(Tabelul de configurație a electronilor. De la stânga la dreapta: blocurile s-, f-, d-, p, în tabelul periodic. Pentru numerele cuantice suficient de mari, aceste blocuri completează ordinea s, p, d și f. Tabelul periodic la stânga este organizat în funcție de o inversare a acestei ordini, astfel încât ordinea adevărată să fie menținută printr-o citire corectă.)
Forma tabelului periodic este strâns legată de configurația electronilor atomilor elementelor. De exemplu, toate elementele din grupa 2 au o configurație electronică de [E] ns2 (unde [E] este o configurație de gaz inert) și au asemănări notabile în proprietățile lor chimice. În general, periodicitatea tabelului periodic în ceea ce privește blocurile de tabele periodice se datorează în mod evident numărului de electroni (2, 6, 10, 14 …) necesari pentru a umple subînvelișurile s, p, d și f.
Învelișul electronic cel mai exterior este adesea menționat ca „înveliș de valență” și (la o primă aproximație) determină proprietățile chimice. Ar trebui să ne amintim că asemănările în proprietățile chimice s-au remarcat mai mult de un secol înainte de ideea de configurație a electronilor. Nu este clar modul în care regula lui Madelung explică (prezice modul în care se umplu învelișurile de electroni și astfel afectează aspectul tabelului periodic, mai degrabă decât descrie pur și simplu) tabelul periodic, deși unele proprietăți (cum ar fi starea comună de oxidare +2 din primul rând al metalelor de tranziție) ar fi evident diferite cu o ordine diferită a orbitalului care se umple.
Grupe
O grupă sau familie este o coloană verticală în tabelul periodic. De obicei, grupele au tendințe periodice mai semnificative decât perioadele și blocurile. Teoriile moderne ale mecanicii cuantice pentru structura atomică explică tendințele grupei sugerând că elementele din aceeași grupă au, în general, aceleași configurații electronice în învelișul lor de valență. În consecință, elementele din aceeași grupă au tendința de a avea o chimie partajată și prezintă o tendință clară în proprietăți cu numărul atomic în creștere. În unele părți ale tabelului periodic, cum ar fi blocul d și blocul f, asemănările orizontale pot fi la fel de importante sau mai pronunțate, decât similitudinile verticale.
(Tendințe periodice ale tabelului (săgețile arată o creștere) )
Blocuri
Regiunile specifice ale tabelului periodic pot fi denumite blocuri ca recunoaștere a secvenței în care se umplu învelișurile de electroni ale elementelor. Fiecare bloc este numit în funcție de subînvelișul în care se află teoretic „ultimul” electron. Blocul s cuprinde primele două grupe (metale alcaline și metale alcalino-pământoase), precum și hidrogen și heliu. Blocul p cuprinde ultimele șase grupe, care sunt grupele 13-18 în numerotarea grupurilor IUPAC (3A-8A în numerotarea mericană a grupelor) și conține, printre alte elemente, toate metaloidele. Blocul d cuprinde grupele 3 până la 12 (sau 3B la 2B în numerotarea americană) și conține toate metalele de tranziție. Blocul f, deseori sub restul tabelei periodice, nu are numere de grupă și conține lantanide și actinide.
Configurație electronică
(Orbitali ai electronilor atomici și moleculari)
În fizica atomică și în chimia cuantică, configurația electronică este distribuția electronilor unui atom sau moleculă (sau a altei structuri fizice) în orbitale atomice sau moleculare. De exemplu, configurația electronică a atomului de neon este 1s2 2s2 2p6, utilizând notația explicată mai jos.
Configurțiile electronice descriu fiecare electron ca mutându-se independent într-un orbital, într-un câmp mediu creat de toți celelalți orbitali. Din punct de vedere matematic, configurațiile sunt descrise de determinanții Slater sau de funcțiile de stare de configurare.
Conform legilor mecanicii cuantice, pentru sistemele cu un singur electron o energie este asociată cu fiecare configurație electronică și, în anumite condiții, electronii sunt capabili să treacă de la o configurație la alta prin emisia sau absorbția unei cuante de energie, sub forma unui foton.
