Embed Size (px)
Citation preview
SVEUČILIŠTE JOSIPA JURJA STROSSMAYERA U OSIJEKU
ODJEL ZA FIZIKU
VLATKO ZEMAN
IZGRADNJA PERIODNOG SUSTAVA ELEMENATA
Diplomski rad
Osijek, 2013.
SVEUČILIŠTE JOSIPA JURJA STROSSMAYERA U OSIJEKU
ODJEL ZA FIZIKU
VLATKO ZEMAN
IZGRADNJA PERIODNOG SUSTAVA ELEMENATA
Diplomski rad
Predložen Odjelu za fiziku Sveučilišta Josipa Jurja Strossmayera u Osijeku
radi stjecanja akademskog naziva MAGISTRA EDUKACIJE FIZIKE I INFORMATIKE
Osijek, 2013.
Ovaj diplomski rad je izrađen u Osijeku pod vodstvom mentora prof. dr. sc.
Branka Vukovi ća i komentora dr. sc. Marine Poje u sklopu Sveučilišnog
diplomskog studija fizike i informatike na Odjelu za fiziku Sveučilišta Josipa
Jurja Strossmayera u Osijeku.
III
Sadržaj
Sažetak......................................................................................................................................................... V
Abstract........................................................................................................................................................ VI
1. Uvod.......................................................................................................................................................... 1
2. Povijest razvoja periodnog sustava elemenata..................................................................................... 2
2.1. Počeci razvoja ideje o elementima........................................................................................................... 2
2.2. Nastanak prvih tablica periodnog sustava elemenata (PSE).................................................................... 2
2.3. Mendeljejev periodni sustav elemenata................................................................................................... 5
2.4. Moseleyev doprinos stvaranju suvremenog PSE..................................................................................... 7
3. Suvremeni periodni sustav elemenata................................................................................................... 9
3.1. Periodni sustav elemenata kratkih perioda............................................................................................... 10
3.2 Periodni sustav elemenata dugih perioda.................................................................................................. 10
3.3. Periode...................................................................................................................................................... 11
3.4. Skupine..................................................................................................................................................... 12
4. Podjela elemenata periodnog sustava................................................................................................... 12
4.1. temeljna podjela kemijskih elemenata..................................................................................................... 12
4.1.1. Metali...................................................................................................................................... 12
4.1.2. Nemetali.................................................................................................................................. 13
4.1.3. Polumetali............................................................................................................................... 14
4.2. Podjela kemijskih elemenata prema skupinama....................................................................................... 14
4.2.1. Alkalijski metali...................................................................................................................... 15
4.2.2. Zemnoalkalijski metali............................................................................................................ 16
4.2.3.Prijelazni elementi (tranzicijski elementi)............................................................................... 16
4.2.4. Unutrašnji prijelazni elementi................................................................................................. 17
4.2.4.1. Lantanoidi.............................................................................................................. 17
4.2.4.2. Aktinoidi................................................................................................................ 17
4.2.5. Bohrova skupina elemenata.................................................................................................... 18
4.2.6.Ugljikova skupina elemenata................................................................................................... 18
4.2.7. Dušikova skupina elemenata................................................................................................... 19
4.2.8. Halkogeni elementi................................................................................................................. 19
4.2.9. Halogeni elementi................................................................................................................... 20
4.2.10. Plemeniti plinovi................................................................................................................... 20
IV
5. Označavanje i svojstva elemenata......................................................................................................... 21
5.1. Označavanje elementa.............................................................................................................................. 21
5.2. Osnovna svojstva elemenata.................................................................................................................... 23
5.2.1. Relativna atomska masa.......................................................................................................... 23
5.2.2. Mol i molarna masa................................................................................................................ 24
5.2.3. Valencija................................................................................................................................. 25
5.3. Svojstva atoma i periodičnost................................................................................................................... 26
5.3.1. Efektivni naboj jezgre............................................................................................................. 26
5.3.2. Atomski polumjer................................................................................................................... 27
5.3.3. Ionski polumjer....................................................................................................................... 29
5.3.4. Energija ionizacije.................................................................................................................. 30
5.3.5. Elektronski afinitet.................................................................................................................. 32
5.3.6. Elektronegativnost elemenata................................................................................................. 33
6. Kvantna fizika i periodni sustav elemenata.......................................................................................... 35
6.1. Bohrov model atoma................................................................................................................................ 35
6.2. Bohr-Sommerfeldov model atoma........................................................................................................... 38
6.3. Kvantni brojevi......................................................................................................................................... 39
6.3.1. Glavni kvantni broj................................................................................................................. 40
6.3.2. Sporedni kvantni broj.............................................................................................................. 40
6.3.3.Magnetski kvantni broj............................................................................................................ 41
6.3.4. Kvantni broj spina................................................................................................................... 43
6.3.5. Sažetak o kvantnim brojevima................................................................................................ 43
6.4. Kvantna mehanika i struktura atoma........................................................................................................ 44
6.5. Elektronska konfiguracija......................................................................................................................... 50
6.6. Načela izgradnje periodnog sustava elemenata........................................................................................ 54
6.6.1. Paulijevo načelo isključenja.................................................................................................... 54
6.6.2. Hundovo pravilo..................................................................................................................... 55
6.6.3. Načelo izgradnje (Aufbau Prinzip)......................................................................................... 60
6.7. Magnetizam elemenata............................................................................................................................. 65
6.8. Polupopunjene i popunjene podljuske...................................................................................................... 66
7. Zaključak................................................................................................................................................. 67
8. Dodatak.................................................................................................................................................... 68
9. Literatura ................................................................................................................................................. 71
10. Životopis................................................................................................................................................. 72
V
Temeljna dokumentacijska kartica
Sveučilište Josipa Jurja Strossmayera u Osijeku Diplomski rad
Odjel za fiziku
Izgradnja periodnog sustava elemenata
Vlatko Zeman
Sažetak:
Svrha diplomskog rada je objasniti razvoj nastanka tablice periodnog sustava elemenata od prvih
pokušaja sistematizacije elemenata sve do danas. U radu je opisan nastanak suvremenog periodnog
sustava elemenata kroz postupno shvaćanje zakona periodičnosti. Razvoj tablice periodnog sustava
elemenata tekao je paralelno sa razvojem znanosti i otkrićem novih elemenata. Kvantna fizika
svojim pristupom sistematizacije elemenata daje potpunu sliku suvremenog periodnog sustava
elemenata. Kvantni pristup potvrđuje ispravnost suvremenog periodnog zakona i daje novi pogled
na smisao i značenje oblika suvremene tablice periodnog sustava elemenata.
(72 stranice, 28 slika, 11 tablica, 13 literarnih navoda)
Rad je pohranjen u knjižnici Odjela za fiziku
Klju čne riječi: periodni sustav elemenata / periodičnost / elementi / svojstva elemenata /
Mentor: prof.dr sc. Branko Vuković, Komentor: dr.sc. Marina Poje
Ocjenjivači: prof.dr.sc. Vanja Radolić, mr.sc. Slavko Petrinšak
Rad prihvaćen: 18. 9. 2013.
VI
Basic documentation card
University Josip Juraj Strossmayer Osijek Bachelor of Phisycs Thesis
Department of Phisycs
Construction of the Periodic Table of Elements
Vlatko Zeman
Abstract:
Purpose of the thesis is to explain the development of the formation of periodic table of element
from the first attempt to classify elements until today. This thesis describes the emergence of the
modern periodic table through a gradual understanding of the low of periodicity. Development of
the periodic table of elements has run parallel with the development of science and discovery of new
elements. Quantum physics with its approach of systematization of elements gives a complete
picture of the modern periodic table. Quantum approach confirms the validity of the modern
periodic law and gives a new perspective on the meaning and significance of contemporary forms of
periodic table of elements.
(72 pages, 28 figures, 11 tables, 13 references)
Thesis deposited in Department of Phisycs library
Keywords: periodic table of elements / periodicity / elements / properties of the elements
Supervisor: Professor Branko Vuković, PhD.; Marina Poje, PhD.
Reviewers: Professor Vanja Radolić, PhD.; Slavko Petrinšak, M.Sc.
Thesis accepted: 18. 9. 2013.
1
1. UVOD
Cilj ovog diplomskog rada je objasniti pravila izgradnje periodnog sustava elemenata i
izgled suvremene tablice periodnog sustava elemenata. Izgled suvremene tablice periodnog sustava
elemenata temelji se na zakonu periodičnosti, a svojstva kemijskih elemenata posljedica su
specifične elektronske konfiguracije pojedinog kemijskog elemenata.
U drugom poglavlju bit će objašnjen povijesni razvoj periodnog ustava elemenata od starih
grčkih filozofa pa sve do danas. Također će biti objašnjeno postupno shvaćanje zakona periodičnosti
iz kojeg proizlazi redoslijed slaganja kemijskih elemenata i općenito izgled suvremene tablice
periodnog sustava elemenata.
U trećem poglavlju bit će objašnjen suvremeni periodni sustav elemenata u obliku dugih i
kratkih perioda i smisao postojanja skupina i perioda periodnog sustava elemenata.
U četvrtom poglavlju razmotrit će se periodni sustav elemenata s obzirom na temeljnu
podjelu kemijskih elemenata. Zatim će biti razmotrena podjela prema skupinama periodnog sustava
elemenata i objašnjena svojstva pojedine skupine elemenata periodnog sustava.
U petom poglavlju biti će pokazano da periodičnost elemenata i općenito raspored elemenata
u tablici periodnog sustava elemenata nam omogućuje da zaključimo svojstva elemenata pojedinih
skupina i perioda. Također će biti vidljivo da pojedina svojstva elemenata pokazuju periodičnost
gledajući po skupinama i periodama.
U šestom poglavlju kvantnim pristupom bit će zaključeno značenje suvremenog periodnog
sustava elemenata, jer daje potpunu sliku kako se izgrađuje suvremena tablica periodnog sustava
elemenata i kako to određuje svojstva kemijskih elemenata.
Svrha diplomskog rada je objasniti značenje i smisao periodnog sustava elemenata i iznijeti
teoriju koja se krije iza oblika suvremene tablice periodnog sustava elemenata, te ukazati na njenu
neprocjenjivu vrijednost u suvremenoj znanosti.
2
2. POVIJEST RAZVOJA PERIODNOG SUSTAVA ELEMENATA
2.1. Počeci razvoja ideje o elementima
Ideja o elementima datira još od starih grčkih filozofa. Grčki filozof Anaksimander (7. st. pr.
Kr.) je za prapočelo uzimao beskonačni i neodređeni „apeiron“, dok je Anaksimen (6. st. pr. Kr.)
tvrdio da je prapočelo zrak.[1] Empedoklo (5. st. pr. Kr.) je vjerovao da su sve tvari sastavljene od
četiri elementa (prapočela): voda, zemlja, zrak i vatra, te da miješanjem tih tvari u raznim omjerima
nastaju sve tvari u prirodi.
Aristotel (4. st. pr. Kr.) prihvaća Empedoklovu teoriju i dodaje da materija ima četiri
osnovna svojstva: suho, toplo, vlažno i hladno (slika 2.1.1.). Takav način razmišljanja potiče od
činjenice da se npr. drvo sagorijevanjem raspada na tri elementa: vatru, zrak i zemlju. Ovaj primjer
je dao veliku podršku u koristi takve teorija koja se je održala gotovo dvije tisuće godina.[2]
Slika 2.1.1. Aristotelovi elementi i njihova
svojstva[2]
2.2. Nastanak prvih tablica periodnog sustava elemenata (PSE)
Prvu tablicu kemijskih elemenata dao je francuski kemičar Antonie Laurent Lavoisier u
knjizi „Elementarna rasprava o kemiji” 1789. godine. U njoj je opisao elemente kao jednostavnu
3
tvar koja se ne može rastaviti bilo kojom poznatom metodom kemijske analize. Na temelju toga
razvio je teoriju o formiranju kemijskih spojeva iz elemenata i objašnjava razliku između elemenata
i spojeva. Njegova tablica (tablica 2.2.1.) kemijskih elemenata sastojala se od 33 elementa
Tablica 2.2.1. Lavoisierova tablica jednostavnih tvari[2]
Plinovi Nemetali Metali Zemlje Svjetlo Toplina Kisik Dušik Vodik
Sumpor Fosfor Ugljik Kloridni radikal Fluoridni radikal Boratni radikal
Antimon Arsen Bizmut Koblat Bakar Zlato Željezo Olovo Mangan
Živa Molibden Nikal Platina Srebro Kositar Volfram Cink
Vapno Magnezit Barit Stipsa Kremen
podijeljenih u četiri skupine: plinove, nemetale, metale i zemlje. Međutim njegov je popis sadržavao
svjetlost i toplinu za koje je on vjerovao da su materijalne tvari.
Engleski fizičar John Dalton predložio je 1803. godine svoje principe atomske teorije,
sugerirajući da su svi elementi sastavljeni od sitnih neuništivih čestica zvanih atomi. Svi atomi istog
elementa su identični i imaju jednaku masu. Dalton je pretpostavio da je vodik najlakši element pa je
uveo pojam relativne atomske mase (Ar) kao omjer mase atoma elementa i mase atoma vodika (v.
tablicu 2.2.2.).
Tablica 2.2.2. Daltonovi elementi i njihove relativne atomske mase
Simbol Ime Ar Simbol Ime Ar
Vodik 1
Stroncij 46
Dušik 5
Barit 68
Ugljik 5
Željezo 38
Kisik 7
Cink 56
Fosfor 9
Bakar 56
Sumpor 13
Olovo 95
Magnezit 20
Srebro 100
vapno 23
Platina 100
Soda 28
Zlato 140
potaša 42
Živa 167
4
Jöns Jacob Berzelius osmislio je jednostavan sistem kemijskog obilježavanja elementa koji
je objavio 1814. godine tako da je elementima dodijelio slova na temelju latinskog naziva za
pojedini element. Objavio je atomske mase poznatih elemenata koje su za ono doba bile zapanjujuće
točne. Smatrao je da je kisik mnogo pogodnija jedinica, pa je relativne atomske mase elementa
računao tako da je masi kisika pridružio vrijednost 100.[2]
U pokušaju sistematizacije elemenata prijelomna je 1817. godina kada je Johan Wolfgang
Döberenier uvidio sličnost pojedinih elemenata i svrstao ih je u tzv. trijade (v. tablicu 2.2.3.).[3]
Tablica 2.2.3. Döbereinerove trijade[3]
Li Ca S Cl
Na Sr Se Br
K Ba Te I
Elementi u trijadama imaju slična kemijska svojstva. Li, Na, K burno reagiraju s vodom
dajući jake baze. Cl, Br, I daju slične spojeve s natrijem i kalijem itd.[4]
Döberenier je prvi prepoznao vezu između atomske mase i kemijskih svojstva elemenata.
Primijetio je da je atomska masa drugog člana trijade bila skoro točno u sredini atomskih masa
prvog i trećeg elementa. Do sredine stoljeća Döbereinerov „zakon trijada“ proširen je i s većim
skupinama elemenata sličnih svojstava (od četiri i pet elemenata) unutar kojih je postojao pravilan
porast relativne atomske mase.[2]
Alexandre Emile Becuyer De Chancourtois predstavio je 1862. godine svoju ideju prema
kojoj je elemente poredao u spiralu prema rastućim atomskim masama. Na istoj strani cilindra, što
ga opisuje spirala, u vertikalnim kolonama nalaze se elementi sličnih kemijskih svojstava. U sustav
što ga je dao Chancourtois mogli su se smjestiti i drugi neotkriveni elementi.
John Aleksander Reina Newlands svrstavajući elemente po porastu atomskih masa,
primijetio je da je moguće sastaviti skupine od po 8 elementa unutar kojih se kemijska svojstva
periodički ponavljaju. To je poznati zakon oktava objavljen 1865. godine.
Do sličnog rezultata je još 1864. godine došao Julius Lothar Mayer koji je osmislio tablicu
od 27 elemenata poredanih po atomskoj masi u šest skupina. Veza između elemenata skupina bila je
valencija. Tek 1870. godine Mayer objavljuje svoju drugu tablicu u koju je svrstao do tada sve
poznate elemente. Tablica je sadržavala elemente poredane po atomskim masama i jasno je
pokazivala da je periodičnost svojstava elemenata funkcija njihovih atomskih masa.[3]
5
2.3. Mendeljejev periodni sustav elemenata
1869. godine Dimitrij Ivanovič Mendeljejev objavljuje svoju varijantu periodnog sustava
elemenata od 63 elementa (tablica 2.3.1.) koja čini niz prema porastu atomskih masa razvrstanih u
tablice s redovima i stupcima. Smatralo se da je to jedan od temeljnih zakona prirode.
Mendeljejeva formulacija periodnog zakona iz 1869. godine: „Fizikalna i kemijska svojstva
elemenata, koja se očituju u svojstvima jednostavnih i složenih tvari što ih elementi stvaraju, nalaze
se u periodičkoj ovisnosti o njihovim atomskim masama.“
Gledajući od krajnje lijevog stupca (tablica 2.3.1.), stupci sadrže elemente složene po
uzlaznim atomskim masama. Redovi sadrže elemente svrstane po skupinama sličnih svojstava.
Mendeljejev tu tablicu nije smatrao konačnom. Smatrao je da su neke atomske mase pogrešno
Tablica 2.3.1. Mendeljejeva periodna tablica iz 1869. godine[2]
I II III IV V VI Ti=50 Zr=90 ?=180 V=51 Nb=94 Ta=182 Cr=52 Mo=96 W=186 Mn=55 Rh=104.4 Pt=197.4 Fe=56 Ru=104.4 Ir=198 Ni=Co=59 Pd=106.6 Os=199 H=1 Cu=63.4 Ag=108 Hg=200 Be=9.4 Mg=24 Zn=65.2 Cd=112 B=11 Al=27,4 ?=68 Ur=116 Au=197? C=12 Si=28 ?=70 Sn=118 N=14 P=31 As=75 Sb=122 Bi=210? O=16 S=32 Se=79.4 Te=128? F=19 Cl=35.5 Br=80 I=127 Li=7 Na=23 K=39 Rb=85.4 Cs=133 Tl=204 Ca=40 Sr=87.6 Ba=137 Pb=207 ?=45 Ce=92 ?Er=56 La=94 ?Yt=60 Di=95 ?In=75.6 Th=118?
izračunate. Tamo gdje se ni jedan element nije uklapao u shemu, on je jednostavno ostavio prazno
mjesto, predviđajući da će te praznine jednom biti popunjene elementima koji još nisu otkriveni.[3]
Sam Mendeljejev priznavao je da postoje neke nedosljednosti u ovoj shemi. Sumnjao je u
atomske mase nekih elementa, sugerirajući da su pogrešno izračunate. Postojala su i neka mjesta
6
gdje je izgledalo da kemijska svojstva ne slijede uzorak, ili da se elementi trebaju presložiti. Unatoč
ovim očiglednim anomalijama Mendeljejev je osjećao da je u pravu. Bio je duboko uvjeren da se
ove nepravilnosti mogu objasniti i da u njegovom periodnom zakonu, kako ga je on nazvao, mora
postojati odgovor.
