A mellék és a mágneses kvantumszámok bevezetése

1. z m=2 l=2 m=1 2(h/2) m=0 m=-1 m=-2 A mellék és a mágneses kvantumszámok bevezetése Valamely meghatározott pályán mozgó elektron impulzusmomentumának (l) abszolút értéke a mellék kvantumszám függvénye: A mágneses kvantumszám pedig annak alapján értelmezhető, hogy az impulzusmomentum (pályamomentum) vektor a térben csak meghatározott irányokat vehet fel, amelyeknek egy kitüntetett irányba eső vetülete a mágneses kvantumszám (h/2) szerese. lz= (h/2)m l= (h/2)[l(l+1)]1/2 Az impulzusmomentum (pályamomentum) lehetséges térbeli irányai l=2 esetén.

2. z m= +2 l=2 m= +1 m= 0 m=-1 m=-2 A mellék és a mágneses kvantumszámok bevezetése Az impulzusmomentum (pályamomentum) térbeli irányai l=2 esetén. A z tengely irányába eső megengedett vetületek száma 2l+1.

3. KVANTUMSZÁMOK A kvantummechanika szerint egy atom elektronjait négy különböző kvantumszám jellemzi egyértelműen. A kvantumszámok közül három (n, l és m) megadja, hogy az elektron mekkora valószínűséggel található a tér különböző pontján. A negyedik kvantumszám az elektron spinnek nevezett mágneses tulajdonságával kapcsolatos. Atompálya: az atom valamely elektronjához tartozó hullámfüggvény (nem szabad összetéveszteni a Bohr-féle elektronpályával. Az a térrész az atomban, amelyen belül az elektron 90%-os valószínűséggel tartózkodik az atommag körül. Az atompálya határán mindenütt azonos az elektron tartózkodási valószínűsége ! A Kvantumszámok tehát az atompályák, illetve az elektron jellemzésére szolgáló adatok. Valamely atom egy elektronjához tartozó kvantumszámainak lehetséges értékei és általános jelentésük a következő diákon kerülnek bemutatásra.

4. KVANTUMSZÁMOK Főkvantumszám (n): Az elektronnak a magtól mért átlagos távolságát fejezi ki. A pálya nagyságára és energiájára vonatkozó adat. Jele: n, értéke: n= 1, 2, 3, …pozitív egész számok. Egy adott atomban az azonos főkvantum számú pályák alkotják a héjakat. Jelölésük nagybetűvel történik: K-tól ABC sorrendben. A növekvő értékek egyre nagyobb (de nem kétszer, háromszor stb.) méretű pályákat jelölnek, azaz minél nagyobb főkvantumszámú az elektron, annál nagyobb az energiája. Az azonos főkvantumszámhoz tartozó elektronok elektronhéjat alkotnak (K, L, M, N, O, stb.). Az egyes elektronhhéjakon csak meghatározott számú elektron tartózkodhat, a maximálisan lehetséges elektronok száma 2n2 képlettel számítható: K héj 2*12=2 L héj: 2*22=8 M héj: 2*32=18, ….db elektron

5. KVANTUMSZÁMOK Mellékkvantumszám (l): Minden egyes n főkavantumszámú héjon n-1 db. számú különböző típusú atompálya található, melyeknek az alakja is különböző, s ezeket mellékkvantumszámmal, l-lel jelöljük. A mellékkvantumszám tehát az atompálya térbeli alakjára (szimmetriájára) és energiájára vonatkozó adat. Jele: l, értéke: n-től függően 0-tól maximum (n-1) db egész szám lehet (annyi darab értéket vehet fel amennyi az illető atom főkvantumszáma). Egy adott atomban az adott főkvantumszámhoz tartozó, azonos mellékkvantumszámúpályák alkotják az alhéjakat. Jelölésük a megfelelő kisbetűkkel (s, p, d, f) történik. A mellékkvantumszám értéke megegyezik az atompálya csomósíkjainak számával. Csomósík: az a sík, amelyen az elektron tartózkodási valószínűsége 0! A 0 mellékkvantumszámú s-pálya gömbszimmetrikus, csomósíkja nincs, az 1-es mellékkvantumszámú p-pályák tengelyszimmetrikusak, egyetlen csomósíkjuk a pálya hossztengelyére merőleges. A 2-es mellékkvantumszámú alhéj d-pályákból, a 3-as alhéj f-pályákból áll.

