פרק 2. החוק המחזורי של מנדלייב ומבנה האטומים

2.1. גילוי החוק המחזורי על ידי מנדלייב

החוק המחזורי ומערכת היסודות המחזורית (המכונה לשם קיצור הטבלה המחזורית) הם ההישג הגדול ביותר של מדע הכימיה במאה ה-19, ויסוד הכימיה המודרנית. בבנייתה של הטבלה המחזורית שימשה מסת האטום כמאפיין עיקרי של כל יסוד. מנדלייב גילה שינוי מחזורי בתכונות היסודות עם השתנות ערכי המסות האטומיות שלהם, וזאת על ידי השוואה בין קבוצות טבעיות שונות של יסודות. באותה תקופה היו ידועות קבוצות כגון ההלוגנים, המתכות אלקליות ומתכות העפרוריות.

התברר שגם נוסחאות התרכובות של היסודות חוזרות על עצמן באופן מחזורי. לדוגמה, לתחמוצת הליתיום יש נוסחה $L i_{2} O$ . נוסחה זהה לתחמוצות יש למתכות האלקליות הדומות לליתיום — נתרן, אשלגן, רובידיום וצזיום: $N a_{2} O$ , $K_{2} O$ , $R b_{2} O$ , $C s_{2} O$ .

את כל שורת היסודות, המסודרים לפי סדר עולה של מסות אטומיות, חילק מנדלייב למחזורים. בתוך כל מחזור משתנות תכונות היסודות בצורה סדירה (למשל, ממתכת אלקלית עד הלוגן). על ידי סידור המחזורים כך שיסודות דומים יופיעו באותן עמודות, יצר מנדלייב את הטבלה המחזורית. בתהליך זה תוקנו המסות האטומיות של מספר יסודות, ולפחות 29 יסודות שטרם התגלו הושארו כמקומות ריקים.

מערכת היסודות המחזורית היא ייצוג גרפי (טבלתי) של החוק המחזורי.

על בסיס החוק המחזורי הגיע מנדלייב למסקנה שקיימים יסודות חדשים שטרם התגלו; את תכונותיהם של שלושה מהם תיאר בפירוט ונתן להם שמות זמניים — אקה-בורון, אקה-אלומיניום ואקה-סיליקון. את תכונותיו של כל יסוד קבע מנדלייב על פי תכונות השכנים שלו בטבלה המחזורית הסובבים אותו מכל עבר. המסה האטומית של יסוד, למשל מגנזיום, חושבה כממוצע של המסות האטומיות של שכניו:

$M_{r} (Mg) = \frac{9.01 ( Be ) + 22.99 ( Na ) + 26.98 ( Al ) + 40.08 ( Ca )}{4} = 24.76$

בשיטות פשוטות אלה השתמש מנדלייב לקביעת מספר תכונות פיזיקליות של היסודות שניבא.

תחזיותיו של מנדלייב אוששו באופן מבריק. שלושת היסודות התגלו עוד בחייו, והתכונות שניבא התאימו במדויק לתכונות שנמדדו בניסוי. הדבר הוביל להכרה כללית בחוק המחזורי.

2.2. הטבלה המחזורית

כיום ידועים יותר מ-500 אופני ייצוג של מערכת היסודות המחזורית. הנפוץ ביותר הוא הגרסה הארוכה, שבה כל מחזור נכתב בשורה אחת וכל 18 הקבוצות מסודרות אנכית. הלנתנידים והאקטינידים מוצאים בדרך כלל מתחת לטבלה הראשית.

במערכת המחזורית מסודרות 7 מחזורים לאורך השורות האופקיות. שלושת המחזורים הראשונים נקראים קצרים, והשאר — ארוכים. במחזור הראשון 2 יסודות, בשני ובשלישי 8 יסודות בכל אחד, ברביעי ובחמישי 18 בכל אחד, בשישי 32, ובשביעי (הבלתי מושלם) 21 יסודות. כל מחזור, פרט לראשון, מתחיל במתכת בסיסית ומסתיימת בגז אציל (המחזור השביעי טרם הושלם).

כל יסודות המערכה המחזורית ממוספרים לפי סדר הופעתם. מספרים אלה נקראים מספרים סידוריים או מספרים אטומיים.

במחזור השישי, מיד אחרי לנתן, ישנם 14 יסודות עם מספרים סידוריים 58–71, הנקראים לנתנידים. הלנתנידים ממוקמים בנפרד בתחתית הטבלה. תכונותיהם הכימיות דומות מאוד: כולם מתכות פעילות המגיבות עם מים ויוצרות הידרוקסיד ומימן. מכאן שאצל הלנתנידים בולטת אנלוגיה אופקית חזקה.

במחזור השביעי, 14 יסודות עם מספרים סידוריים 90–103 מהווים את משפחת האקטינידים. גם אותם ממקמים בנפרד — מתחת ללנתנידים. בשונה מהלנתנידים, האנלוגיה האופקית אצל האקטינידים פחות בולטת: הם מראים מספר רב יותר של מצבי חמצון שונים. לדוגמה, מצב החמצון של אקטיניום הוא +3, ואילו של אורניום — +3, +4, +5 ו-+6. חקר התכונות הכימיות של האקטינידים קשה ביותר בשל חוסר היציבות של גרעיניהם.

לאורך הטור האנכי בגרסה הארוכה של המערכה המחזורית ישנן 18 קבוצות, הממוספרות בספרות ערביות מ-1 עד 18. קבוצות 1–2 ו-13–18 מכילות יסודות s ו-p בהתאמה, קבוצות 3–12 מכילות יסודות d (מתכות מעבר), ואילו הלנתנידים והאקטינידים מהווים את משפחת יסודות ה-f.

מספר הקבוצה קשור למצב החמצון של היסודות בתרכובות. ככלל, מצב החמצון החיובי הגבוה ביותר של יסוד שווה:

למספר קבוצתו, עבור הקבוצות 1 -7
למספר קבוצתו פחות 10, בקבוצות 13-17 (וגם בקבוצות 11 ו-12 - עם המגבלות)
אפס עבור הקבוצה 18
לא מציית לכללים פשוטים עבור הקבוצות 8-10.

הכללים לעיל ניתן לפשט עוד יותר: מספר החמצון הגבוה ביותר נמצא בטווח 1-7 ומתאים למספר הקבוצה הרגיל או המופחת בעשר. במקרים שבהם מספר הקבוצה הרגיל או המופחת בעשר גדול מ-8, אין כללים פשוטים לגבי דרגת החמצון הגבוהה ביותר.

אולם קיימות מספר חריגות. לדוגמה, פלואור (קבוצה 17) מראה רק מצב חמצון −1; נחושת, כסף וזהב (קבוצה 11) מראים מצבי חמצון +1, +2 ו-+3. מבין יסודות קבוצה 8, מצב החמצון +8 ידוע רק עבור אוסמיום ורותניום; עבור קסנון (קבוצה 18) ידוע אף הוא מצב חמצון +8.

בקבוצה 18 ממוקמים הגזים האצילים. בעבר סברו שאינם מסוגלים ליצור תרכובות כימיות, אולם הנחה זו לא אוששה. בשנת 1962 הוכנה התרכובת הכימית הראשונה של גז אציל — טטרהפלואוריד קסנון $Xe F_{4}$ . כיום ידועות כמה עשרות תרכובות של גזים אצילים.