Dvije godine kasnije, 1871. godine Mendeljejev je dao novu tablicu (tablica 2.3.2.)
periodnog sustava potanko prikazavši periodni zakon. U svom pristupu pošao je još i dalje
izjavom da je moguće predvidjeti svojstva još neotkrivenih elemenata. Nadalje primijenio je zakon
Tablica 2.3.2. Mendeljejeva periodna tablica iz 1871. godine[2]
Redovi
Skupina I. -
R2O
Skupina II. -
RO
Skupina III. -
R2O3
Skupina IV. RH4 RO2
Skupina V.
RH3 R2O5
Skupina VI. RH2 RO3
Skupina VII. RH
R2O7
Skupina VIII
- RO4
1 H 1
2 Li 7
Be 9,4
B 11
C 12
N 14
O 16
F 19
3 Na 23
Mg 24
Al 27,3
Si 28
P 31
S 32
Cl 35,5
4 K 39
Ca 40
- 44
Ti 48
V 51
Cr 52
Mn 55
Fe, Co, Ni, Cu 56, 59, 59, 63
5 Cu63
Zn 65
- 68
- 72
As 75
Se 78
Br 80
6 Rb 85
Sr 87
?Yt 88
Zr 90
Nb 94
Mo 96
- 100
Ru, Rh, Pd, Ag 104,104,106,108
7 Ag 108
Cd 112
In 113
Sn 118
Sb 122
Te 125
I 127
8 Cs 133
Ba 137
?Di 138
?Ce 140
- - - - - - -
9 - - - - - - -
10 - - ?Er 178
?La 180
Ta 182
W 184
- Os, Ir, Pt, Au
195,197,198,199
11 Au 199
Hg 200
Tl 204
Pb 207
Bi 208
- -
12 - - - Th 231
- U
240 - - - - -
periodičnosti na sistematiku svojstava elemenata, na određivanje atomskih masa slabo istražnih
elemenata, korekciju pogrešno određenih atomskih masa elemenata i objašnjenje prave prirode
nekih kemijskih spojeva. Mendeljejeva predviđanja o postojanju novih elemenata i njihovim
svojstvima ubrzo su se obistinila otkrićem galija, skandija i germanija.[2]
7
Periodni zakon su istodobno i neovisno otkrili Mendeljejev i Mayer, ali prvenstvo pripada
Mendeljejevu jer je prije objavio svoj rad. Mayer je klasifikaciju elemenata temeljio na fizičkim
svojstvima elemenata, na atomskom volumenu koji je periodička funkcija relativne atomske mase, a
prikazo ju je grafički. Mendeljejev je svoju klasifikaciju elemenata prikazo kao tablicu, a temeljio ju
je na kemijskim svojstvima elemenata koja su funkcija relativne atomske mase.[3]
2.4. Moseleyev doprinos stvaranju suvremenog PSE
Ključan doprinos određivanju redoslijed elementa u periodnoj tablici dao je 1913. godine
britanski znanstvenik Henry G. J. Moseley ispitivanjem spektra rendgenskih zraka. Na temelju toga
uveden je pojam „atomski broj“ kao karakteristika za svaki element.
Korištenjem odgovarajućih spektralnih linija svakog elementa, ustanovio je da postoji
linearna ovisnost između kvadratnog korijena frekvencije linije i atomskog broja elementa (slika
2.4.1.). Drugim riječima, kvadratni korijen iz frekvencije spektralne linije povećava se za stalan
iznos od elementa do elementa kad se poredaju prema rastućim atomskim brojevima.
Slika 2.4.1. Moseleyev dijagram. Grafikon prikazuje ovisnost frekvencija valnih duljina karakterističnog
rendgenskog zračenja o atomskom broju elementa.[5]
8
Na taj način uspio je riješiti problem svrstavanja elemenata kojima atomska masa nije bila
usklađena s atomskim masama njegovih susjeda u tablici (pitanje razmještaja parova Ar-K, Co-Ni,
Te-I, Th-Pa) Razlog leži u udjelu težeg izotopa u smjesi elemenata sa većom relativnom atomskom
masom. Također je predvidio da u nizu od cerija, 58Ce do lutecija, 71Lu treba biti 14 elemenata u
nizu. Pretpostavio je da će ti elementi slijediti lantan u periodnoj tablici. Moseleyev dijagram
ukazivao je da je potrebno otkriti još četiri kemijska elementa, oni prethode elementu rednog broja
79. (zlatu) To su elementi s rednim brojevima: 43. (tehnecij), 61. (prometij), 72. (hafnij) i 75. (renij).
Na temelju Moseleyevog istraživanja, periodni zakon je redefiniran u oblik: „Kemijska i
fizikalna svojstva elemenata periodička su funkcija atomskog broja.“ Treba imati na umu da je u to
doba, pojam atomskog broja bio nepoznat. Tada, netom nakon što je Rutherford postavio svoju
teoriju modelu atoma, atomski broj bio je samo puki redni broj elementa u Mendeljejevoj periodnoj
tablici.
Moseleyevi su se atomski brojevi grubo podudarali s nuklearnim nabojima koje je
Rutherford izračunavao na temelju rezultata pokusa raspršenja α - čestica. Zbog toga je, Moseley
ispravno pretpostavio da je atomski broj (Z) broj jediničnih pozitivnih naboja atomske jezgre.[5]
Stoga se danas periodni zakon definira ovako: „Svojstva elemenata periodički se mijenjaju u
ovisnosti o naboju jezgre, tj. u ovisnosti o rednom broju elementa.“[3]
Daljnjim razvojem PSE, 1940 godine E. M. McMillan i P. H. Abelson prvi dobivaju
transuran neptunij 93Np (v. tablica 8.1.).
Zadnja tablica periodnog sustava elemenata kojoj je bilo osnova kisik izdana 1959. godine i
sadržavala je 83 elementa.
1961. godine došlo je do revizije tablice periodnog sustava elemenata pretvorbom atomskih
masa na bazi ugljika 12C. Ta tablica još uvijek sadržava 83 elementa.
1981. godine korigirane su neke atomske mase i uvedeno je još dodatnih 19 elemenata.
Današnji periodni sustav sadrži 118 elemenata (v. slika 8.3.).
2012. godine od strane IUPAC-a (Međunarodna unija za čistu i primijenjenu kemiju) zadnji
prihvaćeni element rednog broja 114, dobio je ime flerovij (Fl), a element pod rednim brojem 116,
livermorij (Lv). Elementi pod rednim brojem 113 Ununtrij (Uut), 115 ununpentij (Uup), 117
ununseptij (Uus) i 118 ununoktij (Uuo), još nisu prihvaćeni od strane IUPAC-a.
9
3. SUVREMENI PERIODNI SUSTAV ELEMENATA
Tijekom povijesti razvijeno je više od 700 tablica za prikaz elemenata. U današnje vrijeme
koriste se dvije inačice prikaza elemenata u obliku kratkih i dugih perioda.
3.1. Periodni sustav elemenata kratkih perioda
Periodni sustav elemenata kratkih perioda je jedna od mnogobrojnih varijanti Mendeljejevog
periodnog sustava (slika 3.1.1.). U periodnom sustavu kratkih perioda unutrašnji prijelazni elementi
posebno su izdvojeni od ostalih elemenata. Potrebno je naglasiti da postoji i takvo označavanje
skupina, da se skupine glavnih elemenata označavaju slovom A (elementi s- i p - bloka), a skupine
prijelaznih i unutrašnjih prijelaznih elemenata slovom B (elementi f- i d - bloka).[6]
Slika 3.1.1. Periodni sustav elemenata kratkih perioda[7]
10
3.2. Periodni sustav elemenata dugih perioda
Oba periodna sustava elemenata prikazana na ovim stranicama razlikuju se samo u načinu
prikaza. Vidjeli smo da periodni sustav elemenata kratkih perioda ima izdvojene unutrašnje
prijelazne elemente f - bloka. Kod periodnog sustava elemenata dugih perioda (slika 3.2.1.)
prijelazni elementi su umetnuti na svoje pravo mjesto. U takvom sustavu položaj elemenata najbolje
odgovara rasporedu elektrona u atomu, što ćemo vidjeti kada se upoznamo sa kvantnom teorijom
strukture atoma.
Slika 3.2.1. Periodni sustav elemenata dugih perioda[7]
3.3. Periode
Elementi periodnog sustava elemenata grupirani su u sedam horizontalnih redova koje
nazivamo periode. Prva perioda je vrlo kratka, sadrži 2 elementa, druga i treća perioda sadrže svaka
po osam elemenata. Četvrta i peta perioda su duge periode i svaka sadrži po 18 elemenata. Šesta
perioda je vrlo duga i sadrži 32 elementa, a sedma nepotpuna i sadrži 28 elemenata, plus 4
neprihvaćena elementa. Ukupno u periodnom sustavu imamo 118 elemenata. Svaka perioda (osim
prve) počinje alkalijskim elementom, a završavaju plemenitim plinom. Unutar četvrte, pete, šeste i
sedme periode nalaze se prijelazni elementi (elementi d - bloka), a unutar šeste i sedme periode
unutrašnji prijelazni elementi lantanoidi i aktinoidi (elementi f - bloka).[3]
11
3.4. Skupine
Periode su razdijeljene u vertikalnim kolonama u skupine ili grupe kemijskih elemenata.
Elementi iste skupine grade čiste tvari sličnih kemijskih i fizikalnih svojstava i nazivaju se
srodnicima. Elementi su svrstani u 18 skupina koje se obilježavaju arapskim brojevima od 1 do 18
ili prema tradicionalnom načinu rimskim brojevima od I do VIII i oznakama A i B.[6] Skupina VIIIA
često se označuje kao nulta skupina. Sličnost elektronske konfiguracije elemenata (v. poglavlje 6.5.)
pojedine skupine objašnjava njihovu sličnost fizikalnih i kemijskih svojstva.[5]
12
4. PODJELA ELEMENATA PERIODNOG SUSTAVA
4.1. Temeljna podjela kemijskih elemenata
Temeljna podjela kemijskih elemenata periodnog sustava (slika 4.1.1.) je na metale,
nemetale i polumetali (metaloidi). Metali su na lijevoj strani i u sredini periodnog sustava, a
nemetali na desnoj strani. Polumetali ili metaloidi nalaze se na prijelazu između metala i nemetala.
Elementi u donjem lijevom dijelu periodnog sustava imaju najizrazitija metalna svojstva, a elementi
u gornjem desnom dijelu nemetalna svojstva.[3]
Slika 4.1.1. Temeljna podjela kemijskih elemenata
4.1.1. Metali
Metale dijelimo na: alkalne, zemnoalkalne, prijelazne i slabe metale, lantanoide i aktinoide.
Metali su elementi koji imaju metalna svojstva: metalni sjaj, kovkost, čvrstoću, rastezljivost, veliku
13
električnu i toplinsku vodljivost, visoka tališta i vrelišta. Električna vodljivost metala opada s
porastom temperature. Takva fizikalna svojstva uvjetovana su naročito elektronskom i strukturnom
građom metala. Većina se metala može dobro kovati i istezati. Svi metali su na sobnoj temperaturi u
čvrstom stanju, osim žive. Mogu se koristiti u čistom stanju, ali se češće miješaju s drugim metalima
i nemetalima u legure.[3]
Metali čine većinu elemenata u periodnom sustavu. Raspored metala po periodama:
1. perioda ne sadrži ni jedan metal;
2. perioda sadrži dva metala, a to su litij (Li) i berilij (Be);
3. perioda natrij (Na), magnezij (Mg) i aluminij (Al);
4. perioda sadrži 13 metala a to su kalij (K), kalcij (Kc), skandij (Sc), titan (Ti), vandij (V), krom
(Cr), mangan (Mn), željezo (Fe), kobalt (Co), nikal (Ni), bakar (Cu), cink (Zc) i galij (Ga);
5. perioda sadrži 14 metala: rubidij (Rb), stroncij (Sr), itrij (Y), cirkonij (Zr), niobij (Nb), molibden
(Mo), tehnicij (Tc), rutenij (Ru), rodij (Rh), paladij (Pd), srebro (Ag), kadmij (Cd), indij (In) i
kositar (Sn);
6. perioda sadrži 29 metala: cezij (Cs), barij (Ba), lantan (La), cerij (Ce), praseodmij (Pr), neodimij
(Nd), prometij (Pm), samarij (Sm), europij (Eu), gadolinij (Gd), terbij (Tb), dispozij (Dy), holmij
(Ho), eribij (Er), tulij (Tm), iteribij (Yb), lutecij (Lu), hafnij (Hf), tantal (Ta), volfram (W), renij
(Re), osmij (Os), iridij (Ir), platina (Pt), zlato (Au), živa (Hg), talij (Tl), olovo (Pb) i bizmut (Bi);
7. perioda sadrži 28 metala: francij (Fr), radij (Ra), aktinij (Ac), torij (Th), protaktinij (Pa), uran
(U), neptunij (Np), plutonij (Pu), americij (Am), kirij (Cm), berkelij (Bk), kalifornij (Cf),
einsteinij (Es), fermij (Fm), mendelevij (Md), nobelij (No), lorensij (Lr), ruthefordij (Rf), dubnij
(Db), seaborgij (Sg), bohrij (Bh), hassij (Hs), meitnerij (Mt), darmstadij (Ds), rendgenij (Rg),
kopernicij (Cn), flerovij (Fl) i livermorij (Lv).
4.1.2. Nemetali
Nemetale dijelimo na elemente nemetala, halogene elemente i plemenite plinove (v. slika
4.4.1.). Nemetali su elementi koji ne pokazuju metalna svojstva. Slabi su vodiči topline i električne
struje i ne daju se kovati. Njihove se molekule uglavnom sastoje od kovalentno vezanih atoma
14
(stvaranjem zajedničkog elektronskog para izmjenjivanjem elektrona), osim kod idealnih plinova
koji su monoatomni.
Ovdje promatramo karakteristične nemetale a to su: vodik (H), ugljik (C), dušik (N), kisik
(O), fosfor (P), sumpor (S) i selen (Se) kao elemente sličnih svojstva. U nemetale još spadaju
halogeni elementi i plemeniti plinovi.
Smješteni su skroz desno u periodnom sustavu. Oksidi nemetala otapanjem u vodi daju
kiseline. Nemetali imaju skoro popunjenu vanjsku ljusku s elektronima i lako se spajaju jedan s
drugim ili s metalima. Kod mnogih elemenata ove skupine susrećemo alotropiju.[8]
4.1.3. Polumetali
Polumetali (polukovine ili metaloidi) čine prijelaz između metala i nemetala. Imaju niz
svojstava metala, kao na npr. sjajna površina i visoko talište. Ipak, oni imaju znatno lošiju električnu
i toplinsku vodljivost od tipičnih metala, a bolju od tipičnih nemetala, pa su među njima nalaze i
poluvodiči.
To su elementi: bor (B), silicij (Si), germanij (Ge), arsen (As), antimon (Sb), telurij (Te) i
polonij (Po). Iako se uglavnom ponašaju kao nemetali, polumetali mogu u određenoj mjeri voditi
električnu struju. Oni su od neprocjenjive vrijednosti u proizvodnji poluvodiča za elektronsku
industriju.[8]
4.2. Podjela kemijskih elemenata prema skupinama
Na slici (slika 4.4.1.) vidimo temeljnu podjelu elementa s obzirom na njihova svojstva. Prva
skupina sadrži alkalijske metale osim vodika koji je nemetal. U drugoj skupini su zemnoalkalijski
metali. Od 3. do 12. skupine nalaze se prijelazni metali u koje spadaju i unutrašnji prijelazni metali
lantanoidi i aktinoidi. U jednom djelu p - bloka od 13. do 16. skupine nalazimo slabe metale,
polumetale i nemetale. Gledajući po skupinama to su redom borova, ugljikova i dušikova skupina
elemenata. U 16. skupini su halkogeni elementi, 17. skupina halogeni elementi i 18 skupina
plemeniti plinovi. U nastavku bit će redom opisana svojstva elemenata po skupinama.
15
Slika 4.4.1. Podjela elemenata s obzirom na njihova svojstva[12]
4.2.1. Alkalijski metali
Alkalijski metali su elementi 1. skupine (IA) periodnog sustava: litij (Li), natrij (Na), kalij
(K), rubidij (Rb), cezij (Cs) i francij (Fr). Naziv potječe od arapske riječi „al-gili“ što znači biljni
pepeo, jer pepeo biljaka sadrži znatne količine karbonata natrija i kalija.[10]
Alkalijski metali imaju malu gustoću i toliko su mekani da se mogu rezati nožem. Burno
reagiraju s vodom, razvijajući toplinu i vodik. Reaktivnost im raste porastom atomske mase.
Jednovalentni su (v. poglavlje 5.2.3.) i gotovo sve njihove soli su lako topljive u vodi. Grade jake
baze koje potpuno disociraju na ione. Pridjev alkalni daje se svim tvarima s jako izraženim lužnatim
osobinama. Prema kemijskom ponašanju alkalijski metali čine skupinu međusobno najsličnijih
elemenata u periodnom sustavu.[8]
Elektronska konfiguracija zadnje ljuske im je ns1 (v. primjer 5.2.3.2.). U elementarnom
stanju atomi su im povezani metalnom vezom. Zbog sudjelovanja samo jednog elektrona, veza je
vrlo slaba. Posljedice toga su niske vrijednosti tališta i vrelišta.[10]
16
4.2.2. Zemnoalkalijski metali
Zemnoalkalijski metali su elementi 2. skupine (IIA) periodnog sustava: berilij (Be), magnezij
(Mg), kalcij (Ca), stroncij (Sr), barij (Ba) i radij (Ra). Nazivaju ih zemnoalkalijskim elementima jer
su nekad kemičari smatrali „zemljama“ sve tvari koje su netopljive u vodi, a stabilne pri
zagrijavanju.
U vanjskoj ljusci imaju dva elektrona i uglavnom se pojavljuju u oksidacijskom stanju +2.
Zbog toga im je elektronska konfiguracija zadnje ljuske ns2.
Svi su metali male gustoće i vrlo reaktivnim, iako manje od alkalijskih metala. Reaktivnost
im raste porastom atomske mase. Berilijev hidroksid je praktično netopljiv u vodi, a topljivost
ostalih hidroksida raste s porastom atomske mase metala. Vodene otopine njihovih oksida
("zemlje") imaju lužnatu (alkalnu) reakciju.[8]
4.2.3. Prijelazni elementi (tranzicijski elementi)
Prijelazni elementi smješteni su u središnjem dijelu periodnog sustava, u sporednim B
skupinama od 3. do 11. skupine. Popunjavaju d - podljuske prethodne ljuske, te ih zbog toga
nazivamo i d - elementima.
