1. Legea periodicitatii si structura electronica a atomului.

Formularea contemporana a legii periodicitatii.

1.1. Legea Periodicitatii. Formularea contemporana a legii periodiciatatii

Legea periodicitatii este o lege fundamentală a naturii, stă la baza clasificării elementelor a

fost enunţată de D. I. Mendeleev în 1869: „Proprietăţile fizice şi chimice ale elementelor se

repetă periodic în funcţie de masele lor atomice” . Aceasta i-a permis lui Mendeleev ordonarea

celor 63 de elemente cunoscute la aceea vreme, în ordinea crescătoare a maselor lor atomice, într-

un tabel numit sistemul periodic al elementelor. Aşezate în linii şi coloane, elementele cu

proprietăţi asemănătoare se găseau unele sub altele (în aceeaşi coloană, adică grupă). Periodicitatea

elementelor in sistemul periodic i-a permis lui Mendeleev să deducă existenţa unor elemente,

necunoscute la acea dată, şi „să prevadă” descoperirea lor, precum şi poziţia lor în sistemul

periodic al elementelor.

În baza lucrarilor fizicianului englez Moseley si a fizicianului danez N. Bohr, privind

structura atomului, legea periodicitatii a obtinut o noua formulare (Moseley, 1913), moderna:

“proprietatile fizice si chimice ale elementelor se repeta in functie de sarcinile nucleelor atomice

ale elementelor”.

Astăzi se cunosc peste 400 de variante ale sistemului periodic al elementelor, care au la

bază tabelul lui Mendeleev; cea mai cunoscută şi utilizată formă este aşa-numita „formă lungă”

propusă de Rang în 1893 şi ameliorată de Alfred Werner în 1905. Acesta cuprinde 18 coloane

verticale şi 7 şiruri orizontale, fiind o reflectare obiectivă a structurii electronice a elementelor.

Sistemul periodic este compus, dupa cum am mai zis din grupe si coloane.

Grupele SP reprezinta coloanele verticale, numite si familii, conţin elemente cu proprietăţi

fizice şi chimice asemănătoare, care au aceeaşi configuraţie electronică în stratul de valenţă. Ele

sunt notate cu cifre arabe de la 1 la 18, conform recomandărilor IUPAC din 1986; până atunci

grupele principale erau notate cu cifre romane de la I la VIII şi litera A, iar grupele secundare erau

notate cu cifre romane de la I la VIII şi litera B.

Numărul grupei în care se găseşte un element este egal cu numărul electronilor din stratul de

valenţă al atomilor elementului respectiv . Pentru a afla numărul de electroni din stratul de valenţă

în cazul elementele grupelor 13 – 18, se scade numărul 10 din numărul grupei; de exemplu fosforul

se găseşte în gupa 15 a sistemului periodic, deci are 15-10 = 5 electroni în stratul de valenţă, aşa

cum se observă şi din scrierea configuraţiei electronice 15P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3.

Perioadele SP corespund nivelelor energetice. Sistemul periodic conţine 7 perioade

corespunzătoare celor 7 nivele energetice notate cu cifre arabe de la 1 la 7. Numărul perioadei în

1

care se află un element este egal cu numărul de nivele energetice (straturi) ocupate cu electroni, sau

cu valoarea numărului cuantic principal „n” pentru stratul exterior al atomului unui element.

primele 3 perioade sunt scurte(2, respectiv 8 şi 8 elemente), iar următoarele 4 sunt lungi (18,

respectiv18 şi 32 elemnte). Perioada a şaptea este incompletă. Lantanidele (seria 4f) şi actinidele

(seria 5f) ocupă o poziţie specială în sistemul periodic, în partea de jos, sub forma a două şiruri a

câte 14 elemente.

1.2. Structura electronica a atomului.

Atomul nu este indivizibil si invariabil asa cum se credea in secolul 19 ci dimpotriva este o

particula complexa, formata la randul ei din mai multe alte particule. Toti atomii sunt compusi

dintr-un miez, numit nucleu si un invelis de electroni.

Descoperirea electronului ca fiind o particulă subatomică a fost facută în 1897 de J.J. Thomson,

în timp ce studia tuburile cu rază catodică (fig 1). Un tub cu rază catodică este un cilindru de sticlă

etanș, în care doi electrozi sunt separați în vid. Când este aplicat voltaj între electrozi, sunt generate

raze catodice producand o fluorescenta galben verzuie. Razele catodice constituie un flux de

particule încărcate cu sarcină negative. Deoarece natura razelor catodice nu se modifică prin

schimbarea metalului din care este confecţionat catodul şi nici prin schimbarea gazului din tub, s-a

tras concluzia că particulele încărcate cu electricitate negativă din care sunt alcătuite, constituie un

component comun al tuturor atomilor. S-a propus ca aceste particule să se numească electroni.

Modelul static Thomson. In 1904 Thomson a propus un model static al structurii atomului. El

concepea ca atomul este alcatui dintr-o sfera incarcata uniform cu electricitate pozitive, in

interiorul careia s-ar gasi un numar de electoroni sa-i, care sa-i determine electroneutralitatea. Acest

model insa era mult prea departe de a reflecta realitatea, de aceea a fost abandonat repede.