תכונות היסודות בקבוצות משתנות באופן סדיר: מלמעלה למטה מתחזקות התכונות המתכתיות ומתחלשות התכונות הלא-מתכתיות. התכונות המתכתיות הבולטות ביותר הן של פרנציום, ואחריו צזיום; התכונות הלא-מתכתיות החזקות ביותר הן של פלואור, ואחריו חמצן.

2.3. המודל הגרעיני של מבנה האטום

עד סוף המאה ה-19 נחשבו האטומים לבלתי ניתנים לחלוקה. לאחר מכן, עם הצטברות נתונים ניסיוניים, נאלצו המדענים לוותר על תפיסה זו ולהכיר בכך שלאטומים יש מבנה מורכב. תפיסה חדשה זו נתמכה על ידי החוק המחזורי של מנדלייב. כבר בשנת 1871 כתב שקל להניח — אם כי אי אפשר להוכיח בשלב הזה — שאטומים מורכבים מחלקים זעירים עוד יותר, וכי התלות המחזורית שגילה נראית כמאשרת תחושה זו.

על בסיס החוק המחזורי, מחקרים ניסיוניים ובמיוחד תופעות הרדיואקטיביות, התפתחה במהירות תורת מבנה האטומים והמולקולות.

לחקר מבנה האטום השתמש הפיזיקאי הבריטי ארנסט רד׳רפורד ביכולת החדירה הגבוהה של חלקיקי $α$ . הוא עקב אחר מעברם של חלקיקי $α$ (גרעיני הליום) דרך לוחיות מתכת דקות בעובי של כ-10,000 אטומים. בפגיעה במסך המצופה בשכבת גופרית אבץ ZnS, מפיקים חלקיקי $α$ הבזקי אור, מה שמאפשר לספור את מספר החלקיקים. התברר כי חלק קטן מחלקיקי $α$ העוברים דרך הלוחית המתכתית סוטים ממסלולם בזוויות שונות, ואחדים מהם משנים את כיוון תנועתם באופן חד. תופעה זו ידועה בשם פיזור חלקיקי $α$ .

רד׳רפורד הסביר את פיזור חלקיקי $α$ בכך שהציע בשנת 1911 את המודל הגרעיני של מבנה האטום. לפי מודל זה, האטום מורכב מגרעין מסיבי בעל מטען חיובי, קטן מאוד בגודלו, שבו מרוכז כמעט כל מסת האטום. סביב הגרעין, במרחק ניכר ממנו, מסתובבים אלקטרונים היוצרים את קליפת האלקטרונים של האטום.

גודלו של האטום כולו הוא כ- $1 0^{- 8}$ ס”מ, וגודל הגרעין כ- $1 0^{- 13}$ ס”מ — כלומר הגרעין קטן מהאטום בכ-100,000 מונים. לכן רוב חלקיקי $α$ עוברים דרך אטומי הלוחית המתכתית במרחק גדול יחסית מגרעיניהם ואינם סוטים ממסלולם. אולם חלק מחלקיקי $α$ עובר בקרבת הגרעין — כתוצאה מכך נוצרות כוחות דחייה קולוניים והחלקיקים סוטים. אלה המתקרבים למרחק קטן מספיק מהגרעין סוטים בחדות עוד יותר.

המודל הגרעיני של האטום שרד גם בתפיסות המודרניות.

מכיוון שהאטום כולו נייטרלי חשמלית, סך המטען של האלקטרונים חייב להיות שווה למטען הגרעין. מחקרים נוספים הראו כי המטען החיובי של גרעין האטום שווה במספרו למספר הסידורי של היסוד במערכת המחזורית. כך, מספר המטענים החיוביים בגרעין של כל אטום, וכן מספר האלקטרונים המסתובבים בשדה הגרעין, שווים למספר הסידורי של היסוד.

הפשוטה ביותר היא סכמת מבנה אטום המימן (מספר סידורי 1): גרעינו נושא מטען חיובי יסודי אחד, ואלקטרון אחד מסתובב בשדה הגרעין. גרעין אטום המימן הוא חלקיק יסודי הנקרא פרוטון. המספר הסידורי של טיטניום הוא 22: מטענו החיובי שווה 22 ו-22 אלקטרונים מסתובבים בשדה גרעינו. באופן דומה ניתן לתאר את מבנה האטומים של שאר היסודות.

2.4. הרכב גרעיני האטומים. תגובות גרעיניות

כיום התגלו בגרעין האטום חלקיקים יסודיים רבים. החשובים שבהם הם פרוטונים (סמל p) ונייטרונים (סמל n). שתי החלקיקים הללו נחשבות לשני מצבים שונים של חלקיק גרעיני הנקרא נוקלאון. לפרוטון מסה של 1.0073 י.מ.א. (יחידת מסה אטומית) ומטען +1. מסת הנייטרון היא 1.0087 י.מ.א. ומטענו אפס (החלקיק נייטרלי חשמלית). מסות הפרוטון והנייטרון שוות בקירוב.

זמן קצר לאחר גילוי הנייטרון, הציע ד. איוואנצ’נקו ו-א.נ. את מודל הפרוטון-נייטרון של מבנה הגרעין (1932). מאוחר יותר פותח המודל בעבודות של וו. היזנברג. לפי תורה זו, גרעיני כל האטומים — פרט לגרעין אטום המימן — מורכבים מ- $Z$ פרוטונים ו- $(A - Z)$ נייטרונים, כאשר $Z$ הוא המספר הסידורי של היסוד ו- $A$ הוא המספר המסתי.

המספר המסתי $A$ מציין את המספר הכולל של פרוטונים $Z$ ונייטרונים $N$ בגרעין האטום:

$A = Z + N (2.1)$

הכוחות המחזיקים את הפרוטונים והנייטרונים בגרעין נקראים כוחות גרעיניים — כוחות עצומים הפועלים במרחקים קצרים מאוד (כ- $1 0^{- 15}$ מ’) ועולים על כוחות הדחייה האלקטרוסטטית. את טבע כוחות אלה חוקרת הפיזיקה הגרעינית.

כמעט כל מסת האטום מרוכזת בגרעין. כך, עבור אטום כלור, חלקם של האלקטרונים במסה הוא $\frac{1}{1837} \cdot 17 \approx 0.009$ (כ-0.03% ממסת אטום הכלור). מסת האלקטרונים זניחה לעומת מסת הגרעין. לדוגמה, בגרעין אטום החמצן $^{16} O$ יש 8 פרוטונים ו- $16 - 8 = 8$ נייטרונים, שמסומן בקצרה: (8p, 8n); בגרעין אטום הרתרפורדיום $^{260} Rf$ — 104 פרוטונים ו- $260 - 104 = 156$ נייטרונים: (104p, 156n).

מחקרים הראו כי בטבע קיימים אטומים של אותו יסוד עם מסות שונות. כך, קיימים אטומי כלור עם מסה 35 ועם מסה 37: גרעיני אטומים אלה מכילים מספר זהה של פרוטונים אך מספר שונה של נייטרונים.

איזוטופים הם ״גרסאות״ של אטומי יסוד אחד בעלי מטענים גרעיניים זהים אך מספרים מסתיים שונים. (לצד המונח “איזוטופים” קיים גם המונח נוקליד, אך השימוש בו מוגבל).

כל איזוטופ מאופיין בשני ערכים: המספר המסתי (מסומן למעלה משמאל לסמל הכימי) והמספר הסידורי (מסומן למטה משמאל). לדוגמה, איזוטופ הפחמן עם מספר מסתי 12 נכתב: $_{6}^{12} C$ , או $^{12} C$ , או במילים “פחמן-12”. צורת רישום זו מורחבת גם לחלקיקים יסודיים: אלקטרון $_{- 1}^{0} e$ , נייטרון $_{0}^{1} n$ , פרוטון $_{1}^{1} p$ או $_{1}^{1} H$ , נייטרינו $_{0}^{0} ν$ .