6. A hidrogénatom elektronjának a tartózkodási valószínűsége a különböző állapotokban l = 0 1 2 3 …(n-1) s p d f Az s elektronok mindig körpályán, a p, d és f elektronok növekvő lapultságú eliptikus pályán keringenek.

7. KVANTUMSZÁMOK Mágneses kvantumszám: A külső mágneses erőtér megváltoztatja az elektronok energiaállapotát, és ezzel együtt növeli a lehetséges színképvonalak számát. Az atompálya csak meghatározott helyzetű lehet külső mágneses térben. A mágneses kvantumszám az atompálya mágneses térben való viselkedésére utaló adat az atompálya térbeli irányára ad felvilágosítást. Jele: m. Összesen 2l+1 féle értéket vehet fel. Értéke a mellékkvantumszámtól függ (-l, -l+1, -l+2,…,0,…, l-2, l-1, l) minél bonyolultabb, azaz minél nagyobb mellékkvantumszámú a pálya, annál többféleképpen helyezkedhet el az a mágneses térben. Az s-pályák esetén m= 0; p-pályáknál m= -1, 0, 1 háromféle, a 2-es mellékkvantumszámú d-pályákból m= -2, -1, 0, 1, 2 ötféle, az f-pályákból hétféle létezik.

8. KVANTUMSZÁMOK Spinkvantumszám: Azt a megfigyelést, hogy a színképvonalak két vagy több vonalból összetettek azzal lehet magyarázni, hogy az elektronok nem csak az atommag körül, hanem saját tengelyük körül is elfordulhatnak. Az elektronoknak tehát spinjük (perdületük) is van, amely az elektronok energiáját kis mértékben befolyásolja. Az elektron úgy viselkedik, mint egy elemi mágnes, amely a külső mágneses térben csak kétféleképpen állhat be: az erővonalakkal ellentétes vagy megegyező irányban. Értéke -½ vagy +½ lehet. A spinkvantumszám az atomban kötött, illetve az atomon kívüli elektron mágneses sajátságára vonatkozik. Jele: ms, értéke -1/2 vagy +1/2 lehet.

9. Az alapállapotú atom elektronszerkezete kiépülésének szabályai Pauli féle tilalmi elv: nem lehet két olyan elektron az atomban, melynek mind a négy kvantumszáma megegyezeik. Miután egy atompályának három kvantumszáma adott, rajta legfeljebb két, ellentétes spinű elektron tartózkodhat. párosított spinű elektronok : párosítatlan spinű elektron: A Pauli elvből következik, hogy a főkvantumszámmal jellemzett elektronhéjakon csak korlátozott számú elektron tartózkodhat. Egy héjon belül az azonos mellékkvantumszámú elektronok s, p, d, f jelű alhéjakat alkotnak.

10. Az alapállapotú atom elektronszerkezete kiépülésének szabályai 2. Az energiaminimumra törekvés elve: Az atomok elektronszerkezetének kiépülésekor az energiaminimumra törekvés elve érvényesül. Az elv azt jelenti, hogy az atomok alapállapotában az elektronok a lehető legkisebb energiájú atompályán helyezkednek el. A K héj energiatartalma a legkisebb, mivel ezek vannak legközelebb az atommaghoz, és itt érvényesül legjobban az atommag vonzása. Egyértelmű tehát, hogy a K héj elektronjainak gerjesztéséhez kell a legnagyobb energia. Az L, M,… héjak irányába növekszik az elektronok energiája, és ezzel együtt csökken kötésük erőssége. Az elemek kémiai tulajdonságait a legkülső elektronhéj szerkezete határozza meg.

11. Az alapállapotú atom elektronszerkezete kiépülésének szabályai

12. Az alapállapotú atom elektronszerkezete kiépülésének szabályai 3. Hund szabály: Ha egy atompályán csak egy elektron található, az elektront párosítatlan, ha két ellentétes spinű elektron van párosított elektronnak nevezzük. Az elektronszerkezet kiépülésekor figyelembe kell venni a Hund szabályt, amely szerint az azonos energiatartalmú pályák úgy töltődnek be, hogy a párosítatlan elektronok száma a lehető legnagyobb legyen (először az azonos spinű elektronok lépnek be, s ha már mindegyik atompályán van egy elektron, akkor kezdődik az ellentétes spinű elektronok beépülése. Ez az energiaminimumra törekvés sajátos megnyilvánulása.

