Teme
Da li ste znali?
Demokrit, grčki filozof koji je cca. 450. godine p.K. zastupao tezu da se tvari sastoje od sitnih, oku nevidljiv i nedjeljivih čestica - atoma.
Tražilica
Periodski sustav elemenata
Elementi poredani po atomskim težinama pokazuju periodičnost u kemijskim i fizičkim svojstvima, što je pregledno prikazano u „Periodskom sustavu elemenata”. Periodičnost u svojstvima prikazana je horizontalnim redovima–periodama, a sličnost između elemenata izražena je vertikalnim stupcima–grupama.
Ideju o potrebi formiranja periodskog sustava elemenata dalo je sljedeće eksperimentalno opažanje: „Kad se elementi poredaju po atomskim brojevima (rednim brojevima), elementi sa sličnim kemijskim i fizičkim svojstvima, pojavljuju se u regularnim intervalima”. Periodski sustav elemenata, formuliran od strane ruskog kemičara Dmitrija Mendeleeva oko 1869. godine je popis elemenata poredanih u redove tako da elementi sa sličnim kemijskim svojstvima pripadaju istim stupcima. Nezavisno je na sličnom sustavu radio njemački fizičar Lothar Meyer, koji je sličnost i periodičnost tražio među fizikalnom svojstvima elemenata. Svaki red u periodskom sustavu započinje elementom koji lako otpušta jedan elektron (redom, H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), koji pripada tzv. „alkalnim metalima”, a završava s plemenitim plinom (redom, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) ispred kojih je stupac tzv. „halogena” (F, Cl, Br, I, At), karakterističnih po afinitetu prihvaćanja jednog elektrona, čime bi se po elektronskoj konfiguraciji izjednačili s plemenitim plinom s njihove desne strane.
Periodski sustav elemenata djeli se u periode (horizontalni redovi) i grupe (vertikalni stupci). Kroz pojedinu periodu elementi mijenjaju svojstva, od aktivnih metala, preko manje aktivnih metala, do malo aktivnih nemetala da bi period završio plemenitim plinom. Unutar svake grupe također postoji postepena promjena svojstava. Tako se aktivnost unutar grupe alkalnih metala (prva grupa) pojačava idući od vrha prema dolje, a aktivnost grupe halogena (sedma grupa) karakterizira posve obrnuti proces.
Periodi 2 i 3 prekinuti su nakon drugog elementa u redu, da bi svoje članove postavili u grupe s kojima ih vežu zajednička svojstva, u grupe 4-8. Prelazni metali u periodima 4 i 5 su metali koji su međusobno vrlo slični no nisu nalik elementima u ostalim numeriranim grupama (grupe numerirane brojevima 1-8). Oni predstavljaju ono što uobičajeno podrazumjevamo pod tipičnim metalima (željezo, nikalj, zlato, bakar .....). Period br. 6 sadrži 32 elementa, no 15 od njih odjeljeni su unutar posebne „kutije”. To su rijetke zemlje, također pripadnice metala, koje su toliko nalik jedna drugoj da ih je teško kemijski separirati. Smještene su kao cjelina desno od 56. elementa-barija. Slična grupa (15 članova) vrlo sličnih elemenata-aktinida pojavljuje se unutar posebne cjeline-kutije pridružena elementu radiju (redni broj 88).
U mikrosvijetu gdje vrijede zakoni kvantne mehanike, vrlo je značajan Paulijev princip isključenja. On zabranjuje unutar kvantnog sustava, u našem se slučaju radi o atomu, postojanje dva stanja s istim kvantim brojevima. Drugim riječima u atomu ne postoje dva elektrona čije je stanje opisano istim kvantnim brojevima, barem jedan od njh 4 mora bit različit. Navedimo o kojim se kvantnim brojevima radi i koje su relacije između njih. Glavni kvantni broj n poprima vrijednosti 1, 2, 3, 4, .Orbitalni kvantni broj l također poprima cjelobrojne vrijednosti, počevši s nulom, l = 0, 1, 2, ..i kao najveću vrijednost može imati n - 1. Magnetski kvantni broj m govori o orijentaciji orbitalnog momenta prema istaknutom vanjskom magnetskom polju. Njih ima 2 l +1 i zauzimaju cijele brojeve od - l do + l. Četvrti kvantni broj je kvantni broj spina koji poprima samo dvije vrijednosti, s = +1/2 i s = – 1/2.
Najniže energijsko stanje atoma (ustvari odnosi se samo na elektronski omotač atoma) opisano je glavnim kvantnim brojem n = 1. Kako je najveća vrijednost kvantnog broja l određena kao n-1, nužno je l = 0 i m = 0, a spin može poprimiti dvije vrijednost. Slijedi da u atomu stanje najniže energije mogu zauzimati samo dva elektrona (n=1, l=0, m=0, s=+1 i s=–1. Tradicionalno, običaj je za ta dva elektrona kazati da se nalaze u K-ljusci.. Slijedeća, tzv. L-ljuska, određena je glavnim kvantnim brojem n = 2, tako da su u njoj moguća dva stanja što se orbitalnog kvantnog broja tiče, l = 0 i l = 1 i govorimo o dvije podljuske u L-ljusci. U l = 0 -stanju ima mjesta za 2 elektrona (spin +1/2 i -1/2), a u l = 1 stanju za njih 6 (m=-1, 0, 1; i za svaki m po dvije vrijednosti spina). Slijedeća, M-ljuska ima tri podljuske. Brojanje stanja u prethodnom primjeru ukazuje na jednostavno pravilo određivanja broja mogućih stanja koja mogu biti zauzeta elektronima. Zbog 2 l +1 mogućih vrijednosti kvantnog broja m za svaki l, te zbog dvije vrijednosti spina elektrona, ukupan (maksimalan) broj stanja za podljusku određenu vrijednošću kvantnog broja l iznosi 2(2l+1). To za l = 2 podljusku daje 10, za l = 3 14 stanja itd.
Slika prikazuje atom dušika s njegovom K ljuskom (n = 1) u kojoj su 2 elektrona u stanju l = 0 i L ljuskom s 5 elektrona u stanju l = 0 (2 elektrona) i l = 1 (3 elektrona od maksimalno mogućih 6 u l = 1 stanju).