III.7. Atomul cu mai mulți electroni.

La câteva luni după publicarea teoriei lui Bohr, A. Sommerfeld a perfecţionat modelul atomic al lui Bohr, considerând că orbitele electronilor în atom pot fi şi eliptice. Condiţia de cuantificare introdusă de Bohr asupra momentului cinetic a condus la numărul cuantic n, care cuantifică atât energia nivelelor electronice permise ale hidrogenului, cât şi momentul cinetic al acestuia. Extensiile ulterioare ale acestui model au arătat că şi nivelele energetice ale altor atomi sunt cuantificate de acest număr, aplicându-se în plus doar o serie de corecţii care ţin seama de interacţiunile dintre ceilalţi electroni.

Nivelele energetice ale atomului cu mai mulți electroni diferă de cele ale atomului de H din modelul atomic al lui Bohr deoarece:

• câmpul electric generat de nucleu este mai intens;

• electronii interacționează între ei etc.

Calculul nivelelor energetice arată că pentru n>3 energiile unei pături se întrepătrund cu cele ale altei pături.

Stările staționare ale electronului în atom sunt caracterizate prin 4 numere cuantice (număr cuantic principal n, număr cuantic orbital l, număr cuantic magnetic orbital m_l, număr cuantic magnetic de spin m_s) și orice combinaţie a acestor numere indică o anumită stare a electronului.

Mulțimea stărilor posibile se ordonează prin gruparea lor în pături (straturi electronice) și subpături (substraturi electronice).Toți electronii care se găsec în stări cu același număr cuantic principal n, sunt considerați ca fiind parte dintr-o pătura electronică.

Pentru aceeași valoare a numărului cuantic principal n, stările electronilor caracterizate prin diferite valori ale numărului cuantic orbital l formează subpăturile electronice.

Subpăturile caracterizate prin numărul orbital l se numesc s (l = 0), p (l = 1), d (l = 2) , f (l = 3) etc.

Stările energetice în păturile K, L și M

Configurația electronică a unui atom se realizează respectând următoarele reguli:

1. Ocuparea cu electroni a straturilor și substraturilor se face în ordinea crescătoare a energiei acestora, începând cu primul strat K (Principiul minimului de energie).

2. Un orbital poate fi ocupat cu maximum doi electroni de spin opus (Principiul de excluziune al lui Pauli).

3. Un orbital se va ocupa cu al doilea electron numai după ce toți orbitalii substratului respectiv sunt ocupați cu câte un electron (Regula lui Hund).

După tipul orbitalului în care se plasează electronul distinctiv, elementele chimice se clasifică în :

- Blocul de elemente s la care electronul distinctiv este plasat în orbitalul s al ultimului strat. Aceste elemente se află în grupa 1 (ns¹) și în grupa 2 (ns²).

- Blocul de elemente p la care electronul distinctiv este plasat în orbitalul p al ultimului strat. Aceste elemente se află în grupele 13(ns²np¹), 14(ns²np²), 15(ns²np³), 16(ns²np⁴), 17(ns²np⁵), 18(ns²np⁶).

- Blocul de elemente d la care electronul distinctiv este plasat în orbitalul d al ultimului strat. Aceste elemente se află în grupele 3,4,5,6,7,8,9,10,11,12, numite metale tranziționale și au configurația electronică a substraturilor (n-1)d și ns.

Deoarece orbitalii d complet ocupați sau semiocupați sunt mai stabili, pentru unele elemente din grupele secundare are loc un salt electronic între nivele de energie apropiată (prin urmare fac excepție de la această regulă).

De exemplu :

• cromul (Cr) cu Z = 24 are configurația 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵4s¹ în loc de 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁴ 4s²

• cuprul (Cu) cu Z = 29 are configurația 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹ 3d¹⁰ în loc de 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁹

Elementele din blocul d se numesc metale tranziționale pentru că fac legătura între elementele din grupele principale.

- Blocul de elemente f cuprinde două serii de câte 14 elemente, numite lantanide și actinide, având electronul distinctiv în substratul f din antepenultimul strat (n- 2)f. Lantanidele fac parte din perioada 6 (au în curs de completare substratul 4f) și actinidele parte din perioada 7 (au în curs de completare substratul 5f).

🔦 Observație

Hidrogenul, lantanidele și actinidele nu fac parte din nicio grupă.

Configurația electronică a elementelor chimice permite înțelegerea proprietăților acestora.

Proprietăți periodice și neperiodice