13. Kvantumszámok rendszerezése

14. Néhány elem elektronkonfigurációja Az elektronhéjak feltöltődése bizonyos esetekben rendhagyóan történik: pl: Cr, Cu, Ag ELEM ELEKTRONKONFIGURÁCIÓ felépülési elv szerint kísérletileg meghatározott Cr [Ar]3d44s2 [Ar]3d54s1 Cu [Ar]3d94s2 [Ar]3d104s1 Ag [Ar]4d95s2 [Ar]4d105s1 A valóságos konfigurációk azt mutatják, hogy a félig és teljesen betöltött d alhéjak kialakulása kedvezményezett.

15. Az atomok energetikája • Akémiai kötés kialakításában nem vesz részt az atomok összes elektronja, csak a külső vegyértékhéjon lévő elektronok. Ezeket hívjuk vegyértékelektronoknak. • Ionizációs energia: azzal a munkával egyenlő, amely ahhoz szükséges, hogy az elektront az atomból kiszakítsuk és a végtelenbe távolítsuk. Ennek során pozitív töltésű kationt kapunk. • Az atomban az elektronok az atommag erőterében tartózkodnak. Ez az erőtér vonzza a szabad elektronokat, ugyanakkor a jelenlevő többi elektron taszítja őket. Sok atom esetén egy újabb elektronnak a maghoz való vonzási E-ja meghaladja a semleges atom elektronhéjának taszítási E-át. Ezek az atomok elektront tudnak megkötni, miközben stabilis negatív ion, anion képződik. Azt az energiát ami akkor szabadul fel, vagy ahhoz szükséges, hogy az atomból egyértékű negatív ion keletkezzen, elektronaffinitásnak nevezzük.

16. A periódusos rendszer története • Ha az elemeket atomtömegük szerint sorrendbe állítjuk és bizonyos tulajdonságokat megvizsgáljuk, felfedezhető ismétlődés, „periodicitás” a növekvő atomtömeg mentén. Az első tudós, aki ezt felismerte Johann Wolfgang Döbereiner német kémikus volt, aki 1828-ban felfedezett egy pár, hasonló elemekből álló triádot: 1829-ben Dobereiner felállította a triádok törvényét: a triád középső elemének atomtömege a két másik számtani közepe volt.

17. A periódusos rendszer története Végül 1869-ben az orosz kémia professzor, Mengyelejev, és négy hónappal később a német Julius Lothar Meyer egymástól függetlenül készítették el az első periódusos rendszert, melyben az elemeket tömegük szerint rakták sorba. Azonban Mengyelejev néhány elemet a sorrendtől eltérően helyezett el, hogy a tulajdonságaik jobban igazodjanak a szomszédaihoz, kijavította néhány elem atomtömegét, és megjósolta a táblázat még akkor üres helyeire kerülő elemek felfedezését (Sc, Ge, Ga), és azok tulajdonságait. A rendszer helyességét megerősítette 1875-ben a gallium felfedezése, mert ez az elem a megjósolt tulajdonságokat mutatta. Mengyelejev zseniális tudós volt, eredményeit a 19. század végén, 20. század elején az elemek elektronszerkezetének felfedezése igazolta.

18. A periódusos rendszer A kémiai reakciókban azok az elektronok vesznek részt, amelyek a külső elektronhéjon helyezkednek el. Ezek a vegyértékelektronok. Az atom többi része az atomtörzshöz tartozik - nem vesznek részt a kémiai reakciókban. Azatomtörzset az atommag és a belső, lezárt alhéjak alkotják. Mengyelejev rendszere a kémiai elemeket rendszerezi a növekvő rendszámalapján úgy, hogy a hasonló vegyértékhéjú elemek egymás alá kerülnek. A vízszintes sorok a periódusok: a periódusok száma megadja az abban a periódusban lévő atomok elektron héjainak a számát. A függőleges sorok a csoportok:- 8 főcsoport:1.A-8.A 8 mellékcsoport 1.B-8.B. (a 8.B csoport három oszlopot foglal el).A főcsoportok száma megadja az abba a csoportba tartozó atomok vegyértékelektronjainak a számát. A legfontosabb csoportok nevet is kaptak: 1.A. alkáli fémek (kivéve a hidrogén) 2.A. alkáli földfémek 7.A. halogének 8.A. nemesgázok