(O diagramă Bohr a litiului. )
Cunoașterea configurației electronilor a diferiților atomi este utilă în înțelegerea structurii tabelei periodice a elementelor. Acest lucru este de asemenea util pentru descrierea legăturilor chimice care cuprind atomii împreună. În materialele masive, aceeași idee ajută la explicarea proprietăților particulare ale laserelor și semiconductorilor.
Deoarece proprietățile unui element sunt în mare parte determinate prin configurația electronilor, proprietățile elementelor prezintă, de asemenea, modele recurente sau comportament periodic. Această periodicitate a proprietăților, manifestări ale cărora au fost observate cu mult înainte de elaborarea teoriei subiacente, au dus la stabilirea legii periodice (proprietățile elementelor recurente la intervale variabile) și formularea primelor tabele periodice.
Învelișuri electronice
(Ordinea aproximativă în care învelișurile și subînvelișurile sunt aranjate prin creșterea energiei în conformitate cu regula Madelung. )
În chimie și fizică atomică, un înveliș de electroni sau un nivel energetic principal poate fi considerat ca o orbită urmată de electroni în jurul nucleului unui atom. Cel mai apropiat de nucleu înveliș se numește „învelișul 1” (denumit și „învelișul K”), urmată de „învelișul 2” (sau „învelișul L”), apoi „învelișul 3” (”învelișul M”) , și așa mai departe îndepărtându-ne de nucleu. Învelișurile corespund cu numerele cuantice principale (n = 1, 2, 3, 4 …) sau sunt etichetate alfabetic cu literele utilizate în notația cu raze X (K, L, M, …).
Fiecare înveliș poate conține numai un număr fix de electroni: primul înveliș poate conține până la doi electroni, cel de-a doilea înveliș poate conține până la opt (2 + 6) electroni, cel de-al treilea înveliș poate conține până la 18 electroni (2 + 6 + 10 ) și ața mai departe. Formula generală este că învelișul al n-lea poate în principiu să dețină până la 2(n2) electroni. Deoarece electronii sunt atrași electric de nucleu, electronii unui atom vor ocupa în general învelișuri exterioare numai dacă cele mai multe învelișuri interioare au fost deja umplute complet de alți electroni. Totuși, aceasta nu este o cerință strictă: atomii pot avea două sau chiar trei învelișuri exterioare incomplete.
Electronii din învelișul (sau învelișurile) ocupate cel mai exterioare determină proprietățile chimice ale atomului; se numește înveliș de valență.
Fiecare înveliș constă dintr-unul sau mai multe subînvelișuri, fiecare subînveliș fiind format din unul sau mai mulți orbitalu atomici.
Razele atomice
Razele atomice variază într-o manieră previzibilă și explicabilă în tabelul periodic. De exemplu, razele scad, în general, de-a lungul fiecărei perioade a tabelului, de la metalele alcaline la gazele nobile; și cresc în jos fiecare grup. Raza crește brusc între gazul nobil la sfârșitul fiecărei perioade și metalul alcalin la începutul perioadei următoare. Aceste tendințe ale razelor atomice (și ale diferitelor alte proprietăți chimice și fizice ale elementelor) pot fi explicate prin teoria învelișurilor electronice a atomului, oferind dovezi importante pentru dezvoltarea și confirmarea teoriei cuantice.
Electronii din subînvelișul 4f, care sunt umpluți progresiv în seria de lantanide, nu sunt deosebit de eficienți în ceea ce privește protejarea în continuare a sarcinii nucleare în creștere din subînvelișri. Elementele imediat următoare lantanidelor au raze atomice mai mici decât ar fi de așteptat, aproape identice cu razele atomice ale elementelor imediat superioare acestora. Prin urmare, hafniul are practic aceeași rază atomică (și chimie) ca zirconiu, iar tantal are o rază atomică similară niobiului și așa mai departe. Aceasta se numește contracția lantanidelor. Efectul contracției lantanidelor este remarcabil până la platină (elementul 78), după care este mascată de un efect relativist cunoscut ca efectul perechei inerte. Contracția blocului d, care este un efect similar între blocl d și blocul p, este mai puțin pronunțată decât contracția lantanidelor, dar apare dintr-o cauză similară.
