O budowie materii współcześnie

 

Rozdział w trakcie redagowania i uzupełniania szczególnie o rysunki


W rozdziale tym zostanie omówiona budowa materii w świetle kwantowej teorii budowy materii. 

Omówienie zaczyna się od pierwszych odkryć, które legły u podstaw chemii kwantowej

Model Rutherforda jednak pozostawał w sprzeczności z elektrodynamiką klasyczną, która przewidywała, że tak krążące po orbitach elektrony powinny jednak tracić w sposób ciągły przez promieniowanie swoją energię i poruszając się po spirali w końcu spaść na jądro. W takiej sytuacji atom wodoru powinien przestać istnieć w ułamku sekundy. Tymczasem jak wszyscy wiemy atomy wodoru są bardzo trwałymi elementami. Była to oczywiście słaba strona tego modelu. W modelu Rutherforda, w którym porównuje się model atomu do układu słonecznego tkwi pewna nieścisłość. Układ planetarny jest właściwie tworem płaskim, może ze względu na objętość Słońca i planet można by go porównać do dysku, ale atom ma kształt kulisty. Na tą sprzeczność nie zwracano uwagi. Jego przydatność dla chemików były znikoma, gdyż nie rozwiązywał problemu wiązania się atomów w cząsteczki.

Model Rutherforda i model Bohra są często utożsamiane ze sobą. Ogólnie można by powiedzieć, że model Bohra powstał na koncepcji Rutherforda uwzględniając jednak teorię kwantowania energii. Obydwa modele mają jednak wiele mankamentów, których nie udało się usunąć. Jak już wspomniano atom jest kulisty a układ planetarny bardziej płaski.

W dydaktyce powstał pewien dualizm dotyczący budowy atomu. Można odnieść wrażenie, że niektórzy dydaktycy lansują stwierdzenie. "Naprawdę to elektrony krążą wokół jądra po odpowiednich orbitach, które wchodzą w skład powłok określanych przez numer okresu. Natomiast model kwantowy to obliczenia, które pozwalają rozwiązać problemy związane ze strukturą materii, ale ma się on nijak do prawdziwej struktury atomu." Nie można uczyć o dwóch modelach atomu twierdząc, że jeden jest prawdziwy a drugi pozwala wyjaśnić zachowanie materii na poziomie mikroświata. Nie można zaczynać nauki od fałszywego, ale za to "ładnego" łatwego do wyrysowania modelu atomu.
Model Bohra odegrał pewną pozytywną rolę w rozwoju nauki, jednak nie rozwiązywał wielu innych problemów.

Na początku XX wieku stwierdzono, że atom zbudowany jest z jądra, w którym skupia się prawie cała masa atomu. Jądro otoczone jest elektronami. Średnica jądra stanowi około 1/10000 średnicy atomu
Tak ogólnie opisany model atomu nie stracił na aktualności do dnia dzisiejszego.
Jeszcze w latach 30. XX wieku stwierdzono, że jądro atomu nie składa się z samych cząstek o ładunku dodatnim, lecz wchodzą w jego skład cząstki nieposiadające ładunku elektrycznego. Cząstki o ładunku dodatnim określono mianem protonów, natomiast nieposiadające ładunku elektrycznego nazwano neutronami. Liczba protonów w jódrze jest charakterystaczna dla atomów danego pierwistka. Zwana jest też liczbł atomową pierwiasta, a w układzie okresowym pierwiystków chemnicznymch jest po prostu jego liczbą porządkową.
Jadro atomu składające się z protonów i neutronów jak wykazały obliczenia jest niestabilne i ulegało by rozpadowi. Z wyliczeń wynikała, że protony i neutrony powinny być zbudowane z kwarków.
Obecnie zgodnie z standardowym modelem trwała materia zbudowana jest z kwarków i leptonów
Kwarki
górny +2/3 m = 0,3 GeV
dolny -1/3 m = 0,3 GeV
powabny +2/3 m = 1,5 GeV
dziwny -1/3 m = 0,5 GeV
top +2/3 m = 175 GeV
denny -1/3 m = 4,5 GeV

Leptony
Elektron -1 m = 0,0005 GeV
Neutrino elektronowe 0 m~0 eV
Mion -1 m = 0,106 GeV
Neutrino mionowe 0 m~0 eV
tau -1 m = 1,7 GeV
Neutrino tauonowe 0 m~0 eV

Cząsteczki odpowiedzialne za oddziaływania

Bozony wektorowe
. W+ +1 m = 80 GeV słabe
W- -1 m = 80 GeV słabe
Z0 0 m = 91 GeV słabe
Foton 0 m = 0 GeV elektromagnetyczne
Gluon 0 m = 0 GeV silne
Masa w eV przeliczana jest z wzoru E = mc2

Przedstawione powyżej cząstki elementarne są cząstkami elementarnymi pierwszej generacji.

Cząstki te w różnych układach mogą tworzyć inne cząstki elementarne niektóre z nich przewidziano i poznano na początku XX wieku.

