ATOM - wstęp

W chemii atom najczęściej interesuje nas jako część składowa cząsteczki, jako że ta jest podstawowym elementem materii i jej przemian chemicznych. Nie sposób jednak pojąć zachowania cząsteczki w procesach chemicznych bez dokładnego rozumienia roli atomu, jego budowy i właściwości.  Stąd poznanie budowy i związanych z tym właściwości atomu stanowi klucz do zrozumienia chemicznych właściwości materii - a więc i podstawę zrozumienia zawiłości chemii.

W rozdziale traktującym o atomie krótko omówimy te aspekty jego budowy, które interesują chemika ze względu na ich znaczenie dla właściwości badanej materii. Oczywiście głównie chodzić nam będzie o właściwości chemiczne, choć i fizyczne (szczególnie te z zakresu tzw. chemii fizycznej) nie będą nam całkiem obojętne. Zajmiemy się jedynie wybranymi właściwościami atomu, fizykom zostawiając przyjemność poznawania wszelkich tajemnic jego szczegółowej budowy i zachowań. Ponieważ jednak nawet powierzchowny opis budowy i cech chemicznych atomu wymaga pewnej wiedzy z zakresu mechaniki kwantowej, a ta nie może obejść się bez elementów zaawansowanej matematyki, musimy w naszych rozważaniach zastosować wiele uproszczeń i skrótów.

 Jądro

Jądro atomowe zajmując bardzo niewielką część objętości całego atomu skupia w sobie praktycznie całą masę atomu. W dużym przybliżeniu zbudowane jest z dwóch typów elementów - protonów i neutronów.  Elementy te czasem określamy wspólną nazwą nukleony. Mają one identyczną [±²] masę i różnią się ładunkiem elektrycznym. Protony są naładowane dodatnim ładunkiem elementarnym, neutrony są pozbawione ładunku. W czasie przemian jądrowych protony są źródłem promieniowania ^ (przechodzą wówczas w neutron) a neutrony emitują promieniowanie ^ przechodząc w proton. Sumaryczną ilość protonów i neutronów w jądrze określamy liczbą masową, którą zapisujemy jako indeks górny przed symbolem pierwiastka np. ²⁹Si - krzem 29. Masa nukleonu [±²] wynosi 1 dalton. 

Liczba protonów w jądrze jednoznacznie określa pierwiastek - w więc właściwości chemiczne i większość fizycznych. Liczbę protonów w jądrze określa liczba atomowa, którą zapisujemy jako indeks dolny przed symbolem pierwiastka, np. ₈O.

Pełny symbol danego izotopu pierwiastka składa się więc z literowego symbolu z dwoma indeksami - dolny mówi precyzyjnie o jaki pierwiastek chodzi, a górny określa równie precyzyjnie izotop tego pierwiastka.

Poniżej zamieszczamy kilka przykładów zapisu symbolicznego. 

Dla wodoru i jego trzech izotopów stosuje się czasami zapis podwójny - izotopy o liczbie masowej 2 i 3 noszą odrębne nazwy - deuter i tryt - i posiadają własne symbole literowe D i T. 

Czasem (np. opisując przemiany jądrowe) w celu uogólnienia nie wpisujemy konkretnego symbolu pierwiastka, tylko dowolną literę (np. X lub A) i wówczas precyzyjnej identyfikacji pierwiastka służą liczby: masowa i atomowa.

W praktyce najczęściej sam symbol literowy jest wystarczający dla określenia pierwiastka i jego izotopu. Mówiąc czy pisząc o węglu i używając tylko literowego symbolu C, jest dla wszystkich "oczywiste", że mamy na myśli izotop węgla najszerzej rozpowszechniony (99%), czyli węgiel C-12. Pełny zapis (pierwszy symbol poniżej) pojawia się nader rzadko - tylko wtedy, gdy chcemy uniknąć możliwej pomyłki. Także symbole pozostałych izotopów węgla zapisujemy nie podając liczby atomowej - wystarczy symbol literowy, natomiast zamieszczamy liczbę masową, aby wskazać precyzyjnie, o który izotop chodzi (dwa następne symbole poniżej)

 

Większość pierwiastków w naturalnym rozpowszechnieniu występuje głównie w postaci jednego izotopu i wtedy stosowanie wyłącznie symboli literowych nie prowadzi do większych niejasności. Są jednak pierwiastki, których dwa lub więcej izotopów rozpowszechnionych jest w ilościach porównywalnych i wówczas mówiąc o konkretnym atomie koniecznie musimy wskazać, którego izotopu atom mamy na myśli. Dotyczy to np. bardzo powszechnego pierwiastka jakim jest chlor. W naturze występuje on jako mieszanina głównie dwóch izotopów o wzajemnym stosunku ilościowym około 2:1.

Oczywiście zapisując reakcję chemiczną z udziałem atomów chloru nie rozpisujemy jej na udziały poszczególnych izotopów - chemiczne właściwości poszczególnych izotopów są w zasadzie identyczne lub co najmniej bardzo zbliżone (najbardziej różnią się wodór i deuter). Fakt występowania izotopów ma tu wpływ na masę molową (atomową) pierwiastka. Gdyby chlor w przyrodzie występował tylko jako izotop ³⁵Cl, masa atomowa, służąca nam do obliczania jakiej ilości (masy) należy użyć w danej reakcji, wynosiła by dla tego pierwiastka 35. Gdyby występował wyłącznie jako izotop ³⁷Cl, za masę atomową bralibyśmy liczbę 37. Ponieważ w przyrodzie występują oba izotopy w porównywalnych ilościach, to w celu uwzględnienia tego faktu bierzemy do obliczeń chemicznych masę atomową chloru równą 35,5. W tym momencie widać wyraźnie różnice pomiędzy liczbą masową (ilością nukleonów w jądrze atomowym, masą konkretnego atomu) a masą atomową, która oznacza średnią masę wszystkich naturalnych izotopów danego pierwiastka (średnią ważoną).

Pierwiastek

Pierwiastkiem nazywamy zbiór wszystkich atomów o takiej samej liczbie atomowej, czyli zawierających w jądrze taką samą liczbę protonów. W skład pierwiastka mogą wchodzić atomy o różnej liczbie masowej, tzn. zawierające różną ilość neutronów. Te podzbiory o różnej liczbie masowej i takiej samej liczbie atomowej nazywamy izotopami ( od iso - taki sam i topus miejsce - położone na tym samym miejscu w układzie okresowym pierwiastków). W przyrodzie występują izotopy naturalne (np. węgiel izotop o liczbie masowej 12 - ¹²C i węgiel izotop o liczbie masowej 13 -  ¹³C), niektóre z nich mogą być promieniotwórcze, tzn. samoistnie podlegające przemianom jądrowym w wyniku których powstaje promieniowanie jonizujące. Istnieją również izotopy stworzone sztucznie przez człowieka. Pamiętajmy - niektóre izotopy są promieniotwórcze, ale izotop nie jest synonimem  promieniotwórczości. Tak więc:

• pierwiastek - zbiór wszystkich atomów o tej samej liczbie atomowej (np. węgiel ₆C)

• nuklid  - zbiór atomów o identycznych jądrach, zbiór atomów tego samego izotopu danego pierwiastka (np. węgiel ¹²C)

• izotopy - atomy tego samego pierwiastka różniące się liczbą masową (a więc ilością neutronów w jądrze, np.¹²C; ¹³C i ¹⁴C; ten ostatni jest promieniotwórczy)

 Niektóre pierwiastki występują w różnych postaciach, tzw. odmianach alotropowych, różniących się między sobą właściwościami fizycznymi i niektórymi parametrami chemicznymi. Do alotropowych odmian węgla należą m.in.:

diament - forma krystaliczna o hybrydyzacji sp³ (tetraedrycznej), najtwardszy minerał, nie przewodzi prądu elektrycznego (dokładniej: wykazuje właściwości półprzewodników);

grafit - forma o hybrydyzacji sp² (heksagonalny); tworzy płaszczyzny skondensowanych pierścieni aromatycznych, dość słabo powiązanych między sobą, miękki, przewodzi dobrze prąd elektryczny ("szczotki" węglowe w rotorach silników elektrycznych) ze względu na sekstety elektronów w układzie heksagonalnym atomów węgla (elektrony orbitali p)

Liczby kwantowe

Atom w swoim stanie podstawowym (elektrycznie obojętnym, niejonowym) zawiera oprócz jądra o ładunku +A odpowiednią ilość elektronów poruszających się wokół niego, równą wartości A. Te A elektronów, ze względu na różne siły na nie działające, tak co do wartości jak i kierunku, umiejscowione są w szczególny sposób. (patrz orbital)

Każda przestrzennie opisana pozycja elektronu wiąże się z inną energią, możemy więc powiedzieć (pamiętając, że wszystko co mówimy o zjawiskach na poziomie atomowym i subatomowym to tylko przybliżenia), że liczby kwantowe opisujące budowę elektronowej części atomu są parametrami energetycznymi elektronów. Wyróżniamy cztery  liczby kwantowe:

• główną liczbą kwantową n (1...7), mówiącą o głównym poziomie energetycznym, na którym znajduje się elektron (określa powłokę, czasem oznaczaną literami:  K ...Q).

• poboczną liczbę kwantową l (maksymalna wartość  l = n-1;  zakres 0 ... n-1), opisującą kształt orbitalu (kulisty s dla l = 0; "ósemka" p dla l = 1, ...) i określającą podpoziom energetyczny.

• magnetyczną liczbę kwantową m, określającą ilość i wzajemne położenie orbitali danej podpowłoki. Przyjmuje wartości od -l do l, łącznie z zerem, a więc ilość orbitali w danej podpowłoce określa wzór  2·l+1 (s-1, p-3, d-5, f-7). 

• spinową liczbę kwantową (krótko - spin), przyjmującą tylko jedną z dwóch wartości +1/2 i -1/2, określając jednoznacznie dwa przeciwne kierunki wirowania elektronu i związane z tym kierunki wektora powstałego pola magnetycznego elektronu.

Reguła Hunda

Obsadzanie nowego typu orbitali dokonuje się dopiero po obsadzeniu wszystkich orbitali niższego typu:
np. w kolejności - (s¹ - s²) później (p_x)¹ - (p_y)¹ - (p_z)¹ (wszystkie p równoległe, tzn. o takich samych spinach) a dopiero później (p_x)² - (p_y)² - (p_z)². Niżej podano przykładową kolejność wypełniania orbitali, zgodnie z tą regułą (schemat należy czytać poziomo, od lewej do prawej).

 

 

Orbitale [±²]

Analizując bardziej wnikliwie budowę atomu, w pewnym momencie zaczną nas zastanawiać relacje pomiędzy jego składowymi. Z jednej strony dodatnie jądro, w którym skupiona jest nie tylko prawie cała masa atomu, ale jednocześnie cały jego ładunek dodatni - rozłożony na poszczególnych protonach. Taka konstrukcja zdaje się być bardzo niestabilna - jednoimienne (dodatnie) ładunki odpychają się nawzajem, tym silniej im bliżej siebie są położone, a w jądrze położone są bardzo blisko. Z drugiej strony otaczające jądro elektrony - także zbiór jednoimiennych (ujemnych) ładunków - dążyć powinien do rozproszenia w całym kosmosie. Jeżeli jednak, mimo istnienia tych destrukcyjnych sił, atom stanowi jedną z bardziej trwałych konstrukcji materii oznaczać to musi, że nie wzięliśmy pod uwagę jeszcze jakichś innych sił, mających wpływ na tę trwałość.

O pierwszej z nich przypominamy sobie szybko - dodatnie jądro i ujemne elektrony przyciągają się, czym niwelują zapewne część sił destrukcyjnych. W obrębie jądra działają nie tylko siły odpychania protonów, ale także silne siły grawitacyjne (przyciągania się mas). Ponadto elementy składowe jądra wirują wokół własnych osi (tzw. spin), co w przypadku dodatnio naładowanych protonów powoduje powstanie lokalnego pola magnetycznego. Te lokalne pola magnetyczne można przyjąć za dodatkowy czynnik stabilizujący budowę jądra (pamiętamy wszak, że biegun N pola przyciąga biegun S, choć z drugiej strony nieco niepokoić musi nas fakt, że jednoimienne bieguny się odpychają).

Także elektrony wykazują ruch wirowy dookoła swoich osi, a że również są obdarzone ładunkiem powstaje na skutek tego wirowania lokalne pole magnetyczne, które w zależności od kierunku wirowania położonych blisko siebie elektronów może dawać efekt odpychania lub przyciągania. Należy także uzmysłowić sobie, że jeżeli jakiś elektron (nawet przez przypadek) znajdzie się między jądrem a innym elektronem, wtedy zarówno siły odpychania jednoimiennego elektrycznie elektronu i różnoimiennego jądra będą go "popychać" w kierunku jądra, co mogłoby doprowadzić do zobojętnienia jednego protonu w jądrze i zaniku jednego elektronu wokół jądra. Na całe szczęście w porę przypominamy sobie, że siły pól magnetycznych powstałych na skutek ruchu wirowego mogą temu zapobiec.

