniasz tę książkę w formie drukowanej, umieść na każdej jej kartce informację:
    Treści dostępne za darmo na https://openstax.org/books/fizyka-dla-szk%C3%B3%C5%82-wy%C5%BCszych-tom-3/pages/1-wstep
  • Jeśli rozpowszechniasz całą książkę lub jej fragment w formacie cyfrowym, na każdym widoku strony umieść informację:
    Treści dostępne za darmo na https://openstax.org/books/fizyka-dla-szk%C3%B3%C5%82-wy%C5%BCszych-tom-3/pages/1-wstep
Cytowanie

© 21 wrz 2022 OpenStax. Treść książki została wytworzona przez OpenStax na licencji Uznanie autorstwa (CC BY) . Nazwa OpenStax, logo OpenStax, okładki OpenStax, nazwa OpenStax CNX oraz OpenStax CNX logo nie podlegają licencji Creative Commons i wykorzystanie ich jest dozwolone wyłącznie na mocy uprzedniego pisemnego upoważnienia przez Rice University.