Zgodnie z poglądem, jaki powstał na początku XX wieku, atom to jądro i elektrony. Jądra skupia prawie całą masę atomu natomiast przestrzeń wokół jądra otoczona jest elektronami. Tak ogólnie opisany model atomu jest aktualny do dnia dzisiejszego. Jednak zasadniczym problemem jak wiadomo były elektrony. Jak są one usytuowane w przestrzeni wokół jądra, jak wyglądają. Człowiek zawsze starał się rozwiązywać problemy stosując analogię, wzorował się na konkretnych modelach, które funkcjonowały w przyrodzie. Wszystkie proponowane do lat 30. XX wieku modele pozwalały rozwiązać jeden problem, wobec innych stawały się bezsilne. Zarówno fizycy jak i chemicy dążyli do stworzenia jednolitego modelu atomu, który dałby podstawy do rozwiązania dalszych problemów, jakimi były wiązania pomiędzy atomami. Podstawowym błędem było stosowanie praw z makroświata do mikroświata, w którym panują trochę inne prawa. Z pierwszy krok uważa się wystąpienie Maxa Plancka, który 14 XII 1900 r. ogłosił:
Atomy nie mogą emitować lub pochłaniać energii w sposób ciągły, a tylko w postaci pewnych porcji zwanych kwantami. Dlatego pomiędzy częstością wysyłanego promieniowania a energią zachodzi zależność:
E = h·?
gdzie E - energia, ? - częstotliwość, a h nosi nazwę stałej Plancka i wynosi 6,6260755·10-34 J·s
Następnym krokiem była hipoteza de Broglie?a potwierdzona w latach 20. XX w.
Wiąże ona długość fali z masą i prędkością poruszającej się cząsteczki.
Zależność tą przedstawia wzór: ? = h/mv
gdzie ? - długość fali, h - stała Planca, m masa a v prędkość.
Za kolejny krok należy uznać zasadę nieoznaczoności Heisenberga.
W mechanice klasycznej, która zajmuje się opisem ruchu ciał makroświata (ciała dostępne do naszej bezpośredniej obserwacji), czyli będących bardzo dużymi w porównaniu z wielkością atomów możemy wyznaczyć równocześnie położenie danego ciała oraz jego pęd. Natomiast zgodnie z zasadą nieoznaczoności Heisenberga w świecie mikro, w którym zajmujemy się cząstkami elementarnymi, nie ma takiej możliwości. Możemy albo ustalić położenie albo ustalić pęd. W związku z powyższym w teorii kwantowej możemy podać jedynie rozkład prawdopodobieństwa, który wskazuje gdzie jest największe a gdzie najmniejsze prawdopodobieństwo znalezienia się elektronu.
Dlatego dla elektronu nie możemy określić jego "toru poruszania się" a jedynie prawdopodobieństwo występowania go w pewnym obszarze wokół jądra. Ponadto elektronu nie możemy przedstawić, jako ładunku punktowego, lecz jako rozmyty, w postaci chmury ładunku lub chmurę elektronową, której gęstość jest różna w różnych obszarach.
Problem uzyskania informacji na temat kształtu chmury elektronowej i jej gęstości rozwiązał w 1926 r Erwin Schrödinger w słynnym równaniu nazwanym potem od jego imienia równaniem Schrödingera.
Rozwiązaniami tego równania nie są konkretne wartości liczbowe a zbiór funkcji falowych.
Rozpatrujemy tylko te funkcje, których wartość w nieskończoności dąży do zera a prawdopodobieństwo znalezienia elektronu może przyjmować tylko wartości skończone oraz jest jednoznaczne (to znaczy, że danemu punktowi w przestrzeni można przypisać tylko jedną wartość prawdopodobieństwa).
Tylko dla takich funkcji elektron jest związany z jądrem atomu. Gdyby prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w nieskończoności było różne od zera to taki elektron nie byłby związany z jądrem danego atomu a więc nie tworzyłby z tym jądrem atomu.
Dlatego funkcje falowe opisują stan poszczególnych elektronów w atomie.

Stan elektronów w atomie opisany jest przy pomocy liczb zwanych kwantowymi.
Stan elektronu w danym orbitalu opisują trzy liczby kwantowe (oznaczone literami jako: n, l, m). Każdej kombinacji tych trzech liczb kwantowych odpowiada jedna funkcja falowa będąca rozwiązaniem równania Schrödingera a spełniająca wspomniane uprzednio założenia. Funkcje te nazywamy orbitalami. Tak jak każdą funkcję możemy przedstawić graficznie tak i te funkcje możemy przedstawić graficznie i wtedy otrzymujemy kształt orbitalu.
Tą część przestrzeni, w której jest największe prawdopodobieństwo występowania elektronu nosi nazwę orbitalu

Do opisu orbitalu konieczne są: trzy liczby kwantowe.
1. Główna liczba kwantowa - oznaczona literą "n"
2. Poboczna liczba kwantowa - oznaczona literą "l"
3. Magnetyczna liczba kwantowa - oznaczona literą "m"
Liczby kwantowe mogą przyjmować tylko wartości całkowite.
Jednak do pełnego opisu stanu elektronu w atomie potrzebna jest jeszcze jedna liczba kwantowa a mianowicie magnetyczna spinowa liczba kwantowa, która w przeciwieństwie do trzech pozostałych liczb kwantowych może przyjmować tylko dwie wartości: + ? lub - ?

Główna liczba kwantowa
oznaczana literą n może przyjmować tylko wartości dodatnie począwszy od 1.
Dla każdego pierwiastka główna liczba kwantowa jest równa numerowi okresu, w którym ten pierwiastek się znajduje. (Z tąd tradycyjnie określa się, że są to orbitale przyporządkowane do danej powłoki.)

