Full resolution (JPEG) - On this page / på denna sida - H. 11. 12 mars 1949 - Grundämnenas periodiska system, av Sigge Hähnel
<< 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.
21 fi
TEKNISK TIDSKRIFT
na 1,2,3,... och det azimutala kvantumtalet med
bokstäverna s, p, d, f,..., som betyder 1 = 0, 1, 2,
3,... resp. Om t.ex. n = 2, kan l vara s = 0
eller p= 1. Elektroner med två olika
energitillstånd, två elektrontyper med samma n-värde.
kan då existera. De betecknas i detta fall med
2s och 2p. Antalet elektroner av samma typ i
ett visst atomslag anges med en förhöjd siffra,
dvs. 2p4 betyder, att ifrågavarande atomslag har
fyra 2p-elektroner. En sammanställning av
sådana uppgifter för ett helt elektronskal kallas
atomens elektronformel. Denna är t.ex. för argon
A = lf 2s- 2p° 3sE 3pa och för kalcium Ca = A 4s2.
I sista formeln har det kemiska tecknet för argon
använts som symbol för den kända argonformeln.
Alla elektroner med lika huvudkvantumtal sägs
bilda en huvudgrupp, och alla av samma typ,
dvs. med lika huvud- och azimutalt kvantumtal
bildar en undergrupp.
I detta sammanhang är blott elektriskt neutrala
atomer i grundtillstånd av intresse. En viss atoms
Z elektroner fördelar sig då på de olika tänkbara
undergrupperna enligt bestämda lagar, som
begränsar antal elektroner i varje undergrupp.
Elektronerna utmärks nämligen av ytterligare
två kvantumtal, mt och ms, och enligt
Pauliprin-cipen kan det i en atom aldrig finnas två
elektroner, som har samma värden på alla fyra
kvantumtalen.
Talet m kan anta värdena — l, — (l— 1), ...
0 ... /— 1, l och m,-\- J/2 och —xfa. Är sålunda
/ — s = 0, kan mi blott vara noll, under det
ms — i 1/s, och i ett visst elektronskal
existerar därför blott Ivå s-elektroner med samma
n-värde. Är l = p = 1, kan mi vara —1, 0,
1, vilket för ms = -1/b gör sex p-elektroner med
samma n-värde. Det inses lätt, att mi alltid kan
anta 2 / + 1 värden, och då m, kan ha två, blir
antalet elektroner av viss typ 2(2/+ 1). I en och
samma atom finns det därför högst 2 s-, 6 p-,
10 d-, 14 /-elektroner och totalt
’T2(2/+l)=2n> (1)
1 = 0
elektroner med huvudkvantumtalet n.
Enligt Herzberg4 följer Pauliprincipen icke av
kvantummekanikens grunder utan är ett
antagande, som ehuru det passar mycket bra i
kvantummekaniken, tillsvidare ej kan motiveras
teoretiskt. Det bör dock framhållas, att
Pauliprincipen kan anses vara ett exempel på en allmännare
naturvetenskaplig princip, som formulerats av
Heisenberg. Den utgör grundvalen för
elektronskalens struktur, men för atomer i grundtillstånd
bestäms denna, dvs. elektronformeln, dessutom
av en energiregel, som säger, att atomens inre
energi skall vara så liten som möjligt. En
elektrons joniseringspotential betraktas som mått på
dess bidrag till atomens inre energi, ty den är ett
uttryck för det arbete, som fordras för att lös-
göra elektronen från atomen. Ju större den är,
ju fastare bunden är elektronen, och ju mindre
dennas bidrag till atomens inre energi. Det har
nu bland annat visat sig, att alla ädelgaserna har
ovanligt höga joniseringspotentialer och alltså
mycket stabila elektronskal. Alla dessa element
utom helium har åtta elektroner med högsta i
atomen förekommande n-värde. Denna oktett
tycks alltså ha särskilt låg energi, och detsamma
gäller för de båda 1 s-elektronerna hos helium.
De elektroner, som icke ingår i en stabil grupp
och har högre huvudkvantumtal än den yttersta
stabila gruppen, har större energi, dvs. är lösare
bundna, än atomens övriga elektroner. De brukar
kallas valenselektroner, därför att elementen i
stort sett kan uppträda med lika många valenser
som antalet löst bundna elektroner. Detta gäller
strikt för s- och /^-elektroner utanför en oktett
eller de båda /s-elektronerna, men de lagar, som
bestämmer d- och /-elektronernas uppträdande
som valenselektroner, kan icke formuleras på
detta enkla sätt, och någon allmän, koncis
definition av begreppet valenselektron tycks ännu ej
ha uppställts. Ädelgaserna anses sakna
valenselektroner, vilket betraktas som en förklaring på
deras ringa benägenhet att bilda kemiska
föreningar.
Förslag till revision av Mendelejevs tabeller
Elementen ordnade i följd efter stigande
atomnummer kallas i det följande för korthetens skull
elementserien. När denna skrivs vågrätt från
vänster åt höger och avbryts i lämpliga punkter
till perioder, som ställs under varandra, erhålles
en horisontell tabell över periodiska systemet.
Analoga element, som sägs bilda grupper, skall
då stå i samma kolumner. De har snarlika
egenskaper, vilket anses bero på analogier i
elektronskalens struktur. Det bör dock framhållas, att
grundämnenas kemiska egenskaper framför allt
bestäms av de yttersta elektronerna, dvs. av
valenselektronerna. På grund härav förekommer
utpräglade analogier även inom vissa delar av
perioderna, när de nyinkommande elektronerna
har lägre huvudkvantumtal än den yttersta
fullbordade oktetten. Man kan naturligtvis även
skriva elementserien uppifrån och ned och uppdela
den i perioder, som ställs till höger om varandra.
Härvid erhålles en vertikal tabell, i vilken
perioderna är kolumner och grupperna vågräta rader.
Samma principer för periodindelningen gäller
givetvis för båda tabelltyperna.
I allmänhet anses, att en tabell över det
periodiska systemet bör vara så beskaffad, att blott ett
element står i varje ruta. Vidare bör tabellen icke
innehålla överhoppade rutor eller luckor, dvs.
inom en period får ingen ruta bli utan
atom-nummer. Däremot skall naturligtvis tomma rutor
finnas för ännu oupptäckta element, och
perioderna behöver icke vara lika långa.
<< prev. page << föreg. sida << >> nästa sida >> next page >>