Tak więc nie wchodząc zbyt głęboko w skomplikowana materię wszelkich sił działających w obrębie jądra i wzajemnych relacji między nimi wystarczyć nam musi, że skomplikowana gra sił grawitacji (masa), elektrycznych (ładunek) i magnetycznych (spin) powoduje, że w pewnych obszarach wokół jądra atomowego siły te dla konkretnego elektronu praktycznie się znoszą. Jeżeli elektron przez przypadek znalazł się poza tym obszarem, działa zawsze na niego jakaś siła wypadkowa, kierująca go w konsekwencji właśnie do tego obszaru o najniższej energii. Obszary te układają się w pewnych konkretnie określonych odległościach od jądra (powłoki elektronowe opisane główną liczbą kwantową), a w obrębie tych powłok tworzą mniejsze obszary o różnym kształcie i energii (orbitale opisane poboczną liczbą kwantową) oraz ukierunkowaniu w przestrzeni (opisane magnetyczna liczbą kwantową). Tak więc "adres" konkretnego elektronu w atomie musi składać się z podania numeru powłoki (główna liczba kwantowa, w starszych podręcznikach stosowano też oznaczenia literowe K,L,M,N..), typu orbitalu (poboczna liczba kwantowa l - poszczególnym jej wartościom przypisujemy oznaczenia literowe typów orbitali: s, p, d, f...) i jego usytuowania w przestrzeni (np. p_x, p_y, p_z) - magnetyczna liczba kwantowa. 

(L. Sobczyk, A. Kisza; Chemia fizyczna dla przyrodników, PWN W-wa 1975)

Ponieważ zgodnie z prawem, noszącym nazwę zakazu Pauliego, w atomie nie może być dwóch identycznych pod względem opisujących ich liczb kwantowych (identycznym "adresie") elektronów, wynika z tego następna reguła:
na tym samym orbitalu (identyczne trzy pierwsze liczby kwantowe) mogą przebywać elektrony różniące się czwartą liczbą czyli spinem (kierunkiem wirowania, a tym samym i ułożeniem względem siebie biegunów N i S w taki sposób, że pole magnetyczne swoim przyciąganiem niweluje siły odpychania blisko położonych jednoimiennych elektronów). 

 Hybrydyzacja [±²]

Nie wchodząc na razie w szczegóły, ogólnie można stwierdzić, że wiązanie się dwóch atomów w cząsteczkę (bądź element cząsteczki) polega na takim zbliżeniu się tych atomów do siebie, że przestrzeń pewnego orbitalu z atomu pierwszego pokrywa się w dużej części z przestrzenią orbitalu atomu drugiego. Istnieje więc przestrzeń wspólna, w której może przebywać elektron pochodzący z atomu pierwszego i jednocześnie elektron pochodzący z atomu drugiego. Elektrony te musi różnić, zgodnie z zakazem Pauliego, spin, czyli kierunek wirowania i wytworzone tym sposobem lokalne pole magnetyczne (zwrot jego wektora). Przeciwne spiny powodują powstanie sił przyciągania magnetycznego między tymi elektronami. 

Jeżeli teraz przeanalizujemy najpopularniejszy przykład: budowę metanu CH₄, to zauważymy, że cztery elektrony walencyjne atomu  węgla rozmieszczone są na trzech orbitalach typu p (p_x, p_y i p_z) różniących się liczbą magnetyczną - ale charakteryzujące się taką samą energią, oraz na jednym orbitalu typu s o innej energii. Zatem trzy wiązania w metanie powinny być identyczne (orbital s wodoru i orbital p węgla) i różne od czwartego wiązania (s wodoru i s węgla). Tymczasem wszelkie doświadczenia dowodzą, że wszystkie cztery wiązania w metanie są identyczne. Logiczne wytłumaczenie jest tylko jedno - trzy orbitale p i orbital s atomu węgla, w trakcie reakcji prowadzącej do powstania metanu, tworzą cztery jednakowe, "uśrednione" energetycznie orbitale, a proces ten nazwano hybrydyzacją. Hybrydyzacji mogą ulegać albo wszystkie trzy orbitale typu p i orbital typu s - i wówczas mówimy o hybrydyzacji sp³, hybrydyzacja może obejmować także tylko dwa orbitale p i orbital s (sp²) lub "uśredniają" się tylko orbital s i jeden p (hybrydyzacja sp). Poza hybrydyzacją sp³, w pozostałych przypadkach atom węgla tworzy wiązania o różnym charakterze i energii: inną energię mają wiązania, w których bierze udział orbital hybrydyzowany a inną te, w których wiązanie tworzy pozostały orbital p.

Hybrydyzacja powoduje nie tylko zmianę (uśrednienie) energii nowych orbitali w stosunku do wyjściowych, ale także zmianę ich kształtu i rozmieszczenia w przestrzeni. Nowe orbitale układają się w przestrzeni w sposób najbardziej symetryczny, uwzględniając ich kształt i energię:

 

sp³ - zielone za płaszczyznę, białe przed, fioletowy (i niebieski atom węgla) w płaszczyźnie rysunku

sp^2 - niebieskie za płaszczyznę, czerwone przed, jasnoniebieskie atomy węgla w płaszczyźnie rysunku.  Orbitale p (wiązanie ) w płaszczyźnie rysunku. Cząsteczka płaska	sp -  jasnoniebieskie atomy węgla w jednej linii z podstawnikami (zielony i czerwony)  Orbitale p (dwa wiązania ) w płaszczyznach do siebie prostopadłych, przecinających się wzdłuż osi cząsteczki. Cząsteczka liniowa

	3,6-dichloro-2,6-difluoro-heks-2-en-4-yn
		Pochodna heksanu, wszystkie atomy, poza podstawnikami skrajnych atomów węgla, w jednej płaszczyźnie. Efekt wystąpienia wiązań wielokrotnych (2-3 podwójne; 4-5 potrójne).
		1,4-dichloro-1,5-difluoroheksan
		Pochodna heksanu, tylko atomy węgla leżą w jednej płaszczyźnie (tworząc "zygzakowaty" łańcuch), pozostałe atomy  poza płaszczyzną łańcucha.

ATOM - elektroujemność

Elektroujemność jest jednym z istotniejszych parametrów opisujących właściwości pierwiastków i ma duży wpływ tak  na chemiczne, jak i fizyczne właściwości związków. Elektroujemność najłatwiej wytłumaczyć na prostym układzie dwóch atomów połączonych wiązaniem chemicznym. Wspólna para elektronów tworzących wiązanie może, statystycznie rzecz ujmując, znajdować się w środku między dwoma atomami, należąc jednocześnie do obydwu atomów (wiązanie atomowe) lub  w całości należeć do jednego tylko atomu, który przyjmuje wówczas ładunek ujemny i z drugim atomem (który oczywiście przyjmuje wówczas ładunek dodatni) łączy go wyłącznie siła przyciągania elektrostatycznego (wiązanie jonowe). Prócz tych dwóch skrajnych położeń wspólnej pary elektronowej, w rzeczywistości występuje całe spektrum wiązań, w których wspólna para elektronów zajmuje pozycję pośrednią między wiązaniem atomowym a jonowym. To przesunięcie elektronów wiążących jest wynikiem różnicy w sile przyciągania elektronów przez poszczególne atomy, a siłę tę nazywamy elektroujemnością. Elektroujemność jest to zatem pewna tendencja atomu pierwiastka do przyciągania ("zawłaszczania") elektronów walencyjnych innych atomów. Na wielkość elektroujemności główny wpływ mają dwa czynniki: odległość powłoki walencyjnej od jądra atomowego oraz dążenie każdego atomu do stworzenia sytuacji, w której  ostatnia obsadzona elektronami powłoka będzie zawierać osiem elektronów. Zatem wyższą elektroujemnością będą charakteryzować się pierwiastki początkowych okresów (mały promień atomowy, silniejsze przyciąganie przez dodatnie jądro) i końcowych grup (duża ilość elektronów walencyjnych ułatwia osiągnięcie oktetu). Zgodnie z tą regułą najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor (drugi okres, siódma grupa).