Poboczna liczba kwantowa zwana inaczej orbitalną liczbą kwantową
oznaczana literą l może przyjmować wartości od 0 do n - 1. (n minus jeden) oznacza to, że maksymalna wartość orbitalnej liczby kwantowej nie może być większa od wartości głównej liczby kwantowej pomniejszonej o jeden).
Dla odróżnienia w zapisie liczb kwantowych dla orbitalnej liczby kwantowej nie podaje się jej wartości liczbowej a oznaczenia literowe i tak,
gdy orbitalna liczba kwantowa wynosi 0 to oznacza się ją literą s,
gdy orbitalna liczba kwantowa wynosi 1 to oznacza się ją literą p,
gdy orbitalna liczba kwantowa wynosi 2 to oznacza się ją literą d,
gdy orbitalna liczba kwantowa wynosi 3 to oznacza się ją literą f,
gdy orbitalna liczba kwantowa wynosi 4 to oznacza się ją literą g,

Magnetyczna liczba kwantowa
oznaczana jest literą m i może przyjmować wartości od -l poprzez 0 do +l.
Oznacza to, że każdej orbitalnej liczbie kwantowej może odpowiadać maksymalnie 2l+1 magnetycznych liczb kwantowych.
Magnetyczna spinowa liczba kwantowa
oznaczana literą ms jak już wspomniano może przyjmować tylko dwie wartości a mianowicie: + ? lub - ?
W. Pauli sformułował regułę nazywaną zakazem Puliego. Mówi ona, że w atomie nie mogą znajdować się elektrony w takim samym stanie. Oznacza to, że w danym atomie nie mogą znajdować się elektrony, których stan byłby opisane przez cztery takie same liczby kwantowe.

Ustalanie konfiguracji elektronów
Elektrony w atomie rozmieszczone są na poszczególnych orbitalach. Każdy orbital opisany jest przez trzy liczby kwantowe.
Jak rozmieszczone są elektrony w poszczególnych atomach? Najprostszym przypadkiem jest rozmieszczenie elektronów w atomach pierwszego okresu. Wtedy główna liczba kwantowa przyjmuje wartość jeden. Jeżeli główna liczba kwantowa wynosi 1
to wartość liczba orbitalna wynosi 1-1 = 0 (Maksymalna jej wartość musi byś o 1 mniejsza niż wartość głównej liczby kwantowej) Gdy wartść orbitalnej liczby kwantowej wynosi 0 wtedy magnetyczna liczba kwantowa wynosi 0. (Jej bezwzględna wartość może być mniejsza lub równa wartości orbitalnej liczby kwantowej) Jeżeli główna liczba kwantowa wynosi 1 to poboczna i magnetyczna wynoszą 0 Gdy poboczna liczba kwantowa wynosi 0 to taki orbital zgodnie z umową oznacza się jako literą s. Gdy główna liczba kwantowa wynosi 1 to jest jeden orbital z wszystkimi trzema liczbami kwantowymi takimi samymi. Ponieważ stan energetyczny elektronu opisują cztery liczby kwantowe, to dla orbitalu s magnetyczna liczba spinowa (czwarta liczba kwantowa) może przyjąć tyko dwie wartości + ? lub - ?. Dlatego na orbitalu s mogą znajdować się maksymalnie tyko dwa elektrony.
Ponieważ numer okresu jest liczbowo równy głównej liczbie kwantowej, to w pierwszym okresie mogą znajdować się maksymalnie tylko dwa pierwiastki
Pierwszy z jednym elektronem oraz drugi z dwoma elektronami różniącymi się między sobą magnetyczną liczbą spinową. Są to, atomy wodoru posiadający jeden elektron oraz atomy helu posiadający dwa elektrony.

Stany, w których znajdują się elektrony w atomie nazywamy konfiguracją elektronową
Konfigurację elektronową w atomie danego pierwiastka najczęściej zapisujemy podając kolejno:
główną liczbę kwantową (równą numerowi okresu) w postaci cyfry, następnie podajemy orbitalną (poboczną) liczbę kwantową w postaci oznaczenia literowego, a za nią w postaci indeksu górnego liczbę określającą ilość elektronów przypisaną do danego orbitala. Zgodnie z tym zapisem konfigurację elektronów (w tym przypadku jednego elektronu) dla atomu wodoru zapiszemy: 1s1. Natomiast konfigurację elektronów dla atomu helu zapiszemy: 1s2.
W atomie helu na orbitalu s znajdują się dwa elektrony o różnych magnetycznych liczbach spinowych. Potocznie mówi się, że na orbitalu s znajdują dwa elektrony o przeciwnych spinach (nazwa przeciwne spiny wywodzi się od wartości liczbowych spinów, posiadających taką samą wartość liczbową ? lecz posiadające "przesiewne" znaki jeden +, a drugi -) Jeżeli na danym orbitalu znajdują się dwa elektrony o przeciwnych spinach to określamy je jako elektrony sparowane.
Graficznie orbital przedstawia się, jako prostokąt, natomiast elektrony jako umieszczone w nim strzałki. Graficznie elektron w atomie wodoru można przedstawić:

Rys. 1 Graficznie przedstawiony elektron w atomie wodoru
Napis nad prostokącikiem 1s podaje, że jest to elektron z orbitalu s, gdy główna liczba kwantowa wynosi 1.
Drugim pierwiastkiem w 1 okresie jest hel na orbitalu tego atomu tego pierwiastka znajdują się dwa elektrony sparowane.