Prvom nizu prijelaznih elemenata pripadaju skupine skandija (Sc), titanija (Ti), vanadija (V),
kroma (Cr), mangana (Mn), željeza (Fe), kobalta (Co), nikla (Ni) i bakra (Cu). Često se elementi 12.
skupine (skupine cinka) svrstavaju u prijelazne elemente iako su d - podljuske već popunjene kod
skupine bakra.[8]
Za njih je značajno da izgrađuju unutarnje podljuske - diferencirajući elektroni su, prema
aufbau načelu (v. poglavlje 6.6.3.), unutrašnji d - elektroni. Elektroni dviju vanjskih ljusaka koriste
se u kemijskim reakcijama. Svi ovi elementi su metali. Većina od njih su paramagnetični (v.
poglavlje 6.7.) i stvaraju intenzivno obojene paramagnetične spojeve.[5] Prijelazni elementi su metali
velike gustoće, tvrdoće i visokog tališta. Spojevi su im obično obojeni, a za njih je karakteristično
stvaranje kompleksnih spojeva. Unutar 6. i 7. periode prijelaznih elemenata nalaze se unutrašnji
prijelazni elementi (lantanoidi i aktinoidi).[8]
17
4.2.4. Unutrašnji prijelazni elementi
4.4.4.1. Lantanoidi
Lantanoidi (lantanidi) su smješteni unutar 6. periode i popunjavaju 4f - orbitalu, pa ih zovu
4f elementima. Spadaju u unutrašnje prijelazne elemente ili f - elemente (v. slika 6.6.3.2).
U skupinu lantanoida spadaju elementi od rednog broja 58. do rednog broja 71., a često se u
lantanoide svrstava i lantan (La). Zbog vrlo sličnih svojstava vrlo teško ih je razdvojiti. Dijelimo ih
na cerijevu skupinu ili lake lantanoide: cerij (Ce), praseodimij (Pr), neodimij (Nd), prometij (Pm),
samarij (Sm), europij (Eu); i itrijevu skupinu ili teške lantanoide: gadolinij (Gd), terbij (Tb),
disprozij (Dy), holmij (Ho), erbij (Er), tulij (Tm), iterbij (Yb) i lutecij (Lu).
Lantanoidi se ponekad nazivaju i rijetke zemlje. Osim radioaktivnog prometija ostali
lantanoidi i nisu tako rijetki. Cerij je primjerice na 26. mjestu najčešćih elementa u zemljinoj kori i
ima ga pet puta više nego olova.[8]
4.2.4.2. Aktinoidi
Aktinoidi (aktinidi) su smješteni unutar 7. periode i popunjavaju 5f - orbitalu, pa ih zovu 5f
elementima. Spadaju u unutrašnje prijelazne elemente ili f - elemente (v. slika 6.6.3.2).
U skupinu aktinoida spadaju elementi od rednog broja 90 do rednog broja 103, a često se u
aktinoide svrstava i aktinij (Ac). U skupinu aktinoida spadaju: torij (Th), protaktinij (Pa), uranij (U),
neptunij (Np), plutonij (Pu), amercij (Am), kurij (Cm), berkelij (Bk), kalifornij (Cf), einsteinij (Es),
fermij (Fm), mendelevij (Md), nobelij (No) i lavrencij (Lr).
Svi poznati izotopi ovih elemenata su radioaktivni. Torij i uran javljaju se u prirodi u
znatnijim količinama. Tragovi protaktnija, neptunija i plutonija pronađeni su u uranijevim i
torijevim rudama, a veće količine dobivaju se iz nuklearnih reaktora.[8]
18
4.2.5. Borova skupina elemenata
13. (IIIA) skupina naziva se borova skupina elemenata jer je bor (B) njen prvi predstavnik, a
ostali predstavnici su: aluminija (Al), galija (Ga), indija (In) i talij (Tl). Svi elementi ove skupine su
tipični metali, osim bora koji je polumetal.
Elektronska konfiguracija zadnje ljuske atoma ovih elemenata je ns2np1. Izolirani atomi ovih
elemenata imaju samo jedan nespareni elektron. Međutim, dovođenje energije može doći do
rasparivanja s - elektrona i prebacivanja jednog od njih u slobodnu p - orbitalu.[9]
4.2.6. Ugljikova skupina elemenata
14. (IVA) skupina elemenata naziva se ugljikova skupina elemenata jer je ugljik (C) njen
predstavnik, a ostali predstavnici su: silicij (Si), germanij (Ge), kositar (Sn) i olovo (Pb).
Ugljik je po svojim svojstvima tipičan nemetal. Silicij i germanij su polumetali sa
poluvodičkim svojstvima, a kositar i olovo su metali.
Kod ovih elemenata, u nizu od ugljika do olova, posebno je izražena promjena svojstva, od
nemetala ka metalima. Najlakši element, ugljik je nemetal sa kiselim karakterom. silicij i germanij
su polumetali s manje izraženim kiselim svojstvima, a kositar i olovo su metali sa pretežno bazičnim
karakterom.
Elektronska konfiguracija zadnje ljuske atoma ovih elemenata je ns2np2. Dovođenjem
energije, u svakoj od orbitala se nalazi po jedan elektron u skladu s Hundovim pravilom (v.
poglavlje 6.6.2.). Na taj način sva četiri elektrona postaju nesparena. Zbog takve elektronske
konfiguracije niti jedan od elemenata ne može praviti dvoatomne molekule.
U skupini prema dolje opada elektronegativnost (v. poglavlje 5.3.5.) Stoga elementi 14.
skupine lakše daju elektrone tj. u spojeve dolaze s pozitivnim stupnjem oksidacije (osim ugljika u
karbidima).[10]
19
4.2.7. Dušikova skupina elemenata
15. skupina (VA) naziva se još dušikova skupina elemenata jer je dušik (N) njen prvi
predstavnik a sastoji se još od fosfora (P), arsena (As), antimona (Sb) i bizmuta (Bi). Dušik i fosfor
su tipični nemetali. Arsen i antimon su polumetali, a bizmut metal.
Elektronska konfiguracija zadnje ljuske atoma ovih elemenata je ns2np2. Elementi 15
skupine mogu tvoriti spojeve sa stupnjem oksidacije od -3 do +5. Spojevi sa parnim stupnjem
oksidacije su nestabilni. Spojevi sa neparnim stupnjem oksidacije su stabilni jer imaju sve sparene
elektrone.
Energija ionizacije i elektronegativnost opadaju u skupini prema dolje. Iako ima veliku
elektronegativnost, dušik je manje aktivan od npr. klora. Uzrok tome je velika stabilnost (trostruka
kovalentna veza) i shodno tomu velika energija veze u molekuli N2.[10]
4.2.8. Halkogeni elementi
U 16. skupinu (VIA) periodnog sustava spadaju kisik (O), sumpor (S), selen (Se), telur (Te) i
polonij (Po). Zajedničkim imenom nazivaju se halkogenima (oni koji tvore rude) jer su najviše
zastupljeni u rudama. Kisik i sumpor su nemetali. Selen i telur polumetali, a polonij radioaktivni
polumetal.
Elektronska konfiguracija valentne ljuske atoma halkogenih elemenata je ns2np4 što znači da
u zadnjem kvantnom stanju ima dva nesparena elektrona u odgovarajućoj p - orbitali. Za međusobno
spajanje dva halkogena elementa u molekulu moraju reagirati oba nesparena elektrona. Topljivi su u
vodi, pri čemu tvore kiseline.[10]
20
4.2.9. Halogeni elementi
U 17. skupinu (VIIA) periodnog sustava spadaju fluor (F), klor (Cl), brom (Br), jod (I) i astat
(At). Zajedničkim imenom nazivaju se halogenima (oni koji tvore soli) zbog toga što izravno s
metalima daju soli.
U vanjskoj ljusci imaju sedam elektrona jer im je elektronska konfiguracija valentne ljuske
ns2np5 pa su izrazito elektronegativni. Reagiraju sa skoro svim metalima i mnogim nemetalima.
Reaktivnost im opada porastom atomske mase. Imaju jak neugodan miris i gore sjajnim plamenom.
U elementarnom stanju halogeni elementi tvore dvoatomne molekule. Kako raste volumen
atoma, rastu i Van der Waalsove privlačne sile. Pri sobnoj temperaturi fluor i klor su plinovi, brom
je tekućina, a jod i astat su u čvrstom stanju.[8]
4.2.10. Plemeniti plinovi
U 18. skupinu (VIIIA) periodnog sustava spadaju helij (He), neon (Ne), argon (Ar), kripton
(Kr), ksenon (Xe) i radon (Rn). Zbog svoje kemijske inertnosti nazvani su plemeniti plinovi. Za
razliku od većine ostalih elemenata plemeniti plinovi se u prirodi javljaju kao monoatomni.[8]
Ovi se elementi mogu naći na kraju svake periode u 18. skupini. To su bezbojni monoatomni
plinovi koji su kemijski nereaktivni i dijamagnetični. S izuzetkom He, koji ima konfiguraciju 1s2.
Svi plemeniti plinovi imaju elektronsku konfiguraciju vanjske ljuske ns2np6.[5]
Pod normalnim okolnostima plemeniti plinovi ne rade spojeve s drugim elementima. Prvi
stabilni spoj plemenitog plina s nekim elementom, ksenonov tetrafluorid (XeF4), pripravljen je tek
1962. godine.[8]
21
5. OZNAČAVANJE I SVOJSTVA ELEMENATA
5.1. Označavanje elemenata
Slika 5.0.1. Primjer označavanja kemijskih elemenata[2]
Skup svih istovrsnih atoma u prirodi (svemiru) nazivamo kemijskim elementom. Drugim
riječima kemijski element je vrsta atoma.[6] Element možemo definirati i kao tvar čiji svi atomi
imaju jednak naboj jezgre.
Atomski ili protonski broj (Z) je broj protona sadržanih u atomskoj jezgri. Redni broj
elementa jednak je atomskom broju i obilježava se kao lijevi donji subskript (2He).
Kada se elementi poredaju po rastućem atomskom broju, očituje se periodni zakon. Tako se
može objasniti položaj nekih elemenata, npr. joda i telura u periodnom sustavu. U tom sustavu, npr.
telur dolazi prije joda iako ima veću atomsku masu, jer telurij (Te) ima manji atomski broj 52 od
joda (I) 53. [3]
Kemijski simboli su dogovoreni međunarodni znakovi za kemijske elemente. Oni se sastoje
od najviše tri slova i pišu se velikim početnim slovom (v. tablica 8.1.).
Nazivi elemenata potječu iz latinskih naziva elemenata.
22
U svom osnovnom stanju atom je (električki) neutralan. Zbog toga atomski broj istodobno
predstavlja broj elektrona u elektronskom omotaču atoma u njegovom osnovnom stanju.
Prema Međunarodnoj unija za čistu i primijenjenu kemiju - IUPAC (International Union of
Pure and Applied Chemistry) skupine periodnog sustava elemenata označavaju se brojevima od 1 do
18. Prema starom načinu (Chemical Abstract Service), skupine se označavaju rimskim brojevima i
oznakama od IA do VIIIA i od IB do VIIIB.
Relativna atomska masa jest omjer mase jednog mola atoma elementa i 1/12 mase jednog
mola nuklida 12C.
Također, kod označavanja samih elementa može se pojaviti maseni ili nukleonski broj (A)
koji predstavlja ukupni broj protona i neutrona sadržanih u atomskoj jezgri. Obilježava se kao lijevi
gornji subskript (2H).
Kako se sastavni dijelovi jezgre nazivaju nukleonima (lat. nucleus = jezgra), to znači da je
masni broj jezgre jednak broju njezinih nukleona. Prema tome izotopi nekog elementa su atomi kod
kojih jezgra sadrži isti broj protona, ali različit broj neutrona.
Atomska jezgra s nabojem Z (broj protona) i masenim brojem A (broj nukleona) sastoji se od
Z protona i A – Z = N neutrona.
Atomski broj i maseni broj nekog elementa ili izotopa elementa pišemo tako da maseni broj
(A) stavljamo kao indeks gore lijevo, a atomski broj (Z) kao indeks dolje lijevo:
���
Primjerice maseni broj (ukupni broj nukleona) vodika je 1, a atomski broj (broj protona) 1, te
pišemo:
���
Izotop vodika npr. deuterij sastoji se o od jednog protona i jednog neutrona, te pišemo:
���
23
5.2. Osnovna svojstva elemenata
Osnovna svojstva kemijskih elemenata pa tako i njihovih atoma su: masa atoma, točka
taljenja, točka vrelišta, gustoća, kovkost, električna otpornost, vodljivost, atomski broj, elektronska
konfiguracija, broj valentnih elektrona, broj stabilnih izotopa elementa, relativna atomska masa iz
koje proizlazi i molarna masa.
U nastavku će biti objašnjeno značenje relativne atomske mase, molarne mase i valencije
elektrona, što je bitno u razumijevanju periodičnosti i suvremenog PSE. Prije se je smatralo da su
elementi PSE poredani po rastućoj atomskoj masi. Danas znamo da su elementi PSE poredani po
rastućem naboju jezgre prema kojem je definiran atomski broj. Redoslijedi elemenata PSE su slični
gledajući po rastućoj relativnoj atomskoj masi i po rastućem naboju jezgre. Došlo je jedino do
promjena redoslijeda 8 elemenata, jer se je pokazalo da rastuća atomska masa ne slijedi uvijek i
rastući naboj jezgre.
Zatim će biti objašnjena osnovan svojstva koja proizlaze iz periodičnosti PSE, a to su:
efektivni naboj jezgre, atomski polumjer, ionski polumjer, ionizacijska energija, elektronski afinitet i
elektronegativnost (v. poglavlje 5.3.).
5.2.1 Relativna atomska masa
Godine 1961. uvedena je nova jedinica atomske mase. Ta se jedinica određuje prema izotopu
ugljika 12C i naziva se unificirana jedinica atomske mase, a označava se sa u ili mu.
Unificirana atomska jedinica mase jednaka je jednoj dvanaestini mase atoma izotopa ugljika 12C.
Mase atoma izotopa ugljika 12C iznosi 19,926 · 10-27 kg.
� � 112 �� ��� � � 1
12 · 19,926 · 10��� � 1,6605 · 10�����
� � 112 �� ��� � � 1,6605 · 10����� (5.1.)
24
Podijelimo li mase atoma ma(x) s unificiranom atomskom jedinicom mase (jednadžba 5.1.)
dobit ćemo relativnu atomsku masu Ar:
�� � ������ � �����
��� ��/12�� . (5.2)
Relativna atomska masa je broj koji pokazuje koliko puta je masa nekog atoma veća od
unificirane atomske jedinice mase.[4]
5.2.2. Mol i molarna masa
Mol je množina (količina tvari) onog sistema koji sadrži toliko jedinki koliko ima atoma u
0,012 kg ugljika 12C.
Prema tome mol sadrži Avogadrov broj jedinki, a koji iznosi 6,022 · 1023 jedinki.
Iz definicije mola slijedi izravno i druga definicija relativne atomske mase: Relativna
atomska masa jest omjer mase jednog mola atoma elementa i 1/12 mase jednog mola nuklida 12C.
Molarna masa M jednog atoma brojčano je jednaka relativnoj atomskoj masi i definira se
omjerom mase tvari m i množine (količine) tvari n:
" � �# $��%
$�&'%
tj. SI-jedinica molarne mase je kg·mol-1 a decimalna SI-jedinica je g·mol-1. Tako je molarna masa
kisikovog atoma 15,999 g·mol-1 ili 15,999 · 10-3 kg·mol-1 [6] (v. slika 8.3.).
Zaključujemo: Molarna masa nekog elementa jest onoliko grama tog elementa koliko je
njegova relativna atomska masa.[4]
25
5.2.3. Valencija
Spajanjem atoma istog elementa nastaju molekule tog elementa, a spajanjem atoma raznih
elementa nastaju kemijski spojevi točno određenog i stalnog kemijskog sastava. Međusobno se spaja
točno određen broj atoma elemenata. Svojstvo atoma nekog elementa da se spaja s određenim
brojem atoma nekog drugog elementa naziva se njegovom valencijom. Elementi čiji se atomi obično
ne spajaju s više nego jednim atomom bilo kojeg drugog elementa nazivamo monovalentnim, tj.
njihova valencija je jedan.
Uzrok međusobnog spajanja atoma pojedinih elemenata, a odatle i bit valencije, odnosno
kemijske veze, objašnjava nam elektronska teorija valencije.
Kada se međusobno spajaju dva atoma ili više, oni to čine pomoću elektrona u svojim
vanjskim ljuskama. Normalna, nepopunjena ili privremeno popunjena elektronska ljuska daje
elektrone za valenciju atoma. Zbog toga valenciju atoma elementa, a odatle i kemijska svojstva,
određuje elektronska konfiguracija dviju vanjskih elektronskih ljuski, odnosno njihovih orbitala.[6]
Elektroni su smješteni u orbitale (slika 5.2.3.1.) koje predstavljaju dio prostora u kojem je najveća
vjerojatnost nalaženja dva elektrona suprotnog spina (v. poglavlje 6.3.4.).
Slika 5.2.3.1. Orbitala 1s popunjena sa dva elektrona suprotnih spinova
Atomske orbitale označavaju se kvantnim brojevima # i ': 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, ... (v. slika
6.5.3.). Broj obilježava vrijednost glavnog kvantnog broj n (1, 2, 3, 4,...), tj. označava broj ljuske, a
slovo sporedni kvantni broj ' (s, p, d, f, g, h), označava podljusku (v. slika 6.5.1.).
Običaj je da se elektroni atoma dijele u dvije klase: valentni elektroni, koji služe za vezivanje
atoma, i unutrašnji elektroni koji ne sudjeluju u kemijskoj vezi, tj. koji zadržavaju svoju
konfiguraciju u svim spojevima dotičnog elementa.
Atomi se međusobno spajaju zato što spojeni čine energijski stabilniji sistem. Da bi pak
nastao energijski stabilniji sistem, atomi prelaze u takve elektronske konfiguracije koje omogućuju
da se snizi energija sistema, i to tako da atomi prijeđu u pozitivno i negativno nabijene ione, koji
26
međusobnim privlačenjem čine ionsku vezu u ionskoj kristalnoj rešetci ili da se atomi spoje
kovalentnom vezom stvaranjem zajedničkog elektronskog para izmjenjivanjem elektrona. [6]
Obodne ljuske (vanjske ljuske) atoma nazivaju se valentnim ljuskama, a elektroni u njima
valentnim elektronima. Svi elektroni u valentnoj ljusci, neovisno u kojoj se podljusci nalaze ubrajaju
se u valentne elektrone.[5]
Primjer 5.2.3.2. Elektronska konfiguracija atoma sumpora (S) i broma (Br):
16S 1s22s22p63s23p4
10 unutrašnjih elektrona 6 valentnih elektrona
28 unutrašnjih elektrona
35Br 1s22s22p63s23p64s23d104p5
7 valentnih elektrona
5.3. Svojstva atoma i periodičnost
5.3.1. Efektivni naboj jezgre
Efektivni naboj jezgre (Zef) je naboj kojim jezgra djeluje na elektron u valentnoj ljusci. Što je
veći naboj jezgre, to se unutrašnji elektroni više pripijaju uz jezgru i zasjenjuju djelovanje njenog
naboja na elektrone u valentnoj ljusci. Stvarni naboj jezgre je nepromijenjen, ali je zasjenjen
elektronima u unutrašnjim ljuskama.
27
Uzmimo npr. atom litija koji ima u osnovnom stanju elektronsku konfiguraciju 1s22s1, gdje
je 2s elektron zasjenjen sa dva 1s elektrona, ali 2s elektron ne zasjenjuje 1s elektrone. Popunjena
unutrašnja ljuska mnogo bolje zasjenjuje elektrone vanjske valentne ljuske, nego sami elektroni
međusobno u podljuski.
