Kako smo videli u atomu se e- može opisati sa 4 nezavisna kvantna broja od kojih je n-glavni kv broj ima vrednosti celih br :1,2,3...

l-sporedni (orbitalni ili azimutni):0,1,2....(n-1)

ml-magnetni kv broj koji određuje prostornu orjentaciju i broj orbitala u pojedinim energetskim podnivoima sa vrednostima od +l....0, -l

Spinski s sa vrednostima ±1/2.

Svakom e- se pripisuju 4 nezavisna kvantna broja i uzimajući u obzir ograničenja koja nalaže Paulijev princip, dolazi se do logičkog skadnog objašnjenja postojanja zatvorenih elektronskih grupa u el omotaču.

Ove dve postavke:kvantitativnost el stanja i Paulijev princip zajedno sa III Borovim postulatom kaže da je osnovno stanje atoma stanje sa najnižom E, praktično daje objašnjenje izgradnje PSE.

Odavde proizilazi da max broj e- koji se međusobno razlikuju bar po jednom od ova 4 kvantna br pri datoj vrednosti glavnog kv. broja iznosi:

2 2𝑙 + 1 = 𝟐𝒏𝟐𝑙=𝑛−1𝑙=0

Na taj način u potpunom skladu sa eksperimentom dobijamo vrednost 2n2 za max br e- u n-kvantnoj el podgrupi.

Ti e- raspodeljeni su između n podgrupa, a max br e- u svakoj podgrupi iznosi 2(2l+1).

Obično se navodi da je dosta tih energetskih nivoa.

Slika 47 str.169-kondratijev

Ima veliki broj anomalija u popunjavanju podnivoa.

n=1 predstavlja K nivo sa max br e- 2 ima 1s

podgrupu.

Kod He se javlja max br e- i ova el grupa sa sa 2e- je

zatvorena el grupa koja se zadržava nadalje u

PSE.

n=2 L grupa ima dve podgrupe 2s 2p sa max br e-

8, a po podgrupama 2 i 6. ova grupa L biva

popunjena već kod Ne. Ovih 8e- čine da L grupa

ostaje zatvorena u preostalom PSE.

Za n=3 M grupa sa podgrupama 3s 3p 3d max br e- 18.

U ovoj grupi ima 2 s-elektrona, 6 p-elektrona i

2(2·2+1)=10 elektrona koji su raspoređeni u trima

podgrupama:3s 3p i 3d

već ovde 18 elektronsku N (n=4) grupu imaju jedino teži

elementi počev od 29Cu pa na dalje. U slučaju triju lakših

elemenata Ar, K i Ca već i nepotpuna osmoelektronska M-

grupa ispoljava osobine zatvorene grupe, na šta ukazuju

hemijske i fizičke osobine atoma Ar i jona K+ i Ca++.

Eksperimentalno su e- ovih elemenata (poslednji) smešteni

u 4s podgrupi umesto u 3d.

18Ar:3s23p6 19K:1s22s22p63s23p64s1 20Ca:4s2

Eksperimentalno su e- ovih elemenata (poslednji)

smešteni u 4s podgrupi umesto u 3d.

Ova pojava objašnjava se da pri prelazu od elementa Z na

naredni teži element Z+1, ovaj prvi Z e- se smešta u nivo

niže E da njemu odgovara najniže E stanje, a niže E stanje

jeste 4s, a ne 3d.

Ova odstupanja u popunjavanju počinju kod Ca:

20Ca:1s22s22p63s23p64s2

Od Sc do Ni dolazi do prepokrivanja 3d i 4s orbitala tako

da se u ovoj grupi od Z 21 do 28 valentni e- su d e-.

Nakon 29Cu prelazi se na grupu kada je n=4 N grupa sa 4

podgrupa:4s 4p 4d 4f sa br e- 2, 6, 10, 14.

Od Zn do Kr ide normalno popunjavanje sve dok se u Kr

ne postigne 8mo elektronska grupa u okviru N gr i opet

slede odstupanja.

Već se u Rb i Sr kao valentni e- ne javljaju 4d već 5s.

Sve do Pd je nepravilno popunjavanje i postiže se 18-to

elektronska stabilna struktura u okviru N gr

praktično se popunjavanje ponovo zaustavlja

popunjavanje Ngr od 32 e- na račun zakonomernog

popunjavanja O gr (n=5) samo do 8-mo elektronske

zatvorene grupe Xe (Z=54 5s i 5p).

Tu se zaustavlja rast O gr na 8-mo elektronsku zatvorenu gr, sa zatvorenom 18e- i 8 e- i grupa staje e- na 6s podgrupu grupe P.

Sada se 6s podgrupa zadržava, a e- tek popunjavaju N grupu ( Z=58-71) popunjava se 4f podgrupa (32 e-)sve do boja 32.