Rys. 2 Graficznie przedstawione elektrony w atomie helu.
Gdy wartość orbitalnej liczby kwantowej wynosi 1 wtedy wynika z obliczeń, że orbital ma kształt kulisty.
Rys. 3 Kształt kulisty orbitalu s
Atomy pierwiastków w drugim okresie charakteryzują się główną liczbą kwantową, której wartość wynosi 2.
W przypadku, gdy główna liczba kwantowa przyjmuje wartość 2 to orbitalna liczba kwantowa może przyjąć wartości 0 lub 1.
Dla wartości orbitalnej liczby kwantowej równej 0 elektrony rozmieszczone są na orbitalu typu s i jak już wspomniano na tego typu orbitalu mogą znajdować się maksymalnie dwa elektrony.
Natomiast, gdy orbitalna liczba kwantowa wynosi 1, to magnetyczna liczba kwantowa może przyjąć wartości od -1, poprzez 0 do +1. Czyli -1, 0, +1. z czego wnioskujemy, że będą istniały trzy orbitale typu p. Orbitale te oznaczamy px, py, pz. Na każdym z tych orbitali mogą znajdować się, co najwyżej dwa elektrony różniące się spinowa liczbą kwantową. Z tego wynika, że na orbitalach typu p przynależnych do danej głównej liczby kwantowej może znajdować się maksymalnie 6 elektronów (2 elektrony na orbitalu px, 2 elektrony na orbitalu py, oraz 2 elektrony na orbitalu pz). Dlatego atomy pierwiastka, dla których stan elektronów opisany jest główną liczbą kwantową 2, będą miały: dwa elektrony 1s2, dwa elektrony 2s2, oraz sześć elektronów 2p6 (razem 10 elektronów)
Konfigurację elektronów dla takiego pierwiastka zapiszemy:
1s22s22p6. Taką konfigurację elektronów posiada pierwiastek neon.

Rys. 4 Graficznie przedstawione elektrony w atomie neonu. A - podpisane wszystkie orbitale B - podpisane tylko typy orbitali.
Trzy orbitale typu p mają taki sam kształt, różnią się tylko orientacją w przestrzeni
Każdy z orbitali jest skierowany wzdłuż jednej z osi układu kartezjańskiego i dlatego posiadają one wyróżniki x, y, z, tak jak współrzędne w tym układzie, dlatego oznacza się je: px, py, i pz.

Rys. 5 Kształt orbitali p
Rys 6. Graficznie przedstawione elektrony w atomach pierwiastków w 2 okresie
Rys. 7 Możliwe rozłożenie elektronów na orbitalach w atomie węgla.
Elektrony w atomie węgla mogą być rozłożone na orbitalach p w dwojaki sposób: obydwa na jednym z orbitali p, albo każdy na innym z orbitali p. Jednak preferowane jest tylko takie rozmieszczenie w którym zapełnionych jest jak najwięcej orbitali danego typu, czyli taki rozkład jaki przedstawia pierwsza struktura na rys. 7. Podobna sytuacja jest w przypadku atomu azotu co przedstawia rys. 8

Rys. 8 Możliwe rozłożenie elektronów na orbitalach w atomie azotu.

Stwierdzona zależność w rozkładzie elektronów na orbitalach nosi nazwę Reguły Hunda. Zgodnie z tą regułą: Jeżeli elektron można umieścić na jednym z kilku orbitali o tej samej energii to najkorzystniejsze jest takie rozmieszczenie aby jak najwięcej elektronów miało zgodnie skierowane spiny.
Czyli aby na orbitalu danego typu znajdowało się jak najwięcej elektronów niesparowanych.

3. Kolejność obsadzania orbitali a poziomy energetyczne
Kolejność obsadzania orbitali elektronami w przypadku dwóch pierwszych okresów układu okresowego jest w pełni logiczna i nie budzi większych zastrzeżeń. Elektrony na każdym orbitalu mają inną energię im wyższa liczba główna liczba kwantowa tym energia wyższa. Dlatego elektron na orbitalu 2s ma wyższą energię niż elektron na orbitalu 1s. natomiast elektrony z orbitali 2p mają wyższą energię niż z orbitalu 2s.
W przypadku 3 okresu i dalszych obsadzanie orbitali elektronami nie przebiega już w tak prostej kolejności.
W przypadku pierwiastków 3 grupy układu okresowego główna liczba kwantowa przyjmuje wartość 3. W takim przypadku poboczna liczba kwantowa może przyjąć wartości 0, 1, 2 (najwyższa wartość musi być o jeden mniejsza od głównej liczby kwantowej). W tym przypadku oprócz orbitali s i p pojawia się nowy orbital d. Gdy orbitalna (poboczna) liczba kwantowa przyjmuje wartość równą 2 (oznaczenie d) to magnetyczna liczba kwantowa może przyjąć wartości od -2 poprzez 0 do +2 czyli pięć wartości -2, -1, 0, +1, +2. Oznacza to pięć orbitali typu d dla każdego z tych orbitali magnetyczna liczba spinowa może wynosić + ? lub - ?. Z tego wnioskujemy, że na orbitalach typu d może znajdować się maksymalnie 10 elektronów (5 x 2).
Okazuje się jednak, że po orbitalu 3p nie zapełnia się orbital 3d, lecz orbital 4s, gdyż orbitale 3d są wyższe energetycznie niż orbital 4s. Rysunek nr. 9 przedstawia energię elektronów na poszczególnych orbitalach.