Efektivni naboj jezgre Zef definira se kao:
()* � ( + ,,
gdje je Z stvarni naboj jezgre (predstavlja atomski broj elementa), a , (sigma) je konstanta
zasjenjenja. Konstanta zasjenjenja je veća nego nula ali manja nego Z.[13] Zasjenjenje naboja jezgre
utječe na smanjenje atomskog polumjera (v. poglavlje 5.3.2.) i energije ionizacije (v. poglavlje
5.3.4.) unutar skupine povećanjem atomskog broja.
5.3.2. Atomski polumjer
Uočljiva je periodičnost, tj. smanjenje atomskih polumjera s porastom atomskog broja u
svakoj od sedam perioda. Atom elementa s kojima počinje perioda (alkalijski metali: Li, Na, K, Rb,
Cs) imaju najveći polumjer u periodi u kojoj se nalaze, dok atom elementa s kojim perioda završava,
plemeniti plinovi imaju najmanji polumjer u svakoj periodi[5] (v. slika 5.3.2.1.).
Slika 5.3.2.1. Periodičnost atomskih polumjera do 96. elementa PSE[5]
28
Na grafikonu su posebno označeni položaji alkalijskih elemenata te vodika. Svaki sljedeći
alkalijski element izgrađuje svoju elektronsku ovojnicu dodatkom nove ljuske (broj periode,
odnosno glavni kvantni broj za jedan je veći). To ima za posljedicu povećanje polumjera atoma. Uz
to unutar skupine dolazi do značajne promijene porasta nuklearnog naboja zbog povećanja broja
protona. Na početku skupine polumjer se značajno povećava, a pri kraju skupine povećanje je
neznatno. Općenito porastom atomskog broja povećava se naboj jezgre i time privlačenje elektrona,
ali ujedno dolazi do zasjenjenja naboja jezgre što ima za posljedicu smanjenje privlačenja valentnih
elektrona. Zbog toga se atomski polumjeri sporije povećavaju pri kraju svake skupine. To se događa
zbog toga jer efektivni naboj jezgre ostaje približno isti zbog zasjenjenja iako je znatno povećan
broja protona svakim sljedećim elementom unutar skupine.
Unutar periode nema zasjenjenja naboja jezgre jer elektron u istoj ljusci ne može zasjeniti
naboj jezgre drugom elektronu. Broj protona i elektrona unutar ljuske raste i bivaju privučeni
jezgrom te se polumjer atoma smanjuje. Pri kraju periode polumjer se neznatno smanjuje jer
međusobno odbijanje elektrona unutar ljuske smanjuje efektivno privlačenje elektrona iako se
povećava naboj unutar periode gledajući s lijeva u desno. Na taj način se usporava smanjenje
polumjera atoma.
Kod prijelaznih i unutrašnjih prijelaznih elemenata opaža se odstupanje od općeg povećanja
atomskih polumjera (elementi d- i f- bloka).
Povećanje atomskog polumjera općenito se uočava pomakom prema dolje i lijevo u
periodnom sustavu elemenata (v. slika 5.3.2.2.).
Slika 5.3.2.2. Smjer promjene veličine atoma elemenata PSE[5]
29
5.3.3. Ionski polumjer
Ionski polumjer je polumjer kationa (pozitivno nabijeni atomi) ili aniona (negativno nabijeni
atomi). Kada neutralni atom postane ion, mijenja se njegova veličina. Dodavanjem jednog ili više
elektrona u atom nastaje anion. Tada se veličina (polumjer) atoma poveća, naboj jezgre ostaje isti,
ali odbijanje rezultirano dodatnim elektronom povećava prostor elektronskog oblaka. Uklanjanje
jednog ili više elektrona iz atoma nastaje kation. Tada naboj jezgre ostaje isti, smanji se
međuelektronsko odbijanje i elektronski oblak se skupi, te kation postaje manji nego atom.
Na slici (v. slika 5.3.3.1.) vidimo promjene u veličini polumjera atoma kada alkalni metali
postanu kationi a halogeni elementi anioni. Npr. Na+ je manji nego F-. Oba iona imaju isti broj
elektrona, ali Na (Z = 11) ima više protona nego F (Z = 9). Veći efektivni naboj jezgre Na+ rezultira
smanjenjem polumjera.[13]
Slika 5.3.3.1. Usporedba atomskog polumjera (radijusa) sa ionskim polumjerom. (a) Alkalni metali i njihovi kationi. (b) Halogeni elementi i njihovi anioni[13]
30
5.3.4. Energija ionizacije
Ionizacijska energija predstavlja minimum potrebne energije za uklanjanje elektrona iz
atoma plina u osnovnom stanju. Drugim riječima ionizacijska energija je količina energije potrebna
za uklanjanje 1 mola elektrona iz 1 mola atoma plina. Atomi plina su specifični jer u plinovitom
stanju nisu pod utjecajem susjednih atoma. Zbog toga su ne računaju međumolekularne sile pri
mjerenju ionizacijske energije.
Iznos ionizacijske energije je mjera koliko „čvrsto“ je elektrona vezan za atom. Za
višeelektronske atome potreban iznos energije za uklanjanje elektrona iz atoma u osnovnom stanju,
-#-.�/01 2 3��� 4 35��� 2 -� (5.3.)
zove se prva ionizacijska energija (Ei1). U toj jednadžbi (jednadžba 5.3), X predstavlja atom bilo
kojeg elementa a -� je elektron. Drugu energija ionizacije (Ei2) i treću energiju ionizacije (Ei3)
pokazuju sljedeće jednadžbe:
-#-.�/01 2 35��� 4 3�5��� 2 -� (5.4.)
-#-.�/01 2 3�5��� 4 365��� 2 -� (5.5.)
Uzorak se nastavlja za uklanjane svakog sljedećeg elektrona iz atoma.
Kada se elektron ukloni iz atoma, odbojnost između preostalih elektrona se smanji. Budući
da naboj jezgre ostaje stalan, više energije je potrebno za uklanjanje svakog sljedećeg elektrona iz
iona. Stoga se ionizacijska energija povećava u nizu[13]:
Ei1 < Ei2 < Ei3 < ...
Ionizacijske energije izražavaju se u jedinicama eV za pojedine elektrone ili u kJ·mol -1 za
mol elektrona. Slika (v. slika 5.3.4.1.) prikazuje grafikon promjene prve ionizacijske energije Ei1
kemijskih elemenata ovisno o atomskom broju.
31
Slika 5.3.4.1. Odnos prve energije ionizacije i atomskog broja do 102. elementa PSE[5]
Uspoređuju li se promjene Ei1 uočava se sličnost u porastu vrijednosti ionizacijske energije s
povećanjem rednog broja unutar pojedinih perioda. Najniže ionizacijske energije imat će alkalijski
metali, a najviše plemeniti plinovi. Smjer promjene obrnut je od onog koji vrijedi za polumjer
atoma.
Općenito, ionizacijska energija povećava se duž periode slijeva udesno (v. slika 5.3.4.2.)
Razlog porasta ionizacijske energije je smanjenje polumjera atoma i povećanje efektivnog naboja
jezgre, zbog čega duž periode sve više i više raste elektrostatsko privlačenje jezgre s elektronima iz
najudaljenije ljuske. Stoga, uklanjanje elektrona iz obodne, valencijske ljuske postaje sve teže i teže.
Na dijagramu je uočljiva periodička promjena prve ionizacijske energije s porastom
atomskog broja. Na temelju izgleda krivulje zaključujemo da se ionizacijska energija smanjuje
unutar glavnih skupina (v. slika 5.3.4.1.) idući odozgo prema dolje. Iako se unutar skupine
(primjerice: Li, Na, K, Rb, Cs ili He, Ne, Ar, Kr, Xe) povećava jezgrovni naboj, sve više dolazi do
izražaja zasjenjujući učinak elektrona unutrašnjih ljusaka što umanjuje privlačni učinak jezgre i
valentnih elektrona. Osim toga, svaki element u sljedećoj novoj periodi povećava se zbog dodatka
još jedne ljuske. Atomi postaju sve veći, a elektron koji se uklanja dolazi iz sve više i više razine.
Uklanjanje elektrona postaje sve lakše i ionizacijska se energija smanjuje gledajući po skupinama
odozgo prema dolje[5] (v. slika 5.3.4.2.).
Slika 5.3.4.2.
Elektronski afinitet je promjena energije koja se doga
primi elektron.[8]
Jedinica za elektronski afinitet
U tom procesu vezanja prvog elektrona energija se u pravilu, ali
što je posljedica privlačenja izme
elektronskih afiniteta imaju negativni predznak. N
elektronski afinitet, Ea2 uvijek je
negativno nabijeni ion mora nadvladati odbijanje dva istovrsna naboja, elektrona i negativno
nabijenog iona koji prihvaća drugi elektron.
Elektronski afinitet u istoj skupini opada
broja, a u istoj periodi raste (postaje negativniji)
obzirom na veličinu polumjera
nego kod atoma većih polumjera
2. Smjer promjene ionizacijskih energija elemenata
5.3.5. Elektronski afinitet
Elektronski afinitet je promjena energije koja se događa kada atom, molekula ili radikal
Jedinica za elektronski afinitet jest kJ·mol-1.
U tom procesu vezanja prvog elektrona energija se u pravilu, ali ne
čenja između dodanog elektrona i jezgre (jednadžba
elektronskih afiniteta imaju negativni predznak. Nasuprot tome, promjena energije koja prati drugi
uvijek je pozitivna (jednadžba 5.7.). Tada energija mora biti apsorbirana jer
negativno nabijeni ion mora nadvladati odbijanje dva istovrsna naboja, elektrona i negativno
ća drugi elektron.[5]
Elektronski afinitet u istoj skupini opada (postaje manje negativan)
(postaje negativniji) s porastom atomskog broja
polumjera atoma, težnja vezanja atoma manjeg polumjera
ih polumjera.
32
elemenata PSE[5]
a kada atom, molekula ili radikal
(5.6)
ne nužno uvijek, oslobađa
(jednadžba 5.6.). Zbog toga, većine
asuprot tome, promjena energije koja prati drugi
energija mora biti apsorbirana jer
negativno nabijeni ion mora nadvladati odbijanje dva istovrsna naboja, elektrona i negativno
(5.7.)
(postaje manje negativan) s porastom atomskog
s porastom atomskog broja[8] (v. slika 5.3.5.1.). S
manjeg polumjera za elektron je veća
33
Elektronski afiniteti zemnoalkalijskih metala i plemenitih plinova imaju pozitivne
vrijednosti. To ne čudi, s obzirom da elementi II. A skupine imaju postojanu elektronsku
konfiguraciju ns2 s popunjenom ns podljuskom, dok je elektronska konfiguracija ns2np6 inertnih
plinova izuzetno postojana zbog popunjene ljuske. Najpovoljnije vrijednosti elektronskih afiniteta
imaju pretposljednji elementi svake periode, halogeni elementi. Ovakvo ponašanje elemenata VII. A
Slika 5.3.5.1. Smjer porasta elektronskog afiniteta elemenata glavnih skupina PSE
(izraženo u kJ·mol-1) [5]
skupine očekivano je s obzirom na njihovu elektronsku konfiguraciju kojoj nedostaje samo jedan
elektron za postizanje postojane elektronske konfiguracije plemenitih plinova.[5]
5.3.6. Elektronegativnost elemenata
Sila kojom atom nekog elementa privlači elektrone naziva se njegovom elektronegativnošću.
L. Pauling je prvi pokazao da se elektronegativnost svakog pojedinog elementa A može izraziti
koeficijentom elektronegativnosti χA. Najveći koeficijent elektronegativnosti ima fluor (4,0), a
najmanji imaju cezij i francij (0,7). Razlika u elektronegativnosti između elemenata A i B, χA - χB,
određuje prema Paulingu postotak ionskog karaktera njihove veze.[3] Kada je razlika u relativnoj
elektronegativnosti 1,9, udio je ionskog karaktera veze oko 50%. Pauling predlaže da se spojevi čija
34
je razlika χA - χB veća od 1,9 prikazuje ionskom formulom, a oni sa manjom razlikom kovalentnom
strukturom. U oba slučaja stvarni oblik veze je hibrid ionske i kovalentne strukture.[6]
R. S. Mülliken je elektronegativnost definirao pomoću ionizacijskog potencijala i
elektronskog afiniteta. Atom elementa visokog ionizacijskog potencijala pokazuje malu tendenciju
da preda elektron atomima drugih elemenata. Ako pak element ima visoki elektronski afinitet,
nastojat će privući elektrone.[3]
A. L. Allred i E. G. Rochow definirali su elektronegativnost pomoću efektivnog naboja
jezgre �()*�. Prema tome naboj po jedinici površine atoma utječe koliko će atom privlačiti elektron.
Općenito smjer promijene elektronegativnost se povećava gledajući odozdo prema gore
unutar skupina i od lijevo prema desno unutar perioda PSE. Kod prijelaznih i unutrašnjih prijelaznih
elemenata opaža se odstupanje od općeg povećanja elektronegativnosti.
Slika 5.2.5.1. Smjer porasta elektronegativnosti elemenata PSE
35
6. KVANTNA FIZIKA I PERIODNI SUSTAV
ELEMENATA
Periodni sustav elemenata dobiva svoje puno značenje tek razvojem kvantne teorije
elektronske strukture atoma. Raspored elektrona oko jezgre atoma određuje položaj elemenata u
periodnom sustavu i njihova svojstva, a odatle i strukturu periodnog sustava. Prema suvremenom
shvaćanju atom je agregacija elementarnih čestica (elektron, proton i neutron) koja zadržava svoju
cjelovitost u kemijskim promjenama, te je karakteristična za određeni element i njegove izotope.[3]
Kvantnim pristupom možemo demonstrirati raspored atoma u periodnom sustavu elemenata,
fizikalna i kemijska svojstva elemenata. Objašnjenje periodnog sustava elemenata velik je uspjeh
kvantne mehanike i potvrda predodžbi o strukturi materije. Prvi korak u tome bila je kvantizacija
energije elektrona u atomu.
6.1. Bohrov model atoma
Niels Bohr je 1913. godine primijenivši na atom Planckovu kvantnu hipotezu, objasnio
stabilnost atoma i atomske spektre.
Prema Bohru atomi se mogu nalaziti samo u određenim kvantnim stanjima tzv. stacionarnim
stanjima (da ne emitira energiju) – prvi Bohrov postulat. Drugim riječima, elektron se može okretati
oko jezgre u određenim putanjama, tzv. dopuštenim putanjama i pri tom ne emitira energiju.
Najmanja od tih putanja odgovara osnovnom stanju ili normalnom stanju atoma, u kojem atom ima
najmanju moguću energiju. To je dakle najstabilnije stanje atoma.
Vanjskim utjecajem atom se može pobuditi i on prelazi u kvantno stanje više energije.
Energija potrebna da atom prijeđe u više kvantno stanje jednaka je razlici energija konačnog i
36
početnog kvantnog stanja. Ako se atom nalazi u nekom kvantnom stanju više energije, on će sam
prijeći u kvantno stanje niže energije i pri tome će emitirati kvant elektromagnetskog zračenja čija je
energija jednak razlici energija početnog i konačnog kvantnog stanja. Označi li se frekvencija
emitiranog ili apsorbiranog elektromagnetskog zračenja sa ν a energija kvantnih stanja sa Em
odnosno En, Bohrov se drugi postulat može napisati u obliku:
78 � �9 + �:
ili
(6.1.)
8 � �9 + �:7 (6.2.)
gdje je h Planckova konstanta, koja iznosi 6,626 · 10-34 Js.
Bohr je zatim izračunao radijus putanja, brzinu kruženja elektrona i energiju stacionarnih
stanja vodikova atoma pretpostavivši da su putanje elektrona kružnice - orbite. Sila koja djeluje na
elektron da se okreće oko jezgre, tj. centripetalna sila privlačenja, F, jednaka je prema Newtonovom
zakonu gibanja umnošku mase elektrona, m, i akceleracije, koja je pri kružnom gibanju jednaka
;�/. :
< � + �);�. , (6.3.)
gdje negativni predznak označuje silu privlačenja. Ta sila mora biti jednaka Coulombovoj sili
privlačenja između naboja jezgre 2(- i naboja elektrona – -:
< � + 14?@A
(- · -.� . (6.4.)
Izjednačavanjem jednadžbe (6.3) sa jednadžbom (6.4.) dobijemo:
�);� � 14?@A
(-�. . (6.5.)
37
Množenjem jednadžbe (6.5) sa ½ dobijemo odnos između kinetičke i potencijalne energije
elektrona:
�);�2 � 1
2 B 14?@A
(-�. C, (6.6.)
gdje je na lijevoj strani jednadžbe (6.6) kinetička energija, a na desnoj strani polovica potencijalne
energije. Dakle, kinetička energija elektrona jednaka je polovici njegove potencijalne energije.
Bohr je dalje pretpostavio da je „djelovanje“ elektrona na njegovoj kružnoj putanji - tj.
umnožak od njegova impulsa �); i opsega kružne putanje 2.? cjelobrojni višekratnik n (=1, 2, 3,
4, 5 ...) Planckova kvanta djelovanja, h:
�);.2? � #7. (6.7.)
uvrštavanjem te jednadžbe u jednadžbu (6.5) dobijemo radijus putanje elektrona:
. � @A(-��)? #�7� (6.8.)
Broj n nazvan je glavnim kvantnim brojem Bohrove putanje. Prema tome, radijus Bohrovih orbita
rastu kao kvadrati kvantnih brojeva, tj. postoji odnos:
.�: .� : .6: … .: � 1� F 2� F 3� F … #�
Kod vodikova atoma Z = 1, te su radijusi orbita određeni sa:
. � @A-��)? #�7� (6.9.)
Ukupna energija elektrona jednaka zbroju kinetičke i potencijalne energije:
�HI � 12 �);� 2 B+ 1
4?@A(-�
. C. (6.10.)
38
Uvrštavanjem jednadžbe (6.6) u prethodnu jednadžbu imamo:
�HI � 12 B 1
4?@A(-�
. C + 14?@A
(-�. � + 1
4?@A(-�2. . (6.11.)
Uvrštavanjem jednadžbe (6.9.) u prethodnu jednadžbu dobijemo:
�: � + �)(-J8@A�7�
1#�, (6.12.)
energiju elektrona na pojedinim Bohrovim orbitama, tj. energiju pojedinih stanja elektrona u
jednoelektronskom atomu (npr. H, He+, Li2+, Be3+).[6]
6.2. Bohr - Sommerfeldov model atoma
Johannes Stark ustanovio je 1913. godine da se u jakom električnom polju vodikove
spektralne linije cijepaju na više vrlo bliskih linija. Te pojave fine strukture spektra nije mogla
rastumačiti Bohrova teorija.
A. Sommerfeld je poopćio Bohrovu teoriju primijenivši kvantnu teoriju na općenite eliptične
putanje. Pretpostavio je da se elektron okreće oko jezgre ne samo po kružnim već i po eliptičnim
putanjama, analogno okretanju planeta oko središta privlačenja (v. slika 6.2.1.). U tom slučaju
putanja elektrona određena je velikom (a) i malom (b) poluosi elipse. Odmah vidimo da su Bohrove
kružne putanje samo jedan poseban slučaj okretanja elektrona po eliptičnoj putanji za a = b.