A doua versiune și dezvoltarea ulterioară
În 1871, Mendeleev a publicat tabelul său periodic într-o formă nouă, grupuri de elemente similare aranjate mai degrabă în coloane decât în rânduri, iar acele coloane numerotate de la I la VIII corespunzând stării de oxidare a elementului. El a oferit, de asemenea, previziuni detaliate pentru proprietățile elementelor pe care le observase mai devreme că lipseau, dar ar trebui să existe. Aceste lacune au fost ulterior completate, deoarece chimiștii au descoperit elemente suplimentare care apar în mod natural. Adesea, se spune că ultimul element natural care a fost descoperit a fost franciul (menționat de Mendeleev ca eka-cesiu) în 1939. Plutoniul, produs sintetic în 1940, a fost identificat în urme ca un element natural în 1971.
Formatul popular de tabel periodic, cunoscut și ca formă comună sau standard (după cum se arată în diverse alte puncte din acest articol), este atribuit lui Horace Groves Deming. În 1923, Deming, un chimist american, a publicat tabele periodice (în stil Mendeleev) scurte și medii (18 coloane). Merck și ceil. au pregătit o formă a tabelului mmediu al lui Deming cu 18 coloane, în 1928, care a fost larg răspândită în școlile americane. În anii 1930, tabelul lui Deming apare în manuale și enciclopedii de chimie. De asemenea, a fost distribuită timp de mulți ani de către Compania Științifică Sargent-Welch.
Odată cu dezvoltarea teoriilor mecanice cuantice moderne ale configurațiilor electronilor în atomi, a devenit evident că fiecare perioadă (rând) din tabel corespundea umplerii unui înveliș cuantic al electronilor. Atomii mai mari au mai multe învelișuri de electroni, astfel încât tabelele ulterioare au necesitat perioade progresiv mai lungi.
În 1945, Glenn Seaborg, un om de știință american, a sugerat că elementele actinide, ca și lantanidele, au umplut un substrat f. Înainte de această perioadă, actinidele se credeau că formează un al patrulea rând din blocul d. Colegii lui Seaborg l-au sfătuit să nu publice o sugestie radicală, care ar putea să-i ruineze cariera. Întrucât Seaborg a considerat că nu a avut până atunci o carieră specială, a publicat-o oricum. Sugestia lui Seaborg s-a dovedit a fi corectă și, ulterior, a câștigat Premiul Nobel pentru Chimie din 1951 pentru lucrarea sa de sinteză a elementelor actinide.
(Această formă de tabel periodic este mai congruentă cu ordinea în care coaja de electroni este umplută în mod ideal conform regulii Madelung, după cum se arată în secvența de însoțire din marginea din stânga (citiți de sus în jos, de la stânga la dreapta). În realitate, umplerea învelișurilor electronice se caracterizează printr-o serie de nereguli. )
Tabele cu structuri diferite
Diferitele forme ale tabelelor periodice pot fi considerate ca fiind situate pe un continuum chimie-fizică. Spre sfârșitul chimiei continuumului se găsește, ca exemplu, tabelul periodic „neobișnuit” anorganic al lui Rayner-Canham, care subliniază tendințele și modelele, și relațiile și proprietățile chimice neobișnuite. Aproape de sfârșitul fizicii continuumului este tabelul periodic al lui Janet (1928). Acesta are o structură care arată o legătură mai strânsă cu ordinea umplerii învelișurilor de electroni și, prin asociere, cu mecanica cuantică.
ADOMAH (2006)
(Tabelul periodic ADOMAH se bazează pe numerele cuantice ale electronului)
O versiune modernă a tabelului periodic este construită de Valery Tsimmerman, numită tabelul periodic ADOMAH (2006). Structura sa se bazează pe cele patru numere cuantice ale configurației electronilor, deci are o bază tridimensională.
Modelul tridimensional al fizicianului Timothy Stowe
Tabelul periodic al fizicianului lui Timothy Stowe este tridimensional, cu cele trei axe reprezentând numărul cuantic principal, numărul cuantal orbital și numărul cuantic magnetic al orbitalului. Heliul este din nou elementul grupei 2.
Lasă un răspuns