Το Ατομικό Πρότυπο του Bohr

Φαντάσου το άτομο σαν ένα μικροσκοπικό ηλιακό σύστημα! Το πρότυπο του Bohr μας λέει ότι τα ηλεκτρόνια κινούνται σε συγκεκριμένες κυκλικές τροχιές γύρω από τον πυρήνα, όπως οι πλανήτες γύρω από τον ήλιο.

Κάθε τροχιά έχει δική της σταθερή ενέργεια - η ενέργεια είναι κβαντισμένη. Όσο πιο μακριά από τον πυρήνα, τόσο περισσότερη ενέργεια έχει το ηλεκτρόνιο.

Τα ηλεκτρόνια εκπέμπουν ή απορροφούν ενέργεια μόνο όταν "πηδούν" από τη μια τροχιά στην άλλη. Αυτό το "πήδημα" δημιουργεί φωτόνια - μικρά πακέτα φωτός! Όταν το ηλεκτρόνιο απορροφά ενέργεια πάει σε υψηλότερη τροχιά (διέγερση), ενώ όταν την εκπέμπει επιστρέφει χαμηλότερα (απόσβεση).

Σημαντικό: Ο ιονισμός συμβαίνει όταν το ηλεκτρόνιο φεύγει εντελώς από το άτομο!

Από τις Τροχιές στα Τροχιακά

Η φυσική έγινε ακόμα πιο συναρπαστική όταν ανακαλύψαμε τη διττή φύση των σωματιδίων! Κάθε ηλεκτρόνιο είναι ταυτόχρονα σωματίδιο και κύμα (εξίσωση de Broglie: λ = h/p).

Η αρχή αβεβαιότητας του Heisenberg μας έδειξε κάτι εκπληκτικό: δεν μπορούμε να ξέρουμε ταυτόχρονα την ακριβή θέση και ταχύτητα ενός ηλεκτρονίου. Αυτό σημαίνει ότι αντί για συγκεκριμένες τροχιές, έχουμε πιθανότητες!

Τα ατομικά τροχιακά είναι περιοχές γύρω από τον πυρήνα όπου είναι πιθανό να βρούμε το ηλεκτρόνιο. Φαντάσου τα σαν "νέφη" που δείχνουν πού μπορεί να "κρύβεται" το ηλεκτρόνιο!

Προσοχή: Δεν μιλάμε πια για ακριβείς τροχιές αλλά για ηλεκτρονιακά νέφη!

Οι Κβαντικοί Αριθμοί

Κάθε ηλεκτρόνιο στο άτομο "κατοικεί" σε ένα τροχιακό που περιγράφεται από τρεις κβαντικούς αριθμούς - σαν την διεύθυνση του!

Ο κύριος κβαντικός αριθμός n (1,2,3...) καθορίζει το μέγεθος του ηλεκτρονιακού νέφους και την απόσταση από τον πυρήνα. Όσο μεγαλύτερο το n, τόσο πιο "φουσκωμένο" το άτομο!

Ο δευτερεύων κβαντικός αριθμός ℓ $0,1,2...n-1$ καθορίζει το σχήμα του νέφους. Τα τροχιακά s είναι σφαιρικά, τα p έχουν σχήμα αλτήρα, και τα d πιο πολύπλοκα σχήματα.

Εύκολο κόλπο: Οι στιβάδες (K,L,M...) περιέχουν όλα τα τροχιακά με το ίδιο n, ενώ οι υποστιβάδες (s,p,d,f) έχουν το ίδιο n και ℓ!

Ο Προσανατολισμός των Τροχιακών

Ο μαγνητικός κβαντικός αριθμός mℓ δείχνει πώς "κοιτάζει" το τροχιακό στο χώρο. Είναι σαν να έχουμε έναν τρισδιάστατο χάρτη του ατόμου!