Rys. 9 Energia elektronów na poszczególnych orbitalach. (Bielański )
Z rys. 9 możne odczytać, że nie tylko po orbitalu 4s rozbudowuje się orbital 3d, ale po orbitalu 5s rozbudowuje się orbital 4d.
Ponieważ w 3 okresie nie rozbudowują się orbitale typu d, z tego powodu w trzecim okresie jest tyle samo pierwiastków, co w okresie drugim. Czwarty okres rozpoczyna pierwiastek potas, w atomie, którego konfiguracje elektronów zapisujemy 1s22s22p63s23p64s1.
Natomiast zapis graficzny przedstawimy (rys.10):

Rys. 10. Graficznie przedstawione elektrony w atomie potasu.

Faktycznie powinniśmy narysować orbitale 3d jednak bez elektronów. (rys. 11)

Rys. 11. Graficznie przedstawione elektrony w atomie potasu z uwzględnieniem nieobsadzonych orbitali 3d.

Jednak ani w zapisie graficznym ani zapisie literowym w podstawowej konfiguracji nie uwzględniamy nieobsadzonych orbitali, między innymi z powodu, że orbitale 3d mają wyższą energię niż orbital 4s.
W przypadku gdy wartość głównej liczby kwantowej wynosi 4, to orbitalna (poboczna) liczba kwantowa może przyjąć wartość 0, 1, 2, 3, Przypadki w których orbitalna liczba kwantowa przyjmuje wartości 0, 1, 2 zostały omówione poprzednio, natomiast gdy przyjmuje wartość równą 3 (oznaczenie f) to magnetyczna liczba kwantowa może przyjąć wartości od -3 poprzez 0 do +3 czyli -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3, czyli siedem wartości. Dla każdej z tych wartości, wartość magnetycznej liczby spinowej może wynosić + ? lub - ?.Siedem orbitali typu f może maksymalnie obsadzić (7 x 2) 14 elektronów. jednak jak wynika z energii orbitali (rys. 9), orbital 4f rozbudowuje się jednak dopiero za orbitalem 6s.
Dlatego rubid przyjmuje konfiguracje elektronów oznaczoną, jako 1s22s22p63s23p64s23d104p65s1, Konfiguracja jest przedstawiona graficznie na rys. 12.

Rys. 12. Graficznie przedstawione elektrony w atomie rubidu.

Zarówno w zapisie literowym jak i w przedstawieniu graficznym nie zostały uwzględnione nieobsadzone orbitale.
W 6 okresie po orbitalu 6s rozbudowuje się orbitl 4f, a dopiero po nim 5d i na końcu 6p. Jednak od tej kolejności są pewne odstępstwa.
Ogólnie można przyjąć zasadę, że orbital typu d (gdy główna liczba kwantowa jest równa lub większa 3) pojawia się za orbitalem s dla wartości następnej głównej liczby kwantowej. (Jest jakby o jeden opóźniony.)
Natomiast orbital typu f (gdy główna liczba kwantowa jest równa lub większa 4) pojawia się z opóźnieniem "o 2", dlatego 4f pojawi się dopiero po orbitalu 6s a orbital 5f po orbitalu 7s.
Taki rozkład stanów energetycznych elektronów wyjaśnia, dlaczego w 3 okresie jest tyle samo pierwiastków, co w 2 okresie a w 4 okresie tyle samo co w okresie 5.

Ze względu na wielorakość określania terminu wartościowość należy podać definicję, która będzie korelowała z kwantowym modelem atomu.

Ta uogólniona definicja obejmuje przypadki tworzenia się cząsteczek oraz tworzenie się struktur jonowych. W przypadku tworzenia się cząsteczki wartościowość określać będziemy, jako liczbę elektronów, którą uwspólnia atom danego pierwiastka łącząc się z innymi atomami. Wiadomo, że uwspólnieniu mogą ulegać tylko elektrony niesparowane, z czego wynika, że wartościowość jest to liczba niesparowanych elektronów, jaką posiada atom w rozpatrywanej chwili.
Każdy atom z nieparzystą liczbą elektronów a tym samym z nieparzystą liczbą protonów w jądrze lub prościej o nieparzystej liczbie atomowej, (czyli o nieparzystej liczbie porządkowej) będzie mógł wykazywać w utworzonych cząsteczkach wartościowość, co najmniej 1. Jednak nie jest to regułą. Atomy pierwiastków pierwszej grupy posiadają jeden elektron na orbitalu s o najwyższej energii z wszystkich orbitali s w danym atomie. Jednak ze wzglądu na małą energię jonizacji, elektrony z tego orbitalu łatwiej ulegają oderwaniu niż uwspólnianiu. Podobnie jest w przypadku atomów pierwiastków drugiej grupy, które wykazują tendencję do oddawania dwóch elektronów.
Na początku grupy siedemnastej znajduje się fluor. Konfigurację elektronów w atomie fluoru zapisujemy 1s2 2s2 2p5. Z zapisanej konfiguracji widać, że w atomie fluoru znajduje się jeden elektron niesparowany. Konfigurację elektronów graficznie przedstawia rys. 4.1.

Rys. 4.1 Konfiguracja elektronów w atomie fluoru.

Dwa orbitale p posiadają dwa elektrony (sparowane) natomiast jeden elektron na jednym z orbitali p jest niesparowany. Dlatego atom fluoru będzie wykazywał wartościowość jeden.
Szesnastą grupę układu okresowego rozpoczyna tlen. Konfigurację elektronów w atomie tlenu przedstawiamy 1s2 2s2 2p4. Natomiast graficznie konfigurację elektronów w atomie tlenu przedstawia rys. 4.2

Rys. 4.2 Konfiguracja elektronów w atomie tlenu.

