→ ORBITALE ATOMOWE WODORU

W toku rozwiązywania rów. Szredingera okazuje się, że każdej kombinacji liczb n, l, m odpowiada jedna „porządna” funkcja falowa spełniająca to równanie. Taką f-cję oznaczamy:

Y(n,l,m) i nazywamy orbitalem. Liczbę możliwych orbitali odpowiadających poszczególnym liczbom n można obliczyć przez utworzenie różnych możliwych kombinacji liczb kwantowych. Liczba tych kombinacji jest ograniczona.

ATOMY WIELOELEKTRONOWE

Kwantowo- mechaniczny opis atomu wieloelektronowego polega na określeniu stanów poszczególnych elektronów. Każdy z elektronów znajduje się w innym stanie energetycznym tj. charakteryzowany jest

liczbami kwantowymi: n, l, m, s, ms. Poszczególne elektrony zajmują kolejne stany kwantowe o coraz wyższej energii. O ile w atomie H energia atomu zależała od l, k, m, to o poziomie energii decyduje n i l.

Każdemu zespołowi liczb n i l czyli każdej podpowłoce odpowiada inna wartość energii, przy czym wartość ta maleje w miarę zwiększania się ilości elektronów.

→ZAKAZ PAULIEGO

W danym atomie nie mogą istnieć elektrony opisane tymi samymi wartościami wszystkich liczb kwantowych. Poszczególne elementy muszą się różnić przynajmniej jedną wartością liczby kwantowej.

→REGUŁA HUNDA

W danej powłoce powinna być możliwie największa ilość niesparowanych elektronów. Niesparowane elektrony zajmujące poziomy danej powłoki mają identyczną orientację spin. Pary elektronowe tworzą się dopiero po zajęciu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez niesparowane elektrony.

Anomalia → od Na do Ar. Nowo przybywające elektrony zajmują podpowłokę 4s mimo, że na trzeciej powłoce pozostała jeszcze niezapełniona elektronami podpowłoka 3d. O takim zapełnieniu zadecydowały względy energetyczne. Wartość energii elektronów w podpowłoce 3d jest większa od wartości energii na podpowłoce 4s.

Zgodnie z tym elektron zaczyna obsadzać 4s.

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

→PIERWIASTKAMI GRUP PRZEJŚCIOWYCH nazywamy te pierwiastki grup pobocznych układu okresowego, których atomy (lub jony) mają niecałkowicie zapełnioną podpowłokę typu „d”.

Gdy pierwiastki przejściowe różnią się między sobą liczbą elektronów na orbitalach „d” mówimy, że są to pierwiastki zewnątrzprzejściowe

a kiedy różnią się liczbą elektronów na orbitalach „f” mówimy, że są to pierwiastki wewnątrzprzejściowe (aktynowce, lantanowce).

Przeważająca część pierwiastków zewnątrzprzejściowych zawiera 2 elektrony na najbardziej zewnętrznej powłoce atomu. W związku z tym prawie wszystkie występują w postaci bardziej lub mniej trwałych jonów dwudodatnich, a pierwiastki zawierające po jednym elektronie na zewnętrznej powłoce jak Cu, Ag, Au występują w postaci jonów jednododatnich. Ulegając jonizacji atomy pierwiastków grup przejściowych mogą oddawać elektrony orbitalu „d”.

Pierwiastki przejściowe, których pierwszą dziesiątkę spotykamy w czwartym okresie odróżniają się tym od grup głównych, że w reakcjach chemicznych angażują nie tylko elektrony zewnętrznej powłoki, ale także elektrony wewnętrznej podpowłoki „3d”.

Biorąc pod uwagę konfigurację elektronów w atomach, wszystkie pierwiastki możemy podzielić na 4 bloki:

- blok pierwiastków „s”

- blok pierwiastków „p'

- blok pierwiastków „d'

- blok pierwiastków „f”

Do bloku „s' należą wodór i hel oraz pierwiastki I i II grupy głównej

układu okresowego. Atomy tych pierwiastków mają na zewnętrznej powłoce 1 lub 2 (II gr.) elektrony na orbitalu „ s”

Do bloku „p' zaliczamy pierwiastki pozostałych grup głównych Ukł. Okr. Oraz grupy zerowej. Atomy tych pierwiastków mają na ostatniej najbardziej oddalonej od jądra powłoce od 1do 6 elektronów „p”.