איזוטופים ידועים לכל היסודות הכימיים. לחמצן יש איזוטופים עם מספרים מסתיים 16, 17, 18: $^{16} O$ , $^{17} O$ , $^{18} O$ . איזוטופי ארגון: $^{36} Ar$ , $^{38} Ar$ , $^{40} Ar$ . איזוטופי אשלגן: $^{39} K$ , $^{40} K$ , $^{41} K$ .

המסה האטומית של יסוד שווה לממוצע המשוקלל של מסות כל האיזוטופים הטבעיים שלו בהתאם לשכיחותם. כך, כלור טבעי מורכב מ-75.4% איזוטופ עם מספר מסתי 35 ומ-24.6% איזוטופ עם מספר מסתי 37; המסה האטומית הממוצעת של כלור היא 35.453. המסה האטומית הממוצעת של ליתיום טבעי, המכיל 92.7% $^{7} Li$ ו-7.3% $^{6} Li$ , היא 6.94. המסות האטומיות של היסודות המופיעות במערכת המחזורית הן ממוצעי המספרים המסתיים של תערובות האיזוטופים הטבעיים — זו אחת הסיבות לכך שהן אינן מספרים שלמים.

הרכב גרעיני האטומים שונה בין יסודות שונים, ולכן היסודות נבדלים במסותיהם האטומיות. מכיוון שבגרעין יש פרוטונים, הגרעין טעון חיובית. מכיוון שמטען הגרעין שווה במספרו למספר הסידורי $Z$ , הוא קובע את מספר האלקטרונים בקליפת האלקטרונים ואת מבנהּ — ובכך את תכונות היסוד הכימי. לכן המטען החיובי של הגרעין, ולא המסה האטומית, הוא המאפיין העיקרי של האטום ושל היסוד. על בסיס זה ניתנת הגדרה מדויקת יותר של יסוד כימי (ראו 1.2).

תגובות גרעיניות הן המרות של גרעיני אטומים כתוצאה מאינטראקציה שלהם עם חלקיקים יסודיים ועם גרעינים אחרים. כתיבת משוואות של תגובות גרעיניות מבוססת על חוקי שימור המסה והמטען: סכום המספרים המסתיים וסכום המטענים בצד שמאל של המשוואה חייבים להיות שווים לסכומים המתאימים בצד ימין. לדוגמה:

$_{13}^{27} Al +_{2}^{4} He =_{14}^{30} Si +_{1}^{1} H$

משוואה זו מראה שבאינטראקציה של אטום אלומיניום עם חלקיק $α$ נוצרים אטום סיליקון ופרוטון. ריקבון רדיואקטיבי של רדיום עם יצירת ראדון והליום:

$_{88}^{226} Ra =_{86}^{222} Rn +_{2}^{4} He$

התגובה הגרעינית המלאכותית הראשונה בוצעה על ידי רתרפורד בשנת 1919 בהפצצת גרעיני חנקן בחלקיקי $α$ :

$_{7}^{14} N +_{2}^{4} He =_{8}^{17} O +_{1}^{1} H$

כתוצאה מתגובה גרעינית זו אירעה המרת חנקן לחמצן עם שחרור פרוטון.

לאחר המצאת הציקלוטרון (1930) התגלו ונחקרו תגובות גרעיניות רבות.

נפוצה יותר הכתיבה המקוצרת של תגובות גרעיניות: תחילה כותבים את הסמל הכימי של הגרעין המקורי, לאחר מכן בסוגריים — הסמל המקוצר של החלקיק הגורם לתגובה והחלקיק הנוצר בתגובה, ולבסוף את הסמל הכימי של הגרעין הסופי. המספרים המסתיים ליד סמלי הגרעינים המקוריים והסופיים בדרך כלל אינם נרשמים, שכן מטעני הגרעינים נקבעים בקלות מהמערכת המחזורית. הכתיבה המקוצרת של התגובות הגרעיניות שנסקרו:

$^{27} Al (α, p)^{30} Si;^{14} N (α, p)^{17} O;^{226} Ra (-, α)^{222} Rn$

כאשר $α$ מסמל חלקיק $α$ ( $_{2}^{4} He$ ), p — פרוטון ( $_{1}^{1} H$ ); המקף מסמל היעדר חלקיק פעיל במקרה של ריקבון רדיואקטיבי.

באמצעות תגובות גרעיניות מייצרים איזוטופים רדיואקטיביים — הם אינם יציבים ובתהליך ריקבון רדיואקטיבי הופכים לאיזוטופים של יסודות אחרים. איזוטופים רדיואקטיביים הוכנו עבור כל היסודות הכימיים, וידועים כ-1500 מהם. יסודות המורכבים רק מאיזוטופים רדיואקטיביים נקראים יסודות רדיואקטיביים — אלה היסודות עם $Z = 43$ , $61$ ו- $84$ – $107$ .

ידועים כ-300 איזוטופים יציבים (לא רדיואקטיביים); מהם מורכבים רוב יסודות המערכת המחזורית. אצל חלק מהיסודות קיימים לצד האיזוטופים היציבים גם איזוטופים רדיואקטיביים ארוכי-חיים: $^{40} K$ , $^{87} Rb$ , $^{115} In$ ועוד.

מבחינת התכונות הכימיות, איזוטופים רדיואקטיביים כמעט אינם נבדלים מהיציבים. לכן הם משמשים כ**“אטומים מסומנים”**, המאפשרים לעקוב אחר התנהגותם ותנועתם של כל אטומי היסוד הנתון על ידי מדידת הרדיואקטיביות שלהם. איזוטופים רדיואקטיביים נמצאים בשימוש נרחב במחקר מדעי, בתעשייה, בחקלאות, ברפואה, בביולוגיה ובכימיה.

תכונה חשובה במיוחד של תגובות גרעיניות היא שחרור כמויות אנרגיה עצומות בצורת אנרגיה קינטית של החלקיקים הנוצרים או בצורת אנרגיית קרינה. בתגובות כימיות משתחררת אנרגיה בעיקר בצורת חום. אנרגיית התגובות הגרעיניות עולה על אנרגיית התגובות הכימיות במיליוני מונים — זו הסיבה לכך שגרעיני האטומים נשארים שלמים בעת תגובות כימיות.

תגובות גרעיניות משמשות בהרחבה לסינתזה של יסודות טרנס-אורניים (יסודות עם $Z \geq 93$ ; כיום ידועים 14 יסודות טרנס-אורניים). עבודות בתחום זה מתבצעות במכון המאוחד למחקר גרעיני בדובנה, שם סונתזו לראשונה יסודות עם מספרים סידוריים 102–107.

2.5. המודל המודרני של מצב האלקטרון באטום

בתגובות כימיות אין הגרעין עובר שינוי. השינוי חל בקליפות האלקטרונים של האטומים, שמבנן מסביר תכונות רבות של היסודות הכימיים. לכן מצב האלקטרונים באטום ומבנה קליפות האלקטרונים זוכים תמיד לתשומת לב רבה בלימוד הכימיה.