Liczbowe wartości elektroujemności najczęściej opisujemy zgodnie ze skalą Paulinga, która fluorowi przypisuje wartość 4 (wartość umowna) a pozostałe pierwiastki uzyskują wartości będące podwielokrotnościami tej liczby, zgodnie z tym, jak procentowo można określić udział wiązania jonowego w wiązaniu z fluorem (lub innym pierwiastkiem o poznanej wcześniej elektroujemności). Dla wiązania jonowego przyjmujemy 100%, dla atomowego 0%, dla pośrednich udział wiązania jonowego obliczamy z wielkości przesunięcia "środka ciężkości" wiążącej wspólnej pary elektronów od geometrycznego środka między atomami. Skala Paulinga nie jest jedyną skalą określającą wielkość elektroujemności poszczególnych pierwiastków, stąd możemy się spotkać z wartościami nieco różniącymi się między sobą - jest to wynik przyjęcia nieco innej metodologii obliczania tych wartości. W tablicy układu okresowego dołączonego do naszej witryny podano wartości elektroujemności wg skali Allred Roch. Proszę zauważyć, że w tej skali dla fluoru mamy wartość 4,1. Te drobne różnice nie mają większego znaczenia praktycznego, tym bardziej, że w prognozowaniu i tłumaczeniu różnych właściwości związków mających swe źródło w elektroujemności pierwiastków je tworzących, ważna dla nas jest zazwyczaj różnica elektroujemności między atomami a nie jej absolutna  wartość.

Na podstawie tego, że w dużym uproszczeniu można przyjąć okres i grupę w układzie okresowym pierwiastków za główne wyznaczniki  wielkości elektroujemności, wysnuć należy warty zapamiętania wniosek, iż elektroujemność maleje "po przekątnej" układu okresowego. Najwyższa dla fluoru (4; prawy, górny róg) maleje do 0,9 dla fransu (lewy, dolny róg). Warto też zapamiętać wartości elektroujemności podstawowych pierwiastków chemii organicznej:  H-2,2;  C-2,5;  N-2,1;  O-3,5;  Cl-2,8  i  S-2,4. Znając te wartości łatwiej  zrozumieć np. dlaczego kwasowość (zdolność dysocjacji) grupy hydroksylowej rośnie od prawie obojętnego etanolu do kwasu octowego i trichlorooctowego:

Strzałki na rysunkach powyżej symbolizują przesunięcia ładunku elektronów wiązania ze środka między atomami w kierunku bardziej elektroujemnego atomu. Odpowiednio duże przesunięcie powoduje przejście wiązania atomowego, poprzez wiązanie spolaryzowane (etanol) do wiązania jonowego. Pojawienie się grupy karbonylowej C=O i jej silna polaryzacja w kierunku tlenu uniemożliwia przyciąganie przez tlen hydroksylowy ładunku z atomu węgla (przekreślona strzałka), wobec czego zwiększa on "elektronową kontrybucję" w stosunku do atomu wodoru, zwiększając w ten sposób polaryzację wiązania O—H i ułatwiając dysocjację z odłączeniem protonu H⁺. Obecność trzech dość silnie elektroujemnych atomów chloru w kwasie trichlorooctowym potęguje jeszcze proces przesunięcia elektronów wiązania tlenu z wodorem, czym dodatkowo ułatwia odszczepienie kwaśnego jonu wodorowego - a więc wzmacnia moc kwasu.

Warto zauważyć, że to samo wiązanie O—H  np. w układzie: Na—O—H, na skutek obecności mniej elektroujemnego atomu sodu  ulega słabej polaryzacji a wiązanie jonowe tworzy się w obrębie wiązania Na—O bowiem elektroujemny tlen łatwiej wygrywa konkurencje o wspólną parę z sodem niż wodorem (Na  - 1,1;  H - 2,2). Wodorotlenek sodu dysocjuje więc odłączając jon OH^-  a nie proton. Tak słaba elektroujemność metali powoduje, że czasem w ich przypadku mówimy (niezbyt poprawnie ale obrazowo) o elektrododatności, by podkreślić ich łatwość oddawania elektronu i przechodzenia w postać kationową.

Różnica elektroujemności między wodorem (2,2) a metalami (~1) jest przyczyną, że w związkach metali z wodorem (zwanych wodorkami np. NaH, KH) wodór ma wartościowość nie +1, jak we wszystkich innych swoich związkach, lecz -1, i w wodzie dysocjuje jako anion H^-, a jako energetycznie bardzo nietrwały momentalnie wchodzi w reakcje z protonem H⁺ (np. z autodysocjacji wody) dając gazowy wodór H₂ i grupę OH^-. 

ATOM - energia

Ponieważ wszystko co dzieje się na poziomie atomowym i cząsteczkowym jest dość zawiłe i trudne do wytłumaczenia osobom nie przygotowanym (tzn. takim, które nie ukończyły kilkuletniego kursu fizyki i mechaniki kwantowej - czyli zdecydowanej większości ludzkości), nasze wyjaśnienia dotyczące energii jądrowej i atomowej będą bardzo mocno uproszczone. Te uproszczenia idą tak daleko, że jestem zmuszony postawić tu swój znak ostrzegawczy [±²]. Mam jednak nadzieję, że dzięki tym, tak daleko idącym uproszczeniom, większa część czytelników zrozumie podstawy zagadnienia i nie da się więcej nabrać, np. na różne nieuczciwe straszenia elektrowniami atomowymi, jednocześnie zdając sobie sprawę z prawdziwego zagrożenia jakie nieść może radioaktywność, szczególnie jeśli wyrwie się spod kontroli. 

Mówiąc o energii na poziomie atomowym (a w przeważającej mierze także cząsteczkowym) nie wolno zapominać ani na chwile o obowiązującej tu zasadzie kwantowania energii. W największym skrócie można powiedzieć, że wszelkie zmiany energii w mikroświecie odbywają się nie w sposób ciągły (tak jak w makroświecie) lecz tylko pomiędzy dość ściśle określonymi wartościami (poziomami energii). Jeżeli chcemy np. spowodować przejście elektronu z jednej powłoki na inną, o wyższej energii, musimy dostarczyć mu porcji (kwantu) energii równej dokładnie różnicy jaka istnieje między energiami tych dwóch powłok. Musi to być jednorazowa porcja - elektron nie może pobierać i kumulować drobniejszych porcji, bowiem nie może istnieć w stanie energetycznym pomiędzy poziomami dozwolonymi. Innymi słowy, zmiany energii poszczególnych elementów mikroświata nie mogą odbywać się "na raty" a jedynie jednym, ściśle określonym aktem pochłonięcia porcji (kwantu) energii. Jeżeli energie poziomu 1 i 2 wynoszą odpowiednio E₁ i E₂, a E₂ - E₁ = δ, to aby przenieść elektron ze stanu 1 w stan 2 należy dostarczyć mu porcji energii (kwantu) równej δ, zaś elektron samoistnie przechodząc ze stanu 2 do stanu 1 wyemituje porcję energii równą δ. 