Na orbitalach p w atomie tlenu znajdują się cztery elektrony. jednak zgodnie z regułą Hundta na jednym z orbitali p znajdują się dwa sparowane elektrony, natomiast na dwu orbitalach typu p znajduje się tylko po jednym elektronie - czyli są one niesparowane. Dlatego atomy tlenu w cząsteczkach są dwuwartościowe.
Piętnasta grupa układu okresowego pierwiastków rozpoczyna się od tlenu. Konfigurację elektronów w atomie tego pierwiastka przedstawiamy 1s2 2s2 2p3. Grficznie konfigurację elektronów w atomie tlenu przedstawia rys. 4.3

Rys. 4.3 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie azotu.
Na orbitalach p w atomie tlenu znajdują się trzy elektrony, które zgodnie z regułą Hundta będą równo po jednym umieszczone na każdym z orbitali p. Dlatego każdy z orbitali posiada jeden elektron niesparowany. Z czego wynika, że w atomie azotu znajdują się trzy niesparowane elektrony - czyli atomy azotu będą trójwartościowe.
Atomy pierwiastków w czternastej grupie układu okresowego posiadają dwa niesparowane elektrony na orbitalu p, z czego wynika, że ich wartościowość powinna wynosić 2. W przypadku atomu węgla konfigurację elektronów zapisujemy 1s2 2s2 2p2. Natomiast graficzny zapis przedstawia rysunek rys. 4.4.

Rys. 4.4 Podstawowa konfiguracja elektronów w atomie węgla.

Rys. 4.5 Rozkład orbitali w atomie węgla (na biało zaznaczony orbital nieobsadzony) lub nie zaznaczono nieobsadzonego orbitalu

Rys. 4.6 Obraz orbitalu s i p sfotografowany w atomie węgla (za Światem Nauki)

W atomie węgla na orbitalach p znajdują się tylko dwa elektrony, zgodnie z regułą Hundta, każdy z nich znajduje się na innym orbitalu p (2px i 2py), trzeci orbital 2pz jest nieobsadzony. Ze względu na niewielkie różnice w energii pomiędzy orbitalami 2s i 2p elektron z orbitalu 2s przechodzi na nieobsadzony orbital 2p, dzięki czemu w atomie węgla są teraz cztery elektrony niesparowane, dzięki czemu atom węgla wykazuje wartościowość cztery. (rys. 4.7)

Rys. 4.7 Przejście elektronu z orbitali 2s na nieobsadzony orbital 2p.

Trzecią grupę układu okresowego pierwiastków rozpoczyna bor, którego konfigurację elektronów zapisujemy: 1s2 2s2 2p1, a graficznie przedstawiona jest na rys. 4.8.

Rys. 4.8 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie boru.

Z zapisanej konfiguracji wynika, że atomy boru powinny być jednowartościowe, jednak elektron z orbitalu 2s przechodzi na jeden z nieobsadzonych orbitali 2p, (rys. 4.9) dzięki czemu atomy boru uzyskują trzy elektrony niesparowane, w wyniku czego atomy tego pierwiastka wykazują wartościowość - trzy.

Rys. 4.9 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie boru po przejściu jednego z elektronów z orbitalu 2s na orbital 2p.

W trzecim okresie znajdują się między innymi pierwiastki fosfor, siarka i chlor. Podstawową konfigurację elektronów w atomie fosforu zapisujemy 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3. Z tak zapisanej konfiguracji wynika (po uwzględnieniu reguły Hundta), że atomy fosforu powinny wykazywać wartościowość 3. Graficznie rozkład elektronów w atomie fosforu jest przedstawiony na rys. 4.10.

Rys. 4.10 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie fosforu

Gdy główna liczba kwantowa wynosi trzy to wtedy powinien rozbudowywać się orbital typu d. Ale w przypadku atomu fosforu w związku niezapełnionymi do końca orbitalami p, pozostaje on nieobsadzony. (rys. 4.10) W takiej sytuacji elektron z orbitalu 3s może przejść na nieobsadzony orbital 3d, co ilustruje rys. 4.11.

Rys. 4.11 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie fosforu po przejściu elektronu z orbitalu 3s na nieobsadzony orbital 3d.

W efekcie tego przejścia atom fosforu posiada teraz pięć niesparowanych elektronów i wykazuje - wartościowość pięć.
Powyżej wykazano, że i dlaczego atomy fosforu mogą w swych związkach cząsteczkowych wykazywać wartościowości 3 lub 5.

Drugim pierwiastkiem w szesnastej grupie jest siarka, która znajduje się w trzecim okresie. Atomy siarki mają konfigurację elektronów, którą zapisujemy: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Zapis graficzny przedstawienie na rys. 4.12, na którym zaznaczono nieobsadzony jeszce orbital 3d (podobnie jak w atomie fosforu)

Rys. 4.12 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie siarki

Z przedstawionej konfiguracji wnioskujemy, że atomy siarki będą wykazywały wartościowość równą - dwa. Z orbitalu 3p, na którym znajdują się dwa sparowane elektrony jeden z nich może przejść na nieobsadzony orbital 3d (rys. 4.13)

Rys. 4.13 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie siarki po przejściu elektronu z orbitalu 3p na nieobsadzony orbital 3d.

W wyniku tego przejścia w atomie siarki pojawiają się cztery niesparowane elektrony. W takiej sytuacji atomy siarki wykazują wartościowość - cztery
W atomach siarki istnieje jeszcze jedna możliwość, gdy już na orbitalach 3p pozostały tylko niesparowane elektrony jeden z elektron z orbitalu 3s może przejść na orbital 3d. Taką konfiguracje graficzną przedstawia rys. 4.14

Rys. 4.14 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie siarki po przejściu elektronu z orbitalu 3s na nieobsadzony orbital 3d.

