ZGRADBA ATOMA IN PERIODNI SISTEM

ZGRADBA ATOMA IN PERIODNI SISTEM Kemijske lastnosti elementov se periodično spreminjajo z naraščajočo relativno atomsko maso oziroma kot vemo danes z naraščajočim vrstnim številom. Dmitrij I. Mendeljejev, v letih 1869 do 1870 Mendeljejev je zelo natančno določil relativne atomske mase nekaterih elementov. Zamenjal je tudi vrstni red določenih elementov v periodnem sistemu. Tako je postavil Co pred Ni in Te pred I, ne glede na njihovo relativno atomsko maso. V periodnem sistemu je pustil tri prazna mesta, za še tri takrat neodkrite elemente. Te elemente je poimenoval ekabor, ekaaluminij in ekasilicij. Eka v sanskritu pomeni števnik ena. 1

Značilne lastnosti nekega elementa so pogojene z zgradbo elektronske ovojnice njegovih atomov. Periodičnost v zgradbi elektronskih ovojnic lahko ponazorimo s principom izgradnje (Aufbau princip), ki je v tem, da postopoma dodajamo po en elektron in ugotavljamo, katere orbitale oziroma energijske nivoje zasede. Elektronska konfiguracija je zgradba elektronske ovojnice atoma. Princip izgradnje ali zgradbo atomov z več elektroni uravnavajo tri pravila: 1) Paulijev princip 2) vrstni red orbital glede na naraščajočo energijo 3) Hundovo pravilo 2

Princip izgradnje ali zgradbo atomov z več elektroni uravnavajo tri pravila: Princip izgradnje ali zgradbo atomov z več elektroni uravnavajo tri pravila: 1) Paulijev princip 2) vrstni red orbital glede na naraščajočo energijo 3) Hundovo pravilo 1) Paulijev princip 2) vrstni red orbital glede na naraščajočo energijo 3) Hundovo pravilo Princip izgradnje ali zgradbo atomov z več elektroni uravnavajo tri pravila: 1) Paulijev princip 2) vrstni red orbital glede na naraščajočo energijo 3) Hundovo pravilo PAULIJEV PRINCIP Dva elektrona v atomu ne moreta imeti enakih vseh štirih kvantnih števil. 3

PAULIJEV PRINCIP Dva elektrona v atomu ne moreta imeti enakih vseh štirih kvantnih števil. V eni orbitali sta zato lahko samo dva elektrona, ki se ločita v spinskem kvantnem številu. Eden od elektronov ima spin +1/2, drugi pa 1/2. Pri vodikovem atomu je energija orbitale odvisna le od n. Pri vodikovem atomu je energija orbitale odvisna le od n. Pri vodikovem atomu je energija orbitale odvisna le od n. Za atome z več elektroni to ne velja. Energija orbital je odvisna od n in l. 4

Elektroni iste lupine imajo primerljivo energijo. Elektroni iste lupine imajo primerljivo energijo. Z naraščajočim n se pri večelektronskih atomih razlika med energijskimi nivoji manjša. Elektroni iz iste podlupine imajo enako energijo. 5

Vrstni red stabilnosti orbital lahko razložimo s prodiranjem (penetracijo) elektronov. Vrstni red stabilnosti orbital lahko razložimo s prodiranjem (penetracijo) elektronov. Primerjava radialnih delov za litijev atom za valovni funkciji 2s in 2p pokaže, da so s orbitale mnogo bolj zgoščene ob jedru kot p orbitale. Pravimo, da elektron v 2s orbitali bolj prodira kot elektron v 2p orbitali. Primerjava radialnih delov za litijev atom za valovni funkciji 2s in 2p pokaže, da so s orbitale mnogo bolj zgoščene ob jedru kot p orbitale. Pravimo, da elektron v 2s orbitali bolj prodira kot elektron v 2p orbitali. Intenzivnejše prodiranje ima za posledico nižjo energijo orbitale. Prikaz radialnega dela valovne funkcije za kalijev atom pokaže, da 4s elektron dosti bolje prodira celo od 3d elektrona. vrstni red orbital po naraščajoči energiji 4s orbitala ima zato nižjo energijo od 3d orbitale. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p... 6

