13. A Pauli-elv és a periódusos rendszer
13.2 A periódusos rendszer értelmezése
Az elemek optikai és röntgenspektrumainak és egyéb tulajdonságainak figyelembe vételével a Bohr-elmélet megalapozta, majd a Pauli-elv kimondása után lehetővé tette a periódusos rendszer értelmezését, azaz annak magyarázatát, hogy az elemek legtöbb kémiai és számos fizikai sajátsága a rendszám növekedésével periodikusan ismétlődik.
A feladat lényegileg annak megállapítása, hogy a Z rendszámú atomban, illetve elsősorban az atom alapállapotában – normális körülmények közt az atom ebben a legkisebb energiájú állapotban van – milyen az elektronburok szerkezete, konkrétan az elektronkonfiguráció.
Megvizsgáljuk, hogyan csoportosíthatók az elektronok az n fő- és az l mellékkvantumszám értékei szerint, vagy szemléletesebben, hogyan oszlanak el az n = 1, 2, 3, 4, … értékekhez tartozó K-, L-, M-L-, … héjakon és az l = 0, 1, 2, 3, … értékének megfelelő s, p, d, f, … alhéjakon (alcsoportokban).
A probléma megoldása a Bohr-féle „felépítési elv” alapján lehetséges: kiindulva a hidrogén atomból (1H) – amelynek az elektronja alapállapotban az nl = 10 pályán van – gondolatban a magtöltést 1-gyel növeljük, az elektronhoz hozzáveszünk egy másik elektront, és megvizsgáljuk, milyen pályán kell ennek lennie, hogy a hélium atomnak (2He) a spektrumból ismert alapállapot jöjjön létre. Az eljárás lépésenkénti folytatása (3Li, 4Be, …) során figyelembe vesszük a Pauli-elvet, és alkalmazzuk azt a kevés kivétellel helyesnek bizonyult feltevést, hogy a további elektron hozzávétele az előzők elrendeződését nem változtatja meg. A módszert alább vázoljuk, utalva a periódusos rendszerre vonatkozó 13.2 táblázatra.
Az 1. periodus a hidrogén atom (1H) alapállapotában az elektron kvantumszámai: n = 1, l = 0 (és j = ½), más szóval az elektron 1s elektron, és az alapterm 2S1/2 term.
A hélium atom (2He) alapállapotában a két elektron egyike feltétlenül 1s elektron, mert a He+ spektrum teljesen hasonló a H-éhoz. Ha most a felépítési elv értelmében He+-hoz egy elektront hozzáveszünk, ennek az alapállapotában szintén 1s, de az előzővel ellentétes spinű elektronnak kell lennie, mert csak így kapjuk meg a spektrumban megfigyelt és a Pauli-elvnek is megfelelő
1S0 alaptermet. A héliummal – egy nemesgázzal – lezárul az 1. periodus, a két 1s elektronnal betöltődik a K-héj.
13. A Pauli-elv és a periódusos rendszer 146
13.2 táblázat Az elemek periódusos rendszere
https://sites.google.com/site/kemiaperiodusosrendszer/a-periodusos-rendszer-felepitese
13. A Pauli-elv és a periódusos rendszer 147 A 2. periodust kezdő litium atom (3Li) harmadik elektronja a Pauli-elv szerint már nem lehet a K-héjon, hanem a következő legkisebb energiájú n = 2 pályán van, vagyis az L-héjon mint 2s elektron; ezt bizonyítja a Li spektrumnak a He-hez való hasonlósága is. Így a teljes elektronkonfiguráció (1s)22s az alapterm pedig 2S1/2.
A berillium atom (4Be) negyedik elektronja szintén 2s, de a harmadikéval ellentétes spinű elektron, amellyel lezárul az L-héj 2s alhéja és így az alapterm 1S0.
A bróm atom (5B) ötödik elektronja a 2p alhéjra kerül, amely tudvalevően hat elektront tartalmazhat, úgyhogy a neon atom (10Ne) tizedik elektronjával a 2p alhéj és egyúttal az L-héj is telítődik.
A 3. periodusban a 11Na-nál megkezdődik az M-héj felépítése, és teljesen hasonlóan folytatódik, mint az L-héjé a 2. periodusban: a 12Mg-ban lezárul a két elektronból álló 3s alhéj, a 18Ar-ban pedig a hat elektront tartalmazó 3p alhéj.
A 4. periódusban feltűnő – de spektroszkópiai és más tapasztalatok bizonyítják –, hogy előbb az N-héj 4s alcsoportja épül fel a 19K-ban és a 20Ca-ban, és csak ezután a 21Sc-ban kezdődik meg az M-héj 3d alhéjának a betöltése. Ennek az a magyarázata, hogy egy 4s elektron energiája kisebb, mint egy 3d elektroné (ld. a 13.1. ábra első oszlopát). A 3d alhéj – a 24Cr-nál és a 29 Cu-nál mutatkozó „szabálytalanság” után – a 30Zn-nél telítődik; a 31Ga-tól a 36Kr nemesgázig bezárólag az N-héj 4p alcsoportja alakul ki.