Tu pora na sformułowanie jeszcze jednej generalnej zasady mikroświata - elementy mikroświata dążą (co nie oznacza, że zawsze osiągają !) do osiągnięcia najniższej możliwej w danych warunkach energii, oraz samorzutnie dążą do uzyskania najwyższej wartości entropii, czyli jak najbardziej równomiernego rozpowszechnienia w całym wszechświecie. 
    Jeżeli do elastycznego balonika włożymy kawałek lodu, to cząsteczki wody tworzące lodowy kryształ nie będą miały możliwości zmienienia swojej lokalizacji, bowiem siły międzycząsteczkowe nie zezwolą im na to. Po podgrzaniu (dostarczamy energii) dostarczona energia pozwoli cząsteczkom pokonać siły kryształu i lód zamieni się w ciecz. Ponieważ w tym momencie cząsteczki uzyskały możliwość niezależnego poruszania się - wypełniły dno balonika, ale istniejące nadal siły międzycząsteczkowe nie pozwalają oderwać się cząsteczkom od siebie. Dostarczenie dodatkowej energii (ogrzanie) pozwoli pokonać te siły i cząsteczki wody przechodzą w stan pary - czyli uzyskały energie pozwalająca im na niezależne i bez powiązań z innymi cząsteczkami poruszanie się . Otrzymaliśmy gaz (parę wodną), który wypełnił całkowicie objętość balonika, wywierając dodatkowo na jego ścianki ciśnienie - próbę wypełnienia sobą całego wszechświata. Ścianki balonika na razie na taką ekspansję nie pozwalają, ale otwarcie wylotu balonika spowoduje taka możliwość i cząsteczki gazu natychmiast z niej skorzystają.

Zapamiętanie tych dwóch reguł (jak również pamiętanie, że od każdej reguły istnieją odstępstwa) bardzo ułatwi zrozumienie zachowań się atomów i cząsteczek w różnych sytuacjach natury chemicznej i fizycznej.

[±²] Pamiętając o podstawowej budowie jądra atomowego i siłach działających w jego obrębie nie powinno stanowić dla nas większej trudności zrozumienie przebiegu zmian wartości energii zawartej w jądrze w zależności od masy atomowej izotopów. Poniższy wykres ilustruje przebieg tej zależności. (E - różnica między rzeczywistą energią jądra a energią wynikającą z sumowania energii składników budujących jądro Z - liczba masowa).

Jak widać wyraźnie na wykresie, izotopy o dużych liczbach masowych (powyżej 120) i liczbach masowych poniżej 20 dysponują dużym nadmiarem energii w porównaniu z izotopami o Z w granicach 20 - 120. Oznacza to, że w procesie rozpadu jądra o dużej liczbie masowej (np. 200) na mniejsze jądra (np. 2 po 100) "pozostaje" nadmiar energii. Energia ta przenosi się na drodze ciepła, promieniowania elektromagnetycznego γ lub promieniowania korpuskularnego (,). Reakcja rozpadu jądra atomowego może być spontaniczna lub wywołana odpowiednim działaniem (np. bombardowaniem jądra atomowego neutronami). Reakcja rozpadu naturalnie promieniotwórczych izotopów (o Z większych od 220) jest źródłem energii w elektrowniach "atomowych" i innych "atomowych" siłowniach - napędy statków, łodzi podwodnych itp. Warto w tym miejscu wspomnieć, że przymiotnik "atomowy" odnosi się do sposobu powstania energii użytej np. do napędu turbiny elektrycznej, a nie sposobu wytwarzania prądu elektrycznego z reakcji rozpadu. Elektrownia "atomowa" to zwykła elektrownia, w której energia otrzymana w trakcie kontrolowanej reakcji łańcuchowej rozpadu jąder radioaktywnego izotopu (najczęściej uranu) powoduje wytworzenie pary wodnej pod ciśnieniem, która napędza turbinę elektryczną wytwarzającą napięcie. Mamy tu zatem ciąg:

nośnik energii (rozpad jądra) → energia cieplna → para wodna → energia mechaniczna (turbina) → energia elektryczna

Jest to cykl niemal identyczny z tym, jaki stosujemy w klasycznych siłowniach i elektrowniach:

nośnik energii (gaz, węgiel, ropa)  → energia cieplna → para wodna → energia mechaniczna (turbina) → energia elektryczna

Znacznie większe ilości energii można otrzymać w  wyniku reakcji odwrotnej - syntezy izotopów o większych liczbach masowych z mniejszych - np. łącząc jądra wodoru lub deuteru w jądra pierwiastków o większych Z. Do przeprowadzenia takiej reakcji potrzebna jest jednak olbrzymia energia inicjująca - stąd reakcje syntezy jądrowej nazywamy reakcjami termojądrowymi. Do dziś nie udało się dokonać kontrolowanej syntezy termojądrowej na skale przemysłową. Reakcje takie zachodzą np. na Słońcu lub w trakcie wybuchu bomby wodorowej. Ilość energii wydzielonej w trakcie reakcji syntezy cięższych jąder jest tak duża, że w sposób wysoce opłacalny przewyższa ilość energii potrzebnej do zainicjowania tej reakcji. Można tu przywołać podobieństwo do reakcji spalania np. węgla, którą to reakcję też trzeba najpierw zainicjować podpalając węgiel (a więc dostarczając energii). Opanowanie syntezy jądrowej na skale przemysłową daje możliwości praktycznie nieograniczonych ilości "czystej" energii o niewyczerpalnych zasobach (wodór z wody). 