Για κάθε υποστιβάδα έχουμε διαφορετικό αριθμό τροχιακών: τα s έχουν 1, τα p έχουν 3, τα d έχουν 5, και τα f έχουν 7 τροχιακά. Κάθε τροχιακό μπορεί να φιλοξενήσει μέχρι 2 ηλεκτρόνια!

Ο τελευταίος κβαντικός αριθμός spin ms (+1/2 ή -1/2) περιγράφει την "ιδιοπεριστροφή" του ηλεκτρονίου. Φαντάσου κάθε ηλεκτρόνιο να περιστρέφεται σαν σβούρα!

Τα τροχιακά s έχουν σφαιρική συμμετρία - όπου κι αν κοιτάξεις από τον πυρήνα, βλέπεις το ίδιο!

Θυμήσου: Κάθε ηλεκτρόνιο χρειάζεται 4 κβαντικούς αριθμούς για να "προσδιοριστεί" πλήρως!

Οι Αρχές της Ηλεκτρονιακής Δόμησης

Τώρα έρχεται το διασκεδαστικό κομμάτι - πώς "στρώνουμε" τα ηλεκτρόνια στα τροχιακά! Υπάρχουν τρεις βασικοί κανόνες που πρέπει να θυμάσαι.

Η απαγορευτική αρχή του Pauli λέει ότι δεν μπορούν δύο ηλεκτρόνια να έχουν την ίδια "ταυτότητα" (τετράδα κβαντικών αριθμών). Στην πράξη: κάθε τροχιακό χωράει μέχρι 2 ηλεκτρόνια με αντίθετο spin!

Η αρχή ελάχιστης ενέργειας μας λέει ότι τα ηλεκτρόνια "προτιμούν" να κάθονται στα χαμηλότερα "καθίσματα" πρώτα. Για πολυηλεκτρονιακά άτομα, η σειρά εξαρτάται από το άθροισμα n+ℓ.

Εξαίρεση: Στο άτομο του υδρογόνου όλα τα τροχιακά της ίδιας στιβάδας έχουν την ίδια ενέργεια!

Ο Κανόνας του Hund και η Σταθερότητα

Ο κανόνας του Hund είναι σαν τους κανόνες ευγενείας στο λεωφορείο: τα ηλεκτρόνια προτιμούν να κάθονται μόνα τους πρώτα! Όλα τα τροχιακά της ίδιας υποστιβάδας παίρνουν ένα ηλεκτρόνιο πρώτα, μετά γεμίζουν.

Ορισμένες διατάξεις είναι εξαιρετικά σταθερές: οι μισογεμάτες (d⁵) και πλήρεις (d¹⁰) υποστιβάδες d. Γι' αυτό το Cr είναι $Ar$3d⁵4s¹ και όχι $Ar$3d⁴4s²!

Τα ευγενή αέρια (εκτός He) έχουν την "τέλεια" διάταξη ns²np⁶ - 8 ηλεκτρόνια σθένους που τα κάνουν απίστευτα σταθερά.

Τα ηλεκτρόνια σθένους είναι αυτά που "μετράνε" για τη χημεία - όλα τα επιπλέον από το προηγούμενο ευγενές αέριο (αλλά όχι τα d¹⁰ και f¹⁴).

Σημαντικό: Η διεγερμένη κατάσταση παραβιάζει την αρχή ελάχιστης ενέργειας!

Περιοδικός Πίνακας - Ο Χάρτης της Χημείας

Ο περιοδικός πίνακας είναι η "Google Maps" της χημείας! Έχει 7 οριζόντιες περιόδους και 18 κάθετες ομάδες (8 κύριες + 10 δευτερεύουσες).

Κάθε "γειτονιά" έχει δικό της χαρακτήρα: Τα αλκάλια (ΙΑ) είναι τα πιο δραστικά μέταλλα, τα αλογόνα (VIIA) οι πιο δραστικοί μη μέταλλα, και τα ευγενή αέρια (VIIIA) οι "μοναχικοί" που δεν θέλουν παρέα!