Slika 6.2.1. Eliptična putanja elektrona[6]
39
Primijenivši kvantne uvijete na eliptične putanje, Sommerfeld je pokazao da je velika poluos
a određena glavnim kvantnim brojem #, dok je mala poluos b dana odnosom:
1L � #
' 2 1 ,
gdje je ' tzv. sporedni ili azimutski kvantni broj koji ima sve cjelobrojne vrijednosti Bohrove
jedinice (h/2?), tj. od 1 do n.
Sommerfeld je pokazao da je energija svih putanja određenog glavnog kvantnog broja u
vodikovu atomu jednaka. Kod eliptične putanje kinetička i potencijalne energija elektrona se mijenja
ali je ukupna energija uvijek ista. Energija elektrona u Bohr - Sommerfedovu modelu dana je
jednadžbom (6.12.), ali isti energijski nivo može imati više orbita. Zbog toga takva stanja elektrona
koja pripadaju istom glavnom energijskom nivou nazivamo energijskim podnivoima ili
podljuskama. Međutim, kako se prema Einsteinovo teoriji relativnosti s promjenom brzine mijenja i
masa elektrona (kada brzina raste i masa raste), dolazi do vrlo male razlike u energiji tih raznih
eliptičnih putanja unutar istog kvantnog stanja. Ta vrlo mala razlika u energiji očituje se u spektru
tako da je određena spektralna linija zapravo niz vrlo bliskih finih linija.
Drugačija je situacija kod atoma s više elektronskih ljuski. Kod njih kružna i eliptična
putanja jedne te iste elektronske ljuske (energijskog nivoa) nemaju istu energiju zbog udaljavanja i
približavanja elektrona jezgri. Tada jakost polja jezgre koje djeluje na elektron nije kompenzirana
elektronima u vanjskim ljuskama te dolazi do promjene potencijalne energije elektrona. Drugim
riječima, energija elektrona unutar jedne te iste elektronske ljuske ovisi o izduženosti njegove
eliptične putanje, tj. o azimutskom kvantnom broju '.[6]
6.3. Kvantni brojevi
Kvantni brojevi opisuju udaljenost, oblik i orijentaciju elektronskih orbitala u kojima se
nalaze elektroni.
40
6.3.1. Glavni kvantni broj
Glavni kvantni broj # označuje ljusku ili energijsku razinu kojoj elektron pripada. Ljuske
predstavljaju područja u kojima je velika vjerojatnost nalaženja elektrona. Vrijednost glavnog
kvantnog broja određuje i udaljenost ljuske od jezgre.
Brojčane vrijednosti i slovne oznake glavnog kvantnog broja su:
# = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7…
Slovna oznaka = K, L, M, N, O, P, Q
Iz toga vidimo da glavni kvantni broj može poprimiti bilo koju pozitivnu cjelobrojnu vrijednost.[5]
6.3.2. Sporedni kvantni broj
Sporedni (orbitalni ili azimutski) kvantni broj ' ukazuje na izduženost eliptičke putanje
elektrona oko jezgre.
U ljusci glavnog kvantnog broja n = 1 postoji samo jedna podljuska određena sporednim
kvantnim brojem ' = 0. Kada je # = 2, u ljusci su prisutni elektroni koji pripadaju podljuskama sa
sporednim kvantnim brojevima ' = 0 i 1. Određuje li ljusku glavni kvantni broj # = 3, ' će imati
vrijednosti 0, 1 i 2, itd.
Brojčane vrijednosti i slovne oznake sporednog kvantnog broja su:
' = 0, 1, 2, 3, 4, 5 ... (n − 1) Slovna oznaka = s, p, d, f, g, h, ...
Oznake su uzete od već prije upotrebljavanih oznaka spektralnih serija i znače: s = sharp = oštra, p =
principal = glavna, d = diffuse = rastrgnuta, f = fundamental = osnovna. Za sporedne kvantne
brojeve, l većih iznosa od 3, koriste se grafemi u abecednom slijedu - g, h, itd. Združivanje glavnog
41
kvantnog broja sa slovnim oznakama podljusaka predstavlja zgodan način označivanja podljusaka,
tj. prepoznavanja elektrona s obzirom na njegov položaj i energiju u atomu. Primjerice, ako je glavni
kvantni broj # = 2, a sporedni kvantni broj ' = 0, podljuska ima oznaku 2s, što je, kako će se kasnije
vidjeti, također i dio oznake elektrona koji u podljuskama prebivaju, ali ujedno i oznaka spektralne
linije, kada se zna da je velik dio saznanja o raspodjeli elektrona u elektronskim ovojnicama atoma
spoznat upravo iz proučavanja linijskih spektara. Također, kao što će se vidjeti u nastavku, pojedina
slovna oznaka povezana je sa simetrijom građe oblaka naboja. U tablici su (v. tablica 6.3.2.1.)
prikazane u moguće oznake za glavne kvantne brojeve od 1 do 4.
Svaka se podljuska sastoji od jedne ili više orbitala. Broj orbitala podljuske izvodi se iz
vrijednosti sporednog kvantnog broja korištenjem izraza 2' + 1. Za podljusku sporednog kvantnog
broja ' = 0, postoji jedna orbitala: 2 x 0 +1 = 1; podljuska s oznakom ' = 1 posjeduje 2 x 1 + 1 = 3
orbitale itd.[5]
Tablica 6.3.2.1. Oznake podljusaka i broj orbitala pojedine podljuske[5]
# ' Spektroskopska oznaka
Broj orbitala
1 0 1s 1 2 0 2s 1 1 2p 3 3 0 3s 1 1 3p 3 2 3d 5 4 0 4s 1 1 4p 3 2 4d 5 3 4f 7
6.3.3. Magnetski kvantni broj
Magnetski kvantni broj MN ukazuje da se pod utjecajem jakog magnetskog polja spektralne
linije rastavljaju na više linija. Uzrok tome je magnetski moment koji nastaje vrtnjom elektrona oko
jezgre. Orbita elektrona može se orijentirati prema vanjskom magnetskom polju tako da je moment
impulsa postavljen antiparalelno, okomito i paralelno prema smjeru vanjskog magnetskog polja.
42
Zbog toga se jedna spektralna linija raspada na više linija u jakom magnetskom polju, što je poznato
kao Zeemanov efekt, prema nizozemskom fizičaru Pieteru Zeemanu koji ga je otkrio.
Ne postoji li vanjsko magnetsko polje, energijske podljuske istog # i ', ali različitog �O su
degenerirane, tj. imaju istu energiju ali različitu orijentaciju u prostoru. Unutar pojedine podljuske,
orbitale se mogu razlikovati s pomoću magnetnog orbitalnog kvantnog broja �O. Za bilo koju
podljusku, vrijednosti �O dane su terminima u nizu:
�O = +', +(' − 1), . . . ,0, . . . −(' − 1), −'
Tako, za ' = 0 jedina dopuštena vrijednost za �O je 0. To znači da se u dotičnoj podljusci, bilo kojeg
glavnog kvantnog broja, nalazi jedna orbitala (simetrije) s. U koliko je ' = 1, �O može imati tri
vrijednosti: +1, 0 i −1 koje pripadaju trima orbitalama (simetrije) p. Za ' = 2, magnetni orbitalni
kvantni broj ima vrijednosti +2, +1, 0, −1, −2 koje pripadaju orbitalama (simetrije) d. Iz iznesenog
jasno je da se vrijednosti kvantnih brojeva koji određuju energiju orbitale, pa time i energiju
elektrona koji u njima mogu prebivati, ali ne nužno, izvode sukcesivno jedni iz drugog, ovisno o
redoslijedu važnosti kvantnog broja. Iznose magnetskog orbitalnog kvantnog broja �O određuje
sporedni kvantni broj ', kojem je pak vrijednost određena temeljem vrijednosti glavnog kvantnog
broja #.
Zbog toga, svaku orbitalu u atomu možemo prepoznati prema njoj pripadajućem setu
vrijednosti za tri kvantna broja #, ' i �O. Orbitala opisana sa sljedećim vrijednostima kvantnih
brojeva # = 2, ' = 1 i �O = 0 je jedna od tri orbitale p podljuske druge ljuske, odnosno 2p orbitala.
Kvantni brojevi za prve četiri ljuske navedeni su u tablici[5] (v. tablica 6.3.3.1).
Tablica 6.3.3.1. Orbitale prvih četiriju ljusaka[5]
Ljuska, n Podljuska, l Orbitala, �O Oznaka podljuske Broj orbitala podljuske 1 0 0 1s 1 2 0 0 2s 1 1 -1, 0,+1 2p 3 3 0 0 3s 1 1 -1, 0,+1 3p 3 2 -2,-1, 0,+1,+2 3d 5 4 0 0 4s 1 1 -1, 0,+1 4p 3 2 -2,-1, 0,+1,+2 4d 5 3 -3,-2,-1, 0,+1,+2,+3 4f 7
43
6.3.4. Kvantni broj spina
Nizozemski fizičari G. E. Uhlenbeck i S. A. Goudsmit objasnili su 1925. godine cijepanje
mlaza atoma srebra u nehomogenom magnetskom polju na dva snopa, čiji je jedan smjer paralelan a
drugi antiparalelan polju, kao i dublete spektralnih linija vrtnjom elektrona oka vlastite osi, tzv.
spinom. Naime, kako je elektron negativno nabijen, to mu ta vrtnja oko vlastite osi daje magnetski
moment (spinski magnetski moment), tj. on se vlada kao mali magnet sa sjevernim i južnim polom.
Eksperimenti su pokazali da se taj magnet orijentira u magnetskom polju paralelno ili antiparalelno
tom polju, već prema okretanju elektrona. Kvantni broj orijentacije spina ili z-komponenta spina �P
može imati vrijednosti[6]:
�P � 2 12 / + 1
2 .
Što znači da u paralelnom smjeru (paralelno sa z-osi) odgovara 1/2 �h/2π�, a antiparalelnom
+1/2 �h/2π�, tj. polovicu Bohrove jedinice.
6.3.5. Sažetak o kvantnim brojevima
Dakle, postoje četiri kvantna broja koji opisuju energiju elektrona s obzirom na ljusku,
podljusku i orbitalu u kojoj se nalaze:
1. Glavni kvantni broj, # − kvantni broj ljuske, opisuje prosječnu udaljenost
elektrona od jezgre;
2. Sporedni kvantni broj, ' − kvantni broj podljuske, opisuje oblik orbitale. Sve
orbitale pojedine podljuske imaju istu energiju, degenerirane su;
3. Magnetni orbitalni kvantni broj, �O opisuje prostorno usmjerenje orbitale;
4. Spinski magnetni kvantni broj, �P odnosi se na smjer vrtnje elektrona.[5]
44
Dva elektrona u atomu koji imaju isti glavni kvantni broj (pripadaju jednoj ljusci), isti
sporedni kvantni broj (pripadaju istoj podljusci) i isti magnetski kvantni broj (pripadaju istoj
orbitali), a razlikuju se po spinskom kvantnom broju.[4]
6.4. Kvantna mehanika i struktura atoma
Princip neodređenosti dao je 1927. godine njemački fizi čar Werner Heisenberg.
Heisenbergov princip neodređenosti kaže da je nemoguće istodobno točno ustanoviti brzinu,
odnosno impuls elektrona (mv) i njegov položaj u prostoru. Ako se točno odredi položaj elektrona u
prostoru, potpuno je neodređena njegova brzina i obratno. Drugim riječima, što točnije odredimo
položaj elektrona, to neizvjesniji postaje impuls elektrona.
∆T · ∆� U 72? (6.13.)
Posljedica principa neodređenosti je da se elektronu u atomu ne može pripisati određena
orbita oko atomske jezgre i da Bohr - Sommerfeldov model atoma ne daje ispravnu predodžbu o
elektronskoj strukturi atoma. Zbog te neodređenosti u položaju i impulsu, odnosno energiji elektrona
u atomu, možemo govoriti samo o vjerojatnostima nalaženja elektrona u određenom području
prostora oko atomske jezgre. Taj prostor vjerojatnosti nalaženja elektrona možemo predočiti kao
elektronski oblak različite gustoće (Schrödingerova interpretacija) oko atomske jezgre, odnosno
elektrona kao da je „razmazan“ u prostoru oko atomske jezgre. Međutim, kad razmatramo prostor
vjerojatnosti nalaženja elektrona, moramo uzeti u obzir i valnu prirodu elektrona.
Ervin Schrödinger je 1926. godine prvi uspio spojiti korpuskularnu i valnu prirodu elektrona
u atomu. Bilo je potrebno postaviti općenitu jednadžbu koja će zadovoljavati i valna svojstva
elektrona. Kako je karakteristična veličina svake valne pojave valna funkcija ψ, tj. amplituda vala
kao funkcija prostornih koordinata x, y, z, Schrödinger je pretpostavio osnovnu valnu jednadžbu
elektrona:[6]
45
V+ W�2� Δ 2 Y��, Z, [�\ ] � �] (6.14.)
gdje je W reducirana Planckova konstanta, m - masa elektrona, ∆ - Laplaceov operator, V -
potencijalna energija u kojoj se elektron nalazi, ψ - valna funkcija elektrona i E je energija elektrona.
Definiramo Hamiltonov operator:
�̂ � + W�2� Δ 2 V�x, y, z�, (6.15.)
kojeg uvrstimo u prethodnu jednadžbu i dobijemo drugi oblik Schrödingerove jednadžbe:
�̂] � �]. (6.16.)
Iz znanosti o svijetlosti poznato je da je kvadrat amplitude svjetlosnog vala, ],
proporcionalan intenzitetu svijetlosti. To znači da je ]� proporcionalno broju fotona u određenoj
točki. Na slici (slika 6.4.1.) je prikazana valna funkcija ] i njoj odgovarajući kvadrat amplitude ]�.
Visina A, odnosno ]�, razmjerna je broju fotona prisutnih u tom trenutku u nekom odabranom
području R. Pretpostavimo da je posrijedi jedan jedini foton u području R. Tada možemo govoriti,
uzevši u obzir nedjeljivost fotona, da je visina A, odnosno ]� vjerojatnost nalaženja fotona u toj
točki. Ako suzimo područje R na polovicu ili ga povećamo dvostruko, vjerojatnost nalaženja fotona
smanjit će se na polovicu, odnosno povećat će se dvostruko. Drugim riječima, vjerojatnost, da će se
naći foton u području R jednaka je R]�. Ako se R odnosi na određeni trodimenzionalni prostor,
onda je R volumen, a R]� pokazuje vjerojatnost nalaženja fotona u tom volumenu. Prema tome, ]�
je vjerojatnost po jedinici volumena i često se naziva gustoćom vjerojatnosti ili funkcijom
vjerojatnosti. To je fizičko značenje kvadrata valne funkcije. Iz slike (slika 6.4.1.) vidimo da je
svojstvo valne funkcije ] njezin algebarski predznak, tj. ] može imati pozitivne (+) i negativne (-)
vrijednosti, što ovisi o vrijednosti koordinata. Međutim, kvadrat valne funkcije ]� samo je pozitivna
vrijednost bilo gdje u prostoru. To nije samo rezultat operacije kvadriranja, već je to fizičko
značenje vjerojatnosti.[6]
46
Slika 6.4.1. Valna funkcija ] i kvadrat amplitude vala ]� [6]
Ako valna funkcija ] prikazuje val elektrona, onda ]� mora predstavljati vjerojatnost
gustoće elektrona, tj. vrijednost A jer je razmjerna vjerojatnosti nalaženja elektrona u području,
odnosno volumenu R (slika 6.4.1.). Gdje je ]� veliko, gustoća elektrona (elektronskog oblaka) je
velika, tj. velika je vjerojatnost da se elektron u bilo kojem momentu nalazi u tom prostornom
elementu oko jezgre.
Valne funkcije koje su određene samo uz pomoć tri kvantna broja #, ' i �O, nazivaju se
atomskim orbitalama. Za orbitale koje imaju iste vrijednosti # i ' kažemo da pripadaju određenoj
podljuski ili energijskom podnivou.
U odsutnosti vanjskog magnetskog ili električnog polja energija orbitala je određena samo uz
pomoć dva kvantna broja, # i ', i neovisna je o �O i �P. Kod atoma vodika, međutim, energija ovisi
samo o #. Dakle, orbitale određenog energijskog podnivoa imaju istu energiju, one su degenerirane.
U prisutnosti vanjskog magnetskog polja ili električnog polja energija orbitala ovisi ne samo
o # i ' već i o �O i �P. Drugim riječima, degenerirani energijski podnivoi cijepaju se u prisutnosti
vanjskog magnetskog ili električnog poja u podnivoe različite energije. Najjednostavnije rješenje
valne jednadžbe (v. jednadžbu 6.14.) je valna funkcija (rješenje Schrödingerove jednadžbe za
vodikov atom) najnižeg energijskog nivoa vodika (# = 1, ' = 0 i �O = 0), tj. 1s - orbitala:
47
]�AA � �√d e �
�fg6/� -��/�f,
gdje je konstanta a0 Bohrov radijus �5,3 · 10�����, a r je udaljenost elektrona od jezgre. Valna
funkcija ovisi samo o r, a neovisna je o kutnim varijablama. To znači da je valna funkcija ]�AA
sfernosimetrična i da eksponencijalno opada s porastom udaljenosti od jezgre. Dakle, funkcija ]
poprima najveću vrijednost uz samu jezgru �. 4 0�. Na slici (slika 6.4.2.) grafički je prikazana
valna funkcija ]�AA kao funkcija udaljenosti (r) od jezgre.
Slika 6.4.2. Ovisnost valne funkcije ] (a) funkcije vjerojatnosti gustoće ]2 (b) i radijalne gustoće 4?.�]� (d) s-orbitala (vodikova atom) o udaljenosti r od jezgre. Slikoviti prikaz (c) vjerojatnosti elektronske gustoće �]2) gustoćom točkica[6]
Znatno pogodnija je grafička predodžba funkcije raspodjele gustoće elektrona ]�, tj.
raspodjele gustoće elektronskog oblaka. Ta je gustoća elektrona najveća u neposrednoj okolini
jezgre, jer tada |]|� poprima (kao i ]) najveću vrijednost. S porastom udaljenosti od jezgre |]|�
(kao i ]) opada. Sama vjerojatnost nalaženja elektrona u blizini neke točke prostora jest |]|�iY,
gdje je dY element prostora (volumena).[6]
48
Često se prostor vjerojatnosti nalaženja elektrona (elektronski oblak) slikovito, odnosno
modelom prikazuje samo graničnom površinom, unutar koje se nalazi 90-95% gustoće elektrona
(odnosno unutar kojeg elektron provede 90-95% svog vremena), tzv. prostor velike vjerojatnosti.
Područje najveće vjerojatnosti nalaženja elektrona određene energije oko atomske jezgre naziva se
atomskom orbitalom. Na slici (slika 6.4.3.) slikovito su prikazane granične površine prostora
vjerojatnosti elektrona za neke atomske orbitale. Vidimo da je samo s - orbitala sfernosimetrična i
prostorno neusmjerena, dok su ostale orbitale usmjerene u prostoru.[6]
Slika 6.4.3. Atomske orbitale - granične površine prostora vjerojatnosti elektrona[6]
Na krivulji (slika 6.4.2.d) 2s orbitale uočavaju se dva vrhunca, mjesta gdje je vjerojatnost
nalaženja elektrona razmjerno velika. Dakle, u nabojnom oblaku 2s orbitale postoje područja gdje je
elektronska gustoća razmjerno visoka, ali i područje u kojem je elektronska gustoća jednaka ništici.
