Fő tartalom

Tantárgy/kurzus: Kémia könyvtár > 8. témakör

1. lecke: Ismerkedés a periódusos rendszerrel

A periódusos rendszer, az elektronhéjak és az atompályák

Bevezetés

Kémiai tanulmányaid során lehet, hogy te is találkoztál Tom Lehrer „Elemek” című dalával, amiben a pörgő nyelvű énekes a kémiai elemek nevét zenésítette meg. Sőt, hozzám hasonlóan lehet, hogy neked is lehetőséged volt néhány plusz pontért megtanulni a dalt. Ha így van, előfordulhat, hogy még mindig emlékszel az összes kémiai elem nevére, ami nem mindennapi képesség, és remek trükk a vendégek szórakoztatására, például egy koktélpartin.

Vajon ha megtanultad az összes kémiai elem nevét, az azt jelenti, hogy soha többé nem lesz szükséged a periódusos rendszerre? Nos...nem valószínű, hiszen a periódusos rendszer több, mint egy kémiai elemeket tartalmazó lista. Valójában inkább egy nyilvántartási rendszerre emlékeztet. Az egyes kémiai elemek táblázatban elfoglalt helye fontos információkkal szolgál szerkezetükről, tulajdonságaikról és kémiai reakciókban való viselkedésükről. Az elem periódusos rendszerben elfoglalt helye információt ad például az elektronkonfigurációról, vagyis arról, hogyan helyezkednek el az elektronok az atommag körül. Az atomok elektronjaik révén vesznek részt kémiai reakciókban, így az elektronkonfiguráció ismerete segít, hogy megbecsüljük az adott elem reaktivitását, vagyis azt, hogy reakcióba fog-e lépni egy másik elemmel, és ha igen, hogyan.

Ebben a fejezetben részletesebben megvizsgáljuk a periódusos rendszert, valamint azt, hogy az atomokban hogyan rendeződnek el az elektronok, és hogy ezek alapján mit mondhatunk el az elemek reaktivitásáról.

A periódusos rendszer

Az elemeket egyezményesen a periódusos rendszerbe soroljuk be. A periódusos rendszer az elemeket fontos viselkedési mintázatuk alapján rendezi el. Dmitrij Mengyelejev (1834–1907) orosz kémikus 1869-ben készített táblázatában a bizonyos tulajdonságaikban hasonló elemeket oszlopokba – csoportokba és sorokba – periódusokba sorolta. Ezek a tulajdonságok meghatározzák az adott elem halmazállapotát szobahőmérsékletlen (gáz, szilárd vagy folyadék), valamint kémiai reaktivitását, vagyis a kémiai kötések kialakítására való képességét.

A periódusos rendszer amellett, hogy az elemeket rendszámuk szerint rendezi, az elemek relatív atomtömegét is megadja, ami a természetben előforduló izotópok súlyozott átlaga. Példaképpen nézzük a hidrogént. A periódusos rendszerben a vegyjele

H

, és a neve is fel van tüntetve, emellett a bal felső sarokban látható a rendszáma (1) és a relatív atomtömege is (1,01).

Az elemek kémiai reaktivitása közti különbségek az elektronjaik számán és azok térbeli eloszlásán alapulnak. Ha két atom elektronszerkezete kiegészíti egymást, képesek egymással reakcióba lépni és kémiai kötések kialakítása révén molekulát vagy vegyületet létrehozni. Ha rápillantunk a periódusos rendszerre, azt láthatjuk, hogy az elemek elhelyezkedése tükrözi az elektronjaik számát és térbeli eloszlását, ami alapján megjósolható az adott elem reaktivitása, vagyis hogy milyen valószínűséggel és milyen elemekkel tud kötést kialakítani.

Elektronhéjak és a Bohr-féle atommodell

Az egyik első atommodellt a dán tudós, Niels Bohr (1885-1962) alkotta meg 1913-ban. A modell felépítése a Nap körül keringő bolygókra emlékeztet: középpontjában a protonokból és neutronokból felépülő atommag található, mely körül különböző távolságokban, kör alakú elektronhéjakon helyezkednek el az elektronok. Az elektronhéjak energiaszintje eltérő: a maghoz közelebb lévők kisebb, míg a távolabb lévők nagyobb energiájúak. Minden elektronhéjat egyezményesen egy számmal és az n betűvel jelölnek, így például a maghoz legközelebb található elektronhéj jelölése 1n. Ahhoz, hogy egy elektron átkerülhessen egyik héjról a másikra, a két héj közti energiakülönbségnek megfelelő mennyiségű energiát kell felvennie vagy leadnia. Például ha egy elektron energiát vesz fel egy fotontól, gerjesztődik és átkerülhet egy nagyobb energiájú héjra. Ellenkező esetben, ha egy gerjesztett elektron visszakerül egy alacsonyabb energiaszintű héjra, leadja a többletenergiát, gyakran hő formájában.