Ο πίνακας χωρίζεται σε τομείς: Τομέας s (ns¹⁻²), τομέας p (ns²np¹⁻⁶), τομέας d και τομέας f. Κάθε τομέας έχει δική του "προσωπικότητα"!

Κόλπο: Η ομάδα σου λέει πόσα ηλεκτρόνια σθένους έχεις στις κύριες ομάδες!

Τα Στοιχεία Μετάπτωσης

Τα στοιχεία μετάπτωσης (τομέας d) είναι οι "ροκ σταρ" του περιοδικού πίνακα! Έχουν τα ωραιότερα χρώματα και τις πιο ενδιαφέρουσες ιδιότητες.

Αυτά τα στοιχεία μπορούν να έχουν πολλούς αριθμούς οξείδωσης (συνήθως +2), είναι παραμαγνητικά (έλκονται από μαγνήτες), και δημιουργούν έγχρωμες ενώσεις που κάνουν τη χημεία όμορφη!

Τα στοιχεία του τομέα f (λανθανίδες και ακτινίδες) είναι τα "εσωτερικά στοιχεία μετάπτωσης" - όλα ανήκουν στη ομάδα IIIB και είναι πολύ σπάνια.

Εύκολη αναγνώριση: Αν βλέπεις πολύχρωμες ενώσεις, σκέφτεσαι στοιχεία μετάπτωσης!

Ατομική Ακτίνα - Το Μέγεθος Μετράει

Η ατομική ακτίνα είναι το "ύψος" του ατόμου και εξαρτάται από δύο παράγοντες που "παλεύουν" μεταξύ τους!

Από τη μια έχουμε τον κύριο κβαντικό αριθμό (n) - όσο μεγαλύτερος, τόσο πιο "φουσκωμένο" το άτομο. Από την άλλη το δραστικό πυρηνικό φορτίο $Z*$ που "τραβάει" τα ηλεκτρόνια προς τα μέσα.

Στον περιοδικό πίνακα: κάθετα προς τα κάτω αυξάνεται (μεγαλύτερο n), οριζόντια προς τα δεξιά ελαττώνεται $μεγαλύτερο Z*$.

Η ενέργεια ιοντισμού είναι η ενέργεια που χρειάζεσαι για να "κλέψεις" ένα ηλεκτρόνιο από το άτομο. Όσο πιο σφιχτά κρατάει ο πυρήνας τα ηλεκτρόνια, τόσο πιο δύσκολο να τα πάρεις!

Αντιστρόφως ανάλογα: Ατομική ακτίνα και ενέργεια ιοντισμού πάνε αντίθετα!

Μεγέθη Ιόντων - Οι Αλλαγές Μετά τον Ιονισμό

Όταν ένα άτομο γίνεται ιόν, αλλάζει δραματικά μέγεθος! Τα κατιόντα (θετικά ιόντα) είναι πάντα μικρότερα από το αρχικό άτομο - έχασαν ηλεκτρόνια αλλά ο πυρήνας παρέμεινε ο ίδιος.

Τα ανιόντα (αρνητικά ιόντα) είναι μεγαλύτερα από το αρχικό άτομο - πήραν επιπλέον ηλεκτρόνια που "σπρώχνονται" μεταξύ τους.

Η ενέργεια δεύτερου ιοντισμού είναι πάντα μεγαλύτερη από την πρώτου - είναι πιο δύσκολο να πάρεις ηλεκτρόνιο από θετικό ιόν παρά από ουδέτερο άτομο.

Σε ισοηλεκτρονιακά ιόντα (ίδιος αριθμός ηλεκτρονίων), το μικρότερο είναι αυτό με το μεγαλύτερο πυρηνικό φορτίο - ο πυρήνας "τραβάει" τα ηλεκτρόνια πιο δυνατά.

Σημείωση: Οι τάσεις στον περιοδικό πίνακα είναι το κλειδί για να προβλέπεις ιδιότητες!