Međutim, crtež granične površine 2s orbitale po pojavnosti isti je kao i onaj orbitale 1s, osim s
obzirom na veličinu, opseg. Simetrija raspodjele elektronske gustoće orbitala s je kuglasta. Kaže se
da su orbitale s sferno simetrične.[5]
Neovisno o glavnom kvantnom broju uvijek postoje tri, po obliku istovjetne, orbitale p
simetrije. Crtež granične površine 2pz orbitale prikazan je na slici (v. slika 6.4.3.). Jezgra se nalazi u
ishodištu prostornog koordinatnog sustava. Elektronska gustoća p orbitala nije kuglasto
49
rasprostranjena. Umjesto toga, svaka p orbitala sastoji se od dva dijela, dva režnja, svaki od kojih je
smješten s jedne strane nodalne ravnine (v. slika 6.4.4.). Bez obzira na njihovu istovjetnost glede
oblika, pojedine orbitale p razlikuju se u prostornoj usmjerenosti. Budući da režnjevi zauzimaju
položaj u odnosu na prostorni koordinatni sustav, tj. duž osi x, y i z, označuju se oznakama 2px, 2py
odnosno 2pz.
Orbitala s kuglasto je simetrična te vanjsko magnetno polje nema utjecaja na energiju s
elektrona. Neovisno o tome kako se elektronska gustoća, nabojni oblak kuglastog oblaka postavi,
kako god se kugla okrene, ona uvijek izgleda isto s obzirom na neku referentnu točku. Kuglasta
orbitala s u magnetnom polju predstavlja uvijek isti poremećaj za vanjsko polje.[5]
Slika 6.4.4. Ovisnost valne funkcije ] (a) funkcije vjerojatnosti gustoće ]2 (b) i radijalne gustoće 4?.�]� (c) 2p-orbitale (vodikova atom) o udaljenosti r od jezgre. Slikoviti prikaz (d) vjerojatnosti elektronske gustoće �]2) gustoćom točkica za 2px-orbitalu (uključujući i radijalnu i kutnu vjerojatnost)[6]
Orbitale p nisu kuglasto, već valjkasto - simetrične. Svaka orbitala podljuske p razlikuje se u
svom prostornom usmjerenju jedna u odnosu na drugu. Stoga, svaka će pojedina orbitala
predstavljati poseban poremećaj za silnice vanjskog magnetnog polja. Orbitale p sve su istovjetne s
obzirom na iznos energije. U odsutnosti vanjskog magnetnog polja nemoguće je razlikovati
elektrone koji popunjavaju različite p orbitale. Međutim, zapisuje li se linijski spektar uzorka, kojeg
se po želji može podvrgnuti utjecaju vanjskog magnetnog polja, ustanovit će se kako se, pri
uključenom polju, glavne (principal) linije spektra sastoje od tri fine linije. Ovaj fini detalj građe
glavnih linija nestaje trenutkom isključenja magnetnog polja, a učinak je već definiran kao
Zeemanov efekt (v. poglavlje 6.3.3.). Prostorno usmjerenje orbitala px, py i pz s obzirom na vanjsko
magnetno polje opisuje se magnetnim kvantnim brojem, �O.
50
Crtež granične površine pet orbitala 3d simetrije prikazan je na slici (v. slika 6.4.3). Oznake
pripisane svakoj od orbitala 3d podljuske izvode se s obzirom na njihov položaj prema osima
troosnog koordinatnog sustava. Premda se jedan od njih, 3ijk (č. tri de ze kvadrat) bitno razlikuje
od preostalih četiri, sve su istovjetne s obzirom na energiju.[5]
6.5. Elektronska konfiguracija
Raspored elektrona po energetskim razinama i orbitalama naziva se elektronska
konfiguracija atoma. Redoslijed popunjavanja atomskih orbitala prikazuje slika (v. slika 6.5.3.).
Elektronske konfiguracije pojedinih atoma kao i njihovih orbitala obilježavaju se brojem koji
označuje glavni kvantni broj, slovom koje označuje podljusku i brojem elektrona u podljusci koji se
piše na mjestu eksponenta (v. slika 6.5.1.).
Slika 6.5.1. Elektronska konfiguracija 2p - orbitale
Moguće kombinacije kvantnih brojeva određuju broj elektrona što ih može primiti pojedina
ljuska, podljuska i orbitala. Prva ljuska sadrži 1 orbitalu, druga 4, treća 9, četvrta 16 ili općenito n2
orbitala u koje je moguće smjestiti po dva elektrona suprotnih spinova. Prva ljuska može primiti
ukupno 2 elektrona, druga 8, treća 18, četvrta 32, ili općenito 2n2 elektrona.
Npr. elektronska konfiguracija dušika piše se ovako: 1s22s22p3 (čitaj: jedan es dva, dva es
dva, dva pe tri). Iz te konfiguracije vidi se da prva ljuska sadrži samo jednu, i to 1s - podljusku, u
kojoj su dva elektrona. Druga ljuska sadrži 2s - podljusku s dva elektrona i 2p - podljusku s tri
elektrona. Elektronska konfiguracija dušika može se prikazati pomoću atomskih orbitala (slika
6.5.2.).
51
Slika 6.5.2. Elektronska konfiguracija dušika
Smjer strelice pokazuje spin elektrona. Elektronske konfiguracije elemenata pokoravaju se
Hundovim pravilima (v. poglavlje 6.6.3.).
U atomu dušika 2p - podljuska nije popunjena jer može primiti maksimalno 6 elektrona, a to
se ostvaruje tek u elementu s rednim brojem 10, neonu. Redoslijed kojim se popunjavaju ljuske i
podljuske u atomu određen je relativnim odnosom energija pojedinih energijskih nivoa, odnosno
podljusaka u atomu. Najprije će se popunjavati niži energijski nivoi, a tek kad se oni popune slijedi
popunjavanje viših energijskih nivoa. Redoslijed kojim se popunjavaju energijski nivoi u atomima
objašnjavaju dužinu pojedinih perioda u periodnom sustavu elemenata.[3]
Slika 6.5.3. Shema popunjavanja orbitala u atomu[4]
Slika 6.5.4. Relativne energije atomskih orbitala u višeelektronskim atomima[4]
52
Iz slike (slika 6.5.4.) vidimo da je sa porastom kvantnog stanja razlika energija
odgovarajućih orbitala sve manja, što je logična posljedica porasta pozitivnog naboja jezgre. Tako je
razlika energija između 4s i 3s - orbitale manja nego između 3s i 2s - orbitale. Ta razlika još je
manja između s- i d - orbitala, a pogotovo između d- i f - orbitala u višim kvantnim nivoima. Zbog
toga atom može imati i razne elektronske konfiguracije koje su energijski vrlo bliske.
Usporedimo li sada izgradnju atomskih orbitala elemenata (v. tablica 8.2.) s poretkom
elementa u periodnom sustavu elemenata vidimo da:
1. perioda sadrži 2 elementa, koji izgrađuju K - ljusku odnosno 1s orbitalu;
2. perioda sadrži 8 elemenata koji izgrađuju L - ljusku, odnosno 2s i 2p orbitale;
3. perioda sadrži 8 elemenata, koji izgrađuju M - ljusku odnosno 3s i 3p orbitale;
4. perioda sadrži 18 elemenata, koji izgrađuju N ljusku i nedovršenu M - ljusku tj. 4s. 3d i 4p
orbitale;
5. perioda sadrži 18 elemenata, koji izgrađuju O - ljusku i nedovršenu N - ljusku, tj. 5s, 4d i 5p
- orbitale;
6. perioda sadrži 32 elementa, koji izgrađuju P - ljusku i nedovršene N - i O - ljuske. tj. 6s, 4f,
5d i 6p - orbitale;
7. perioda je nedovršena i sadrži 28 priznatih elementa, koji izgrađuju Q - ljusku i nedovršene P
i O - ljusku, tj. 7s, 6d i 5f - orbitale.
Vidimo, dakle, da struktura periodnog sustava elemenata ovisi o elektronskoj konfiguraciji
atoma elemenata. Zbog toga su i sve zakonitosti u periodnom sustavu rezultat elektronske
konfiguracije atoma. Izgradnjom pojedinih elektronskih ljuski nastaju atomi elemenata slične
elektronske konfiguracije kao i u prethodnoj ljuski, što dovodi do periodičnosti svojstva tvari koje
izgrađuju. To pak znači da svojstva atoma, a time i čistih tvari, uglavnom ovise o elektronskoj
konfiguraciji vanjske ljuske. Elementi kojih atomi imaju elektronske konfiguracije vanjske ljuske
istu, a razlikuju se samo po elektronskoj konfiguraciji unutrašnjih ljusaka, tj. prijelazni elementi, a
pogotovo unutrašnji prijelazni elementi, vrlo malo se međusobno razlikuju. S tog gledišta možemo
podijeliti elemente u periodnom sustavu, na plemenite plinove, glavne elemente, prijelazne elemente
i unutarnje prijelazne elemente.[6]
53
Osim helija, čiji atom ima elektronsku konfiguraciju 1s2, atomi plemenitih plinova imaju u
najvišem energetskom nivou elektronsku konfiguraciju ns2np6. Drugim riječima, atomi svih
plemenitih plinova, osim helija, imaju u vanjskoj ljusci osam elektrona ili tzv. oktet, tj. 4 para
elektrona (od po 2 elektrona sa obrnutim spinovima). Uzrok stabilnosti plemenitih plinova
posljedica je popunjenosti valentne ljuske. Velika stabilnost atoma plemenitih plinova najbolje se
vidi po njihovim velikim energijama ionizacije, koje su potrebne da se elektron ukloni iz atoma, tj.
energije koje se apsorbiraju tijekom reakcije:
3��� 4 35��� 2 -�.
Stoga atomi plemenitih plinova ne mogu vezati elektron prema ovoj reakciji:
3��� 2 -� 4 3����.
Drugim riječima kod atoma plemeniti plinova elektronski afinitet je nula, tj. energija
oslobođena pri vezanju elektrona je nula.
Atomi glavnih elemenata, odnosno elemenata glavnih skupina popunjavaju u najvišem
energijskom nivou s - orbitale ili p - orbitale počevši od ns1 do ns2np6, dok su prisutni energijski
nivoi popunjeni. Zato elemente glavnih skupina nazivamo još s - elementima i p - elementima.
Atomi prijelaznih elemenata popunjavaju d - orbitale od prethodne ljuske, dakle od (n−1)d1
do (n−1)d10. Zbog toga ih nazivamo i d - elementima. Prema ovoj definiciji i elektronskoj
konfiguraciji (v. tablicu 8.2.) Zn, Cd i Hg nisu prijelazni elementi jer su d - orbitale već popunjene
kod Cu, Ag i Au. Oni čine 12. glavnu skupinu.
Atomi unutrašnjih prijelaznih elemenata (lantanoidi i aktinoidi) imaju uz nepopunjene niže d
- orbitale također i nepopunjene niže f - orbitale, te popunjuju 4f orbitale (14 lantanida) i 5f orbitale
(14 aktinida), dakle od (n−2)f1 do (n−2)f14. Prema tome, oni su prijelazni elementi prijelaznih
elemenata, te se stoga nazivaju unutrašnjim prijelaznim elementima i f - elementima[6] (v. slika
6.6.3.2.).
54
6.6. Načela izgradnje periodnog sustava elemenata
Načela izgradnje periodnog sustava elemenata sastoje se od tri pravila:
1. Paulijevo načelo isključenja,
2. Hundovo pravilo,
3. Načelo izgradnje (Aufbau Prinzip).
Sva tri pravila potanko će biti razjašnjena u sljedeća tri poglavlja.
6.6.1. Paulijevo načelo isključenja
Raspodjela elektrona u pojedinim kvantnim nivoima određena je tzv. Paulijevim načelom
isključenja ili zabrane, koji glasi: U atomu ne mogu biti dva elektrona s istim vrijednostima sva
četiri kvantna broja #, ', �O , �P.[6]
Slika 6.6.2.1. Raspodjela elektrona u L-ljusci[4]
Čak i u slučaju da dva elektrona imaju iste kvantne brojeve #, ' i �O razlikovat će se u
spinskom magnetnom kvantnom broju, �P. Ova tvrdnja opisuje način na koji će se orbitale
popunjavati elektronima – ona ukazuje na sparivanje elektrona suprotnih spinova u orbitali. Orbitala
55
1s, kojoj je energija opisana s tri kvantna broja #, ' i �O, može se popuniti s najviše dva elektrona
suprotnih spinova. Energija će im biti opisana s dva seta kvantnih brojeva (#, ', �O , �P.): (1, 0, 0,
+.) i (1, 0, 0, −.).[5] Na slici (v. slika 6.6.2.1.) vidimo raspodjelu elektrona u drugoj ljusci (n = 2) koja
sadrži dvije s- i p - podljuske određene sporednim kvantnim brojem '. Broj orbitala u pojedinoj
podljusci određen je magnetskim kvantnim brojem �O. U svaku pojedinu orbitalu stane po dva
elektrona određena sa spinskim kvantnim brojem �P. Ukupno u drugu ljusku stane osam elektrona.
Kvantni brojevi orbitala prvih četiriju ljusaka navedeni su u tablici (v. tablica 6.3.3.1.).
Setovi kvantnih brojeva za elektrone u ovim orbitalama mogu se dobiti pridruži li se vrijednost �P
setu vrijednosti #, ' i �O koji opisuju orbitalu.
Najveći broj elektrona koji ljuska može sadržavati je 2n2. Svaka orbitala može imati najviše
dva elektrona. Zbog toga je najveći broj elektrona u ljuski jednak dvostrukom broju orbitala ljuske.
Broj elektrona podljuske jednak je dvostrukom broju orbitala podljuske. Raspodjela broja elektrona
po orbitalama, podljuskama i ljuskama navedena je u tablici (v. tablica 6.6.2.2.).[5]
Tablica 6.6.2.2. Raspodjela elektrona po podljuskama i ljuskama atoma[5]
Podljuska Broj orbitala po
podljusci Broj elektrona u
podljuski
Vrijednost glavnog
kvantnog broja (n)
Broj elektrona u ljusci (2n2)
1s 1 2 1 2 2s 1 2
2 8 2p 3 6 3s 1 2
3 18 3p 3 6 3d 5 10 4s 1 2
4 32 4p 3 6 4d 5 10 4f 7 14
6.6.2. Hundovo pravilo
Izgradnju elektronskih ljuski i njihovih orbitala pojedinih elemenata možemo shematski
predočiti tako da svaku orbitalu prikažemo kao kvadratić u koji stavljamo elektrone sa suprotnim
spinovima (v. slika 5.2.3.1).
56
Prema Hundovom pravilu (njemački fizi čar F. Hund) elektroni se razmještaju unutar
istovrsnih degeneriranih orbitala (npr. p - orbitala) tako da se broj nesparenih elektrona s paralelnim
spinovima, a time i sumarni spinski kutni zamah bude maksimalan (načelo maksimalnog
multipliciteta), jer tada ukupni oblak naboja elektrona maksimalno raspršen po atomu i atom ima
najniže energijsko stanje. Hundovo pravilo uglavnom je posljedica međusobnog odbijanja elektrona
koji zato nastoje ući svaki u svoju orbitalu. Zbog toga npr., 2p - orbitale dušikova atoma nemaju
ovakvu konfiguraciju:
već
gdje smjer strelice pokazuje spin elektrona.[6]
Dakle, elektronske konfiguracije elemenata pokoravaju se Hundovim pravilima:
1. elektroni izbjegavaju potpuno popunjavanje jedne orbitale. Energijski je povoljnije da se
elektroni razmjeste u različite orbitale iste energije;
2. elektroni koji postupno zaposjedaju raspoložive orbitale imaju paralelne spinove.[3]
57
Za prvih 18 elemenata periodnog sustava, osnovno stanje elektronske konfiguracije može se
izvesti uz pretpostavku da elektroni popunjavaju ljuske s porastom vrijednosti #, a unutar ljuske s
porastom '. U tablici (v tablica 6.6.2.1.) prikazana su dva načina na koje je moguće prikazati elektronsku
konfiguraciju. U orbitalnom dijagramu okomite strjelice slikovito prikazuju elektron s pripadajućom
mu vrtnjom određenom spinskim magnetnim kvantnim brojem, ms +½ odnosno -½. Smjerom
strjelice formalno se želi ukazati na smjer magnetnog polje koje stvara vrtnja naboja. Elektronskim
označivanjem, elektronska konfiguracija atoma sažeta je na nešto drukčiji način. Za to se rabe
vrijednosti glavnog kvantnog broja, spektroskopska oznaka podljuske te, kao gornji znak, broj
elektrona u orbitalama podljuske.
Tablica 6.6.2.1. Elektronska konfiguracija prvih 10 elemenata periodne tablice[5]
Element Raspoložive orbitale Oznaka elektronske
konfiguracije 1s 2s 2px 2py 2pz
1H
1s1
2He
1s2
3Li
1s22s1
4Be
1s22s2
5B
1s22s22p1
6C
1s22s22p2
7N
1s22s22p3
8O
1s22s22p4
9F
1s22s22p5
10Ne
1s22s22p6
Prva perioda Periodičke tablice sadrži dva elementa − vodik i helij. Jedan elektron
vodikovog atoma nalazi se u 1s orbitali koja je određena kvantnim brojevima (# = 1, ' = 0, �O = 0).
Nesparena strjelica znak je za taj, jedan elektron u orbitali 1s. Oznaka elektronske konfiguracije je
1s1 (č. jedan es jedan). Elektronu vodikova atoma pripadaju kvantni brojevi: (# = 1, ' = 0, �O = 0,
�P = +½.)
Helijev atom posjeduje dva elektrona sa sparenim spinovima u ljusci određenoj s istim
kvantnim brojevima kao i u vodikova atoma (# = 1, ' = 0, �O = 0).
58
Elektronska konfiguracija helija razlikuje se od one vodika samo brojem elektrona i ona je
1s2 (č. jedan es dva). Uočava se da je tim drugim elektronom popunjena podljuska simetrije s ljuske
određene glavnim kvantnim brojem n = 1. Dakle, radi se o kuglasto simetričnoj podljusci s u kojoj
prebivaju dva elektrona koje opisuju kvantni brojevi: (# = 1, ' = 0, �O = 0, �P = +½.) i (# = 1, ' = 0,
�O = 0, �P = −½.). Primjećuje se da je elektrone moguće razlikovati s obzirom da je zadovoljen
uvjet propisan Paulijevim načelom. Međutim, to dovodi do jednog važnog zaključka − u orbitalu s
simetrije mogu stati najviše dva elektrona. Kasnije će se vidjeti da isti zaključak vrijedi bez izuzetka
za bilo koju orbitalu p, d ili f simetrije.[5]
Preostalih osam elemenata od litija do neona iz tablice (v. tablica 6.6.2.1.) pripadaju drugoj
periodi periodne tablice.
