Keemiliste elementide aatomite raadius suureneb perioodilisustabelis alla ja vasakule liikudes ning suurema raadiusega nõrgeneb suutlikus väliskihi elektrone tuuma ümber hoida. Võime elektrone aatomi ümber saada suureneb suurema elektronegatiivsusega, mis kasvab enam-vähem sujuvalt perioodilisustabelis üles paremale liikudes olles samuti väiksem, kui aatomi raadius kasvab.
Elektronide piirkondi nimetatakse orbitaalideks mitte orbiitideks.
Kvantarvud on kvantmehhaanilisi seisundeid kirjeldavad väärtused, mis erinevad üksteisest kindla väärtuse jagu ning mis ei saa olla ühised mitmel sama aatomi elektronil.
Elektroni seisundite kirjeldamiseks on 4 kvantarvu:
Peakvantarv (n) tähistab elektronkihti täisarvudega 1, 2 ... n. Suurim arv tähistab aatomi pinnapealset kihti.
Asimuudi kvantarv (l) tähistab alamelektronkihti (s kiht on 0, p kiht 1, d kiht 2, f kiht 3 jne.) ning elektroni puhul kehtivat versiooni pöördimpulssi (pildil angular momentum). Igapäevasema näitena on pöördimpulss välismõjutuste puudumisel püsiv suurus, mis hoiab vurri tasakaalus pöörlevana. Elektronide puhul näitab see ka orbitaali kuju ja millise nurga all keemilisi sidemeid võib vastava pöördimpulsiga elektron alal hoida.
Magnetiline kvantarv (m) tähistab elektroni tõenäolist orientatsiooni alamelektronkihi orbitaalis ehk elektronpilves (elektroni tõenäolisem asukoht). Väärtused kõiguvad täisarvudena l ja -l vahel. Kihi s (asimuudi kvantarv l=0) puhul on ainult üks alamkiht ja väärtus on 0. Kihi p (l=1) puhul on 3 "pilve" (m väärtused on -1, 0, +1). Kihi d (l=2) korral on 5 "pilve" ja m väärtused on -2, -1, 0, 1, 2.
Elektroni spinn (s) on 1/2 või -1/2 ning kahte sama spinniga elektroni ei saa olla samas elektronpilves. Algse nime valiku puhul peeti spinni pöörlemiseks.Elektronkonfiguratsioonid
Elektronkonfiguratsioon kirjeldab elektroni asumist aatomites ja molekulides. Elektronid saavad elektronkihti vahetada energia neeldumise või kiirgamise korral ning püsivad muidu oma orbitaalil. Elektronkihtide täitmisel tekstis alustatakse madalamast kihist ning liigutakse ülal pildil nähtava korrapäraga edasi. Lihtsuse mõttes saab s, p, d jne. panna vertikaalselt tulpadesse ja diagonaalis järgmine sobiv alamkiht leida. Alates f alamkihtidest nimetatakse edasisi alamkihte tähestikus järgmise tähega. Tähe ees olev number tähistab (orbitaalide lõigu allikast) energilustaset (kvantarv n) ning vahel loetletakse neid n väärtuseid vastavalt tähtedega K, L, M jne. Tähe järel on ülal väiksemalt tähistatud elektronide arv. Kui madalamad kihid on täitmata, siis on elektron ergastatud olekus kaotades oma lisaenergia kiiresti tagasi langemisega ja footoni kiirgamisega selle käigus. Iga suurema l väärtusega alamkiht on energilisemate elektronidega kui eelnev väiksema l väärtusega orbitaali tüüp. Näiteks 4s, 4p, 4d ja 4f on järjest suureneva energiaga elektronkihid.
Aatomi n'das kihis võib olla 2n2 elektroni. Esimesel kihil 2, teisel 8, kolmandal 18 jne. Kahega korrutatakse, sest kuni 2 elektroni mahub ühele orbitaalile. Alamkihile mahub l väärtusest sõltuvalt maksimaalselt 2(2l+1) elektroni. S, p, d, f puhul on maksimum vastavalt 2, 6, 10 ja 14. Limiidi seab see, et igal elektronil peab olema aatomis ainulaadne kombinatsioon kvantarvude väärtuseid (Pauli printsiip).
Elektronkihtide arv võrdub perioodilisustabeli rea numbriga ja väliskihi elektronide arvu näeb tulba arvust jättes välja metallide tulbad (vasakult paremale vastavalt 1-8 elektroni). Tabelil nähtud s, p, d ja f koos laiendavate nooltega tähistavad seda, millise orbitaaliga on nende aatomite puhul kõige energilisem ehk väline elektronkiht.