Energia termojądrowa to wciąż dość odległa przyszłość. Energia atomowa to teraźniejszość, jednak z powodu dwóch głównych doświadczeń - Hiroszimy i Czernobyla - otoczona aurą lęku. Samorzutny rozpad ciężkich jąder naturalnych izotopów promieniotwórczych odbywa się na ogół z prędkością nieznaczną (t_0,5 wynoszącym lata, czasem nawet tysiące lat), tak, że powstała w jego wyniku energia na drodze ciepła jak i promieniowania elektromagnetycznego i korpuskularnego nie stanowi zagrożenia dla przyrody ożywionej. Dla celów przemysłowej "produkcji" energii szybkość reakcji rozpadu należy znacznie zwiększyć. Wykorzystuje się w tym celu zjawisko rozpadu jąder izotopów radioaktywnych pod wpływem zderzenia z neutronami. Neutrony emitowane są z jąder ulegających samorzutnym reakcjom rozpadu i trafiając w inne jądra tego samego izotopu powodują wymuszoną reakcję rozpadu. Aby jednak neutrony wyzwalane w spontanicznym rozpadzie nie tylko inicjowały reakcje łańcuchową rozpadu innych jąder, ale również prowadziły do jej intensyfikacji, musimy doprowadzić do szczególnych sytuacji. Rzecz w tym, że spontanicznie wyzwolone neutrony są na tyle szybkie, że "uciekają" z przestrzeni reakcyjnej. Ilość neutronów uciekających jest tak duża, że reakcja łańcuchowa nie rozwija się. Można temu zapobiec biorąc do reakcji  tak dużą ilość materii radioaktywnej, że ilość wyzwalanych neutronów znacznie przewyższy ilość "uciekinierów" - taka ilość materii nazywamy masą krytyczną. Ten sposób stosuje się w bombach atomowych. Wówczas, statystycznie rzecz ujmując, z każdego rozpadu jądra powstaje więcej niż jeden neutron, który inicjuje następny rozpad - tak więc ilość rozpadów jąder w czasie rośnie i prowadzi do wybuchu - niekontrolowanej, gwałtownie przebiegającej reakcji z wydzieleniem ogromnych ilości energii. W trakcie wybuchu powstaje tzw. fala uderzeniowa, na skutek olbrzymiej różnicy temperatur w centrum wybuchu i poza nim, promieniowanie cieplne o olbrzymiej mocy, intensywne promieniowanie elektromagnetyczne γ, równie intensywne promieniowanie świetlne, i jako efekt wtórny - chmura radioaktywnego pyłu.

W reaktorach atomowych ten sam mechanizm narastającej reakcji łańcuchowej powoduje przyspieszanie reakcji rozpadu jąder, ale tylko do granic określonych przez obsługę reaktora. Tu kontrolę nad przebiegiem reakcji i ilością wydzielonej energii zapewnia nam stosowanie prętów paliwa atomowego o masie mniejszej od krytycznej, które zanurzone są w odpowiednim moderatorze (np. D₂O - "ciężka woda"). Neutrony, które "uciekły" z pręta paliwa są spowalniane przez moderator i trafiają w inny pręt, nie są w stanie natomiast opuścić przestrzeni reaktora. Zanurzając pręty paliwowe w większym lub mniejszym stopniu w kąpieli moderatora powodujemy spowalnianie większej lub mniejszej części wytworzonych neutronów, a tym samym przyspieszamy lub spowalniamy przebieg reakcji i ilość wydzielonej energii na drodze ciepła. 

Reaktor atomowy jest układem samozabezpieczającym się. Jeżeli na skutek awarii rozgrzeje się zbytnio następuje odparowanie moderatora i zahamowanie reakcji łańcuchowej. Niebezpieczeństwo stosowania reaktorów atomowych nie polega więc na możliwości wybuchu jądrowego, lecz na możliwości innego wybuchu (np. chemicznego) i powstania chmury radioaktywnego pyłu (tak było w przypadku Czarnobyla). Biorąc pod uwagę spektakularne skutki awarii elektrowni atomowej, to wydaje się, że jest ona większym zagrożeniem niż elektrownie konwencjonalne. Biorąc jednak pod uwagę, że elektrownie konwencjonalne wysyłają do atmosfery tony toksycznych dla przyrody i człowieka substancji (tlenki siarki i azotu oraz dwutlenek węgla), będących wynikiem spalania ropy lub węgla (w mniejszej ilości gazu) to rzeczywiste zagrożenie, ujęte statystycznie, przemawia na korzyść elektrowni atomowych.

 Częściej niż z zagadnieniami energii jądra atomu spotkać się możemy ze skutkami zmian energii drugiej części atomu, czyli elektronów. Jak już wiemy, każdy elektron w atomie jest opisany czterema liczbami kwantowymi, który to opis jednoznacznie określa również energię danego elektronu. Wiemy również, że wszelkie zmiany energii w mikroświecie są kwantowane, wiemy także, że kwantowana jest energia niesiona przez promieniowanie elektromagnetyczne. Wielkość kwantów energii wyznaczana przez różnicę poziomów energetycznych elektronów w atomie odpowiada co do rzędu wielkości kwantom energii niesionym przez promieniowanie elektromagnetyczne obejmujące zakres światła widzialnego i ultrafioletu. Oznacza to, że przejścia elektronów między poziomami energetycznymi mogą być wywoływane przez działanie światłem widzialnym lub ultrafioletowym na cząsteczkę (barwa materii) a przejścia samoistne elektronów w atomie może skutkować emisja światła widzialnego (świecenie rozgrzanej materii, fluorescencja, fosforescencja). Wzbudzenie elektronów atomu silniejszą energią skutkować może emisją promieniowania rentgenowskiego. 

Bardziej szczegółowe dane na temat oddziaływania promieniowania elektromagnetycznego z materia zawarte jest w rozdziale dotyczącym substancji, w tym miejscu warto natomiast przypomnieć, ze jedynym bezpośrednim naturalnym źródłem światła widzialnego jest przejście elektronowe w atomie. Przejścia między poziomami o różnych różnicach energetycznych powoduje emisje światła o różnych kwantach energii, a więc i o różnych długościach fali świetlnej. Z różnymi długościami związane jest postrzeganie przez człowieka różnych barw. Światło białe, najczęściej używane przez człowieka jest mieszanina różnych barw (różnych długości fal) i emitowane jest przez rozżarzony drucik z wysokotopliwego metalu, ogrzewany poprzez wykorzystanie elektrycznego oporu drucika, zamieniającego energię przepływającego prądu elektrycznego na ciepło. Wysoka temperatura powoduje wzbudzone przejścia elektronów między poziomami energetycznymi atomu, a wzbudzone elektrony samorzutnie wracając do stanu podstawowego emitują promieniowanie elektromagnetyczne z zakresu światła widzialnego. Inne źródła światła działają na podobnej zasadzie, co najwyżej są pobudzane do świecenia w sposób bardziej precyzyjny i w związku z tym dają światło o mniejszej ilości różnych długości fal - np. światło sodowe często używane do oświetlania ulic (latarnie o żółtej barwie światła). Wszystkie jednak podstawowe sposoby wzbudzenia promieniowania elektromagnetycznego z zakresu światła widzialnego powodują emisje fal niespójnych (przesuniętych względem siebie) i nie monochromatycznych (składają się z fal o różnych długościach).