19. A periódusos rendszer A periódusos rendszer az elemek természetes rendszere, melyből hasznos információkat kapunk az elemek szerkezetéről, kémiai tulajdonságairól, reakciókészségükről. A ma használatos periódusos rendszer: s-mező elemei p-mező elemei d-mező elemei Nemesgázok Lantanoidák Aktinoidák

20. A periódusos rendszer

21. A periódusos rendszer • Oszlopok és sorok (periódusok): periódusok száma megadja, hogy a mag körül hány héj épült ki. A periódusokban az elemek rendszámuk szerint növekvő sorban követik egymást, az oszlopok száma pedig a külső vegyértékelektronok számára utal. Egy csoportban egymás alatt vannak a hasonló tulajdonságú elemek. • Elemkonfiguráció alapján mezőkre osztjuk a periódusos rendszert. • s mező : alkáli fémek és alkáliföldfémek tartoznak ide. Külső héjakon csak s elektronok vannak, 1 vagy 2, könnyen képeznek egyszeres vagy kétszeres kationokat, ionizációs energiájuk igen kicsi, céziumé a legkisebb. • p-mező : földfémek (IIIA), széncsoport (IVA), nitrogéncsoport (VA), oxigéncsoport (VIA), halogének (VII), és végül a nemesgázok (VIIIA). Kation képződés csak a IIIA csoport tagjainál fordul elő, mivel a külső elektronok száma balról jobbra nő, így egyre nagyobb E kellene a leszakításukhoz.). Az elektronaffinitás a perióduson belül nő, legnagyobb a halogéneké, így ők képeznek legkönnyebben aniont. d mező : az átmeneti fémek tartoznak ide (IB-VIIIB), ezek többnyire lezárt s pályákkal rendelkeznek, de ezek alatt betöltetlen d pályák vannak. Ezek az elemek kémiai viselkedésüket tekintve igen hasonlóak. A betöltetlen d pályák révén elektron akceptorként komplexképződési reakciók gyakori szereplői. Elektronjaik már a látható fény hatására gerjesztődnek, ezért általában színesek. A szín mélysége kapcsolatban van az oxidációs állapotukkal is (pl.Mn2+ színtelen, Mn4+ rózsaszín, Mn7+ sötét lila).

22. A periódusos rendszer f mező : ritka földfémek : Lantanoidák, Aktinoidák. A lezárt s pályák alatt f pályák töltődnek, s miután külső két pályájuk elektronkonfigurációja azonos, tulajdonságait tekintve még nagyobb a hasonlóság mint a d mező féméinél. Sok közülük a természetben nem fordul elő, csak mesterségesen lehet előállítani, gyakran rövid élettartamúak. Az elemek periódusos rendszerének különböző felfogású reprezentációja:

23. A periódusos rendszer Egy perióduson belül azok az elemek találhatók, melyekben az elektronhéjak száma megegyezik. A periódusban balról-jobbra haladva sorban töltőnek fel az atompályák. Az elektronszerkezet alakulása az egyes periódusokban:

24. A periódusos rendszer Az egy azon főcsoportba tartozó elemeknek a vegyértékelektronjainak száma megegyezik. A vegyérték elektronok számát a főcsoport sorszáma adja meg. Ez alapján az ugyanabban a főcsoportban lévő elemeknek a kémiai tulajdonságai nagyban megegyeznek. Ez azzal magyarázható, hogy a vegyértékelektronok száma, meghatározza, hogy az adott elem a kötésekben hány elektronnal tud részt venni. (Emellett a kötés milyenségében szerepet játszik az elektronegativitás is). Az elektronszerkezet felépítése (amely szintén hasonló a főcsoport béli elemek között) pedig meghatározza az elem reakciókézségét. Így belátható, hogy egy ugyanolyan reakcióban a főcsoport különféle elemei legtöbbször ugyanúgy vesznek részt, csak a reakció hatásfokában van eltérés. A III.A csoport elemeinek oxidjai pl. E2O3 összetételűek.