HUNDOVO PRAVILO vrstni red orbital po naraščajoči energiji 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p... V osnovnem stanju zasedejo elektroni vselej maksimalno število praznih degeneriranih orbital. Če imajo elektroni na razpolago večje število praznih energijsko enakovrednih orbital, jih zasedejo posamič, tako, da imajo enaka spinska kvantna števila. Takšno stanje je namreč stabilnejše. Elektroni se zaradi naboja izogibajo drug drugemu. IZJEME Elektronske konfiguracije nekaterih elementov so drugačne od tistih, ki bi jih dobili z upoštevanjem gornjih pravil. Cr [Ar] 4s 1 3d 5 in ne Cr [Ar] 4s 2 3d 4 Cu [Ar] 4s 1 3d 10 in ne Cu [Ar] 4s 2 3d 9 7

žlahtni plini IZJEME glavna skupina Elektronske konfiguracije nekaterih elementov so drugačne od tistih, ki bi jih dobili z upoštevanjem gornjih pravil. kovine prehoda Cr [Ar] 4s 1 3d 5 in ne Cr [Ar] 4s 2 3d 4 Cu [Ar] 4s 1 3d 10 in ne Cu [Ar] 4s 2 3d 9 Razlog je v tem, da so konfiguracije s po enim ali dvema elektronoma v vseh orbitalah določene podlupine stabilnejše. Stanje s polovično ali polno zasedenimi orbitalami je stabilnejše. glavna skupina lantanoidi in aktinoidi Položaj vodika v periodnem sistemu je nekoliko nenavaden. Prehodni elementi imajo v vseh oksidacijskih stanjih le delno zasedene d orbitale. Vodikova elektronska konfiguracija je 1s 1. Na osnovi elektronske konfiguracije ga uvrščamo v I. skupino, čeprav je nekovina. V nekaterih periodnih sistemih je položaj vodika ločen od ostalih elementov. 8

Prehodni elementi imajo v vseh oksidacijskih stanjih le delno zasedene d orbitale. Če atomi prehodnih elementov oddajo elektrone, se najprej praznijo s orbitale, nato šele d orbitale. Cr [Ar] 4s 1 3d 5 Cr 2+ [Ar] 3d 4 Au [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10 Au 3+ [Xe] 4f 14 5d 8 Prehodni elementi imajo v vseh oksidacijskih stanjih le delno zasedene d orbitale. Če atomi prehodnih elementov oddajo elektrone, se najprej praznijo s orbitale, nato šele d orbitale. Cr [Ar] 4s 1 3d 5 Cr 2+ [Ar] 3d 4 Au [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10 Au 3+ [Xe] 4f 14 5d 8 Elementi Zn, Cd in Hg ne sodijo med prehodne elemente, ker imajo vedno polno zasedene d orbitale. Prehodni elementi imajo v vseh oksidacijskih stanjih le delno zasedene d orbitale. Če atomi prehodnih elementov oddajo elektrone, se najprej praznijo s orbitale, nato šele d orbitale. Cr [Ar] 4s 1 3d 5 Cr 2+ [Ar] 3d 4 Au [Xe] 6s 1 4f 14 5d 10 Au 3+ [Xe] 4f 14 5d 8 Elementi Zn, Cd in Hg ne sodijo med prehodne elemente, ker imajo vedno polno zasedene d orbitale. Zn [Ar] 4s 2 3d 10 Zn 2+ [Ar] 3d 10 Cd [Kr] 5s 2 4d 10 Cd 2+ [Kr] 4d 10 Hg [Xe] 6s 2 5d 10 Hg 2+ [Xe] 5d 10 Elektronsko konfiguracijo odčitamo iz periodnega sistema. 9

Elektronsko konfiguracijo odčitamo iz periodnega sistema. Kemijske lastnosti elementa so določene z elektronsko konfiguracijo zadnje lupine. Elektronsko konfiguracijo odčitamo iz periodnega sistema. Kemijske lastnosti elementa so določene z elektronsko konfiguracijo zadnje lupine. Elementi v isti skupini periodnega sistema imajo enako število elektronov na zunanji lupini. Elektronsko konfiguracijo odčitamo iz periodnega sistema. Kemijske lastnosti elementa so določene z elektronsko konfiguracijo zadnje lupine. Elementi v isti skupini periodnega sistema imajo enako število elektronov na zunanji lupini. Elektroni na zunanji lupini se imenujejo valenčni elektroni. Elektronsko konfiguracijo odčitamo iz periodnega sistema. Kemijske lastnosti elementa so določene z elektronsko konfiguracijo zadnje lupine. Elementi v isti skupini periodnega sistema imajo enako število elektronov na zunanji lupini. Elektroni na zunanji lupini se imenujejo valenčni elektroni. Zaradi periodične elektronske zgradbe se spreminjajo periodično tudi nekatere fizikalne lastnosti elementov. 10