Urządzeniem pozwalającym otrzymać wiązkę światła spójnego, monochromatycznego i dodatkowo o bardzo dużym natężeniu jest laser. Nazwa urządzenia jest akronimem stworzonym z pierwszych liter Light Amplification by Stimulated Emission of Radiation. Działanie jego polega na tym, że odpowiedni ośrodek (kryształ, gaz) naświetlany jest przez światło lampy wyładowczej (tzw. pompowanie lasera), tak dobranej, że następuje przejście na wyższy poziom energetyczny wybranego elektronu w atomach odpowiedniego pierwiastka wchodzącego w skład ośrodka. Wszystkie te czynniki tak są dobrane, aby stan wzbudzenia atomów był trwały. Po etapie "pompowania" następuje etap emisji promieniowania, zainicjowany odpowiednim impulsem. W momencie przejścia impulsu przez ośrodek lasera następuje jednoczesny powrót wzbudzonych elektronów do stanu początkowego i związana z tym emisja światła o jednej długości fali (monochromatyczne). Konstrukcja mechaniczno-optyczna lasera powoduje, że jest to wiązka spójna (wszystkie fale składowe w jednej fazie) i równoległa, o określonej energii. Energię tę można przez odpowiednia konstrukcje lasera zmieniać od bardzo słabej (wskaźniki laserowe) po olbrzymie natężenia, mogące ciąć stal. Właściwości optyczne (precyzja wiązki, monochromatyczność, spójność i możliwość regulacji natężenia) powodują, że lasery uzyskują coraz powszechniejsze zastosowanie także w medycynie i kosmetyce.

ATOM - promieniotwórczość

Promieniowanie   γ:

[±²]  O trwałości jąder atomowych decydują głównie dwie siły: siły spójności jądra, w których szczególną rolę pełni para proton-neutron i siły odpychania kulombowskiego jednoimiennych protonów. Wraz z wzrostem wielkości jądra siły odpychania rosną szybko (skutek zwiększania ilości protonów), szybciej niż przeciwstawiające się im siły spójności. Dla ciężkich jąder (o liczbie masowej większej od 100), szczególnie w niekorzystnym dla trwałości jądra przypadku znacznego nadmiaru ilości neutronów nad protonami, może dochodzić do samorzutnej przemiany jądrowej (izotopy promieniotwórcze) polegającej na wyrzuceniu z jądra atomu elektronu (^-), pozytonu (+), cząstki  (jądro helu) - czemu towarzyszy elektromagnetyczne promieniowanie γ. Niektóre izotopy promieniotwórcze lżejszych atomów otrzymuje się sztucznie, lub, jak np. radioaktywny izotop węgla ¹⁴C, powstają  pod wpływem promieniowania kosmicznego (patrz zegar węglowy). 
    Rozpad promieniotwórczy jąder atomowych jest reakcją pierwszego rzędu, tzn. że w reakcji bierze udział jedna cząsteczka, a konsekwencją tego jest stała wartość czasu połowicznej przemiany. Czas połowicznej przemiany, oznaczany jako t_0,5 jest to czas, w którym przemianie ulegnie dokładnie połowa wyjściowej ilości substancji. Zatem po czasie połowicznej przemiany pozostanie niezmieniona 1/2 wyjściowej ilości promieniotwórczego izotopu, po dwóch okresach t_0,5 pozostanie 1/2 z 1/2 czyli 1/4, po następnym t_0,5 1/8 itd. Czas połowicznej przemiany przyjmuje wartości w bardzo szerokim zakresie - od paru sekund do tysięcy lat. Znając wartość t_0,5 konkretnej reakcji rozpadu jądra możemy oznaczyć jego ilość w czasie przeszłym A (zasada obliczania czasu "zegarem węglowym") lub obliczyć jego ilość po pewnym czasie (A_x). Do obliczeń stosujemy wzór:

    Promieniowanie   stanowią cząstki o liczbie masowej 4 i ładunku +2 (jądra helu). Ze względu na swą olbrzymią masę i rozmiary, cząstki mają zasięg niewielki (liczony w centymetrach) i równie niewielką przenikliwość (nawet kartka papieru może być skuteczną zasłoną przed tym promieniowaniem). Pierwiastki -promieniotwórcze groźne są szczególnie wtedy, gdy dostaną się do organizmu, zostaną wbudowane w tkanki i tym sposobem przed długi czas będą oddziaływać niekorzystnie na organizm.
Jądro emitując cząstkę  zmienia się w pierwiastek o liczbie atomowej o 2 mniejszej, w izotop o liczbie masowej o 4 mniejszej od wyjściowego atomu.
    Promieniowanie ^-  stanowią elektrony. Zasięg mają znacznie większy niż  (liczony w metrach) i również większą przenikliwość (lecz osłona z pleksi [szkła organicznego] stanowi już dostateczne zabezpieczenie). Groźne są w sposób analogiczny do pierwiastków -promieniotwórczych.
Jądro emitując cząstkę - zmienia się w pierwiastek o liczbie atomowej o 1 większej, gdyż wyrzucając elektron z jądra zamienia jeden neutron w proton. Otrzymany izotop ma liczbę masową identyczną z atomem wyjściowym.
    Promieniowanie ⁺  stanowią pozytony (dodatnie elektrony). Właściwości analogicznie jak ^
Jądro emitując cząstkę ⁺ zmienia się w pierwiastek o liczbie atomowej o 1 mniejszej od wyjściowego atomu, gdyż wyrzucając dodatni elektron z jądra zamienia jeden proton w neutron. Otrzymany izotop ma liczbę masową identyczną z atomem wyjściowym.
    Promieniowanie γ   stanowią fale elektromagnetyczne o dużej energii. Tym sposobem jądro "reguluje" różnice energetyczne między energią wyjściowego atomu a sumą energii promieniowania korpuskularnego (masowego ,) i atomu potomnego.
Jądro emitując promieniowanie γ nie zmienia ani liczby atomowej ani masowej. 
Jest to promieniowanie o dużej przenikliwości (skuteczną osłoną są grube warstwy ciężkich metali) i dalekim zasięgu. Pochłonięcie przez organizm żywy większej dawki promieniowania prowadzi do zmian genetycznych, zwiększenia zachorowalności na choroby nowotworowe, wystąpienia choroby popromiennej, a przy szczególnie dużych dawkach do  szybkiego zgonu. Tę zdolność do niszczenia materii żywej (szczególnie młodych komórek w etapie wzrostu) wykorzystano do niszczenia komórek nowotworowych, które ze względu na swą fazę rozwoju są szczególnie podatne na niszczące działanie promieniowania jonizującego. 

Czas połowicznej przemiany, okres półtrwania, okres połowicznej przemiany - czas, w którym ulegnie przemianie (reakcji) połowa wyjściowej ilości substratu. W przypadku przemiany promieniotwórczej, przebiegającej według równania reakcji pierwszego rzędu, czas połowicznej przemiany jest stały, niezależny od ilości (zawartości) promieniotwórczego izotopu, co pozwala obliczyć pozostałość po upływie n okresów połowicznej przemiany jako 0,5ⁿ,  np. po 4 t_0,5  pozostanie 0,5⁴ czyli 1/16 (około 6%) początkowej ilości substratu (izotopu promieniotwórczego). Zależność tę wykorzystuje się w procesie obliczania wieku niektórych przedmiotów na podstawie tzw. zegara węglowego.