25. Az atom-, az ionsugár, az ionizációs energia és az elektronegativitás változása • Az atomok elektromosan semlegesek, mert bennük a protonok és a neutronok száma megegyezik. Ha valamilyen módon sikerül megváltoztatni az elektronburokban az elektronok számát, elektromos töltésű részecskék, ionok keletkeznek. • Pozitív töltésű ionok úgy képződnek, hogy az atomból egy- vagy több elektront eltávolítunk (kationok). Ehhez energiát kell közölni, gerjesztéssel keletkeznek (ionizációs energia). • Pl. A nátrium atom ionizációja: • 1s22s22p63s1 1s22s22p6 • Az ionizációs energia mértéke annak, hogy semleges atomból milyen könnyen képződik pozitív töltésű ion. Az első elektron leszakítása után a további elektronok eltávolítása már nagyobb energiát igényel, mivel az elektront már nem a semleges atomból, hanem a már pozitív töltésű, és így az elektronra nagyobb vonzóerőt kifejtő ionból kell elvenni. -e- [Ne] [Ne]

26. Az atom-, az ionsugár, az ionizációs energia és az elektronegativitás változása • Negatív töltésű ionok semleges atomokból úgy keletkeznek, hogy az atom egy vagy több elektront felvesz. Pl. fluor atom elektronfelvétele: 1s22s2p5 1s22s2p6 A többértékű negatív ionok képződéséhez lényegesen nagyobb energia befektetésre van szükség, mert le kell küzdeni a már negatív ion elektrontaszító hatását. (pl. a halogének elemeinél az elektron felvétel energia felszabadulással jár. Ekkor az elektronaffinitás negatív előjelű). Ionok keletkezésénél az atom tömege nem változik számottevően, ezért az ion tömeget egyenlőnek tekinthetjük az atom tömegével. Jelentősen változik viszont az atomok mérete, amikor ionná alakulnak. Az ionok méretét ionsugárral jellemezzük. A pozitív töltésű ionok sugara mindig kisebb, a negatív ionok sugara mindig nagyobb, mint a semleges atomoké. Ok: kationoknál a mag vonzó hatása, anionoknál az elektronok taszító hatása jobban érvényesül. Atomrádiusz: Megállapodás szerint atomsugáron az atommag középpontjától a legkülső elektronhéj elektron eloszlásfüggvény maximumáig mért távolságot értjük. +e- [Ne]

27. Az atom-, az ionsugár, az ionizációs energia és az elektronegativitás változása A periódusos rendszerben az ionok mérete egyes csoporton belül felülről lefelé haladva növekszik, ugyanúgy, mint az atomok mérete-, de összehasonlítani csak azonos töltésű ionokat lehet. A perióduson belül balról-jobbra haladva: • csökken az elemek atomsugara, (ionizációs energiájuk) elektronegativitásuk viszont nő. Ennek oka az, hogy atommagban levő protonok számának növekedésével a mag pozitív töltése –és ezáltal vonzó hatása- is nő. • nő az ionizációs energia. • A periódusos rendszer VIIIa csoportban lévő atomjaiból csak lényegesen nagy energia befektetéssel lehet elektront leszakítani. Ezek az elemek elektron felvételre sem képesek. Ezek a nemesgázok, melyek kémiai átalakulásra sem hajlamosak. Ez a viselkedésük a stabil elektronszerkezettel magyarázható.

28. Az elektronegativitás (EN) • A kialakuló kötés jellege a kötésben lévő atomok elektronvonzó képességétől függ. Elektronegativitás (elektronvonzó képesség), EN: annak az erőnek a mértéke, amellyel egy atom a kémiai kötésben lévő elektronokat magához vonzani képes. • A Pauling-féle EN skála alappontjai: • a lítium EN-értéke 1,0 • a fluor EN-értéke 4,0 A többi atom EN-értékét ezekhez viszonyítva állapították meg. Az EN a rendszám függvényében ugyanolyan periodikus változást mutat, mint az ionizációs energia (alulról felfelé, ill. balról jobbra haladva növekszik).

29. Az elektronegativitás (EN) periódusos rendszeren belüli alakulása • Az EN-érték a periódusos rendszerben: • a periódusokon belül balról jobbra haladva nő • a csoportokon belül felülről lefelé csökken