Modelul planetar Rutherford. Folosind razele α (ioni de He2+) emise de elemente radioactive,

Rutherford(1911) a măsurat devierile acestora la trecerea prin foiţe metalice foarte subţiri (fig.2) şi

2

a constatat că cea mai mare parte a radiaţiilor trec nedeviate (ca şi cum ar trece printr-un spaţiu

gol), un număr mic de particule

α sunt deviate sub diferiteunghiuri, iar o parte neânsemnată sunt întoarse din calea lor sau deviate

sub ununghi foarte mare. Rezultă că în atomi majoritatea spaţiului este gol, motiv pentru care

majoritatea particulelor trec nedeviate. Particulele care sunt deviate trec prin imediata vecinătate a

unor centre (nuclee) grele încărcate cu un număr mare de sarcini pozitive (fig. 3).

Sunt întoarse din calea lor acele particule care se deplasează pe direcţia nucleelor atomilor din foaia

metalică. Pe baza experienţelor sale, Rutherford a propus primul model dinamic al atomului numit

modelul planetar, inspirându-se după sistemul solar. După acest model, atomul este alcătuit dintr-

un nucleu central în jurul căruia se învârtesc electronii pe orbite circulare la distanţe mari de nucleu,

întocmai ca planetele în jurul soarelui. S-a calculat că raza unui nucleu este în jurul a 10-15 m în timp ce un atom are raza de aproximativ 10-10 m (sau 1 Å). Numărul electronilor este egal

cu numărul sarcinilor pozitive din nucleu şi corespunde cu poziţia elementului în sistemul periodic.

Astfel, numărul de ordine Z capătă o semnificaţie fizică. Cercetările ulterioare au confirmat în

general această imagine a structurii atomului şi au permis determinarea numărului de ordine Z pe

cale experimentală pentru o serie de metale.

Modelul atomic Bohr este primul model de natură cuantică al atomului și a fost introdus în

anul 1913 de către fizicianul danez Niels Bohr. Acest model preia modelul planetar al lui Ernest

Rutherford și îi aplică teoria cuantelor. Modelul dat se bazează pe două postulate:

Primul postulat al lui Bohr este legat de orbitele atomice și presupune că electronul se rotește

în jurul nucleului numai pe anumite orbite circulare permise, fără a emite sau a absorbi energie

radiantă. Aceste stări se numesc staționare și au un timp de viață infinit și energie constantă,

electronul trecând pe alte nivele energetice doar dacă este perturbat din exterior. Electronul se

menține pe o orbită staționară datorită compensării forței centrifuge cu forța de atracție

coulombiană.

Primul postulat a fost introdus pentru explicarea stabilității atomului. El este în contradicție cu

fizica clasică. Conform teoriilor acesteia, o sarcină electrică în mișcare accelerată emite radiație

3

electromagnetică. Aceasta ar duce la scăderea energiei sistemului, iar traiectoria circulară a

electronului ar avea raza din ce în ce mai mică, până când acesta ar "cădea" pe nucleu.

Experimental se constată, însă, că atomul este stabil și are anumite stări în care energia sa se

mențina constantă.

Al doilea postulat al lui Bohr afirmă faptul că un atom emite sau absoarbe radiație

electromagnetică doar la trecerea dintr-o stare staționară în alta. Energia pe care o primește sau o

cedează este egală cu diferența dintre energiile celor două nivele între care are loc tranziția.

Radiația emisă sau absorbită are frecvența dată de relația obținută în cadrul teoriei lui Max Planck

Atomul trece dintr-o stare staționară în alta cu energie superioară doar dacă i se transmite o

cuantă de energie corespunzătoare diferenței dintre cele două nivele. La revenirea pe nivelul

inferior se emite o radiație de aceeași frecvență ca și la absorbție. Acest fapt exprimă natura

discontinuă a materiei și energiei la nivel microscopic. De asemenea, frecvențele radiațiilor atomice

depind de natura și structura atomului și au valori discrete, spectrele lor fiind spectre de linii.

Teoria lui Bohr-Sommerfeld se bazează pe faptul că mişcarea periodică sub influenţa unei

forţe centrale duce la orbite eliptice cu nucleul situat în centru.

Energia este dependentă de un număr cuantic principal, n, care caracterizează raza şi de un

număr cuantic k, care defineşte forma eliptică a orbitei electronului.

Structura fină a liniilor spectrale ale atomilor obţinute prin revenirea electronilor la nivelele de

energie iniţiale, după absorbţie de energie, este explicată prin existenţa unor substraturi ale fiecărui

nivel de energie.