Fizikalne lastnosti elementov, ki se periodično spreminjajo: Fizikalne lastnosti elementov, ki se periodično spreminjajo: 1) atomski radiji 2) ionizacijska energija 3) elektronska afiniteta 1) atomski radiji 2) ionizacijska energija 3) elektronska afiniteta Fizikalne lastnosti elementov, ki se periodično spreminjajo: Fizikalne lastnosti elementov, ki se periodično spreminjajo: 1) atomski radiji 2) ionizacijska energija 3) elektronska afiniteta 1) atomski radiji 2) ionizacijska energija 3) elektronska afiniteta 11

Radialni del valovne funkcije R(r) in radialna porazdelitev verjetnosti nahajanja elektrona 4πr 2 [R(r)] 2 se z večanjem radija asimptotično približujejo nič. Zato je z matematičnega stališča je nemogoče določiti velikost atoma oziroma njegov radij. Dejansko pa atomi le malokdaj nastopajo posamič, običajno so povezani v molekule ali kristale. Radij atoma je tako mogoče definirati kot polovično razdaljo med dvema istovrstnima atomoma v molekuli ali kristalu. Določitev otežuje dejstvo, da so radiji odvisni od vrste vezi, kot tudi od števila atomov, s katerimi se veže določen atom. Radij atomov po skupini periodnega sistema navzdol narašča. 12

Radij atomov po skupini periodnega sistema navzdol narašča. Radij atomov po skupini periodnega sistema navzdol narašča. Npr. v I. skupini radij narašča od Li do Cs Zunanji elektron je namreč ob naraščanju glavnega kvantnega števila v vse večji orbitali, 2s pri Li oz. 6s pri Cs. Prav tako je zunanji elektron zasenčen pred vplivom jedra z notranjimi elektroni. Atomski radiji se v določeni periodi zmanjšujejo od leve proti desni. 13

Atomski radiji se v določeni periodi zmanjšujejo od leve proti desni. Atomski radiji se v določeni periodi zmanjšujejo od leve proti desni. Npr. perioda od Li do F ali Na do Cl Razlog je v tem, da se zunanji elektroni med seboj zelo slabo senčijo, naboj jedra pa narašča od elementa do elementa. Jedro tako vse močneje privlači zunanje elektrone. Spreminjanje radijev med prehodnimi elementi Radiji se le malo spreminjajo. Polnijo se notranje 3d in 4d orbitale, zunanja orbitala 4s ali 5s pa je polna. Privlak jedra je tako za vse elemente približno enak. Radiji se zmanjšujejo, ker elektroni v d orbitalah le malo senčijo zunanje elektrone pred vplivom jedra. 14

Podobno razložimo zmanjševanje radija med lantanoidi. Pojav se imenuje lantanoidna kontrakcija. Radij se po periodi zmanjšuje. Ker je v periodi 14 elementov, je radij zadnjega elementa Lu že bistveno manjši od radija Ce. Zato imajo 5d elementi, ti namreč sledijo 4f elementom, približno enake radije kot 4d elementi. Posledica so zelo podobne lastnosti 4d in 5d elementov, npr. Zr in Hf ali Nb in Ta. IONSKI RADIJI Radij kationa je precej manjši od radija atoma. IONSKI RADIJI Radij kationa je precej manjši od radija atoma. IONSKI RADIJI Radij aniona je precej večji od radija atoma. 15

IONSKI RADIJI Radij aniona je precej večji od radija atoma. IONSKI RADIJI Preglednica. Radiji ionov [Å] z enakim številom elektronov C 4 N 3 O 2 F Na + Mg 2+ Al 3+ Si 4+ 2,60 1,71 1,40 1,36 0,95 0,65 0,50 0,41 IONIZACIJSKA ENERGIJA Je energija, ki je potrebna, da izoliranemu atomu v osnovnem stanju odstranimo elektron. Ta proces je vedno endotermen. Podajamo jo v kj/mol ali v ev. 1 ev je kinetična energija elektrona, ki se pospeši v električnem polju 1 V. 1 ev = 96,47 kj/mol Bolj kot jedro privlači elektron, težje je atomu odvzeti ta elektron. 16