Litij, 3Li kao prvi element druge periode, počinje popunjavati drugu po redu valencijsku
ljusku određenu glavnim kvantnim brojem # = 2. Dotična ljuska posjeduje dvije podljuske, simetrije
s (' = 0) i p (' = 1). Podljuska s sadrži jednu kuglastosimetričnu orbitalu (�O = 0), a podljuska p tri
valjkastosimetrične orbitale px, py i pz (�O = +1, 0, −1). Litijev atom posjeduje dva elektrona helija,
a s dodatnim elektronom uvijek se prvo popunjava orbitala nižeg kvantnog broja (' = 0). Oznaka
elektronske konfiguracije litija je 1s22s1. Po analogiji, oznaka elektronske konfiguracije sljedećeg
elementa, berilija s rednim brojem četiri, je 1s22s2.
Element s rednim brojem pet je bor. Ukupno pet elektrona bora raspoređeno je kako slijedi:
dva spinski sparena elektrona popunjavaju 1s orbitalu, sljedeća dva, spinski sparena, nalaze se u
orbitali 2s, dok se peti elektron nalazi u 2px orbitali. S obzirom da su energije svih triju p orbitala
iste, orbitale su degenerirane, smještavanje petog elektrona u 2px je proizvoljno. Dotični se elektron,
formalno, može nalaziti u bilo kojoj od tri orbitale p. Elektronska konfiguracija borovog atoma je
1s22s22p1.
Elektronska konfiguracija šestog elementa, ugljika izvodi se iz konfiguracije bora
dodavanjem jednog elektrona. Upitno je smještavanje šestog elektrona u orbitale podljuske p
simetrije ugljikovog atoma. Hoće li šesti elektron ući u orbitalu koja već sadrži jedan elektron ili će
se smjestiti u jednu od dvije preostale prazne orbitale p? Koja je spinska orijentacija šestog
elektrona? Odgovor na to pitanje daje Hundovo pravilo najvećeg multipliciteta. Prema Hundovom
pravilu osnovno stanje elektronske konfiguracije postiže se popunjavanjem orbitala iste energije
podljuske nesparenim elektronima s paralelnim spinom. Izraz paralelni spin znači da se svi
nespareni elektroni vrte u istom smjeru, tj. da sve �P vrijednosti ovih elektrona imaju isti predznak.
59
U ugljikovom atomu, svaki 2p elektron zauzima odvojene orbitale, a oba elektrona imaju istu
spinsku orijentaciju. Ova su dva nesparena elektrona jasno prikazana u orbtalnom dijagramu za
ugljikov atom u tablici (v. tablicu 6.6.2.1.). Iako bi, formalno, elektronsku konfiguraciju ugljikova
atoma trebalo pisati: 1s22s22pxpy to se izbjegava iz praktičkih razloga. Ona se piše: 1s22s22p2, ali se
na umu uvijek ima da raspored ugljikovih elektrona podliježe Hundovom pravilu.[5]
Eksponent u oznaci elektronske konfiguracije koji govori koliko elektrona je u podljusci (s-
podljuska sadrži maksimalno 2 elektrona, p-podljuska 6, d-podljuska 10 i f-podljuska 14 elektrona)
ne govori nam ništa o tome da li su elektroni spareni, iako je paran broj elektrona. Hundovo pravilo
se primjenjuje uvijek kod popunjavanja elektronima orbitala iste energije neke podljuske.
Koji je uopće razlog postojanju Hundovog pravila? Na koji način objasniti težnju elektrona
sukcesivnom popunjavanju orbitala iste energije s istim spinskim magnetnim momentom, tj. da
ulaze pojedinačno u svaku sljedeću slobodnu orbitalu iste energije, a ne iskazuju težnju ka spinskom
sparivanju s već polupopunjenom orbitalom? Obrazloženje je krajnje jednostavno − svaki elektron
nosi sa sobom (negativan) naboj, a osnovno stanje elektronske konfiguracije bilo kojeg atoma
postiže se smanjivanjem međuelektronskih odbijanja na najmanju mjeru. Odbijanje dva elektrona p
podljuske bit će manje ako su oni raspareni te se, u slučaju ugljikovog atoma, jedan od njih nalazi u
px, a drugi u py orbitali.
Odbijanja ta dva elektrona ugljikova atoma bilo bi neusporedivo jače kad bi se oba nalazila u
px orbitali sa sparenim spinovima.
Kako se raspoređuju elektroni u podljusci 2p simetrije u slučaju atoma preostalih elemenata
druge periode, dušika do neona, prikazano je odgovarajućim orbitalnim dijagramom i oznakom
njihove elektronske konfiguracije (v. tablica 6.6.2.1.). Kad god je to moguće i opravdano, elektroni
će, sukladno Hundovom pravilu, uvijek popunjavati orbitale iste energije s rasparenim spinovima, a
to naročito dolazi do izražaja u slučaju atoma dušika. Njegova elektronska konfiguracija 1s22s22p3
ukazuje na samo jedan nespareni elektron, ali u biti sva tri 2p elektrona dušikova atoma raspareni su
i nalaze se pojedinačno u px, py i pz orbitali podljuske određene s ' = 1. Hundovo pravilo vrijedi
uvijek, neovisno o vrsti orbitala. Tako će se u slučaju podljuske određene s ' = 2, u pet orbitala d
simetrije moći naći pet nesparenih elektrona, a u slučaju podljuske određene s ' = 3, u sedam
orbitala f simetrije iste energije, sedam rasparenih elektrona istog spinskog magnetnog kvantnog
broja. Do sparivanja elektrona u orbitalama p, d odnosno f simetrije može doći tek nakon što broj
elektrona u podljusci premaši redom broj od 3, 5 odnosno 7 elektrona.[5]
60
6.6.3. Načelo izgradnje (Aufbau Prinzip)
Periodni sustav elemenata počinje s vodikovim atomom koji ima jedan elektron u 1s orbitali.
Doda li se još jedan elektron u orbitalu 1s dolazi se do sljedećeg atoma u periodnoj tablici, do helija
s elektronskom konfiguracijom 1s2. Idući na taj način od elementa do elementa možemo izvesti
elektronsku konfiguraciju elementa po želji (v. slika 6.6.3.1). Ovakav pristup prvi je razradio
Wolfgang Pauli i u znanosti je poznat kao načelo aufbau (načelo izgradnje ili na njemačkom jeziku
Aufbau Prinzip) u značenju izgradnja elektronske konfiguracije elementa.
Slika 6.6.3.1. Elektronska konfiguracija vanjske ljuske elemenata prve tri periode[5]
Elektron koji se dodaje, idući od elementa do sljedećeg primjenom načela aufbau, naziva se
diferencirajući elektron. Zbog njega se konfiguracija atoma razlikuje od konfiguracije atoma koji mu
prethodi. Diferencirajući elektron dodaje se u svakom sljedećem koraku u orbitalu najniže energije.
Sve orbitale dane podljuske energijski su ekvivalentne. Primjerice, energija bilo koje od tri orbitale
3p istovjetna je energiji preostale dvije orbitale 3p. Svih pet orbitala 3d istovjetne su s obzirom na
energiju. Međutim, orbitale koje pripadaju različitim podljuskama iste ljuske imaju različite
energije. Za određenu vrijednost glavnog kvantnog broja energija podljusaka, a to znači i njihovih
orbitala povećava se u nizu: s < p < d < f. Primjerice, radi li se o ljusci s n = 3, najnižu energiju ima
orbitala 3s, srednju imaju tri orbitale 3p, a najvišu pet orbitala 3d. Ponekad se, međutim, energije
61
orbitala različitih ljusaka preklapaju. Tako u nekih atoma energija orbitale 4s može biti niža od
energije orbitala 3d.
Ne postoji mjerodavni poredak orbitala utemeljen na njihovim energijama, koji bi se odnosio
strogo na sve elemente. U zamišljenom aufbau procesu, priroda atoma mijenja se dodatkom protona
i neutrona u jezgru te odgovarajućim povećanjem broja elektrona u elektronskoj ovojnici atoma.
Srećom, poredak orbitalnih energija mijenja se od elementa do elementa sporo i pravilno. Na taj se
način može doći do aufbau poretka prikazanog na slici (v. sliku 6.5.4.).
Ovaj se poredak odnosi samo na položaj orbitale (u odnosu na druge) kojega popunjava
diferencirajući elektron u aufbau procesu. Iz dijagrama na slici (v. sliku 6.5.4.) može se izvesti
elektronska konfiguracija uzastopnim popunjavanjem orbitala iduću odozdo prema gore. Treba uzeti
u obzir da postoje tri p, pet d i sedam f orbitala. Tek nakon što su popunjene sve orbitale određena
podljuske elektroni se mogu dodavati u sljedeću podljusku više energije.
Za izvođenje elektronske konfiguracije može se koristiti periodna tablica (slika 6.6.3.2.).
Raspored elemenata po skupinama i periodama zapravo predstavlja način na koji treba koristiti
aufbau načelo. Vrsta diferencirajućeg elektrona povezana je s položajem elementa u periodnoj
tablici. Tablica se može podijeliti na blokove, na skupine elemenata koje popunjavaju određenu
vrstu podljuske diferencirajućim elektronima, te tako postoje: s - blok, p - blok, d - blok i f - blok
elemenata. Svaki od njih razlikuje se po broju elemenata koje obuhvaća, a to je u svezi s brojem
orbitala koje sadrže podljuske: s (jedna orbitala), p (tri orbitale), d (pet orbitala) ili f (sedam
orbitala). Kako u svaku orbitalu može stati do dva elektrona, s-blok uključivat će 2 elementa, p-blok
6 elemenata, d - blok 10, a f blok 14 elemenata (v. slika 6.6.3.2.).
Blokovi koji imaju najmanji broj elemenata, s - blok i p - blok, obuhvaćaju elemente glavnih
skupina: s - bloku pripadaju elementi 1. i 2. skupine (dva diferencirajuća elektrona – dva elementa,
dvije skupine), a p - bloku elementi 13. do 18. Skupine (šest diferencirajućih elektrona − šest
elemenata, šest skupina). Prijelazni elementi pripadaju d-bloku s deset diferencirajućih elektrona i
deset skupina periodne tablice od 3. do 12. Unutrašnji prijelazni elementi pripadat će f - bloku s
obzirom da popunjavaju elektronsku konfiguraciju s ukupno 14 diferencirajućih elektrona. Ovim
jednostavnim obrazloženjem dolazi se do spoznaje kako periodna tablica u biti predstavlja prikaz
elektronske konfiguracije atoma elemenata.[5]
62
Slika 6.6.3.2. Povezanost orbitalnog popunjavanja i periodne tablice[5]
Glavni kvantni broj diferencirajućeg elektrona, za elemente glavnih skupina (elemente 1, 2.
te 13. do 18. skupine) jednak je broju periode u kojoj se element nalazi (elementi s- i p - bloka), za
elemente d - bloka (prijelazni metali 3. do 12. skupine) broj periode umanjen za 1, a za elemente f-
bloka (unutrašnji prijelazni metali) broj periode umanjen za 2. Pri pisanju elektronske konfiguracije
potrebno je uvijek imati pri ruci periodnu tablicu elemenata.
Prva perioda periodne tablice sadrži samo dva elementa - vodik i helij. Oba su elementi s -
bloka. Elektronska konfiguracija vodika je 1s1, a helija 1s2.
Druga perioda počinje s litijem (1s22s1) iza kojeg slijedi berilij (1s22s2) za koje se
diferencirajući elektroni dodaju u 2s podljusku. Potonja dva elementa pripadaju elementima s-bloka.
Preostali elementi ove periode, njih šest, bor (1s22s22p1) do inertnog plina neona (1s22s22p6),
postupno diferencirajućim elektronima popunjavaju tri orbitale 2p podljuske.
Shema popunjavanja elektronima valentne ljuske druge periode ponavlja se i u trećoj. Dva
elementa s - bloka su natrij (1s22s22p63s1) i magnezij (1s22s22p63s2). Šest elemenata p-bloka su
između aluminija (1s22s22p63s23p1) i inertnog plina argona (1s22s22p63s23p6).
Pri raspravi o elektronskim konfiguracijama preostalih elemenata bit će istaknute samo
vanjske, valentne ljuske, dok će one unutrašnje biti prikazane znakom popunjene elektronske
konfiguracije nekog od prethodnih plemenitih plinova, dotično stajat će: [He] umjesto 1s2, [Ne]
umjesto (1s22s22p6), [Ar] umjesto (1s22s22p63s23p6) itd. (v. tablicu 8.2.). Prvo preklapanje orbitalnih
63
energija opaženo je kod kalija, 19K, prvog elementa 4. periode. Sukladno elektronskoj konfiguraciji
kalija [Ne]3s23p64s1 jasno je da diferencirajući elektron nije zaposjeo jednu od pet orbitala 3d
podljuske, već orbitalu 4s podljuske s većim glavnim kvantnim brojem koja je tako postala
njegovom valentnom ljuskom. Slično, konfiguracija kalcija, 20Ca bit će [Ne]3s23p64s2. Kalij i kalcij
su elementi s bloka i nemaju pravo na orbitale podljuske 3d.
Sljedeći element 3. periode je skandij, 21Sc s kojim počinje popunjavanje orbitala 3d -
podljuske - [Ne]3s23p63d14s2 ili jednostavnije [Ar]3d14s2. U nizu od skandija do cinka 3d podljuska
popunjava se postupno. Konfiguracija cinka, 30Zn je [Ne]3s23p63d104s2 ili jednostavnije [Ar]3d104s2.
Ovi elementi d - bloka nazivaju se prijelaznim elementima, češće prijelaznim metalima. Za njih se
kaže da izgrađuju unutarnju podljusku budući da se diferencirajući elektron za te elemente dodaje u
ljusku (n = 3) koja je tik do vanjske, obodne ljuske (n = 4). Elementi s rednim brojevima 21. do 30,
od 3. do 12. skupine periodne tablice (elementi B ili elementi, kako ih je Mendeljejev nazvao,
sporednih skupina), predstavljaju elemente prvog prijelaznog niza. Analogni elementi 5. i 6. periode
u skupinama 3. do 12. su elementi drugog i trećeg prijelaznog niza.
S galijem, 31Ga konfiguracije [Ar]3d104s24p1 počinju se popunjavati orbitale 4p podljuske.
Četvrta perioda završava s kriptonom, 36Kr s elektronskom konfiguracijom [Ar]3d104s24p6.
Peta perioda počinje s rubidijem, 37Rb, [Kr]5s1 i stroncijem, 38Sr, [Kr]5s2 kojima se
diferencirajući elektroni dodaju u 5s podljusku iako su orbitale 4d i 4f podljusaka prazne. To je
stoga jer rubidij i stroncij pripadaju elementima s-bloka.
Nakon njih slijedi drugi prijelazni niz u kojem se elektroni dodaju u 4d podljusku. Ovaj niz
počinje s itrijem, 39Y, [Kr]4d15s2 i završava s kadmijem, 54Cd, [Kr]4d105s2. Peta perioda završava s
nizom elemenata od indija do ksenona kojima se elektroni dodaju u 5p podljusku. Ksenon, 54Xe ima
konfiguraciju [Kr]4d105s25p6. Na kraju ove periode podljuska 4f još je uvijek prazna. Šesta perioda
je, glede izgradnje elektronske konfiguracije, mnogo složenija uzme li se u obzir orbitalno
preklapanje. Prva dva elementa, cezij i barij, popunjavaju elektronima 6s orbitalu: 55Cs [Xe]6s1;
56Ba [Kr]6s2. Ovdje dolazi u pitanje primjena aufbau načela. Podljuske 4f i 5d vrlo su slične po
iznosima energija. Lantanu, 57La, koji slijedi nakon barija, diferencirajući elektron ulazi u 5d
podljusku, što je u skladu s činjenicom što je lantan prijelazni element. Međutim, cerij, 58Ce, stavlja
svoj diferencirajući elektron u 4f podljusku u koju se premješta i 5d elektron lantana. Tako,
konfiguracija lantana je: [Kr]4d105s25p65d16s2, a cerija [Kr]4d104f25s25p66s2. Za elemente rednog
broja 58. do 70. (cerij do iterbija), diferencirajući elektroni popunjavaju orbitale 4f podljuske.[5]
64
Ovih 13 elemenata i lutecij nazivaju se unutrašnjim prijelazni elementi, a kako slijede nakon
lantana nazivaju se i lantanoidima. Za ove elemente dodavanje elektrona događa se u trećoj
podljusci (4f) od popunjene obodne 6s podljuske. Nakon što su popunjene orbitale 4f podljuske,
sljedeći se elektron dodaje u 5d podljusku. Konfiguracija lutecija, 71Lu je [Kr]4d104f145s25p65d16s2.
Treći prijelazni niz je završen i 5d podljuska popunjena je s živom, 80Hg, [Kr]4d104f145s25p65d106s2.
Ova perioda završava s popunjenom 6p podljuskom, tj. elementima 81. do 86.
Sedma perioda nije potpuna i uključuje mnoge elemente koji su dobiveni u nuklearnom
reaktoru. Općenito, ova perioda slijedi motiv popunjavanja elektronske ljuske kakav je ustanovljen u
šestoj periodi. Elementi rednih brojeva 87. i 88, francij i radij, popunjavaju elektronima 7s
podljusku. Nakon njih slijedi aktinij, 89Ac kojem diferencirajući elektron ulazi u 6d podljusku.
Sljedećih 14 elemenata, od rednog broja 90. do 103. pripadaju aktinoidima, unutrašnjim prijelaznim
elementima tako nazvanim jer slijede nakon aktinija. Oni diferencirajućim elektronima popunjava
orbitale 5f podljuske, dok se nakon toga, prijelaznim elementima rednog broja većeg od 103,
elektroni dodaju u 6d podljusku.
Za određivanje elektronske konfiguracije bilo kojeg elementa polazi se od vodika i na
temelju periodne tablice obračunava se svaki dodani elektron dok se ne dostigne željeni element.
Primjerice, volfram, 74W u prvoj periodi ima dva elektrona 1s2; u drugoj osam 2s22p6; trećoj osam
3s23p6; četvrtoj osamnaest 4s23d104p6 i petoj također osamnaest 5s24d105p6. Šesta perioda, u kojoj se
nalazi volfram, počinje sa 6s2 za cezij i barij, dodaje se 4f14 za unutrašnje prijelazne elemente, a
elektronska konfiguracija je zaključena s 5d4, s obzirom da je volfram četvrti element u 5d
prijelaznom nizu. Potpuna elektronska konfiguracija volframa je:
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d104f145p65d46s2 ili kraće [Xe]5d46s2.
Popunjavanje elektronima elektronskih ljusaka primjenom aufbau načela ne može se
primijeniti na procese koji uključuju gubitak elektrona (ionizacija). Konfiguracija atoma Fe je:
1s22s22p63s23p63d64s2, a iona Fe2+ 1s22s22p63s23p63d6. Ionizacijom se gube 4s elektroni, iako su
prema aufbau načelu 3d elektroni ti koji su posljednji popunili elektronski oblak. U neutralnom
atomu željeza broj protona i elektrona je jednak. U dvovalentnom ionu željeza broj elektrona je
manji za 2. Energijski redoslijed orbitala razlikuju se u atomu i ionu. Općenito, elektroni koji se prvi
gube ionizacijom su oni s najvišim vrijednostima # i '. Elektonsku konfiguraciju trebalo bi, zbog
toga, pisati s obzirom na iznose # i ', a ne na temelju pretpostavljenog redoslijeda popunjavanja.[5]
65
6.7. Magnetizam elemenata
Magnetnim mjerenjima moguće je ustanoviti postojanje i broj nesparenih elektrona u atomu
elementa. Tvari koje posjeduju nesparene elektrone posjeduju magnetizam koji ih nastoji uvući u
vanjsko magnetno polje, u područje gušćeg magnetnog toka. Takve se tvari nazivaju
paramagnetičnim. Njihov magnetni moment ovisi o broju nesparenih elektrona. Paramagnetizmu
atoma pridonose dva učinka: vrtnja nesparenih elektrona i njihovo orbitalno kretanje. Od dva učinka
izraženiji je onaj elektronskog spina, a u mnogim slučajevima učinak orbitalnog kretanja rasparenih
elektrona je zanemariv.