Az atomok – hasonlóan a fizika törvényszerűségei szerint működő más dolgokhoz – a lehető legalacsonyabb energiaszintű, legstabilisabb szerkezet elérésére törekszenek. Ennek megfelelően az atom elektronhéjai belülről kifelé kezdenek el feltöltődni elektronokkal, vagyis először az atommaghoz legközelebbi, alacsony energiájú pályák töltődnek fel, és csak ezt követően a távolabbi, magasabb energiájúak. Az atommaghoz legközelebbi 1n elektronhéjon kettő, a következő 2n héjon nyolc, míg a harmadik, 3n héjon maximum tizennyolc elektron lehet.

A külső elektronhéjon lévő elektronok száma meghatározza az adott atom reaktivitását, vagy a más atomokkal való kötés kialakítására való képességét. Ezt a külső elektronhéjat vegyérték-elektronhéjnak, a rajta található elektronokat vegyértékelektronoknak nevezzük. Általában akkor a legstabilisabb egy atom, és ezzel együtt akkor a legkevésbé reaktív, ha a vegyérték-elektronhéja telített. A biológiai szempontból fontos elemek többségének nyolc elektronra van szüksége a vegyérték-elektronhéjon ahhoz, hogy stabil legyen. Ezt a szabályt oktett-szabálynak nevezzük. Néhány olyan elem, amelynek a vegyérték-elektronhéja 18 elektronnal telíthető 3n, szintén stabil lehet ilyen oktettel is. Ennek okát később, az elektronpályák (orbitálok) részben fogjuk megmagyarázni.

Lejjebb láthatunk példát néhány semleges atomra és ezek elektronkonfigurációjára. A táblázatban látható, hogy a hélium vegyérték-elektronhéja telített, vagyis két elektron található az első és egyetlen 1n héjon. Hasonlóképpen, a neonnak is telített a külső 2n héja, amin összesen nyolc elektron található. Ez az elrendezés a héliumot és a neont nagyon stabillá teszi. Annak ellenére, hogy az argon külső elektronhéja technikailag nem telített, hiszen a 3n héjon akár 18 elektron is lehetne, az argon mégis olyan stabil, mint a hélium vagy a neon. Ennek oka, hogy a 3n héjon nyolc elektron található, vagyis teljesül az oktett-szabály. Ezzel szemben a klórnak csupán hét elektronja van a külső héjon, míg a nátriumnak csak egy. Ezek nem tudják telíteni a külső héjat és az oktett-szabály sem teljesül, így a klór és a nátrium reaktív elemek, és csak az alkalomra várnak, hogy elektronleadással vagy felvétellel stabilisabb konfigurációt érjenek el.

Elektronkonfiguráció és a periódusos rendszer

Az elemek a rendszámuk alapján vannak sorba rendezve a periódusos rendszerben, vagyis az alapján, hogy hány protonjuk van. A semleges atomokban a protonok és elektronok száma megegyezik, így a rendszámból az elektronok száma könnyen meghatározható. Ezen túl az elemek periódusos rendszerben elfoglalt helye – az oszlop, vagyis a csoport és a sor, azaz a periódus – szintén hasznos információkkal szolgál az elektronkonfigurációval kapcsolatban.

Ha csak a táblázat első három sorát nézzük, amelyekben az élethez szükséges fő elemeket is találjuk, minden sorban egy-egy elektronhéj telítődik: a hidrogén és a hélium esetében az elektronok az 1n héjon találhatóak, a második sorban a lítiummal elkezd telítődni a 2n héj, míg a harmadik sor elemei esetében (ilyen például a nátrium) ez a telítődés a 3n héjjal folytatódik. Hasonlóan informatív az elemek oszlopokban elfoglalt helye, hiszen ebből megtudhatjuk a vegyértékelektronok számát, és ez alapján következtetni tudunk az elem reakcióképességére is. A vegyértékelektronok száma általában egy oszlopon belül azonos, míg a sorokban balról jobbra növekszik. Az első csoport elemeinek csak egy vegyértékelektronjuk van, a tizennyolcadik csoport elemeinek nyolc, kivéve a héliumot, aminek összesen két elektronja van. Így a csoport száma jól jelzi az adott elem reakciókészségét.