Zegar węglowy to określenie na sposób obliczania wieku przedmiotów wykonanych z tworzyw będących niegdyś materią ożywioną. 
Azot zawarty w atmosferze ziemskiej jest bombardowany przez elektrony promieniowania kosmicznego i pod ich wpływem przechodzi w -promieniotwórczy izotop węgla ¹⁴C

                ¹⁴N + e^- ——>  ¹⁴C

bowiem elektron "zobojętnia" jeden proton w jądrze i ₇N przechodzi w  ₆C.
Przy założeniu, że w oznaczanym okresie ilość azotu w atmosferze i natężenie promieniowania kosmicznego nie ulegało znaczącym zmianom, można przyjąć, że również stężenie izotopu ¹⁴C w przyrodzie jest stałe. Ponieważ związki zawierające węgiel ¹⁴C, analogicznie jak związki z węglem ¹²C, krążą w przyrodzie i są pobierane przez organizmy żywe, również w przyrodzie ożywionej stężenie ¹⁴C jest stałe, tak długo jak długo żyją organizmy (np. drzewo, jak długo pobiera CO₂ z atmosfery). W momencie wyłączenia danego organizmu z łańcucha obiegu węgla w przyrodzie (ścięcie drzewa, lnu, konopi itp.) zawarty w nich węgiel ¹⁴C, jako pierwiastek promieniotwórczy, już tylko zanika powoli ze stałym okresem półtrwania wynoszącym  5570 lat. Zakładając, że stężenie izotopu ¹⁴C w momencie ścięcia drzewa było identyczne jak obecnie i określając na podstawie pomiaru natężenia promieniowania aktualne stężenie węgla ¹⁴C w badanym materiale można, znając okres półtrwania, obliczyć czas jaki upłynął np. od momentu ścięcia drzewa, z którego wykonano przedmiot.

ATOM - układ okresowy pierwiastków

W bardzo dużym uproszczeniu można powiedzieć, że chemiczne właściwości pierwiastków zależą od dwóch czynników - ilości elektronów walencyjnych i ilości powłok elektronowych w danym pierwiastku. Pamiętając, że kolejne orbitale zapełniają się zgodnie z regułą Hunda, a ilość orbitali na danej powłoce determinowana jest główną liczbą kwantową, nie trudno przewidzieć, że po zapełnieniu niższej powłoki następne pierwiastki zaczną zapełniać wyższą powłokę, powtarzając konfiguracje elektronów walencyjnych. Pierwiastki o podobnej konfiguracji elektronów walencyjnych będą miały podobne właściwości chemiczne (a czasem i fizyczne), lecz ze względu na inną energie tych elektronów (większa odległość od jądra atomowego) właściwości te będą ulegać systematycznie niewielkim zmianom w zależności od liczby atomowej. Poniżej przedstawiono przykładową grupę fluorowców i jej konfiguracje elektronowe:

Powłoka	1	2		3			4				5				właściwości
orbital	s	s	p	s	p	d	s	p	d	f	s	p	d	f
Konfiguracja elektronowa	2	2	5												F2; fluor, gaz, silny utleniacz, wartościowość -1, z wodorem tworzy związek o charakterze kwasu
		2	2	6	2	5										Cl2; chlor, gaz,  utleniacz; wartościowość -1 do +6; reszta j.w.
		2	2	6	2	6	10	2	5							Br2; brom, ciecz, reszta j.w.
		2	2	6	2	6	10	2	6	10		2	5			I2; jod, sublimujące ciało stałe; reszta j.w.

 

Układ okresowy pierwiastków, jest to uporządkowany zbiór wszystkich znanych pierwiastków. Pierwiastki są pogrupowane w okresy (poziome rzędy tablicy), zgodnie z rosnąca liczbą atomową. Pierwiastki o takiej samej strukturze elektronów walencyjnych zebrane są w grupy (kolumny tablicy). Właściwości chemiczne i fizykochemiczne pierwiastków zmieniają się dość systematyczne wzdłuż okresów (zmiana konfiguracji powłoki walencyjnej) i grup (zmiana głównej liczby kwantowej). Ponieważ głównym "motorem" aktywności chemicznej atomów jest chęć uzyskania oktetu elektronowego na powłoce walencyjnej i związana z tym elektroujemność pierwiastka, podstawowe właściwości chemiczne pierwiastków zmieniają się głównie wzdłuż okresów (wartościowość, elektroujemność i charakter metaliczny, zdolności utleniania, itp.), zaś w obrębie grupy te same właściwości zmieniają się w sposób łagodniejszy. Ponieważ jednak zmiany te przebiegają i wzdłuż okresów i w obrębie grupy, dość często mówimy, że zmieniają się one "po przekątnej" układu (np. elektroujemność).

Grupy układu okresowego podzielone są na trzy bloki: blok s (dwie pierwsze grupy, tzw. I i II grupa główna, elektrony walencyjne znajdują się wyłącznie na orbitalu s), blok p (sześć ostatnich grup układu, tzw. III-VIII  grupa główna, elektrony walencyjne wypełniają orbitale typu p) oraz blok d. Temu ostatniemu musimy teraz poświecić nieco więcej uwagi.

W obrębie pierwszych trzech okresów, okresowość związana jest z liczba atomową w sposób nie budzący żadnych wątpliwości. Elektrony systematycznie wypełniają poszczególne orbitale, przechodząc na wyższy po  zapełnieniu niższego. Od czwartego okresu ta idealna okresowość zaczyna ulegać pewnym zakłóceniom. Trzeci okres charakteryzuje się występowaniem orbitali typu d, które - zgodnie z dotychczasowym przebiegiem wypełniania orbitali - powinny wypełniać się po zapełnieniu orbitali 3p. W rzeczywistości jest nieco inaczej. Dwa pierwsze pierwiastki czwartego okresu, pozostawiając niezapełnione orbitale 3d, przechodzą do zapełniania orbitalu 4s (potas i wapń) i dopiero następny skand (Sc) zaczyna wypełnianie orbitali 3d. Kolejne pierwiastki wypełniające orbital d niższej powłoki, przy zapełnionym orbitalu s wyższej, tworzą blok d. Dzieje się tak ze względu na energie charakteryzujące poszczególne orbitale. W okresie 6 i 7 dodatkowe komplikacje wprowadza konieczność wypełniania orbitali f, które pojawiają się już w atomach pierwiastków okresu 4.  Zatem w bloku d pojawiają się dwie dodatkowe grupy pierwiastków, od nazw pierwszych pierwiastków w nich występujących nazwane grupą lantanowców (uzupełniają 4f) i aktynowców (uzupełniają 5f).

Ze względu na istnienie nieobsadzonych (lub obsadzonych tylko częściowo) orbitali, pierwiastki bloku d, zwane niekiedy pierwiastkami przejściowymi, charakteryzują się dużą zmiennością swych właściwości chemicznych. Często występują na kilku różnych stopniach utlenienia (np. chrom od +3 w wodorotlenku do +6 w chromianach, czy mangan od +2 do +7) i dość łatwo tworzą związki kompleksowe o dość skomplikowanej strukturze. W wielu przypadkach nie da się tu prosto przewidzieć właściwości konkretnego pierwiastka - często trzeba się ich nauczyć na pamięć.

---