If you're seeing this message, it means we're having trouble loading external resources on our website.

Jeżeli jesteś za filtrem sieci web, prosimy, upewnij się, że domeny *.kastatic.org i *.kasandbox.org są odblokowane.

Główna zawartość

Układ okresowy pierwiastków, powłoki elektronowe i orbitale

Wprowadzenie

W pewnym momencie edukacji chemicznej mogłeś poznać piosenkę „The Elements”, w której Tom Lehrer wykonuje utwór złożony z nazw wszystkich pierwiastków w błyskawicznym tempie. Być może, tak jak ja, nauczyłeś się na pamięć tej piosenki. Jeśli tak, możliwe, że nadal pamiętasz nazwy wszystkich pierwiastków, co jest imponującym osiągnięciem - nie wspominając o możliwości wykonania zabawnego wystąpienia, które można wykorzystać na spotkaniach z przyjaciółmi.
Jeśli zapamiętałeś nazwy pierwiastków, czy to oznacza, że już nigdy nie będziesz potrzebować układu okresowego? Cóż ... prawdopodobnie nie. To dlatego, że układ okresowy nie jest tylko dużym zbiorem wszystkich pierwiastków. Jest bardziej jak system archiwizacji. Położenie każdego pierwiastka w układzie dostarcza ważnych informacji o jego strukturze, właściwościach i zachowaniu w reakcjach chemicznych. W szczególności, położenie pierwiastka w układzie okresowym pomaga ustalić jego konfigurację elektronową, czyli to jak elektrony są rozmieszczone wokół jądra. Atomy wykorzystują swoje elektrony do brania udziału w reakcjach chemicznych, więc znajomość konfiguracji elektronowej pierwiastka pozwala przewidzieć jego reaktywność - czy i jak będzie oddziaływać z atomami innych pierwiastków.
W tym artykule przyjrzymy się bardziej szczegółowo układowi okresowemu, rozmieszczeniu elektronów w atomach oraz temu jak pozwala nam to przewidzieć reaktywność pierwiastków.

Układ okresowy pierwiastków

Pierwiastki uporządkowane są w układzie okresowym, który grupuje je w oparciu o ważne wzorce w ich zachowaniu. Opracowany przez rosyjskiego chemika Dmitrija Mendelejewa (1834–1907) w 1869 r. układ okresowy porządkuje pierwiastki w kolumnach - grupach - i rzędach - okresach - które charakteryzują się pewnymi właściwościami. Określają one stan skupienia pierwiastka w temperaturze pokojowej - gaz, ciało stałe lub ciecz - a także jego reaktywność chemiczną, czyli zdolność do tworzenia wiązań chemicznych z innymi atomami.
Oprócz liczby atomowej każdego pierwiastka, w układzie okresowym znajdziemy również względną masę atomową pierwiastka, a dokładniej średnią ważoną dla jego naturalnie występujących izotopów na Ziemi. Spójrzmy na przykład na wodór: podana jest jego nazwa i symbol, H, a także jego liczba atomowa wynosząca jeden - w lewym górnym rogu - oraz jego względna masa atomowa wynosząca 1,01.
Układ okresowy pierwiastków
Źródło obrazu: zmodyfikowany z OpenStax Biology. Dostępna wersja układu okresowego do zobaczenia tutaj.
Różnice w reaktywności chemicznej między pierwiastkami wynikają z liczby i rozkładu przestrzennego ich elektronów. Jeśli dwa atomy mają komplementarne wzory elektronowe, mogą reagować i tworzyć wiązanie chemiczne, tworząc cząsteczkę lub związek. Jak zobaczymy poniżej, układ okresowy porządkuje pierwiastki na podstawie liczby i rozkładu elektronów, co czyni go użytecznym do przewidywania reaktywności pierwiastka: tego, jak prawdopodobne jest tworzenie wiązań i z którymi innymi pierwiastkami.