Nadalje se sve komplikuje i dolazi do prepokrivanja grupa.

Raspodela elektrona u pojedinim kvantnim nivoima određena je Paulijevim principom:

u atomu dva e- ne mogu imati ista sva četiri kvantna broja. Zove se Paulijev princip zabrane ili isključenja.

Energetsko stanje e- u atomu određeno je vredostima kvantnih brojeva n, l, ml i ms dotične orbitale kojoj e- pripada.

AO može da primi maximalno samo 2e-, može imati 1e- ili da bude nepopunjena.

U odsustvu magnetnog polja ili električnog, Eorbitala određena je samo pomoću 2 kvantna br n i l.

Na osnovu Paulijevog principa isključenja popunjavanje nivoa sa n=1 kaže da mogu postojati samo 2e- koji se nalaze u s orbitali (l=0) i razlikuju u spinu.

Tako je elektr konfiguracija prvog energ nivoa 1s1.

U drugom n=2, l=1 mogu max biti 2e- u 2s i 6e u 2p-

orbitalama. Što je ukupno 8e-. 2s22p6

maximalan br elektrona u određenom energ nivou

dobija se na osnovu izraza 2n2.

Izgradnja periodnog sistema odvija se tako što idući od H atoma (1e-) svaki naredni elemenat u periodi ima po 1e- više.

Kako smo videli kvantni brojevi mogu imati vrednosti:

n : od 1 do n (pa i ∞)

l: od 0 do n-1

ml: od +l do –l

ms:+1/2, -1/2

Elektroni u svom normalnom stanju imaju n vrednosti od 1

do 7. Glavni kv br n označava energetski nivo (sloj ili

ljuska) u kojem se e- nalazi: n=1 K, n=2 L, n=3 M, n=4

N, n=5 O, n=6 P, n=7 Q

Primer: za n=1, l=0 i ml=0, ms je ±1/2, prema tome postoje

dva niza vrednosti za sva 4 kv broja

Prema tome u K ljusci mogu postojati samo 2e-

Razlikuju se po orjentaciji spina

Kako je l=0 oba e- se nalaze u istoj s-orbitali.

Elektronska konfiguracija K-ljuske: 1s2

n=2 l=0 i 1 ml=0; -1,0 +1; ms=+1/2, -1/2

n 2

l 0 1

ml 0 1 0 -1

ms +1/2 -1/2 +1/2 -1/2 +1/2 -1/2 +1/2 -1/2

U L ljusci najviše može biti 8 elektrona, dva su u s

orbitali, 6 u 2p orbitalama

L: 2s2 2p6

Maksimalan broj e- u određenoj elektronskoj ljusci je : 2n2

Za n=3 elektronska konfiguraciaj M ljuske je: 3s23p63d10

n=4 N-ljuska 4s24p64d104f14

n=5 O-ljuska 5s25p65d105f14

Elektronska konfiguracija P-ljuske n=6

6s26p6

Q ljuska n=7 7s2

Elektronska konfiguracija elektronskih ljiski

K-ljuska: 1s2

L-ljuska: 2s2 2p6

M-ljuska: 3s23p63d10

N-ljuska: 4s24p64d104f14

O-ljuska: 5s25p65d105f14

P-ljuska: 6s26p6

Q-ljuska: 7s2

Izgradnja PSE odvija se tako da idući od H atoma koji ima

samo 1e-, svaki naredni element ima za 1e više od

prethodnog

Naelektrisanje jezgra se povećava za 1

Raspodelu e- oko jezgra

određuje Paulijev princip

Ispitivanje spektara dovelo je do jednog empirijskog pravila-Hundovo pravilo po kome se elektronima popunjavaju degenerisani energetski nivoi p, d ili f-orbitala, e- se raspoređuju tako da zadrže što je moguće više paralelne spinove.

Ovo je posledica međusobnog odbijanja elektrona, te činjenice da popunjavanje orbitala određenog energ nivoa prvo sa nesparenim spinom doprinosi da je elektronski oblak maximalno razvučen po atomu, te atom ima niže energetsko stanje.

Pravilo maksimalnog multipliciteta

Hundovo pravilo-

Elektroni se u okviru degenerisanih orbitala

određenog energetskog podnivoa razmeštaju tako da

je broj e- sa nesparenim spinom maksimalan

Ovo je posledica međusobnog odbijanja e-

Ovakvo popunjavanje orbitala prvo sa nesparenim

spinom doprinosi da je elektronski oblak maksimalno

razvučen po atomu, pa atom ima niže energetsko

stanje

Po Hundovom pravilu elektronska konfiguracija N atoma

je

7N:1s22s22px12py12pz1

Sparivanje e- u 2p-orbitalama desiće se tek kod O:

8O:1s22s22px22py12pz1

p-orbitale biće popunjene kod plemenitog gasa Ne.