מצב האלקטרון באטום מתואר על ידי מכניקת הקוונטים, החוקרת את התנועה והאינטראקציה של מיקרו-חלקיקים — חלקיקים יסודיים, אטומים, מולקולות וגרעיני אטומים. לפי תפיסות מכניקת הקוונטים, למיקרו-חלקיקים יש אופי גלי, ולגלים יש תכונות של חלקיקים. ביחס לאלקטרון ניתן לומר שהוא מתנהג גם כחלקיק וגם כגל — כלומר, כמו שאר המיקרו-חלקיקים, הוא מאופיין בדואליות גל-חלקיק. מצד אחד, אלקטרונים כחלקיקים מפעילים לחץ; מצד שני, זרם אלקטרונים נעים מציג תופעות גליות כגון עקיפה (דיפרקציה).

לאלקטרון באטום אין מסלול תנועה מוגדר. מכניקת הקוונטים עוסקת בהסתברות מציאות האלקטרון במרחב סביב הגרעין. האלקטרון הנע במהירות יכול להימצא בכל חלק של המרחב סביב הגרעין, ומיקומיו השונים מתוארים כענן אלקטרוני בעל צפיפות מסוימת של מטען שלילי. אילו ניתן היה לצלם את מיקום האלקטרון באטום במרווחי זמן קצרים מאוד (כל פעם היה מופיע כנקודה), הרי שבהחפת תצלומים רבים הייתה נוצרת תמונה של ענן אלקטרוני: במקום שבו מספר הנקודות הגדול ביותר — שם הענן צפוף ביותר.

הצפיפות המרבית מתאימה להסתברות המרבית למציאות האלקטרון בחלק זה של המרחב האטומי. בקרבת הגרעין צפיפות האלקטרון קרובה לאפס, כלומר האלקטרון כמעט אינו נמצא שם. עם ההתרחקות מהגרעין גדלה צפיפות האלקטרון ומגיעה לערך מרבי במרחק 0.053 נ”מ, ולאחר מכן יורדת בהדרגה. כלומר, ההסתברות הגבוהה ביותר למציאות האלקטרון היא במרחק 0.053 נ”מ מהגרעין. ככל שהאלקטרון קשור חזק יותר לגרעין, כך הענן האלקטרוני צפוף וקטן יותר.

המרחב סביב הגרעין שבו ההסתברות למציאות האלקטרון היא הגבוהה ביותר נקרא אורביטל (מונח שאומץ בשנת 1962 במקום “מסלול”). בתוכו מצוי כ-90% מהענן האלקטרוני, כלומר כ-90% מהזמן נמצא האלקטרון בחלק זה של המרחב.

לאורביטלים של האטום גדלים שונים. אלקטרונים הנעים באורביטלים קטנים יותר נמשכים חזק יותר אל הגרעין. אלקטרונים הנעים באורביטלים בגדלים דומים יוצרים שכבות אלקטרוניות, הנקראות גם רמות אנרגיה. רמות האנרגיה ממוספרות החל מהגרעין: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7; לעתים הן מסומנות באותיות K, L, M, N, O, P, Q בהתאמה.

המספר השלם $n$ , המציין את מספר הרמה, נקרא המספר הקוונטי הראשי. הוא מאפיין את האנרגיה של האלקטרונים ברמת האנרגיה הנתונה. האנרגיה הנמוכה ביותר שייכת לאלקטרונים של הרמה הראשונה, הקרובה ביותר לגרעין. אלקטרונים של רמות גבוהות יותר בעלי אנרגיה גדולה יותר וקשורים לגרעין בצורה פחות חזקה.

מספר רמות האנרגיה המתמלאות באלקטרונים באטום שווה למספר המחזור שבו נמצא היסוד. המספר המרבי של אלקטרונים ברמת אנרגיה:

$N = 2 n^{2} (2.2)$

כאשר $N$ הוא מספר האלקטרונים ו- $n$ הוא מספר הרמה (המספר הקוונטי הראשי). בהתאם למשוואה זו, ברמה הראשונה יכולים להימצא לכל היותר 2 אלקטרונים, ברמה השנייה — לכל היותר 8, ברמה השלישית — לכל היותר 18, ברמה הרביעית — לכל היותר 32.

2.6. מבנה קליפות האלקטרונים של אטומים

החל מהמספר הקוונטי הראשי $n = 2$ , רמות האנרגיה מתחלקות לתת-רמות (תת-שכבות), הנבדלות זו מזו באנרגיית הקשר עם הגרעין. מספר תת-הרמות שווה לערך המספר הקוונטי הראשי, אך אינו עולה על ארבע: לרמה הראשונה תת-רמה אחת, לשנייה — שתיים, לשלישית — שלוש, לרביעית — ארבע תת-רמות.

תת-הרמות מסומנות באותיות לטיניות: s — תת-הרמה הראשונה, הקרובה ביותר לגרעין בכל רמה, מורכבת מאורביטל s אחד; p — תת-הרמה השנייה, מורכבת משלושה אורביטלי p; d — תת-הרמה השלישית, מורכבת מחמישה אורביטלי d; f — תת-הרמה הרביעית, מכילה שבעה אורביטלי f. כך, לכל ערך של $n$ יש $n^{2}$ אורביטלים.

בכל אורביטל יכולים להימצא לכל היותר שני אלקטרונים — עיקרון פאולי. אם באורביטל נמצא אלקטרון אחד, הוא נקרא אלקטרון בלתי מזווג; אם שניים — אלה אלקטרונים מזווגים. עיקרון פאולי מסביר את הנוסחה $N = 2 n^{2}$ : אם למשל ברמה השלישית ( $n = 3$ ) יש $3^{2} = 9$ אורביטלים, ובכל אורביטל 2 אלקטרונים, המספר המרבי של אלקטרונים הוא $2 \cdot 9 = 18$ .

אורביטל s בעל סימטריה כדורית, כלומר צורתו כדור. אלקטרון המצוי באורביטל s נקרא אלקטרון s.

ברמת האנרגיה השנייה ( $n = 2$ ) יש ארבעה אורביטלים, שאחד מהם — אורביטל 2s — בעל סימטריה כדורית. לאלקטרון 2s אנרגיה גבוהה יותר מאשר לאלקטרון 1s, והוא נמצא במרחק גדול יותר מהגרעין. בכלל, לכל ערך של $n$ קיים אורביטל אחד בעל סימטריה כדורית.

אורביטל p בעל צורה של משקולת (שמיניה תלת-ממדית). שלושת אורביטלי p מכוונים בניצב זה לזה לאורך צירי הקואורדינטות, ולכן מסומנים $p_{x}$ , $p_{y}$ ו- $p_{z}$ . סימון זה מצביע על הכיוון המרחבי של אורביטלי p. החל מ- $n = 2$ , לכל רמת אנרגיה יש שלושה אורביטלי p. עם גדילת $n$ תופסים האלקטרונים אורביטלי p הממוקמים במרחקים גדולים יותר מהגרעין, אך הכיוון לאורך הצירים $x$ , $y$ , $z$ נשמר תמיד.

צורות מורכבות עוד יותר יש לאורביטלי d (חמישה) ולאורביטלי f (שבעה).

2.7. נוסחאות קוונטיות

התפלגות האלקטרונים באטום לפי רמות אנרגיה ותת-רמות מוצגת בצורת נוסחאות קוונטיות.

כל אלקטרון באטום תופס את האורביטל הפנוי בעל האנרגיה הנמוכה ביותר — עיקרון האנרגיה המינימלית. עם גידול המספר הסידורי של היסוד, האלקטרונים ממלאים אורביטלים ורמות לפי סדר עולה של אנרגיותיהם: הרמות מתמלאות מהראשונה עד השביעית, ותת-הרמות — בסדר $s \to p \to d \to f$ .