A héliumnak ( $He$ ‍), a neonnak ( $Ne$ ‍) és az argonnak ( $Ar$ ‍), mint a tizennyolcadik csoport elemeinek, vagy telített a külső elektronhéjuk, vagy teljesítik az oktett-szabályt, emiatt önálló atomokként is rendkívül stabilak. Kis reaktivitásuk miatt inert gázoknak vagy nemesgázoknak nevezzük őket.
A hidrogénnek ( $H$ ‍), a lítiumnak ( $Li$ ‍) és a nátriumnak ( $Na$ ‍), mint az első csoport elemeinek, csupán egyetlen elektron van a külső elektronhéján. Ezek önálló atomként instabilak, de stabil állapotba kerülhetnek, ha leadják vagy megosztják egyetlen vegyértékelektronjukat. Ha ezek az elemek leadják ezt az elektront – ahogy a $Li$ ‍-ra és a $Na$ ‍-ra általában jellemző – pozitív töltésű ionok jönnek létre: ${Li}^{+}$ ‍ és ${Na}^{+}$ ‍.
A fluornak ( $F$ ‍) és a klórnak ( $Cl$ ‍), mint a tizenhetedik csoport elemeinek, hét elektron van külső elektronhéján. Ezek az elemek teljesíthetik az oktett-szabályt és stabil állapotba kerülhetnek, ha egy másik atomtól felvesznek egy elektront. Ekkor negatív töltésű ionok keletkeznek: $F^{-}$ ‍ és ${Cl}^{-}$ ‍.
A szénnek ( $C$ ‍) a tizennegyedik csoport elemeként a külső elektronhéján négy elektronja van. A szén, azért hogy elérje a telített vegyértékelektronhéj-szerkezetet, általában megosztja elektronjait oly módon, hogy több atommal is kötést létesít.

Így a periódusos rendszer oszlopai tükrözik az egyes elemek vegyértékelektronjainak számát, ez pedig meghatározza az elem reakciókészségét.

Alhéjak és pályák

A Bohr-féle atommodell hasznos, ha el szeretnénk magyarázni az elemek reaktivitását, és hogy hogyan létesítenek kötést, de valójában nem ad pontos leírást az elektronok atommag körüli térbeli eloszlásáról. Az elektronok valójában nem keringenek az atommag körül, idejük jelentős részét sokkal inkább az atommag körüli tér gyakran nagyon összetett alakú régióiban töltik. Ezeket a régiókat elektronpályáknak nevezzük. Nem tudhatjuk pontosan, hogy egy elektron hol tartózkodik egy adott időpillanatban, de matematikailag meghatározhatjuk azt a térrészt, ahol nagy valószínűséggel található. Ez az a térrész, ahol idejének 90%-át tölti. Ez a "nagyvalószínűségű" régió egy-egy elektronpályát alkot, és minden ilyen pálya két elektront tartalmazhat.

De hogyan illeszkednek ezek a matematikailag definiált pályák a Bohr-féle modellben látott elektronhéjakhoz? Minden elektronhéj felbontható egy vagy több alhéjra, amik egy vagy több elektronpályát foglalnak magukba. Az alhéjakat

s

p

d

, és

f

betűkkel jelölik, és minden betű különböző formájú alhéjat jelent. Például az

s

alhéjaknak egyetlen, gömb alakú pályájuk, míg a

p

alhéjaknak három, egymáshoz képest derékszögben elhelyezkedő súlyzó alakú pályája van. A szerves kémiában – mely a biológiailag kulcsfontosságú, széntartalmú vegyületek kémiája – a legtöbb kölcsönhatás az

s

és

p

alhéjakon található elektronok között alakul ki, így ezek a legfontosabb olyan alhéj típusok, amiket ismerni kell. A sokelektronos atomok esetében azonban találhatóak elektronok a

d

és

f

alhéjakon is. A

d

és

f

alhéjak alakja sokkal komplexebb, és öt, illetve hét pályát tartalmaznak.