W efekcie tego przejścia w atomie siarki pojawia się sześć niesparowanych elektronów. Wobec czego takie atomy siarki będą wykazywały wartościowość - sześć.
Powyżej wykazano, że i dlaczego atomy siarki mogą w swych związkach cząsteczkowych wykazywać wartościowości 2, 4 lub 6.

W trzecim okresie w siedemnastej grupie znajduje się chlor, którego konfigurację elektronów zapisujemy 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Na rys. 4.15 przedstawiona jest graficznie konfiguracja elektronów w atomie chloru z uwzględnieniem jeszcze nie obsadzonych orbitali 3d.

Rys. 4.15 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie chloru

Z przedstawionej konfiguracji wynika, że atomy chloru będą wykazywały wartościowość równą jeden.
Podobnie jak w przypadku atomów fosforu i siarki jeden ze sparowanych elektronów z jednego z orbitali 3p może przejść na nieobsadzony orbital 3d (rys. 4.16)

Rys. 4.16 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie chloru po przejściu jednego elektronu z orbitalu jednego z orbitali 3p na nieobsadzony orbital 3d.

W wyniku przejścia elektronu z jednego z orbitali 3p na orbital 3d w atomie chloru powstają trzy elektrony niesparowane. W takim przypadku atom chloru wykazuje wartościowość - trzy.
Na orbitalu p pozostał jeszcze jeden elektron niesparowany, który może przejść na jeden z nieobsadzonych orbitali 3d. (rys. 4.17)

Rys. 4.17 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie chloru po przejściu elektronu z kolejnego orbitalu 3p na nieobsadzony orbital 3d.

Atom chloru uzyskał pięć niesparowanych elektronów trzy na orbitalach 3p i dwa na orbitalach 3d. Oznacza to, że atom chloru jest pięciowartościowy.
Na orbitalu 3s pozostały jeszcze dwa elektrony, jeden z nich przechodzi na nieobsadzony orbital 3d, co przedstawia rysunek 4.18.

Rys. 4.18 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie chloru po przejściu elektronu z orbitalu 3s na nieobsadzony orbital 3d.

W wyniku kolejnego przejścia elektronu atom chloru może być siedmiowartościowy.
Powyżej wykazano, że i dlaczego atomy chloru mogą w swych związkach cząsteczkowych wykazywać wartościowości 1, 3, 5 lub 7.
Na podstawie powyższych rozważać można ustalić pewną zależność: jeżeli atomy danego pierwiastka mogą w połączeniach cząsteczkowych wykazywać różne wartościowości, to są one dla atomów danego pierwiastka wszystkie parzyste, lub nieparzyste.
W osiemnastej grupie występują kolejno pierwiastki: hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon. Powszechnie są one nazywane gazami szlachetnymi i w stanie wolnym występują w postaci atomów. Czy atomy tych pierwiastków mogą tworzyć cząsteczkowe związki chemiczne? W atomie helu rozbudowuje są orbital s i na tym orbitalu są dwa elektrony z tego wniosek, że atomy tego pierwiastka nie mogą tworzyć cząsteczkowych związków chemicznych, gdyś nie mogą posiadać niesparowanych elektronów. W przypadku neonu rozbudowują się orbitale typu p, ale i na nich są tylko elektrony sparowane. Z tego wnioskujemy, że i w tym przypadku atomy tego pierwiastka nie mogą tworzyć cząsteczkowych związków chemicznych. Kolejnym pierwiastkiem jest argon o konfiguracji elektronowej 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Z zapisy wynika, że i w tym atomie wszystkie orbitale mają sparowane elektrony. Jednak w przypadku głównej liczby kwantowej 3 może powstać orbital typu d. Orbital ten jest jednak nieobsadzony, co graficznie obrazuje rys. 4.19.

Rys. 4.19 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie argonu.

W pewnych warunkach elektron z jednego z orbitali 3p może przejść na nieobsadzony orbital 3d. Wtedy w takim atomie powstaną dwa elektrony niesparowane, jeden na jednym z orbitali 3p i jeden na jednym z orbitali 3d. Graficznie przedstawia taką sytuację rys. 4.20. W takiej sytuacji atomy argonu będą dwuwartościowe w połączeniach cząsteczkowych.

Rys. 4.20 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie argonu po przejściu elektronu z jednego z orbitalu 3p na nieobsadzony orbital 3d.

Po przejściu z jednego z orbitali 3p elektronu na orbital 3d pozostały jeszcze dwa orbitale 3p ze sparowanymi elektronami. Przejście kolejnego elektronu, (który jest sparowany) na orbital 3d z orbitalu 3p, spowoduje wytworzenie się czterech elektronów niesparowanych, dwa na orbitalach 3p i dwa na orbitalach 3d, co przedstawia rys. 4.21. W tej sytuacji atomy argonu będą wykazywały wartościowość: 4.

Rys. 4.21 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie argonu po przejściu elektronu z kolejnego orbitalu 3p na nieobsadzony orbital 3d.

Na orbitalach 3p pozostała jeszcze jedna para elektronów (sparowane), gdy jeden elektron z tej pary przejdzie na kolejny orbita 3d w atomie powstanie sześć niesparowanych elektronów. (rys. 4.22) trzy niesparowane elektrony będą na orbitalach 3p i trzy niesparowane elektrony na orbitalach 3d. Atomy argonu będą wykazywały wartościowość sześć.