Međutim kod atoma hroma i bakra ima odstupanja u

redosledu popunjavanja zbog E orbitala:

Cr: 1s22s22p63s23p64s13d5

Cu: 1s22s22p63s23p64s13d10

Objašnjenje: ova odstupanja se objašnjavaju većom

stabilnošću atoma Cr u slučaju kada su njegove

degenerisane d orbitale maksimalno popunjene sa

paralelnim spinom isto važi za Cu.

Većom stabilnošću atoma Cu sa maksimalno popunjenim d

orbitalama sa sparenim spinom

Poznato je da je Mendeljejev svrstao elemente u periodni sistem uočivši periodične promene hemijskih osobina za elemente.

Alkalni elementi čine jednu grupu-koja ima iste hemijske osobine, a utvrđeno je na osnovu elektronske konfiguracije-svi imaju po 1e- u zadnjem nivou.

Zemnoalkalni imju po 2e-

Elementi su tako svrstani u grupe.

Mendeljejev periodni sistem bio je od velikog značaja da se razjasne spektri elemenata i dođe do konfiguracije elektrona.

A poznavanje rasporeda e- moglo je da objasni nepravilnosti koje su se pojavljivale u prvobitno izgrađenom PSE na bazi atomskih masa.

Jedan od nedostataka sistema bio je proizvoljan položaj plemenitih gasova i teškoći da se smeste elementi pod nazivom retke zemlje.

Kvantna teorija postavila je plemenite gasove na logično mesto (na kraju PSE stogo desno)-u ovim elementima su s i p-orbitale potpuno popunjene.

Zbog ovakve el konfiguracije plemenitih gasova, koja uslovljava sverno simetričan raspored el gustine oko jezgra oni su vrlo stabilni i inertni (ne reaktivni).

Zaključak: struktura PSE zavisi od el konfiguracije

Osobine atoma zavise od el konfiguracije poslednjeg

(spoljašnjeg) energetskog nivoa

Popunjvanjem energetskih nivoa nastaju atomi elemenata

slične el konfiguracije što se ogleda u sličnosti njihovih

hemijskih i fizičkih osobina

S obzirom na redosled popunjavanja energ podnivoa,

elementi se dele na :s, p, d, f elemente

s-elementi su alkalni i zemnoalkalni

p-elementi su IIIA, IVA, VA,VIA,VIIA grupa i plemeniti

gasovi

Plemeniti gasovi imaju stabilnu elektronsku konfiguraciju-

oktet

p-elementi pokazuju osobine nemetala, neki metaloida

(B,Si,ge,As,Sb,Te,Po), a neki metala (Al, In, Tl, Sn,Pb,Bi)

Kod elemenata sa većim rednim brojem u stvaranju hemijske veze mogu učestvovati pored elektrona s i p –orbitala i elektroni iz delimično popunjenih d i f –orbitala iz prethodnog energetskog nivoa.

Ovi elementi čine prelaz između s i p elemenata i nazivaju se prelazni elementi.

Atomi prelaznih elemenata koji popunjavaju d-orbitale tj:

(n-1)d1 do (n-1)d10 su d-elementi ili glavni prelazni

elementi

Elementi koji popunjavaju e- f-orbitale tj od (n-2)f1 do (n-

2)f14 su unutrašnje p-relazni elementi, dele se u dve grupe

lantanoidi (4f orbitale od 58-71) i aktinoidi (5f orbitale

od 90-110)

Promena osobina elemenata u tesnoj je vezi sa povećanjem

broja e- u poslednjem energetskom nivou (valentni e-)

Poznavajući elektronske konfiguracije elemenata mogu se predvideti njihove fizičke i hemijske osobine.

Elementi sa sličnim el konfiguracijama poslednjeg energ nivoa svojih atoma imaće slične osobine.

To je osnova tablice PSE, u kojoj su elementi uređeni prema porastu rednog broja .

Tako da oni sa sličnim el konfiguracijama poslednjeg energ nivoa budu u istoj grupi PSE.

Tako primer:alkalni metali IA grupa su po svojim hemijskim i fizičkim osobinama veoma slični jer imaju u zadnjem nivou konfiguraciju ns1.

Pravilnost promena osobina elemenata u periodi je u tesnoj vezi sa pravilnom promenom el konfiguracije poslednjeg energ nivoa.

Idući po periodi sa leva na desno od alkalnih ka halogenim elementima (ne računajući prelazne) koji u poslednjem nivou imaju 7e-, metalni karakter opada a raste nemetalni.

Metalni karakter elemenata ne zavisi samo od od br e- u poslednjem nivou već i od veličine (poliprečnika)samog atoma.

Shodno tome poluprečnik će da raste i da slabi privlačna sila između jezgra i e- u poslednjem energ nivou pa se ovi e- mogu lakše udaljiti iz atoma-atom postaje reaktivniji.