Az első elektronhéj (1n) megfelel az

1 s

pályának. Az

1 s

pálya van az atommaghoz legközelebb, így ez töltődik először elektronnal, és csak ez után következnek a további pályák. A hidrogénnek csak egy elektronja van, ami az

1 s

pályán egyetlen helyet foglal el. Ezt az elektronkonfigurációnak nevezett rövidített alakban

1 s^{1}

formában írhatjuk fel, ahol a felső indexbe helyezett egyes szám jelenti, hogy csak egy elektron van a

1 s

pályán. A héliumnak két elektronja van, amik telítik az

1 s

pályát. Ez

1 s^{2}

formában írható fel, ami azt jelzi, hogy két elektron található az

1 s

pályán. A periódusos rendszer első sorában, más néven első periódusában, csak a hidrogén és a hélium található. Ez azt jelzi, hogy ennek a két elemnek csak az első elektronhéjon vannak elektronjai. Csak a hidrogénre és a héliumra igaz, hogy semleges, töltés nélküli állapotukban kizárólag az

1 s

pályán van elektronjuk.

A második elektronhéj (2n) egy további gömbszimmetrikus

s

pályából és három súlyzó alakú

p

pályából áll, amelyek mindegyikén két elektron tartózkodhat. Miután az

1 s

pálya telítődött, a második pálya is elkezd töltődni elektronokkal, amik először a

2 s

pályára, majd a három

p

pályára kerülnek. A periódusos rendszer második sorában található elemek elektronjai a 2n és az 1n héjakon találhatóak. A lítiumnak (

Li

) például három elektronja van: kettő telíti az

1 s

pályát, a harmadik a

2 s

pályán található. Így a lítium elektronkonfigurációja

1 s^{2}

2 s^{1}

. A neonnak (

Ne

) összesen tíz elektronja van: kettő a maghoz legközelebbi

1 s

pályán, a maradék nyolc telíti a második héjat – két elektron található a

2 s

, a maradék hat a

p

pályákon. A neon elektron konfigurációja így

1 s^{2}

2 s^{2}

2 p^{6}

. Mivel a neon 2n héja telített, energetikailag önálló atomként is stabil, emiatt ritkán alakít ki kémiai kötést más atomokkal.

A harmadik elektronhéj (3n) szintén egy

s

és három

p

pályából áll. A periódusos rendszer harmadik sorában található elemek elektronjai ezeken a pályákon helyezkednek el, hasonlóan ahhoz, ahogyan a második periódus elemei feltöltik a 2n héjat. Emellett a 3n héj tartalmaz egy

d

pályát is, de ez a pálya jelentősen magasabb energiájú, mint a

3 s

és

3 p

pályák, emiatt csak a periódusos rendszer negyedik sorában kezd el telítődni. Ez az oka, hogy a harmadik periódus elemei (például az argon) stabilak lehetnek nyolc vegyértékelektronnal is: az

s

és

p

alhéjai telítettek annak ellenére is, hogy a teljes 3n héj még nem telítődött.

Noha az elektronhéjak és pályák szoros kapcsolatban vannak egymással, a pályák sokkal pontosabb képet adnak egy atom elektronkonfigurációjáról, mint az elektronhéjak. Ez azért van, mert az elektronpályák határozzák meg az elektronok által elfoglalt térrészek alakját és helyzetét.

Hivatkozások:

Ez a cikk az “Atoms, isotopes, ions, and molecules: the building blocks” by OpenStax College, Biology, CC BY 3.0 módosított kivonata.

Az eredeti cikk ingyenesen letölthető a következő linken: http://cnx.org/contents/185cbf87-c72e-48f5-b51e-f14f21b5eabd@9,85.

A módosított cikket a CC BY-NC-SA 4.0 licenc által engedélyezték.

További hivatkozások

"Az atom szerkezete: a Bohr-modell." Dummies.com. 2015. http://www.dummies.com/how-to/content/atomic-structure-the-bohr-model.html

"Elektron shell." Wikipedia. June 12, 2015. Accessed June 24, 2015. https://en.wikipedia.org/wiki/Electron_shell.

Raven, P. H., G. B. Johnson, K. A. Mason, J. B. Losos, and S. R. Singer. "The nature of molecules and properties of water." In Biology, 17-30. 10th ed. AP ed. New York, NY: McGraw-Hill, 2014.

Reece, J. B., L. A. Urry, M. L. Cain, S. A. Wasserman, P. V. Minorsky, and R. B. Jackson. "The chemical context of life." In Campbell Biology, 28-43. 10th ed. San Francisco, CA: Pearson, 2011.

Szeretnél részt venni a beszélgetésben?

Jelentkezz be

Rendezés:

Még nincs hozzászólás.

Tudsz angolul? Kattints ide, ha meg szeretnéd nézni, milyen beszélgetések folynak a Khan Academy angol nyelvű oldalán.