סדר גידול האנרגיה נקבע על פי ניסוי — הוא נקרא סולם האנרגיה. בהתאם לו, נבנית שורת המילוי הרציפה של האורביטלים של אטומי יסודות המערכת המחזורית (הקווים האנכיים מפרידים בין מחזורים):

$1 1 s ∣ 2 2 s, 2 p ∣ 3 3 s, 3 p ∣ 4 4 s, 3 d, 4 p ∣ 5 5 s, 4 d, 5 p ∣ 6 6 s, 4 f, 5 d, 6 p ∣ 7 7 s, 5 f, 6 d, 7 p$

האורביטל בעל האנרגיה המינימלית הוא אורביטל 1s. באטום מימן הוא תפוס על ידי האלקטרון היחיד שלו: הנוסחה האלקטרונית של מימן היא $1 s^{1}$ . (המספר לפני האות הוא מספר הרמה, האות — תת-הרמה (סוג האורביטל), המדד למעלה מימין — מספר האלקטרונים בתת-הרמה.)

מכיוון שבאורביטל אחד יכולים להימצא שני אלקטרונים, שני האלקטרונים של אטום הליום ממוקמים באורביטל 1s: הנוסחה האלקטרונית של הליום היא $1 s^{2}$ . קליפת האלקטרונים של He שלמה ויציבה מאוד — זהו גז אציל.

אצל יסודות המחזור השני מתמלאת רמת L ( $n = 2$ ), תחילה אורביטל 2s ואחר כך שלושה אורביטלי 2p. הנוסחאות האלקטרוניות:

$_{3} Li : 1 s^{2} 2 s^{1};_{4} Be : 1 s^{2} 2 s^{2};_{5} B : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{1}$ $_{6} C : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{2};_{7} N : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{3};_{8} O : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{4}$ $_{9} F : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{5};_{10} Ne : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6}$

החל מיסודות המחזור השלישי, מתמלאת ברמת M השלישית המורכבת מתת-רמות 3s, 3p ו-3d. לדוגמה:

$_{11} Na : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{1};_{17} Cl : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{5}$

לעתים מציינים רק את מספר האלקטרונים בכל רמת אנרגיה:

$Na —2 . 8.1; Cl —2 . 8.7; Fe —2 . 8.14.2$

בכתיבת נוסחאות אלקטרוניות יש להתחשב בתופעת “קפיצת האלקטרון”. כך, הנוסחה האלקטרונית של כרום הייתה אמורה להיות $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 3 d^{4} 4 s^{2}$ , אולם ברמה החיצונית של אטום הכרום יש אלקטרון אחד ולא שניים — האלקטרון השני “קפץ” לתת-רמת 3d:

$_{24} Cr : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 3 d^{5} 4 s^{1}$

אותו הדבר חל על Mo, Cu ויסודות נוספים. אצל Pd האלקטרונים מתפלגים על פני הרמות כך: $2.8.18.18.0$ — רמת האנרגיה החמישית נעדרת לחלוטין, ושני האלקטרונים “קפצו” לרמה הסמוכה.

לעתים קרובות מוצגת מבנה קליפות האלקטרונים באמצעות תאים אנרגטיים (קוונטיים) — הנקראות נוסחאות אלקטרוניות גרפיות. כל תא מסומן בריבוע: ריבוע — אורביטל, חץ — אלקטרון, כיוון החץ — ספין (ניתן לדמות בפשטות לסיבוב האלקטרון סביב צירו — עם כיוון השעון ונגד כיוון השעון), ריבוע ריק — אורביטל פנוי. לפי עיקרון פאולי, בתא יכול להיות אלקטרון אחד או שניים (אם שניים — הם מזווגים, $↑↓$ ).

אורביטלי תת-רמה מתמלאים כך: תחילה אלקטרון אחד עם ספינים זהים, ואחר כך אלקטרון שני עם ספין הפוך (כלל הונד). לדוגמה, באטום פחמן שלושת אורביטלי 2p בעלי אנרגיה זהה, וכל אחד משני אלקטרוני 2p תופס אורביטל נפרד — אחד נשאר פנוי. לאטום פחמן שני אלקטרונים בלתי מזווגים. באטום חנקן כל שלושת אורביטלי 2p תפוסים על ידי אלקטרונים בודדים — שלושה אלקטרונים בלתי מזווגים. החל מאטום חמצן, אורביטלי 2p מתמלאים באלקטרון שני עם ספין הפוך; לחמצן שני אלקטרונים בלתי מזווגים, לפלואור — אחד.

באטום נאון מסתיים מילוי הרמה השנייה: $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6}$ . שמונת האלקטרונים החיצוניים ( $2 s^{2} 2 p^{6}$ ) יוצרים מבנה יציב מאוד של ארבעה עננים דו-אלקטרוניים. כל האלקטרונים באטום נאון מזווגים — נאון הוא גז אציל.

2.8. הבסיס התיאורטי של מערכת היסודות המחזורית

סדר מילוי רמות האנרגיה ותת-הרמות באלקטרונים מספק הסבר תיאורטי למערכת היסודות המחזורית של מנדלייב. כבר מבחינת הנוסחאות האלקטרוניות של יסודות המחזור הראשון והשני ניתן להסיק בקלות: מחזור מתחיל ביסוד שבאטומו ברמה החיצונית נמצא אלקטרון s אחד — במחזור הראשון זהו מימן, בשאר — המתכות הבסיסיות. המחזור מסתיים בגז אציל: הראשון — בהליום ( $1 s^{2}$ ), השאר — ביסודות שאטומיהם ברמה החיצונית בעלי תצורה אלקטרונית $n s^{2} n p^{6}$ .

המחזור הראשון מכיל שני יסודות: מימן ( $Z = 1$ ) והליום ( $Z = 2$ ). המחזור השני מתחיל בליתיום ( $Z = 3$ ) ומסתיים בנאון ( $Z = 10$ ) — שמונה יסודות. המחזור השלישי מתחיל בנתרן ( $Z = 11$ , תצורה $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{1}$ ) ומסתיים בארגון ( $Z = 18$ , תצורה $1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6}$ ) — גם כן שמונה יסודות. נתרן הוא אנלוג לליתיום, ארגון — לנאון.

המחזור הרביעי מתחיל באשלגן ( $Z = 19$ , תצורה $[Ar] 4 s^{1}$ ). האלקטרון ה-19 שלו תפס את תת-רמת 4s, שאנרגיתה נמוכה מאנרגיית תת-רמת 3d. אצל סידן ( $Z = 20$ ) תת-רמת 4s מלאה בשני אלקטרונים: $[Ar] 4 s^{2}$ . החל מסקנדיום ( $Z = 21$ ) מתחיל מילוי תת-רמת 3d. חמישה אורביטלי תת-רמת 3d יכולים להיתפס על ידי עשרה אלקטרונים, דבר המתרחש באטומים מסקנדיום עד אבץ ( $Z = 30$ ). לכן התצורה האלקטרונית של Sc היא $[Ar] 3 d^{1} 4 s^{2}$ , ושל אבץ — $[Ar] 3 d^{10} 4 s^{2}$ . באטומי היסודות הבאים עד קריפטון ( $Z = 36$ ) מתמלאת תת-רמת 4p. במחזור הרביעי 18 יסודות.