Do bloku „d” zalicza się pierwiastki grup pobocznych nazywanych również przejściowymi. W pierwiastkach przejściowych uzupełniane są elektronami przy przechodzeniu do wyższych liczb atomowych orbitale „d” z przedostatniej powłoki elektronowej.

Do bloku „f” zalicza się pierwiastki, których atomy przy przechodzeniu do wyższych liczb atomowych uzupełniają orbitale w trzeciej od zewnątrz powłoce elektronowej.

→WIĄZANIA CHEMICZNE (TEORIA LEWISA-KOSSELA )

Aby związek był trwały musi być uboższy energetycznie niż wchodzące w jego skład atomy. Tą trwałość energetyczną związki osiągają przez utworzenie się odpowiednich wiązań między łączącymi się atomami. Wiązania chemiczne mogą powstawać w wyniku oddawania, przyjmowania lub uwspólniania elektronów walencyjnych

reagujących ze sobą atomów. Rozróżniamy następujące typy wiązań:

- wiązania jonowe

- wiązania kowalencyjne

- wiązania kowalencyjne polarne

- wiązania metaliczne

- wiązania koordynacyjne

- wiązania wodorowe

→WIĄZANIA JONOWE [HETEROPOLARNE]

Powstają podczas reakcji między atomami skrajnie różniących się elektroujemnością pierwiastków. Atom pierwiastka mniej elektroujemnego oddaje, a bardziej elektroujemnego przyłącza elektrony.

→ELEKTROUJEMNOŚĆ

Jest wielkością charakteryzującą tendencję atomu znajdującego się w cząsteczce do przyciągania ku sobie elektronów. Skala elektroujemności wprowadzona przez Paulinga została dobrana w taki sposób, że różnica elektroujemności dwóch pierwiastków daje orientacyjne wartości momentu dipolowego wyrażone w D [Debajach].

→ELEKTRODODATNIOŚĆ - jest cechą metali

→POWINOWACTWO ELEKTRONOWE

Jest to ilość energii jaka jest wydzielona podczas przyłączenia elektronu do obojętnego atomu

→ENERGIA JONIZACJI

Jest to ilość energii jaką trzeba dostarczyć, aby oderwać elektron od obojętnego atomu. Atomy o dużym powinowactwie i wysokiej energii jonizacji są atomami łatwo przyłączającymi i trudno oddającymi elektrony, a więc o dużej elektroujemności.

Elektroujemne pierwiastki o największej elektroujemności to:

F[4,0], O[3,5], N[3,0], Cl[3,o], Br[2,8]

Pierwiastki o największej elektrododatności to:

Fr[0,7], Cs[0,7], Rb[0,2], K[0,8], Ba[0,9]

→WIĄZANIE JONOWE

Związki zawierające wiązania jonowe składają się z dodatnich i ujemnych jonów rozmieszczonych na przemian w krysztale. Takie substancje z wiązaniem jonowym odznaczają się stosunkowo wysokimi temperaturami topnienia i wrzenia, a w stanie stopionym przewodzą prąd elektryczny, łatwo rozpuszczają się w wodzie i innych rozpuszczalnikach polarnych. Cząsteczki dzięki temu wiązaniu stają się trwałe.

→WIĄZANIE KOWALENCYJNE [ATOMOWE]

Powstają kiedy łączą się ze sobą atomy o tych samych wartościach elektroujemności np. O2, Cl2, N2, S8, P4, H2

H - H→ powstaje wiązanie [kreska oznacza parę elektronową]

→WIĄZANIA KOWALENCYJNE POLARNE

Wiązania pośrednie pomiędzy wiązaniem jonowym i kowalencyjnym. Powstaje wówczas, gdy łączą się atomy pierwiastków, które różnią się elektroujemnością, ale nie tak znacznie jak w przypadku wiązania jonowego. Jeżeli różnica elektroujemności wynosi 0 lub około 0, powstaje wiązanie atomowe. Jeżeli ta różnica elektroujemności jest ≥ 1,7 , to powstaje wiązanie jonowe. Jeżeli różnica < 1,7 to powstaje wiązanie kowalencyjne polarne. Cechą char. Tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku pierwiastka bardziej elektroujemnego.

---