Tvari kojima su svi elektroni u atomu spareni ponašaju se, s obzirom na vanjsko magnetno
polje, potpuno drukčije i nazivaju se dijamagnetičnim. Dijamagnetična tvar stavljena u magnetno
polje nastojat će izići iz njega, tj. pomaknuti se u područje rjeđeg magnetnog toka. Dijamagnetizam
je prirodno svojstvo sve materije s obzirom da i paramagnetične tvari posjeduju, pored nesparenih, i
sparene elektrone. Međutim, u koliko su u atomima prisutni nespareni elektroni, dijamagnetizam
tvari bit će zasjenjen jačim paramagnetičnim učinkom.[5]
Elektronska konfiguracija litija je 1s22s1 prikazana pomoću atomski orbitala je:
Atom litija posjeduje jedan nespareni elektron i zbog toga je paramagnetičan. Sljedeći atom
je berilij čija je elektronska konfiguracija 1s22s2 prikazana pomoću atomskih orbitala je[13]:
Zbog popunjenih orbitala, berilij je dijamagnetičan.
66
6.8. Polupopunjene i popunjene podljuske
Elektronske konfiguracije predviđene aufbau načelom potvrđene su spektralnim i magnetnim
mjerenjima za većinu elemenata. Postoji, međutim, nekoliko primjera neznatnog odstupanja od
mjerodavnog motiva. Ponekad, ova odstupanja moguće je objasniti na temelju postojanosti
popunjenih, odnosno polupopunjenih podljusaka.
Predviđena konfiguracija 3d i 4s podljuske u atomu kroma, 24Cr je 3d44s2, dok je pokusom
utvrđena konfiguracija 3d54s1. Predvidivo, postojanost postignuta nesparenim elektronima u
orbitalama 3d podljuske (polupopunjena podljuska) razlogom je zašto je opažena elektronska
konfiguracija 3d54s1. Postojanje polupopunjene podljuske razlog je zašto je elektronska
konfiguracija podljusaka 4d i 5s molibdena, 42Mo 4d55s1 radije nego li predviđena 3d44s2.
Postojanost polupopunjene 4f podljuske očita je u konfiguraciji gadolinija, 64Gd.
Konfiguracija predviđena aufbau načelom za ovaj unutrašnji prijelazni element završava s . . .
4f85s25p66s2. Međutim, prihvaćena konfiguracija gadolinija završava s . . . 4f75s25p65d16s2 koja
sadrži polupopunjenu 4f podljusku i jedan 5d elektron.
Predviđena elektronska konfiguracija dvije posljednje podljuske bakra, 29Cu je 3d94s2, dok je
prihvaćena 3d104s1. Objašnjenje za ovo odstupanje leži u postojanosti 3d104s1 konfiguracije koje
slijedi iz potpuno popunjene 3d podljuske. Srebro, 47Ag i zlato, 79Au također imaju konfiguracije s
potpuno popunjenom d podljuskom, umjesto predviđene konfiguracije (n−1)d9ns2. U slučaju
paladija, 46Pd u pitanju su dva elektrona − jedini slučaj s razlikom većom od jednog elektrona.
Predviđena konfiguracija za posljednje dvije podljuske paladija je 4d85s2; opažena konfiguracija je
4d10.
Polupopunjene i popunjene podljuske pridonose također postojanosti atoma u slučaju kada se
postupa po načelu aufbau. Postojanost plemenitih plinova najvažniji je primjer. Inertni plinovi imaju
konfiguracije u kojima su sve podljuske popunjene. U prilog postojanosti ovakvog rasporeda ide
vrlo niska reaktivnost ovih elemenata.
Opažene su druge vrste odstupanja, poglavito među elementima visokih atomskih brojeva.
Za obične svrhe, ova odstupanja nisu od važnosti. Općenito, kemija elemenata zadovoljavajuće se
može objasniti na temelju predvidljivih konfiguracija.[5]
67
7. Zaključak
Iz rada se zaključuje da je razvoj periodnog sustava elemenata i njegovog shvaćanja tekao u
skladu sa razvojem suvremene znanosti koja je otklonila svaku nepravilnost, koja je nastajala u
pokušajima sistematizacije univerzalne tablice kemijskih elemenata.
Periodni zakon je temeljni zakon sistematizacije kemijskih elemenata koji se temeljni na
središnjem pozitivnom naboju jezgre pojedinih kemijskih elemenata. Razvojem kvantne fizike i
suvremenog shvaćanja periodnog sustava koji se temelji na elektronskoj konfiguraciji elemenata i
načelima izgradnje definirana su svojstva kemijskih elemenata.
Suvremena tablica kemijskih elemenata daje nam popis svih poznatih elemenata i dobro
objašnjava svojstva elemenata kroz periodičnost i općenito položaj elemenata u tablici i trendovima
promijene svojstava elemenata gledajući po skupinama ili periodama.
Suvremeni periodni sustave elemenata također ostavlja prostor za daljnja otkrića novih
elemenata i to ga čini zanimljivim i uvijek aktualnim u suvremenoj znanosti.
68
8. Dodatak
Tablica 8.1. Abecedno poredani simboli kemijskih elemenata i godina otkrića elementa
Atomski broj
Simbol Naziv Godina otkrića
Atomski broj
Simbol Naziv Godina otkrića
Atomski broj
Simbol Naziv Godina otkrića
89 Ac Aktinij 1899 32 Ge Germanij 1886 94 Pu Plutonij 1940
47 Ag Srebro * 1 H Vodik 1766 88 Ra Radij 1898
13 Al Aluminij 1825 2 He Helij 1895 37 Rb Rubidij 1861
95 Am Americij 1945 72 Hf Hafnij 1923 75 Re Renij 1925
18 Ar Argon 1894 80 Hg Živa * 104 Rf Ruthefordij 1969
33 As Arsen * 67 Ho Holmij 1878 111 Rg Rendgenij 1994
85 At Astat 1940 108 Hs Hasij 1984 45 Rh Rodij 1803
79 Au Zlato * 53 I Jod 1804 86 Rn Radon 1898
5 B Bor 1808 49 In Indij 1863 44 Ru Rutenij 1844
56 Ba Barij 1808 77 Ir Iridij 1804 16 S Sumpor *
4 Be Berilij 1798 19 K Kalij 1807 51 Sb Antimon *
107 Bh Bohrij 1976 36 Kr Kripton 1898 21 Sc Skandij 1879
83 Bi Bizmut * 57 La Lantan 1839 34 Se Selenij 1817
97 Bk Berkelij 1949 3 Li Litij 1817 106 Sg Seaborgij 1974
35 Br Brom 1826 103 Lr Lavrencij 1961 14 Si Silicij 1823
6 C Ugljik * 71 Lu Lutecij 1907 62 Sm Samarij 1879
20 Ca Kalcij 1808 116 Lv Livermorij 1999 50 Sn Kositar *
48 Cd Kadmij 1817 101 Md Mendelevij 1955 38 Sr Stroncij 1790
58 Ce Cerij 1803 12 Mg Magnezij 1808 73 Ta Tantal 1802
98 Cf Kalifornij 1950 25 Mn Mangan 1774 65 Tb Terbij 1843
17 Cl Klor 1774 42 Mo Molibden 1778 43 Tc Tehnecij 1937
96 Cm Kurij 1944 109 Mt Meitnerij 1982 52 Te Telurij 1782
112 Cn Kopernicij 1996 7 N Dušik 1772 90 Th Torij 1828
27 Co Kobalt 1737 11 Na Natrij 1807 22 Ti Titanij 1791
24 Cr Krom 1797 41 Nb Niobij 1801 81 Tl Talij 1861
55 Cs Cezij 1860 60 Nd Neodimij 1925 69 Tm Tulij 1879
29 Cu Bakar * 10 Ne Neon 1898 92 U Uranij 1789
105 Db Dubnij 1970 28 Ni Nikal 1751 118 Uuo Ununoktij 1999
110 Ds Darmstadtij 1994 102 No Nobelij 1957 115 Uup Ununpentij 2004
66 Dy Disprozij 1886 93 Np Neptunij 1940 117 Uus Ununseptij 2010
68 Er Erbij 1843 8 O Kisik 1774 113 Uut Ununtrij 2003
99 Es Einsteinij 1952 76 Os Osmij 1804 23 V Vanadij 1830
63 Eu Europij 1901 15 P Fosfor 1669 74 W Volfram 1783
9 F Fluor 1886 91 Pa Protaktinij 1917 54 Xe Ksenon 1898
26 Fe Željezo * 82 Pb Olovo * 39 Y Itrij 1794
113 Fl Flerovij 1999 46 Pd Paladij 1803 70 Yb Iterbij 1878
100 Fm Fermij 1953 61 Pm Prometij 1945 30 Zn Cink 1746
87 Fr Francij 1939 84 Po Polonij 1898 40 Zr Cirkonij 1789
31 Ga Galij 1875 59 Pr Praseodimij 1885
64 Gd Gadolinij 1880 78 Pt Platina 1735
*poznato od davnina
69
Tablica 8.2. Kemijski elementi i pripadne elektronske konfiguracije[11]
Atomski broj
Naziv Elektronska
konfiguracija Atomski
broj Naziv
Elektronska konfiguracija
Atomski broj
Naziv Elektronska
konfiguracija
1 Vodik 1s1 41 Niobij [Kr]4d
45s
1 81 Talij [Xe]4f
145d
106s
26p
1
2 Helij 1s2 42 Molibden [Kr]4d
55s
1 82 Olovo [Xe]4f
145d
106s
26p
2
3 Litij [He]2s1 43 Tehnecij [Kr]4d
55s
2 83 Bizmut [Xe]4f
145d
106s
26p
3
4 Berilij [He]2s2 44 Rutenij [Kr]4d
75s
1 84 Polonij [Xe]4f
145d
106s
26p
4
5 Bor [He]2s22p
1 45 Rodij [Kr]4d
85s
1 85 Astat [Xe]4f
145d
106s
26p
5
6 Ugljik [He]2s22p
2 46 Paladij [Kr]4d
10 86 Radon [Xe]4f
145d
106s
26p
6
7 Dušik [He]2s22p
3 47 Srebro [Kr]4d
105s
1 87 Francij [Rn]7s
1
8 Kisik [He]2s22p
4 48 Kadmij [Kr]4d
105s
2 88 Radij [Rn]7s
2
9 Fluor [He]2s22p
5 49 Indij [Kr]4d
105s
25p
1 89 Aktinij [Rn]6d
17s
2
10 Neon [He]2s22p
6 50 Kositar [Kr]4d
105s
25p
2 90 Torij [Rn]6d
27s
2
11 Natrij [Ne]3s1 51 Antimon [Kr]4d
105s
25p
3 91 Protaktinij [Rn]5f
26d
17s
2
12 Magnezij [Ne]3s2 52 Telurij [Kr]4d
105s
25p
4 92 Uranij [Rn]5f
36d
17s
2
13 Aluminij [Ne]3s23p
1 53 Jod [Kr]4d
105s
25p
5 93 Neptunij [Rn]5f
46d
17s
2
14 Silicij [Ne]3s23p
2 54 Ksenon [Kr]4d
105s
25p
6 94 Plutonij [Rn]5f
67s
2
15 Fosfor [Ne]3s23p
3 55 Cezij [Xe]6s
1 95 Americij [Rn]5f
77s
2
16 Sumpor [Ne]3s23p
4 56 Barij [Xe]6s
2 96 Kurij [Rn]5f
76d
17s
2
17 Klor [Ne]3s23p
5 57 Lantan [Xe]5d
16s
2 97 Berkelij [Rn]5f
97s
2
18 Argon [Ne]3s23p
6 58 Cerij [Xe]4f
15d
16s
2 98 Kalifornij [Rn]5f
107s
2
19 Kalij [Ar]4s1 59 Praseodimij [Xe]4f
36s
2 99 Einsteinij [Rn]5f
117s
2
20 Kalcij [Ar]4s2 60 Neodimij [Xe]4f
46s
2 100 Fermij [Rn]5f
127s
2
21 Skandij [Ar]3d14s
2 61 Prometij [Xe]4f
56s
2 101 Mendelevij [Rn]5f
137s
2
22 Titanij [Ar]3d24s
2 62 Samarij [Xe]4f
66s
2 102 Nobelij [Rn]5f
147s
2
23 Vanadij [Ar]3d34s
2 63 Europij [Xe]4f
76s
2 103 Lavrencij [Rn]5f
147s
27p
1
24 Krom [Ar]3d54s
1 64 Gadolinij [Xe]4f
75d
16s
2 104 Ruthefordij [Rn]5f
146d
27s
2
25 Mangan [Ar]3d54s
2 65 Terbij [Xe]4f
96s
2 105 Dubnij [Rn]5f
146d
37s
2
26 Željezo [Ar]3d64s
2 66 Disprozij [Xe]4f
106s
2 106 Seaborgij [Rn]5f
146d
47s
2
27 Kobalt [Ar]3d74s
2 67 Holmij [Xe]4f
116s
2 107 Bohrij [Rn]5f
146d
57s
2
28 Nikal [Ar]3d84s
2 68 Erbij [Xe]4f
126s
2 108 Hasij [Rn]5f
146d
67s
2
29 Bakar [Ar]3d10
4s1 69 Tulij [Xe]4f
136s
2 109 Meitnerij [Rn]5f
146d
77s
2
30 Cink [Ar]3d10
4s2 70 Iterbij [Xe]4f
146s
2 110 Darmstadtij [Rn]5f
146d
97s
1
31 Galij [Ar]3d10
4s24p
1 71 Lutecij [Xe]4f
145d
16s
2 111 Rendgenij [Rn]5f
146d
107s
1
32 Germanij [Ar]3d10
4s24p
2 72 Hafnij [Xe]4f
145d
26s
2 112 Kopernicij [Rn]5f
146d
107s
2
33 Arsen [Ar]3d10
4s24p
3 73 Tantal [Xe]4f
145d
36s
2 113 Ununtrij [Rn]5f
146d
107s
27p
1
34 Selenij [Ar]3d10
4s24p
4 74 Volfram [Xe]4f
145d
46s
2 114 Flerovij [Rn]5f
146d
107s
27p
2
35 Brom [Ar]3d10
4s24p
5 75 Renij [Xe]4f
145d
56s
2 115 Ununpentij [Rn]5f
146d
107s
27p
3
36 Kripton [Ar]3d10
4s24p
6 76 Osmij [Xe]4f
145d
66s
2 116 Livermorij [Rn]5f
146d
107s
27p
4
37 Rubidij [Kr]5s1 77 Iridij [Xe]4f
145d
76s
2 117 Ununseptij [Rn]5f
146d
107s
27p
5
38 Stroncij [Kr]5s2 78 Platina [Xe]4f
145d
96s
1 118 Ununoktij [Rn]5f
146d
107s
27p
6
39 Itrij [Kr]4d15s
2 79 Zlato [Xe]4f
145d
106s
1
40 Cirkonij [Kr]4d25s
2 80 Živa [Xe]4f
145d
106s
2
70
Slika 8.3. Periodni sustav elemenata[2]
71
9. Literatura
[1] KNJIGA: Faj, Z. Pregled povijesti fizike. Drugo dopunjeno izdanje. Osijek: Sveučilište Josipa
Jurja Strossmayera u Osijeku, Pedagoški fakultet, 1999.
[2] JEDINICA SA INTERNETA: Generalić, E. Povijest periodnog sustava kemijskih elemenata.
EniG. Periodni sustav elemenata. KTF-Split, 2013. URL:
http://www.periodni.com/enig/povijest_periodnog_sustava.html
http://www.periodni.com/download/periodni_sustav-crno_bijeli.pdf (siječanj, 2013.)
[3] KNJIGA: Tehnička enciklopedija. Izdanje i naklada jugoslavenskog leksikografskog zavoda. Sv. 7.
Zagreb, 1980.
[4] KNJIGA: Tomljanović, M. Opća kemija. Zenica: Hijatus, 2004.
[5] JEDINICA SA INTERNETA: Kaitner, B. 35805 Opća i anorganska kemija: Građa atoma,
Kemijska veza. Akad. god. 2011. / 2012. (svibanj, 2013.) URL:
ftp://193.198.194.18/pub/kaitner/Opca%20i%20anorganska%20kemija/2_Građa atoma.pdf
ftp://193.198.194.18/pub/kaitner/Opca%20i%20anorganska%20kemija/3_Kemijska-veza.pdf
[6] KNJIGA: Filipović, I.; Lipanović, S. Opća i anorganska kemija, I. dio, IX izdanje. Školska knjiga,
Zagreb, 1995.
[7] JEDINICA SA INTERNETA: The Internet Database of Periodic Tables. Leach, M. R. 1999. - 2013.
URL: http://www.meta-synthesis.com/webbook/35_pt/pt_database.php?PT_id=371 (siječanj, 2013.)
[8] JEDINICA SA INTERNETA: Generalić, E. Kemijski rječnik & glosar, 2013.
URL: http://glossary.periodni.com/index.html (svibanj, 2013.)
[9] KNJIGA: Tomljanović, M. Anorganska kemija. Zenica: Hijatus, 2004.
[10] JEDINICA SA INTERNETA: Rađenović, A. Anorganska kemija. Predavanja. Sveučilište u
Zagrebu, Metalurški fakultet. Sisak, 2009. (srpanj, 2013.)
URL: http://www.simet.unizg.hr/nastava/predavanja/anorganska_kemija_predavanja%20.pdf/view
[11] JEDINICA SA INTERNETA: Gray, T.; Mann, N.; Whitby, M. of RGB Research. Electron
Configurations of the Elements. URL:
http://www.periodictable.com/Properties/A/ElectronConfigurationString.al.html (siječanj, 2013)
[12] JEDINICA SA INTERNETA: “Kids science: Periodic Table of Elements.” Ducksters. Technological
Solutions, Inc. URL: http://www.ducksters.com/science/periodic_table.png (kolovoz, 2013.)
[13] KNJIGA: Chang, R. General Chemistry, The Essential Concepts: The Periodic Table. Fourth Edition.
New York: McGraw - Hill, 2006.
72
10. Životopis
Rođen sam 27. lipnja 1986. godine u Pakracu. Odrastao sam u Daruvaru, gdje sam pohađao češku
osnovnu školu Jana Amosa Komenskog i srednju Tehničku školu Daruvar, smjer elektrotehničar.
Nakon završenog srednjoškolskog obrazovanja upisujem se na sveučilišni preddiplomski studij
fizike na Odjelu za fiziku u Osijeku, gdje nastavljam svoje obrazovanje na sveučilišnom
diplomskom studiju fizike i informatike.