Az ún. átmeneti elemek a 21Sc-tól a 28Ni-ig a nem betöltött belső héjuknak köszönhetik különleges tulajdonságaikat, pl. a színűket és paramágnesességüket. A kémiai vegyértéket a külső vegyértékelektronok határozzák meg. Mivel energetikailag a belső 3d elektronok nagyon közeli szomszédok, az átmeneti elemek 3d-elektronjai a héjak között cserélődnek, ily módon különféle vegyértékűek lesznek.
Az 5. periódus hasonló a 4-hez; a 37Rb-ben és a 38Sr-ban az O-héj 5s alhéja, majd a 39Y-tól a
49Pd-ig (a 13.3. táblázatból látható „szabálytalanságok” beiktatódásával) az N-héj 4d alhéja épül fel, ezután újból az 5s és végül az 5p alhéj, amely az 54Xe nemesgázzal lezárul.
A 6. periódus első két elemében (55Cs és 56Ba) a p-héj 6s alcsoportja alakul ki, az 57La-ban pedig a további elektron az 5d alhéjra kerül. Ez az alhéj azonban egyelőre nem töltődik tovább, hanem a következő 14 elemben, az egymáshoz nagyon hasonló viselkedésű ritkaföldfémekben vagy lantanoidákban (58Ce - 71Lu) a még belsőbb N-héj 4f alcsoportja épül fel, amely a Pauli-elv szerint éppen 14 elektronnal telítődik. A 72Hf-nál folytatódik az 5d alhéjnak, a 81Tl-nál pedig elkezdődik a 6p alhéjnak a betöltődése, amely a periódust záró 86Rn nemesgáznál fejeződik be.
A 7. periódusban az első három elem (87Fr, 88Ra, 89Ac) egy-egy további elektronja rendre a 7s, 7s, 6d alhéjon van, majd a következő 14 elemben, az aktinidákban (90Th - 103Lw, köztük a
92U után következő, mesterségesen előállított transzurán elemekben) fokozatosan az 5f alhéj épül fel.
13. A Pauli-elv és a periódusos rendszer 148
13. A Pauli-elv és a periódusos rendszer 149
13.3 táblázat
13. A Pauli-elv és a periódusos rendszer 150 Az elektronburok héjszerkezetének egyik legmeggyőzőbb bizonyítéka a 13.3 táblázat utolsó oszlopában feltüntetett ionizációs energiának – az atom legkönnyebben leválasztható elektronjának eltávolításához szükséges energiának – a rendszámmal való periodikus változása (13.1 ábra). Így pl. a 2He-ról a 3Li-ra, a 10Ne-ról a 11Na-ra, az 18Ar-ról a 19K-ra való áttéréskor jelentkező erős csökkenés arra mutat, hogy a Li 3-ik, a Na 11-ik, a K 19-ik elektronjának a többinél sokkal lazábban kötött, a magtól távolabb lévő elektronnak kell lennie. Hasonló következtetésre jutunk a röntgenspektrumokból meghatározható leárnyékolási számnak a rendszámmal való változásából is.
Ionizációs
13.1. ábra Az ionizációs energiának a Z rendszámtól való függése
Az elektroneloszlásra vonatkozó 13.3. táblázatból kitűnik, hogy az elemek periodikus tulajdonságai lényegében a legkülső elektronhéj szakaszos ismétlődésére vezethetők vissza;
más szavakkal, az egymáshoz hasonló viselkedésű elemek atomjaiban a külső elektronok száma és elrendeződése (típusa) megegyezik. Így pl. az alkálifémeket (3Li, 11Na, 19K, …) egy s típusú külső elektron jellemzi, az alkáliföldfémeket (4Be, 12Mg, 20Ca, …) két s, a halogéneket (9F, 17Cl,
35Br, …) két s és öt p, a nemesgázokat pedig (a héliumtól eltekintve, 10Ne, 18Ar, 36Kr, …) két s és hat p típusú külső elektron. Az utóbbi, röviden s2p6-tal jelölt nemesgáz-konfiguráció igen stabilis, a nagy ionizációs energiának megfelelően.
13.3 Ellenőrző kérdések
Hány független kavantumszámmal jellemezhető egy atomi környezetben lévő elektron?
Mondja ki a Pauli-elvet!
Milyen kísérleti megfigyelések vezettek a Pauli-elv felállításához?
Miért tekinthető a Pauli-elv kizárási elvnek?
Hány elektron lehet a K, L, M, N héjakon?
Mi az alhéj definítciója?
Mi az elektronok maximális száma az s, p, d, f alhéjakon?
13. A Pauli-elv és a periódusos rendszer 151
Értelmezze vázlatosan a periodusos tendszer szerkezetét a Pauli-elv segítségével!