Bolj kot jedro privlači elektron, težje je atomu odvzeti ta elektron. Po skupini periodnega sistema navzdol se ionizacijske energije zmanjšujejo, saj je elektron ob približno enakem privlaku jedra vse bolj oddaljen od jedra atoma. Bolj kot jedro privlači elektron, težje je atomu odvzeti ta elektron. Po skupini periodnega sistema navzdol se ionizacijske energije zmanjšujejo, saj je elektron ob približno enakem privlaku jedra vse bolj oddaljen od jedra atoma. Po periodah, od leve proti desni, ionizacijske energije naraščajo, saj efektivni naboj jedra narašča. Bolj kot jedro privlači elektron, težje je atomu odvzeti ta elektron. Po skupini periodnega sistema navzdol se ionizacijske energije zmanjšujejo, saj je elektron ob približno enakem privlaku jedra vse bolj oddaljen od jedra atoma. Po periodah, od leve proti desni, ionizacijske energije naraščajo, saj efektivni naboj jedra narašča. Alkalijske kovine, elementi od Li do Cs, imajo v splošnem majhne vrednosti ionizacijskih energij. Bolj kot jedro privlači elektron, težje je atomu odvzeti ta elektron. Po skupini periodnega sistema navzdol se ionizacijske energije zmanjšujejo, saj je elektron ob približno enakem privlaku jedra vse bolj oddaljen od jedra atoma. Po periodah, od leve proti desni, ionizacijske energije naraščajo, saj efektivni naboj jedra narašča. Alkalijske kovine, elementi od Li do Cs, imajo v splošnem majhne vrednosti ionizacijskih energij. Najvišje ionizacijske energije srečamo pri žlahtnih plinih. 17

Energija, ki je potrebna, da atomu odvzamemo prvi elektron, je manjša od energije, ki je potrebna za odvzem drugega in nadaljnih elektronov. Z odstranjevanjem elektronov se naboj veča in jedro vse bolj privlači preostale elektrone. IE 1 (Li) = 5,4 ev IE 2 (Li) = 75,6 ev IE 1 (Na) = 5,1 ev IE 2 (Na) = 47,1 ev 18

ELEKTRONSKA AFINITETA Je energija, ki se sprosti ali porablja, če atom v plinastem stanju sprejme en elektron. IE(Al) < IE(Mg) IE(S) < IE(P) ELEKTRONSKA AFINITETA ELEKTRONSKA AFINITETA Je energija, ki se sprosti ali porablja, če atom v plinastem stanju sprejme en elektron. Je energija, ki se sprosti ali porablja, če atom v plinastem stanju sprejme en elektron. F(g) + e F (g) EA = 322,2 kj/mol F(g) + e F (g) EA = 322,2 kj/mol F [He] 2s 2 2p 5 F [He] 2s 2 2p 6 ali [Ne] Fluoridni ion ima stabilnejšo elektronsko konfiguracijo od atoma fluora, zato je proces eksotermen. 19

EA za sprejem prvega elektrona so večinoma eksotermne, ker pride elektron pod vpliv električnega polja jedra. EA za sprejem prvega elektrona so večinoma eksotermne, ker pride elektron pod vpliv električnega polja jedra. EA za sprejem drugega elektrona pa je vedno endotermna, ker le-tega sprejme ion, ki je negativno nabit. O(g) + e O (g) EA = 142 kj/mol O (g) + e O 2 (g) EA = +801 kj/mol O(g) + e O 2 (g) EA = +659 kj/mol EA za sprejem prvega elektrona so večinoma eksotermne, ker pride elektron pod vpliv električnega polja jedra. EA za sprejem drugega elektrona pa je vedno endotermna, ker le-tega sprejme ion, ki je negativno nabit. O(g) + e O (g) EA = 142 kj/mol O (g) + e O 2 (g) EA = +801 kj/mol O(g) + e O 2 (g) EA = +659 kj/mol 20

Elektronskih afinitet se ne da izmeriti. Določijo se računsko, npr. iz Haber-Bornovega cikla. 21