המחזור החמישי מכיל יסודות מרובידיום ( $Z = 37$ ) עד קסנון ( $Z = 54$ ). מילוי הרמות זהה ליסודות המחזור הרביעי: אחרי Rb ו-Sr, אצל עשרה יסודות מאיטריום ( $Z = 39$ ) עד קדמיום ( $Z = 48$ ) מתמלאת תת-רמת 4d, ולאחר מכן האלקטרונים תופסים את תת-רמת 5p. במחזור החמישי, כמו ברביעי, 18 יסודות.

במחזור השישי, אצל צזיום ( $Z = 55$ ) ובריום ( $Z = 56$ ) מתמלאת תת-רמת 6s. אצל לנתן ( $Z = 57$ ) אלקטרון אחד עובר לתת-רמת 5d, ולאחר מכן מתחילה להתמלא תת-רמת 4f (שבעה אורביטלים, 14 אלקטרונים) אצל הלנתנידים ( $Z = 58$ – $71$ ). מכיוון שאצל יסודות אלה מתמלאת תת-רמת 4f העמוקה, תכונותיהם הכימיות דומות מאוד. מהפניום ( $Z = 72$ ) מתחדש מילוי תת-רמת 5d ומסתיים אצל כספית ( $Z = 80$ ), ולאחר מכן מתמלאת תת-רמת 6p עד ראדון ( $Z = 86$ ). במחזור השישי 32 יסודות.

המחזור השביעי אינו שלם. המילוי דומה למחזור השישי: לאחר מילוי תת-רמת 7s אצל פרנציום ( $Z = 87$ ) ורדיום ( $Z = 88$ ), אלקטרון אחד של אקטיניום עובר לתת-רמת 6d, ולאחר מכן מתחילה להתמלא תת-רמת 5f אצל האקטינידים ( $Z = 90$ – $103$ ). לאחר היסוד ה-103 מתמלאת תת-רמת 6d: אצל רתרפורדיום ( $Z = 104$ ), דובניום ( $Z = 105$ ), סיבורגיום ( $Z = 106$ ) וכן הלאה.

בהתאם לתת-הרמה שמתמלאת אחרונה באלקטרונים, מחלקים את כל היסודות לארבעה סוגים (משפחות):

יסודות s: מתמלאת תת-רמת s של הרמה החיצונית. אלה שני היסודות הראשונים של כל מחזור (קבוצות 1 ו-2).
יסודות p: מתמלאת תת-רמת p של הרמה החיצונית. אלה שישת היסודות האחרונים של כל מחזור פרט לראשון (קבוצות 13–18).
יסודות d: מתמלאת תת-רמת d של הרמה השנייה מבחוץ, ואילו ברמה החיצונית נשאר אלקטרון אחד או שניים (אצל Pd — אפס). אלה יסודות קבוצות 3–12 (מתכות מעבר).
יסודות f: מתמלאת תת-רמת f של הרמה השלישית מבחוץ, ואילו ברמה החיצונית נשארים שני אלקטרונים. אלה הלנתנידים והאקטינידים.

במערכת המחזורית יש 14 יסודות s, 30 יסודות p, 35 יסודות d ו-28 יסודות f. ליסודות מאותו סוג יש מספר תכונות כימיות משותפות.

לסיכום, מערכת היסודות המחזורית היא סיווג טבעי של יסודות כימיים לפי המבנה האלקטרוני של אטומיהם. את המבנה האלקטרוני של האטום, ובהתאם את תכונות היסוד, ניתן לקבוע לפי מיקום היסוד במחזור ובקבוצה המתאימים. חוקיות מילוי הרמות האלקטרוניות מסבירה את מספר היסודות השונה במחזורים.

2.9. החוק המחזורי והטבלה המחזורית לאור תורת מבנה האטומים

תורת מבנה האטומים חשפה את המשמעות הפיזיקלית העמוקה של החוק המחזורי.

כפי שצוין בסעיף 2.4, המאפיין העיקרי של האטום הוא המטען החיובי של הגרעין — מאפיין כללי ומדויק יותר מהמסה האטומית. מטען הגרעין קובע את מספר האלקטרונים בקליפת האלקטרונים של האטום, את מבנהּ, ובכך את כל תכונות היסוד ואת מיקומו במערכת המחזורית. בהתאם לכך השתנתה גם ניסוח החוק.

הניסוח המודרני של החוק המחזורי של מנדלייב:

תכונות היסודות הכימיים, וכן צורות ותכונות תרכובותיהם, נמצאות בתלות מחזורית במטען גרעיני האטומים שלהם.

ניסוח זה אינו סותר כלל את הניסוח של מנדלייב — הוא מבוסס על נתונים חדשים המעניקים לחוק ביסוס מדעי ומאשרים את נכונותו. מערכת היסודות המחזורית של מנדלייב משקפת את החוק המחזורי, ויחד עם זאת את מבנה האטומים של היסודות.

תורת מבנה האטומים מסבירה את השינוי המחזורי בתכונות היסודות. גידול המטענים החיוביים של גרעיני האטומים מ-1 עד 118 גורם לחזרה מחזורית של מבנה רמת האנרגיה החיצונית. ומכיוון שתכונות היסודות תלויות בעיקרן במספר האלקטרונים ברמה החיצונית, גם הן חוזרות על עצמן באופן מחזורי. בכך טמון המשמעות הפיזיקלית של החוק המחזורי.

במחזורים הקצרים, עם גידול המטען החיובי של גרעיני האטומים, גדל מספר האלקטרונים ברמה החיצונית (מ-1 עד 2 — במחזור הראשון, ומ-1 עד 8 — במחזורים השני והשלישי), מה שמסביר את שינוי תכונות היסודות: בתחילת המחזור (פרט לראשון) נמצאת מתכת בסיסית, ואחר כך התכונות המתכתיות מתחלשות בהדרגה והתכונות הלא-מתכתיות מתחזקות.

במחזורים הארוכים, עם גידול מטען הגרעינים, מילוי הרמות באלקטרונים מורכב יותר (ראו 2.8). כל עוד מתמלאת תת-רמת d (מתכות מעבר), מספר האלקטרונים ברמה החיצונית נשאר קבוע ושווה ל-1 או 2, ולכן תכונות היסודות משתנות לאט מאוד. רק כאשר עם גידול מטען הגרעין גדל מספר האלקטרונים ברמה החיצונית (מ-1 עד 8, אצל יסודות p), תכונות היסודות מתחילות להשתנות כמו אצל יסודות טיפוסיים של מחזורים קצרים.

לאור תורת מבנה האטומים מתבסס חלוקת כל היסודות לשבעה מחזורים: מספר המחזור מתאים למספר רמות האנרגיה של האטומים המתמלאות באלקטרונים. לכן יסודות s קיימים בכל המחזורים, יסודות p — במחזור השני ואילך, יסודות d — במחזור הרביעי ואילך, יסודות f — במחזורים השישי והשביעי.

מובן גם החלוקה לקבוצות, המבוססת על הבדלים במילוי רמות האנרגיה באלקטרונים. בכל קבוצה מאוחדים יסודות שאטומיהם בעלי מבנה דומה של הרמה האלקטרונית החיצונית. כך, אטומי יסודות קבוצות 1 ו-2 (יסודות s) מכילים ברמות החיצוניות 1 ו-2 אלקטרונים בהתאמה; אטומי יסודות קבוצות 13–18 (יסודות p) מכילים ברמות החיצוניות 1 עד 6 אלקטרוני p. אצל יסודות d (קבוצות 3–12) ברמה החיצונית בדרך כלל 1–2 אלקטרונים, ומתמלאת תת-רמת d של הרמה לפני האחרונה. כך, אצל יסודות d האלקטרונים הוולנטיים הם אלקטרונים לא רק של הרמה החיצונית אלא גם של הרמה לפני האחרונה.

