Full resolution (JPEG) - On this page / på denna sida - Sidor ...
<< prev. page << föreg. sida << >> nästa sida >> next page >>
Below is the raw OCR text
from the above scanned image.
Do you see an error? Proofread the page now!
Här nedan syns maskintolkade texten från faksimilbilden ovan.
Ser du något fel? Korrekturläs sidan nu!
This page has never been proofread. / Denna sida har aldrig korrekturlästs.
14 sept. 1929
ofta mycket prominent håll har riktats mot densamma
och som därvid även har blottat dess svaga punkter.
Kossel opererar med ett valensbegrepp av
elektrostatisk natur, varvid det elektriska kraftflödet från
ionerna tänkes utbreda sig mer eller mindre
symmetriskt i rummets olika riktningar. Det är svårt att
förstå, huruledes en dylik valenskraft kan få karaktär
av att vara riktad, liksom att den helt och hållet kan
avmättas genom en valens av motsatt slag. Ännu
mera oförklarlig är den multipla valensens natur och
alla härtill hörande detaljproblem. Varför uppträder
t. e. F som en-värdigt, medan Cl, Br och J med
likartade ställningar omedelbart framför ädelgaserna
uppvisa, en-,- tre-, fem- och sjuvärdiga valenser?
Vidare kunna Kossels synpunkter icke tillämpas på de
homopolära molekylbildningarna mellan neutrala
atomer (H2, N,, 02 etc.). De av Lewis o. a. gjorda
ansatserna att överföra teorien för de avslutade
skalen till molekylstrukturen, innehålla nog en kärna av
sanning, men teorien måste härvid sannolikt
modifieras från grunden. Över huvud taget visa de
senare årens undersökningar över molekylernas optiska
dissociation, att man icke längre bör räkna med en
skarp gränsskillnad mellan de hetero- och
homopolära molekylbildningarna, men att dessa snarare
utgöra starkt idealiserade ytterligheter. En generell
lösning av valensproblemet bör således omfatta alla
typer av molekylbindning. För att angiva den väg
utvecklingen härvid har följt, återgå vi till Bohrs
atommodell.
Den förut angivna elektronfördelningen på de av
huvudkvantetalen n = 1, 2, 3, ... karakteriserade
energiskalen räcker inte långt, när det gäller att i
detalj återgiva resultaten ur de spektroskopiska
undersökningarna. Elektroner tillhörande samma skal
uppvisa en märkbar energidifferens, som kan uppgå
till 20—30 % utav det totala energivärdet. Denna
energidifferentiering inom ett skal tillskriver man
växelverkan mellan elektronen och atomjonen, vilken i
likhet med varje annan energiform i atommekaniken
finner sitt uttryck i heltalsfunktioner. Vi införa
härför en ny heltalserie 1 = 0, 1, 2,... varvid 1
begränsas av relationen:
1
Medan n-talet angiver elektronens energitillstånd i en
första approximation, fastställer 1 talet energiföljden
inom skalet. Vi erhålla på så sätt följande schema
med växande energiinnehåll (= avtagande
bindnings-styrka) hos elektronerna:
I sista raden hava vi infört det spektroskopiska
beteckningssättet, där 1 = 0, 1, 2, 3,... motsvaras av
s, p, d, f,... elektroner.
Funnes ingen växelverkan mellan de olika
elektronerna, dvs. tänka vi oss elektronrörelsen enbart
dikterad av den positiva kärnladdningen, skulle styrkan
hos elektronbindningen avtaga enligt följande
ordning:
ls 2s, 2p 3s, 3p, 3d 4s, 4p, 4d, 4f etc.
63
Den mycket obetydliga energidifferentieringen inom
ett och samma skal tillskrives härvid
relativitetskor-rektionen för elektronens massa, liksom också en viss
växelverkan mellan elektronens egenrotation (se
nedan) och elektronbanan. Dessa förhållanden finna vi
realiserade för de tyngre atomslagen, där
kärnladdningen är så stor att dess kraftfält helt och hållet
förmår genomgripa åtminstone de inre K, L, M,
N-skalen. Såsom vi strax skola se, framstå dessa
förhållanden på ett synnerligen eklatant sätt uti det
periodiska systemet.
Bohr har visat, att man erhåller en mycket
åskådlig bild av den verkliga bindningsföljden för
elektronerna genom att tänka sig grundämnena underkastade
följande utveckling. Vi låta kärnladdningen stegvis
ökas med en protonenhet (+ e), så att den
genomlöper alla värden mellan + e (H) och -f- 92 e (U).
För varje protontillskott tillföres atomen en ny
elektron och vi studera det sätt, varpå denna faller
genom de olika stationära tillstånden för att slutligen
hamna i det lägsta, energifattigaste tillståndet. Hela
detta förfaringssätt låter sig i detalj kontrolleras på
spektroskopisk väg. Man finner då, i stället för den
ovannämnda bindningsföljden, följande ordning:
ls 2s, 2p 3s, 3p (4s), 3d, 4s, 4p (5s), 4d, 5s, 5p
(6s), 4f, 6s, 6p (7s), 7p, ...
Parentesen kring energitillstånden 4s, 5s, 6s, 7s
angiver, att dessa äro mycket instabila och att
elektronen i ett dylikt tillstånd, då kärnladdningen
ökas, lätt faller ner i ett efterföljande 3d-,
4d-till-stånd. I figur 1 återgives Julius Thomsens bekanta
schema över det periodiska systemet.
Termbeteckningen framför de olika grundämnena angiver därvid
den sist anlagrade elektronens natur. De i schemat
inramade järn-, palladium- och platinagrupperna,
liksom även de sällsynta jordarterna, äro att uppfatta
som fvllnadsgrupper, varvid elektronerna lagra sig
i inre skal. Varje skal påbörjas med två s-elektroner
och avslutas med sex p-elektroner. Härvid lägga
vi dock märke till följande. 4:de och 5:te
perioderna påbörjas visserligen med en anlagring av två
s-elektroner (K, Ca och Rb, Sr), men allt
eftersom kärnladdningen ökas för de efterföljande
elementen förvandlas dessa s-elektroner till respektive
3d- och 4d-elektroner. Dessa förhållanden återfinna
vi hos element med dubbla termbeteckningar i
tabellen. Så t. e. Cr med 3d 3d-elektroner. Den ena av
dessa elektroner var ursprungligen en instabil
4s-elektron, som nu under trycket av den växande kärn-
laddningen förvandlas till en 3d-elektron. Genom
denna plötsliga mättning av 3d-elektroner omkastas
förhållandena ånyo, vilket framgår av att nästa
element, mangan, åter binder en 4s-elektron. Denna
konkurrens mellan s- och d-elektronerna upprepas på
andra punkter i systemet. Vi erhålla således överallt i
de fullsatta 4:de, 5:te och 6:te skalen tio d-elektroner.
Slutligen innehåller den fullsatta 4f-gruppen fjorton
elektroner motsvarande samma antal sällsynta jord-
KEMI
Skalbeteckning: K L M N o P
huvudkvantetalet «: 1 2 3 4 5 6
bikvantetalet l: 0 0, 1 0, 1, 2 0, 1, 2, 3 0, 1, 2, 3, 4 0, 1, 2, 3, 4, 5
Elektronbeteckning: ls 2 s, 2 p 3s, 3 p, 3 d 4 s, 4 p, 4 d, 4f 5s,5p,5d,5f,5g 6 5, 6 p, 6 d, 6 /, 6 g, 6 h
<< prev. page << föreg. sida << >> nästa sida >> next page >>