Powłoki elektronowe w modelu Bohra

Model atomu opracował w 1913 roku duński naukowiec Niels Bohr (1885–1962). Model Bohra przedstawia atom jako układ z centralnie położonym jądrem zawierającym protony i neutrony oraz z krążącymi wokół niego po okrągłych powłokach elektronami, co przypomina planety krążące wokół Słońca. Każda powłoka elektronowa ma inny poziom energii, przy czym powłoki znajdujące się bliżej jądra mają niższą energię niż te znajdujące się dalej. Każdej powłoce przypisany jest numer i symbol n - na przykład powłoka elektronowa znajdująca się najbliżej jądra nazywa się 1n. Aby przejść na inną powłokę, elektron musi zaabsorbować lub uwolnić ilość energii odpowiadającą dokładnie różnicy energii między powłokami. Na przykład, jeśli elektron absorbuje energię z fotonu, może przejść w stan wzbudzony i przemieścić się na powłoki o wyższej energii; i odwrotnie, gdy wzbudzony elektron wraca z powrotem na powłokę o niższej energii, uwalnia energię, często w postaci ciepła.
Model atomu Bohra, przedstawiający poziomy energii jako współśrodkowe okręgi otaczające jądro. Aby przenieść elektron na wyższy poziom energii, znajdujący się dalej od jądra, energia musi zostać dostarczona. Z kolei energia jest uwalniana, gdy elektron spadnie z wyższego poziomu energii do niższego, bliższego jądru.
Źródło obrazu: zmodyfikowany obraz z OpenStax Biology
Atomy, podobnie jak inne rzeczy podlegające prawom fizyki, mają tendencję do przyjmowania konfiguracji o najniższej energii, najbardziej stabilnej, jaką mogą. Zatem powłoki elektronowe atomu są zapełniane od wewnątrz na zewnątrz, to znaczy, że elektrony wypełniają w pierwszej kolejności powłoki o niskiej energii bliżej jądra, zanim zapełnią powłoki o wyższej energii znajdujące się dalej. Powłoka znajdująca się najbliżej jądra, 1n, może pomieścić dwa elektrony, podczas gdy następna powłoka, 2n, może pomieścić osiem, a trzecia powłoka, 3n, może pomieścić do osiemnastu.
Liczba elektronów w zewnętrznej powłoce danego atomu określa jego reaktywność, czyli tendencję do tworzenia wiązań chemicznych z innymi atomami. Ta zewnętrzna powłoka jest znana jako powłoka walencyjna, a znajdujące się na niej elektrony nazywane są elektronami walencyjnymi. Ogólnie rzecz biorąc, atomy są najbardziej stabilne i najmniej reaktywne, gdy ich zewnętrzna powłoka elektronowa jest całkowicie zapełniona. Większość pierwiastków mających istotną rolę w biologii potrzebuje ośmiu elektronów na swojej zewnętrznej powłoce, aby być stabilnym, a reguła ta jest znana jako reguła oktetu. Niektóre atomy mogą być stabilne z oktetem, chociaż ich powłoką walencyjną jest powłoka 3n, która może pomieścić do 18 elektronów. Wyjaśnimy dokładniej ten przypadek, omawiając poniżej orbitale elektronowe.
Poniżej przedstawiono przykłady niektórych neutralnych atomów i ich konfiguracji elektronowych. Na podstawie tabeli można zauważyć, że hel ma całkowicie zapełnioną powłokę walencyjną: to dwa elektrony na jego pierwszej i jedynej powłoce 1n. Podobnie neon ma kompletną zewnętrzną powłokę 2n zawierającą osiem elektronów. Te konfiguracje elektronowe sprawiają, że hel i neon są bardzo stabilne. Chociaż technicznie argon nie ma całkowicie zapełnionej powłoki zewnętrznej (ponieważ powłoka 3n może pomieścić do osiemnastu elektronów), jest stabilny (jak neon i hel), ponieważ ma osiem elektronów na powłoce 3n, a zatem spełnia zasadę oktetu. Natomiast chlor ma tylko siedem elektronów na swojej zewnętrznej powłoce, podczas gdy sód ma tylko jeden. W tych przypadkach, elektrony nie wypełniają całkowicie zewnętrznej powłoki, ani nie spełniają zasady oktetu, co powoduje, że chlor i sód są reaktywne i chętnie przyłączają lub oddają elektrony, aby osiągnąć bardziej stabilną konfigurację.
Schematy Bohra różnych pierwiastków
Źródło obrazu: OpenStax Biology