מכאן נובע שמספר הקבוצה מציין בדרך כלל את מספר האלקטרונים שיכולים להשתתף ביצירת קשרים כימיים — בכך טמון המשמעות הפיזיקלית של מספר הקבוצה.

מבנה האטומים מקנה שתי חוקיות:

במחזור — משמאל לימין מתחלשות התכונות המתכתיות ומתחזקות הלא-מתכתיות.
בקבוצה — עם גידול המספר הסידורי מתחזקות התכונות המתכתיות ומתחלשות הלא-מתכתיות.

בארבעה מקומות במערכת המחזורית היסודות אינם מסודרים לפי סדר עולה של מסותיהם האטומיות: Ar (39.948) — K (39.102); Co (58.933) — Ni (58.71); Te (127.60) — I (126.904); Th (232.038) — Pa (231.036). תורת מבנה האטומים הסבירה סטיות אלו: תכונות היסוד תלויות בגודל המטען החיובי של הגרעין, לא במסה האטומית. קביעה ניסיונית של מטעני הגרעינים אישרה שמנדלייב סידר אותם נכון:

$_{18} Ar —_{19} K;_{27} Co —_{28} Ni;_{52} Te —_{53} I;_{90} Th —_{91} Pa$

המסה האטומית של ארגון גדולה ממסת האטומית של אשלגן מפני שאצל ארגון שולט איזוטופ עם מספר מסתי גדול יותר, ואצל אשלגן — איזוטופ עם מספר מסתי קטן יותר. כך, אין כל ליקויים במערכת המחזורית.

קביעה ניסיונית של מטעני גרעיני היסודות אפשרה לקבוע את מספר היסודות שבין מימן לאורניום, וכן את מספר הלנתנידים. כל המקומות במערכת המחזורית מאוישים, ויסודות חדשים בתחום $Z = 1$ עד $Z = 118$ אינם יכולים להתגלות לא על פני כדור הארץ ולא בחלל. אולם המערכת המחזורית אינה שלמה: ייתכן שיתגלו יסודות טרנס-אורניים חדשים.

מנקודת המבט של מבנה האטום מובן גם מיקומו של מימן במערכת המחזורית. לאטום המימן יש אלקטרון אחד שיכול להינתן לאטומים של יסודות אחרים — תכונה המאפיינת את כל היסודות הפותחים מחזורים (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr), ולכן מימן ממוקם בקבוצה 1. מצד שני, לאטום המימן יש יכולת, בדומה להלוגנים, לקלוט אלקטרון אחד ( $H + e^{-} \to H^{-}$ ), כלומר הוא מראה תכונות לא-מתכתיות, מה שמקרב אותו לקבוצה 17. דו-ערכיות זו בהתנהגות הכימית של מימן היא הסיבה לכך שהוא מופיע בשתי הקבוצות, כאשר באחת מהן סמל היסוד מופיע בסוגריים.

2.10. המחזוריות בתכונות האטומים

תכונות אטומיות כגון גודל, אנרגיית יינון, זיקה לאלקטרון, אלקטרושליליות ומצב חמצון קשורות לתצורה האלקטרונית של האטום. בשינויין עם גידול המספר הסידורי של היסוד נצפית מחזוריות.

לאטומים אין גבולות מוגדרים, דבר הנובע מהאופי הגלי של האלקטרונים. בחישובים משתמשים ברדיוסים אפקטיביים (נראים) — רדיוסים של אטומים כדוריים המקורבים זה לזה ביצירת גביש; בדרך כלל הם מחושבים מנתוני רנטגנוגרפיה.

רדיוס האטום הוא מאפיין חשוב שלו. ככל שהרדיוס האטומי גדול יותר, האלקטרונים החיצוניים מוחזקים בצורה חלשה יותר; עם קטינת הרדיוס האטומי נמשכים האלקטרונים חזק יותר אל הגרעין. במחזור הרדיוס האטומי קטן בדרך כלל משמאל לימין — הדבר מוסבר בגידול כוח משיכת האלקטרונים עם גידול מטען הגרעין. בקבוצות הרדיוס האטומי גדל מלמעלה למטה, שכן בשל הוספת שכבת אלקטרונים נוספת גדל נפח האטום.

אנרגיית יינון היא האנרגיה הדרושה לניתוק האלקטרון הקשור בצורה החלשה ביותר מהאטום (מבוטאת בדרך כלל באלקטרון-וולט). בניתוק אלקטרון מאטום נוצר קטיון מתאים. אנרגיית היינון של יסודות במחזור אחד גדלה משמאל לימין עם גידול מטען הגרעין; בקבוצה היא קטנה מלמעלה למטה עקב הגדלת המרחק של האלקטרון מהגרעין.

אנרגיית היינון קשורה לתכונות הכימיות של היסודות: למתכות הבסיסיות, בעלות אנרגיות יינון קטנות, יש תכונות מתכתיות בולטות; האינרטיות הכימית של הגזים האצילים קשורה לערכי אנרגיית היינון הגבוהים שלהם.

אטומים יכולים לא רק לוותר על אלקטרונים אלא גם לקלוט אותם — כך נוצר אניון. האנרגיה המשתחררת בקליטת אלקטרון אחד על ידי אטום נקראת זיקה לאלקטרון (מבוטאת אף היא באלקטרון-וולט). ערכי הזיקה לאלקטרון הגבוהים ביותר הם של ההלוגנים (7 אלקטרונים ברמה החיצונית) — עדות להתחזקות התכונות הלא-מתכתיות של היסודות עם ההתקרבות לסוף המחזור.

אלקטרושליליות היא יכולת האטום בתרכובת למשוך אליו אלקטרונים ולנטיים, כלומר אלקטרונים המשתתפים ביצירת קשר כימי. הגדרת האלקטרושליליות ניתנה על ידי הכימאי האמריקאי ל. פאולינג בשנת 1932, והוא גם הציע את סולם האלקטרושליליות הראשון. לגזים האצילים אין אלקטרושליליות, שכן הרמה החיצונית באטומיהם שלמה ויציבה.

למדידה כמותית של האלקטרושליליות הוצע להשתמש בסכום האריתמטי של אנרגיית היינון של האטום ( $I$ ) וזיקתו לאלקטרון ( $E$ ):

$X = I + E (2.3)$

לפלואור יש הערך הגבוה ביותר של $I + E$ , ולכן הוא היסוד האלקטרושלילי ביותר. הערך הנמוך ביותר של האלקטרושליליות שייך לאטומי המתכות הבסיסיות.

בדרך כלל מקבלים את האלקטרושליליות של ליתיום כיחידה ומשווים אליה את האלקטרושליליות של יסודות אחרים — כך מתקבלים ערכים נוחים להשוואה של אלקטרושליליות יחסית ( $χ$ ):

$χ_{F} = \frac{X _{F}}{X _{Li}} = \frac{21.04}{5.61} = 3.75; χ_{Li} = 1.00 וכו’$

האלקטרושליליות היחסית כפופה לחוק המחזורי: במחזור היא גדלה עם גידול מספר היסוד, בקבוצה — קטנה. ערכיה משמשים מדד ללא-מתכתיות של יסודות: ככל שהאלקטרושליליות היחסית גדולה יותר, כך היסוד מראה תכונות לא-מתכתיות חזקות יותר. למתכות אלקטרושליליות נמוכה. באינטראקציה כימית בין יסודות, האלקטרונים עוברים מהאטום בעל האלקטרושליליות הנמוכה יותר אל האטום בעל האלקטרושליליות הגבוהה יותר.