Electronul este caracterizat prin numere cuantice:

- număr cuantic principal, n, care caracterizează distanţa orbitei staţionare a electronului faţă

de nucleul atomului, adică a semiaxei mari a orbitei staţionare; are valori de la 1 la 7, fiind notate

K, L, M, N, O, P şi respectiv, Q;

- numărul cuantic secundar, l, care corespunde momentului unghiular al electronului pe

orbită, fiind o măsură a semiaxei mici a elipsei; are valori între 0 şi n-1, fiind multiplu de h/2π;

- numărul cuantic magnetic, m, care caracterizează momentul magnetic creat prin rotaţia

electronului pe orbita lui; are 2l+1 valori, (+l l , 0 , +l);

4

- numărul cuantic de spin, s, care caracterizează momentul magnetic propriu electronului, în

mişcarea de rotaţie în jurul axei sale; are două valori: +1/2 şi –½ unităţi cuantice h/2π, pentru

rotaţia în acelaşi sens sau în sens contrar faţă de axa proprie.

Considerând modelul atomului din teoria Bohr-Sommerfeld, se consideră că structura

electronică a atomului ca fiind stratificată. Electronii gravitează pe orbite caracterizate de numărul

cuantic principal, n, care formează învelişul electronic al atomului.

Stratul electronic este format din electronii cu acelaşi numărul cuantic principal: K (n=1), L

(n=2), M (n=3) şi aşa mai departe. Fiecare strat conţine un număr maxim de 2n 2 electroni: 2

electroni pe stratul K (n=1), 8 electroni pe stratul L (n=2), 18 electroni pe stratul L (n=2) etc.

Orbitele caracterizate de un număr cuantic principal, n, sunt formate de substraturi electronice

caracterizate de m = 2l+1 valori pentru un număr cuantic secundar cu valori de la –l la +l.

Exemplificăm distribuţia electronilor în straturile electronice:

K (n=1): l = 0

m=0

nr. max. orbite: 1,

nr. max. electroni = 2

L (n=2): l= 0, 1

m= 0 şi (-1, 0,+1)

nr. max. orbite: 1 şi respectiv, 3

nr. max. electroni = 2 şi respectiv, 6 (total: 8)

M (n=3): l= 0, 1, 2

m= 0 , (-1, 0,+1) şi (-2, -1, 0, +1, +2)

nr. max. orbite: 1, 3 şi respectiv, 5

nr. max. electroni = 2, 6 şi respectiv 10 (total: 18)

N (n=4): l= 0, 1, 2, 3

m= 0 , (-1, 0,+1), (-2, -1, 0, +1, +2) şi (-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3)

nr. max. orbite: 1, 3, 5 şi respectiv, 7

nr. max. electroni = 2, 6, 10 şi respectiv, 14 (total: 32)

Teoria lui Schrödinger. În anul 1930, E. Schrödinger a explicat fenomenele legate de structura

atomului prin principiile mecanicii cuantice, înlocuind noţiunea de orbită cu orbital, zonă în care

electronul se roteşte cu maximă probabilitate în jurul nucleului.

Orbitalii atomului sunt caracterizaţi de :

- număr cuantic principal, n, cu valori n = 1, 2, 3, ...., n

- numărul cuantic azimutal, l, cu valori l = 0, 1, 2, 3, 4, 5,........, n-1, orbitalii se numesc s p d f g h

5

- numărul cuantic magnetic, m, cu valori m= 0, ±1, ± 2, ± 3,....., ± l

Orbitalul s este caracterizat prin n=1 şi l = 0, notat 1s şi are simetrie sferică (de exemplu,

orbitalul ocupat de electronul atomului de hidrogen).

Orbitalii p sunt orientaţi în spaţiu pe axele ox, oy şi oz, deci câte trei pentru fiecare strat

principal cu n ≥ 2. Forma nu este simetrică, ci bilobară.

Orbitalii d fiecare strat principal are cinci orbitali cu forme mai complexe, tetralobare.

Configuraţia electronică reprezintă totalitatea electronilor distribuiţi pe straturile, substraturile

şi orbitalii atomului unui element chimic.

Completarea cu electroni a orbitalilor atomilor, se face în mod succesiv, după reguli ale

mecanicii cuantice:

a) principiul de excludere enunţat de W. Pauli: „doi electroni ai aceluiaşi atom nu pot avea cele

patru numere cuantice” , ceea ce înseamnă că un orbital poate fi ocupat de cel mult doi electroni, şi

numai dacă spinii lor au direcţii opuse, adică sunt antiparaleli;

b) regula lui Hund: „distribuţia electronilor se face astfel încât numărul electronilor cu spin

paralel, necuplaţi, să fie cât mai mare”;

c) principiul stabilităţii sau a minimei energii: electronii au tendinţa de a ocupa niveluri de

energie cât mai joase, astfel încât orbitalii sunt ocupaţi cu electroni în ordinea creşterii energiei lor.

Exemple ale configuraţiilor electronice ale unor elemente chimice:

Beriliu, Be 1s2 2s2 sau ↑↓ ↑↓

Carbon, C 1s2 2s2 2p2 sau ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

Azot, N 1s2 2s2 2p3 sau ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑

Oxigen, O 1s2 2s2 2p4 sau ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑

Fluor, F 1s2 2s2 2p5 sau ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑

6