Orbital atomowy jest to fragment przestrzeni o największym prawdopodobieństwie przebywania elektronu. Przestrzeń ta definiowana jest przez 5 liczb kwantowych

Maksymalną liczbę elektorów w danej powłoce obliczamy ze wzoru 2n². N – wartość głównej liczby kwantowej. Np.; Dla n równego 1 mogą znajdować się maksymalnie 2 elektrony

Graficzny zapis orbitalu.

Obrazem graficznym orbitalu jest fragment przestrzeni, w której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest duże. Każdy orbital ma inny kształt i orientację przestrzenna, a zajmujący go elektron charakteryzuje się inną energią. Orbitale typu s mają kształt kuli.

Pozostałe orbitale wykazują orientację przestrzenną, co znaczy, że niektóre kierunki w przestrzeni charakteryzują się wyższym prawdopodobieństwem spotkania elektronu. Np.; kształt orbitali p przypomina sferyczne ósemki na poszczególne osie współrzędnych. Orbital p jest trójkątnie zdegenerowany, ze wzglądu na równocenność energetyczna orbitali p.

Konfiguracja elektronowe pierwiastków.

Wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka wzrasta liczba elektronów. Zajmują one kolejne orbitale zaczynając od najniższych poziomów energetycznych. Kolejność zajmowania poszczególnych poziomów jest następująca: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.

Zasada Pauliego: w danym atomie dwa elektrony nie mogą znajdować się w stanach opisywanych takimi samymi wartościami wszystkich czterech liczb kwantowych – każdy elektron w atomie musi różnic się od pozostałych wartością, co najmniej jednej liczby kwantowej Jeden orbital może opisać stan dwóch elektronów.

Reguła Hunda: liczba niesparowanych elektronów, (czyli niepołączonych w pary) w danej powłoce powinna być możliwie największa; niesparowane elektrony mają jednakowy spin.

Pary elektronów tworzą się po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez elektrony niesparowane.

Rdzeń atomowy i elektrony uczestniczące w tworzeniu wiązań chemicznych:

Są to elektrony najwyższego poziomu energetycznego, które w znacznej mierze określają właściwości chemiczne pierwiastków. Elektrony tego poziomu noszą nazwę elektronów walencyjnych..

Elektrony walencyjne, to elektrony znajdujące sie na powłoce o największej wartości n.

Dublet i oktet elektronowy.

Najbardziej biernymi pierwiastkami chemicznymi są helowce. Ich atomy różnią się od atomów pozostałych pierwiastków całkowicie zapełnionymi powłokami elektronowymi:

hel                               1s²

neon                            [He] 2s²p⁶

argon                           [Ne] 3s²p⁶

krypton                        [Ar] 3d¹⁰ 4s²p⁶

ksenon                        [Kr] 4d¹⁰ 5s²p⁶

radon                           [Xe] 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6s²p⁶

W przypadku pierwszego z helowców całkowicie zapełniona pierwsza powłoka elektronowa jest konfiguracją dubletową, w przypadku następnych oktetową. Konfigurację powłoki walencyjnej można zapisać w postaci:

 

Ta właśnie konfiguracja nadaje tej grupie pierwiastków bierność chemiczną. Inne pierwiastki nie posiadają konfiguracji dubletowej lub oktetowej. Dużo łatwiej łączą się z innymi pierwiastkami w związki chemiczne, które stają się strukturami bardziej stabilnymi. Obserwacja ta stała się podstawą elektronowej teorii wiązań opracowanej, przez G. Lewisa i W. Kossela. Powstanie mechaniki kwantowej spowodowało utworzenie nowszej teorii orbitali molekularnych, ale zaletą elektronowej teorii wiązań jest jej przystępność

Budowa współczesnego układu okresowego.

Okres (poziome) jest ich siedem. Każdy okres zawiera ściśle określoną liczbę pierwiastków:

Pierwiastki należące do określonego okresu mają jednakową liczbę powłok elektronowych, zgodną z numerem okresu. Właściwości pierwiastków zmieniają się w okresie stopniowo i powtarzają w następnym okresie.

Pierwiastki należące do określonej grupy mają jednakową liczbę elektronów walencyjnych. Elektrony walencyjne uczestniczą w reakcjach chemiczny miedzy atomami i one decydują głownie o właściwościach chemicznych pierwiastka

Układ dzieli się na siedem poziomych okresów, każdy okres zawiera ściśle określoną liczbę pierwiastków, a mianowicie:

okres I - 2 (H, He)

okres II - 8 (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne)

okres III - 8 (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar)

okres IV - 18 pierwiastków

okres V - 18 pierwiastków

okres VI -32 pierwiastki

i ostatni, okres VII, niepełny.

Właściwości pierwiastków zmieniają się w okresie stopniowo i powtarzają w okresie następnym. Było to podstawą do podziału tablicy na osiemnaście grup pionowych.

Wszystkie grupy mają swoją nazwę. I tak pierwiastki grupy

1 nazywane są litowcami

2 - berylowcami

13 - borowce

14 - węglowce

15 - azotowce

16 - tlenowce

17 - fluorowce

18 - helowce (gazy szlachetne)

Pierwiastki w grupie 1, 2i od 13 do 18 to grupy główne, a od 3-12 to grupy poboczne. Współczesny układ okresowy wyróżnia cztery bloki pierwiastków, w których walencyjne w atomach opisywane są analogicznie typami orbitali.

Blok s:

należą do niego pierwiastki grup 1 i 2 oraz wodór i hel

elektrony walencyjne w atomach tych pierwiastków opisywane są orbitalami ns

Blok p:

należą do niego pierwiastki grup 13–18

elektrony walencyjne w atomach tych pierwiastków opisywane są orbitalami ns i np

Blok d:

należą do niego pierwiastki grup 3–12

elektrony walencyjne w atomach tych pierwiastków opisywane są orbitalami ns i (n–1) d

Blok f:

należą do niego lantanowce i aktynowce

elektrony walencyjne w atomach tych pierwiastków opisywane są orbitalami ns i (n–2)f, a czasem także(n–1)d

Prawo okresowości mówi, że własności pierwiastków nie są przypadkowe, lecz zależą od budowy atomu pierwiastka i zmieniają się w sposób ciągły (regularnie) i równocześnie powtarzalny (okresowo) ze wzrostem liczby porządkowej, widocznej obok symbolu pierwiastka (patrz wyżej).

W grupie Aktywność metali rośnie ze wzrostem liczby atomowej Z, w okresie aktywność maleje ze wzrostem liczby atomowej Z. W grupie aktywność niemetali maleje ze wzrostem liczby atomowej Z, a w okresie aktywność rożnie ze wzrostem liczby atomowej Z.

Rozmiary atomów i jonów

Wielkość atomu lub jonu określa promień najbardziej zewnętrznej powłoki elektronowej.

W obrębie okręgu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym okresie od strony lewej do prawej. Wiąże się to ze wzrostem liczby protonów w jądrze tzn. z silniejszym przyciąganiem elektronów przez protonów w jądrze ….

Promień jonowy(kationu lub anionu)

Promień anionu jest większy od promienia wyjściowego atomu, ponieważ odpychanie miedzy dodatkowymi elektronami powoduje zwiększenie chmury elektronowej. ….

Energia jonizacji (potencjał jonizacji)

Energia jonizacji (potencjał jonizacji) I to energia niezbędna do oderwania elektronu. Najłatwiej oderwać pierwszy elektron od atomu –pierwsza energia jonizacji (E1) ….