למצב החמצון ראו 3.9.

2.11. משמעות החוק המחזורי ותורת מבנה האטומים

לחוק המחזורי של מנדלייב יש חשיבות יוצאת דופן. הוא הניח את היסודות לכימיה המודרנית והפך אותה למדע אחד ושלם. היסודות החלו להיבחן בתלות הדדית, בהתאם למיקומם במערכת המחזורית. כפי שציין נ.ד. זלינסקי, החוק המחזורי היה “גילוי הקשר ההדדי של כל האטומים ביקום”.

עם גילוי החוק המחזורי הפכה החיזוי המדעי בכימיה לאפשרי. דוגמה מבריקה לכך — ניבויו של מנדלייב על קיום יסודות שטרם התגלו, ועבור שלושה מהם (Ga, Sc ו-Ge) נתן תיאור מדויק של תכונותיהם.

על בסיס חוק מנדלייב מולאו כל המקומות הריקים במערכתו מ- $Z = 1$ עד $Z = 92$ , וכן התגלו היסודות הטרנס-אורניים. גם היום משמש החוק כמורה דרך לגילוי או ליצירה מלאכותית של יסודות כימיים חדשים.

החוק המחזורי שימש בסיס לתיקון המסות האטומיות של יסודות. מנדלייב תיקן את המסות האטומיות של 20 יסודות, ולאחר מכן תפסו יסודות אלה את מקומם הנכון במערכת.

על בסיס החוק המחזורי התפתחה במהירות תורת מבנה האטום — היא חשפה את המשמעות הפיזיקלית של החוק המחזורי והסבירה את סידור היסודות במערכת. בשנת 1921 הראה נ. בור שהיסוד $Z = 72$ , שמנדלייב ניבא את קיומו בשנת 1870, חייב להיות בעל מבנה אטומי הדומה לזה של זירקוניום (Zr — 2.8.18.10.2, ו-Hf — 2.8.18.32.10.2), ולכן יש לחפשו במינרלים של זירקוניום. בעקבות עצה זו, בשנת 1922 גילו ד. הבשי וד. קוסטר בעפרת זירקוניום נורווגית את היסוד $Z = 72$ וקראו לו הפניום (על שם השם הלטיני של קופנהגן — מקום הגילוי).

תורת מבנה האטום הובילה לגילוי האנרגיה הגרעינית ולניצולה לצרכי האדם. ניתן לומר ללא הגזמה שהחוק המחזורי הוא המקור הראשוני לכל גילויי הכימיה והפיזיקה של המאה ה-20.

רבה גם החשיבות הפדגוגית של המערכת המחזורית — היא משמשת בסיס מדעי להוראת הכימיה בבית הספר ובאוניברסיטה.

2.12. פתרון תרגילים טיפוסיים

החוק המחזורי. איזוטופים

תרגיל 1. איזה מהיסודות — נתרן או צזיום — בעל תכונות מתכתיות בולטות יותר?

פתרון. מבנה קליפות האלקטרונים של האטומים:

$Na : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{1} \equiv [Ne] 3 s^{1}$ $Cs : 1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 4 s^{2} 3 d^{10} 4 p^{6} 5 s^{2} 4 d^{10} 5 p^{6} 6 s^{1} \equiv [Xe] 6 s^{1}$

לשני האטומים אלקטרון אחד ברמה החיצונית. אולם אצל צזיום האלקטרון החיצוני נמצא רחוק יותר מהגרעין (ברמה השישית, ואצל נתרן — בשלישית) ונתלש בקלות רבה יותר. מכיוון שהתכונות המתכתיות נובעות מיכולת ויתור על אלקטרונים, הן בולטות יותר אצל צזיום.

תרגיל 2. על סמך מיקומו במערכת המחזורית, תארו את התכונות הכימיות של היסוד עם המספר הסידורי 23.

פתרון. היסוד עם $Z = 23$ נמצא במחזור הרביעי בקבוצה 5. זהו ונדיום (V). הנוסחה האלקטרונית:

$[Ar] 3 d^{3} 4 s^{2}$

ונדיום הוא יסוד d. האטום יכול לוותר בקלות על 2 אלקטרונים מתת-רמת 4s, ולהראות מצב חמצון +2 (תחמוצת VO, הידרוקסיד $V (OH)_{2}$ — בעלי תכונות בסיסיות). ונדיום אינו יוצר תרכובות מימן גזיות, שכן הוא יסוד d.

האטום יכול גם לוותר על אלקטרונים מתת-רמת 3d. מצב החמצון הגבוה ביותר הוא +5 (שווה מספרית למספר הקבוצה). התחמוצת המתאימה $V_{2} O_{5}$ בעלת תכונות חומציות; ההידרוקסיד המתאים הוא חומצת מטה-ונדיום הבלתי יציבה $HV O_{3}$ (המלחים — ונדאטים — הם תרכובות יציבות).

תרגיל 3. היסוד אסטטין (איזוטופ $^{211} At$ ) הוכן על ידי הקרנת איזוטופ ביסמוט $^{209} Bi$ בחלקיקי $α$ . כתבו את משוואת התגובה הגרעינית בצורה מלאה ומקוצרת.

פתרון. בכתיבת משוואות של תגובות גרעיניות יש לשמור על חוק שימור המספרים המסתיים והמטענים.

בצד שמאל: $_{83}^{209} Bi$ ו- $_{2}^{4} He$ . סכום המספרים המסתיים: $209 + 4 = 213$ ; סכום המטענים: $83 + 2 = 85$ .

בצד ימין: $_{85}^{211} At$ . המספר המסתי של החלקיק הנותר: $213 - 211 = 2$ , המטען: $85 - 85 = 0$ . חלקיק עם מטען 0 ומספר מסתי 2 הוא שני נויטרונים $_{0}^{1} n$ .

צורה מלאה:

$_{83}^{209} Bi +_{2}^{4} He \to_{85}^{211} At + 2_{0}^{1} n$

צורה מקוצרת:

$^{209} Bi (α, 2 n)^{211} At$

תרגיל 4. כתבו את הנוסחה האלקטרונית של היסוד שאטום שלו מכיל אלקטרון אחד בתת-רמת 3d. באיזה מחזור ובאיזו קבוצה נמצא יסוד זה וכיצד הוא נקרא?

פתרון. בהתאם לסולם האנרגיה, תת-רמת 3d מתמלאת לאחר תת-רמת 4s:

$1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 4 s^{2} 3 d^{1}$

המספר הכולל של האלקטרונים הוא 21. זהו סקנדיום (Sc). מהנוסחה האלקטרונית: היסוד נמצא במחזור הרביעי, קבוצה 3 (יסוד d, שלושה אלקטרונים ולנטיים: $3 d^{1} 4 s^{2}$ ).

תרגיל 5. כתבו את הנוסחה האלקטרונית והנוסחה האלקטרונית המקוצרת של היסוד עם המספר הסידורי 20. הראו את הנוסחה הקוונטית שלו.

פתרון. באטום 20 אלקטרונים — זהו סידן (Ca). הנוסחה האלקטרונית:

$1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s^{2} 3 p^{6} 4 s^{2} (2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 = 20)$

הנוסחה האלקטרונית המקוצרת (החלק המתאים לרמות המלאות של הגז האציל הקודם מסומן בסמלו בסוגריים מרובעים):

$[Ar] 4 s^{2}$

Quartz 4

Explorer