Aatomite raadius suureneb alumiste perioodide suunas ja paremale poole jäävad aatomid jäävad järjest väiksemaks.Metallide puhul suureneb ülalt alla liikudes nende keemiline aktiivsus, sest väliskihi elektronid jäävad tuumast kaugemale, on sellega nõrgemini seotud ja loovutatakse seetõttu kergesti.
Mittemetallide keemiline aktiivsus langeb ülalt alla, sest suurema läbimõõdu tõttu suudavad need järjest nõrgemalt elektrone vastu võtta.
Elektronide seondumise ja loovutamise puhul on määravaks elektronegatiivsus (üleeelmisel illustratsioonil electron affinity), mis on suurem elektrone tugevamalt siduvate aatomite puhul. Kui keemiliste elementide erinevused elektronegatiivsuses on väikesed (kuni 1,7), siis nimetatakse tekkinud sidet kovalentseks sidemeks ja suurema erinevuse korral ioonsidemeks.Erandina on kõige parempoolsema tulba elemendid väga madala keemilise aktiivsusega, sest nende väline elektronkiht on tavaliselt elektronidest küllastunud ja ei saa rohkematega seonduda.
Ionisatsioonienergia tähistas üleeelmisel pildil elektroni eemalduseks vajalikku energiahulka ning see kasvab koos elektronegatiivsusega. See kasvab sama aatomi puhul järjest iga elektroni eemaldusega, sest allesjäänud elektronid asuvad tuumal lähedamal ja on sellega tugevamalt seotud.
Orbitaalid
Orbitaalid tähistavad elektroni tõenäolist asukohta aatomis olles tähistatud kvantarvude n, l ja m poolt, mis tähistavad vastavalt ka elektroni energiat, pöördimpulsi tüüpi ja pöördimpulsi asukohta. Lisaks on 2 erinevat spinni mida mahub igasse orbitaali maksimaalselt 2.
Sarnaselt teiste väikeste osakestega käituvad elektronid korraga lainena ja osakesena ning n, l, m poolt kirjeldatud väärtused näitavad sujuva tõenäosusega elektroni asukohta. Osakesena käituvad nad näiteks sellega, et 1 footon muudab ühe elektroni energiat ja üheks laine omaduseks on nende sujuvad piirid ning kindla punktasukoha puudumine.
Osad elektronid (s alamkihis) on pöördimpulsita, mistõttu nende puhul ei sobi hästi elektroni analoogia planeedi ümber oleva orbiidiga kehast.
Ühe elektroniga aatomi puhul võib selle kuju olla selline nagu vastava alamkihi kuju peaks olema kuid lisaelektronidega täidavad need üldiselt ülejäänud tühjema ruumi tuuma lähedusest ja aatomi üldkuju läheneb rohkem kera kujule.
Väärtus n tähistab elektroni keskmist kaugust tuumani. Tuuma raskenemisel surutakse elektrone tugevamalt tuuma lähedusse.
S orbitaal on n=1 puhul kerakujuline eemaldudes hajuv ning iga järgneva n väärtuse kasvuga lisandub selle ümber teine tõenäolise elektroni sisaldusega kest. Ülal pildil on arvutisimulatsioon n=6 s orbitaalist. Keskel on kõrgema esinemistõenäosusega hele täpp, sest s orbitaalid on ainsad, millel võib tuuma piirkonnas olla suurem tõenäosus elektroni esinemiseks. Teised orbitaalid on pöördimpulsiga (kvantarv l ei ole null) ja väldivad koos sellega liigset tuuma lähedust.
Sinine ja punane tähistavad orbitaali lainefunktsiooni faase ning n, l ja m on vastavad kvantarvud. Orbitaal p on umbes hantli kujuliselt kahe jämedama otsaga ja tuuma lähedalt peenemaks jääva piirkonnaga. Orbitaal d enamus versioonidest on kahe ristuva p orbitaali kujulised või keskelt rõngaga ümbritsetud p orbitaali moodi ja f orbitaalid on 3 lõikuva ja otstega üksteist vältiva kujuga.
Näiteid vesiniku võimalikest elektronkihtide läbilõikest arvutisimulatsiooni järgi. Sulgudes olevad väärtused paistavad vastavalt n, l ja m.
No comments:
Post a Comment