Konfiguracje elektronowe i układ okresowy pierwiastków

Pierwiastki w układzie okresowym uporządkowane są na podstawie ich liczby atomowej, i tym samym liczby posiadanych protonów. W neutralnym atomie liczba elektronów będzie równa liczbie protonów, dzięki czemu możemy łatwo określić liczbę elektronów na podstawie liczby atomowej. Ponadto położenie pierwiastka w układzie okresowym - jego kolumna (grupa) oraz rząd (okres) - dostarcza użytecznych informacji o rozmieszczeniu tych elektronów.
Jeśli weźmiemy pod uwagę tylko pierwsze trzy rzędy układu okresowego, w których zawierają się najważniejsze pierwiastki istotne dla życia, każdy rząd odpowiada zapełnieniu innej powłoki elektronowej: hel i wodór umieszczają swoje elektrony na powłoce 1n, podczas gdy pierwiastki z drugiego rzędu, takie jak Li zaczynają wypełniać powłokę 2n, a pierwiastki z trzeciego rzędu, takie jak Na, kontynuują zapełnianie na powłoce 3n. Z kolei numer kolumny, w której znajduje się pierwiastek, podaje informacje o jego liczbie elektronów walencyjnych i reaktywności. Ogólnie rzecz biorąc, liczba elektronów walencyjnych jest taka sama jak numer kolumny i rośnie od lewej do prawej w rzędzie. Pierwiastki grupy 1 mają tylko jeden elektron walencyjny, a pierwiastki grupy 18 mają osiem, z wyjątkiem helu, który ma tylko dwa elektrony. Zatem numer grupy jest dobrym narzędziem do określania reaktywności każdego pierwistka:
  • Hel (He), neon (Ne) i argon (Ar), jako pierwiastki grupy 18, mają całkowicie zapełnione lub spełniające zasadę oktetu zewnętrzne powłoki elektronowe. Dzięki temu są bardzo stabilne jako pojedyncze atomy. Ze względu na brak reaktywności nazywane są gazami obojętnymi lub gazami szlachetnymi.
  • Wodór (H), lit (Li) i sód (Na), jako pierwiastki grupy 1, mają tylko jeden elektron na zewnętrznej powłoce. Są niestabilne jako pojedyncze atomy, ale mogą stać się stabilne poprzez utratę lub współdzielenie jednego elektronu. Jeśli pierwiastki te całkowicie tracą elektron — jak zazwyczaj dzieję się w przypadku Li i Na — stają się jonami naładowanymi dodatnio: Li+ i Na+.
  • Fluor (F) i chlor (Cl), jako pierwiastki grupy 17, mają siedem elektronów w zewnętrznej powłoce. Zwykle osiągają stabilny oktet przyjmując elektron z innych atomów, stając się ujemnie naładowanymi jonami: F i Cl.
  • Węgiel (C), jako pierwiastek z grupy 14, ma cztery elektrony w swojej zewnętrznej powłoce. Węgiel zwykle współdzieli elektrony, aby uzyskać w pełni zapełnioną powłokę walencyjną, tworząc wiązania z wieloma innymi atomami.
Tak więc kolumny układu okresowego odzwierciedlają liczbę elektronów znajdujących się na powłoce walencyjnej każdego pierwiastka, co z kolei determinuje ich reaktywność.