Rys. 4.22 Graficzne przedstawienie konfiguracji elektronów w atomie argonu po przejściu elektronu z kolejnego orbitalu 3p na nieobsadzony orbital 3d.

Atomy argonu w związkach cząsteczkowych będą wykazywały wartościowości parzyste 2, 4 i 6.
Atomy niektórych pierwiastków (zwłaszcza o właściwościach niemetalicznych) mogą wykazywać w związkach cząsteczkowych różne wartościowości. Różne wartościowości mogą wykazywać atomy pierwiastków leżących w trzecim i wyższych okresach układu okresowego pierwiastków. Występowanie różnych wartościowości spowodowane jest istnieniem nieobsadzonych orbitali d. Jak wiadomo orbitale te rozbudowują się dopiero po orbitalu s, ale przyporządkowanego już do głównej liczby kwantowej o jeden wyższej.
Powyższe rozważania tłumaczą, dlaczego w układzie okresowym pierwiastków w bloku p począwszy od trzeciego okresu atomy tego samego pierwiastka mogą wykazywać różne wartościowości. Te wartościowości wprawdzie różne, lecz takie sama w danej grupie. W grupach o numerach parzystych przyjmują one parzyste wartości a w grupach o numerach nieparzystych wartości nieparzyste.

Gazy szlachetne mogą tworzyć i tworzą związki chemiczne w których wykazują parzyste wartościowości: 2, 4 i 6
Np. XeF2, XeF4, XeF6, XeO3

Otaczający nas świat zbudowany jest głównie ze związków chemicznych, które mogą mieć strukturę cząsteczkową lub jonową. Z samymi atomami spotykamy się raczej rzadko, gdyż nawet pierwiastki zaliczane do niemetali występują w postaci cząsteczek.
Atomy pierwiastków mogą łączyć się ze sobą tworząc cząsteczki. Cząsteczki mogą być zbudowane z atomów tego samego pierwiastkaH2, O2, P4, S8, lub też z atomów różnych pierwiastków HCl, H2O, SO2, H2SO3.

Atomy łączą się ze sobą "poprzez uwspólnianie elektronów z orbitali, na których są one niesparowane.
Wiązanie atomowe
Najprostszym przykładem połączenia się dwóch atomów jest cząsteczka wodoru. Dwa atomy wodoru posiadają każdy z nich po jednym elektronie, na orbitalu 1s, z czego wynika, że elektrony te są niesparowane. Graficznie przedstawia to rysunek 5.1.

Rys. 5.1 Graficzne przedstawienie dwu atomów wodoru z niesparowanymi elektronami

Na rysunku 5.2 przedstawiono dwa atomy wodoru przed połączeniem się.

Rys 5.2. Kształty orbitali atomów wodoru przed połączeniem się.

W wyniku połączenia się dwóch atomów wodoru chmury z elektronami nałożą się tworząc w ten sposób nowy orbital, w którym elektrony swoją chmurą otaczają jądra obydwu atomów. Nowy orbital zwany orbitalem molekularnym przedstawiaona na rys 5.3

Rys. 14. Graficzne przedstawienie połączonych dwóch atomów wodoru w cząsteczką. Powstał orbital orbital molekularny przerywana linia obrazuje, że powstał przez połączenie się orbitali z niesparowanymi elektronami Wiązanie atomowe spolaryzowane

Rozpatrzmy przypadek połączenia atomu wodoru z atomem fluoru. Obydwa atomy posiadają po jednym niesparowanym elektronie, co graficznie przedstawia rys. 15.
Atom wodoru posiada niesparowany elektron na orbitalu s, natomiast fluor na jednym z orbitali p.

Rys. 15 Graficznie przedstawione elektrony w atomie fluoru i wodoru.

Rys. 16 Nałożone na siebie orbitale z niesparowanymi elektronami fluoru i wodoru.

Po zbliżeniu się atomów następuje nałożenie orbitalu p z niesparowanym elektronem fluoru z orbitalem s wodoru, na którym jest elektron niesparowany. Utworzy się nowy orbital wspólny dla obydwu atomów, nazywany orbitalem molekularnym, orbital ten posiada już elektrony sparowane. Graficznie taki orbital molekularny przedstawia rys 17.

Rys. 17 Graficzne przedstawienie nałożenia się orbitali z niesparowanymi elektronami.

Atomy bardzo często łącząc się ze sobą zmieniają swoją podstawową kofigurację elektronów
Zmiana konfiguracji polega na przejściu elektronów na nieobsadzony orbital.
Przykład węgiel który ma podstawową konfigurację 1s2 2s2 2px 2py i nieobsadzony orbital 2pz
Elektron z orbitalu 2s2 przechodzi na nieobsadzony orbital 2pz dzięki czemu powstają cztery niesparowane elektrony i dlatego atomy węgla są cztero wartościowe.
Powstałe cztery orbitale jeden typu s i trzy typu p ulegają hybrydyzacji. W hybrydyzacji mogą wziąć udział cztery orbitale lub trzy a nawet dwa. Przy czym zawsze bierze udział orbital typu s.

" Orbitale biorące udział w hybrydyzacji tworzą wiązanie określane jako s
" Orbitale nie biorące udziału w hybrydyzacji tworzą wiązania określane jako ?
" Między innymi dzięki temu istnieje tak duża różnorodność związków organicznych

Powrót do spisu treści

Powrót do strony głównej