Podpowłoki i orbitale elektronowe

Model Bohra jest przydatny do wyjaśnienia reaktywności i tworzenia wiązań chemicznych wielu pierwiastków, ale w rzeczywistości nie daje bardzo dokładnego opisu tego, jak elektrony są rozmieszczone w przestrzeni wokół jądra. W szczególności, że elektrony tak naprawdę nie okrążają jądra po okręgu, a raczej spędzają większość czasu w niekiedy złożonych obszarach przestrzeni wokół jądra, znanych jako orbitale elektronowe. Nie możemy właściwie dokładnie wiedzieć, gdzie znajduje się elektron w danym momencie, ale możemy matematycznie określić objętość przestrzeni, w której najprawdopodobniej się znajdzie - powiedzmy, objętość przestrzeni, w której będzie zlokalizowany przez 90% czasu. Ten region o wysokim prawdopodobieństwie tworzy orbital, a każdy orbital może pomieścić do dwóch elektronów.
Jak więc te matematycznie zdefiniowane orbitale pasują do powłok elektronowych, które widzieliśmy w modelu Bohra? Możemy rozbić każdą powłokę elektronową na jedną lub więcej podpowłok, które są po prostu zestawami jednego lub więcej orbitali. Podpowłoki są oznaczone literami s, p, d, oraz f, a każda litera wskazuje na inny kształt. Na przykład podpowłoki s mają pojedynczy, kulisty orbital, zaś podpowłoki p zawierają trzy orbitale w kształcie hantli pod kątem prostym do siebie. Większość chemii organicznej - chemii związków zawierających węgiel, które są kluczowe dla biologii - obejmuje interakcje między elektronami znajdującymi się na podpowłokach s i p, więc są to najważniejsze typy podpowłok, które należy znać. Jednak atomy z wieloma elektronami mogą umieszczać niektóre z nich na podpowłokach d i f. Podpowłoki d i f mają bardziej złożone kształty i zawierają odpowiednio pięć i siedem orbitali.
Schemat 3D kulistych orbitali 1s i 2s oraz orbitali 2p w kształcie hantli. Występują trzy orbitacje 2p i są one prostopadłe do siebie.
Źródło obrazu: zmodyfikowany obraz z OpenStax Biology
Pierwsza powłoka elektronowa, 1n, odpowiada pojedynczemu orbitalowi 1s. Orbital 1s jest najbliżej jądra i w pierwszej kolejności wypełnia się elektronami, przed jakimkolwiek innym orbitalem. Wodór posiada tylko jeden elektron, więc ma jedno zajęte miejsce na orbitalu 1s. Można to zapisać w formie skróconej zwanej konfiguracją elektronową jako 1s1, przy czym liczba 1 w indeksie górnym odnosi się do jednego elektronu na orbitalu 1s. Hel ma dwa elektrony, więc może całkowicie wypełnić orbital 1s. Zapisuje się to jako 1s2, co oznacza dwa elektrony helu znajdujące się na orbitalu 1s. W układzie okresowym wodór i hel są jedynymi dwoma pierwiastkami w pierwszym rzędzie (okresie), co świadczy o tym, że posiadają elektrony tylko na swojej pierwszej powłoce. Wodór i hel to też jedyne dwa pierwiastki, które mają elektrony wyłącznie na orbitalu 1s w neutralnym, nienaładowanym stanie.
Druga powłoka elektronowa, 2n, zawiera kolejny kulisty orbital s plus trzy orbitale p w kształcie hantli, z których każdy może pomieścić dwa elektrony. Po zapełnieniu orbitalu 1s, zaczyna się wypełniać druga powłoka elektronowa, przy czym elektrony najpierw zapełniają orbital 2s, a następnie trzy orbitale p. Pierwiastki z drugiego rzędu układu okresowego umieszczają swoje elektrony na powłoce 2n oraz na powłoce 1n. Na przykład lit (Li) ma trzy elektrony: dwa zapełniają orbital 1s, a trzeci umieszczony jest na orbitalu 2s, co daje konfigurację elektronową 1s2 2s1. Z drugiej strony, neon (Ne) ma w sumie dziesięć elektronów: dwa znajdują się na najbardziej wewnętrznym orbitalu 1s, a osiem zapełnia drugą powłokę - dwa elektrony na orbitalu 2s i po dwa elektrony na trzech orbitalach p, co można zapisać: 1s2 2s2 2p6. Ponieważ powłoka 2n jest zapełniona, neon jest stabilny energetycznie jako pojedynczy atom i rzadko tworzy wiązania chemiczne z innymi atomami.
Trzecia powłoka elektronowa, 3n, również zawiera orbital s i trzy orbitale p, a pierwiastki z trzeciego rzędu układu okresowego umieszczają swoje elektrony na tych orbitalach, podobnie jak pierwiastki z drugiego rzędu dla powłoki 2n. Powłoka 3n zawiera również orbital d, ale ma on znacznie wyższą energię niż orbitale 3s i 3p i zaczyna być wypełniany dopiero przez pierwiastki znajdujące się w czwartym rzędzie układu okresowego. Właśnie dlatego pierwiastki z trzeciego rzędu, takie jak argon, mogą być stabilne tylko z ośmioma elektronami walencyjnymi: ich powłoki s i p są wypełnione, mimo że cała powłoka 3n nie jest.
Podczas gdy powłoki elektronowe i orbitale są ze sobą ściśle powiązane, orbitale zapewniają dokładniejszy obraz konfiguracji elektronowej atomu. Wynika to z faktu, że orbitale faktycznie określają kształt i położenie regionów przestrzeni zajmowanych przez elektrony.

Chcesz dołączyć do dyskusji?

Na razie brak głosów w dyskusji
Rozumiesz angielski? Kliknij tutaj, aby zobaczyć więcej dyskusji na angielskiej wersji strony Khan Academy.