2009-11-24

1

Chemia IV

Układ okresowy

Układ okresowy pierwiastków

Chemik rosyjski Dymitr I. Mendelejew

oraz chemik niemiecki Julius Lothar

Meyer w 1869 odkrywają, niezależnie od

siebie, okresowość pierwiastków

chemicznych w odniesieniu do ciężaru

atomowych. Na podstawie tego

stwierdzenia Mendelejew przewiduje

istnienie nieznanych jeszcze

pierwiastków .

2009-11-24

2

• w drugim wydaniu (1871 r.) Mendelejew

po raz pierwszy wprowadził do swojego

układu wolne miejsca

• brakowało pierwiastków z ciężarami

atomowymi odpowiednimi dla tych miejsc

• Mendelejew uznał, że pierwiastki te muszą

istnieć a nie zostały jeszcze odkryte

Uwagi Mendelejewa

• Mendelejew (również Meyer) poznał związek

pomiędzy ciężarem atomowym pierwiastków

a ich własnościami fizycznymi i chemicznymi.

• Ustawił 63 znanych pierwiastków w rzędach

tak, że pierwiastki o podobnej wartościowości

stoją pod sobą

• Odkrył, że substancje w tych rzędach

zachowują się podobnie pod względem

fizycznym i chemicznym.

• Wraz ze wzrastającym ciężarem atomowym

istnieje okresowe zwiększanie i zmniejszanie

wartościowości, równolegle do okresowych

zmian właściwości

2009-11-24

3

• Na podstawie wyraźnej okresowości

własności fizycznych i chemicznych

przewidział Mendelejew istnienie nie

odkrytych jeszcze pierwiastków

• np. gal , skand , polon

• w szeregi poziome zwane okresami
• w kolumny pionowe zwane grupami
• w miarę wzrostu liczby atomowej następuje

stopniowe zapełnianie powłok elektronowych

atomów

• Rozpoczęciu się nowego okresu odpowiada

zapoczątkowanie zapełniania elektronami nowej

powłoki

• Powtarzanie się podobnej konfiguracji

elektronów w zewnętrznych powłokach jest

przyczyną okresowości właściwości

chemicznych i licznych właściwości fizycznych .

Zawiera symbole pierwiastków chemicznych

ułożone

2009-11-24

4

Układ okresowy pierwiastków ma

• 7 okresów - okresy zawierają różną liczbę

pierwiastków :

- Okres 1 obejmuje tylko 2 najlżejsze

pierwiastki (wodór i hel)

- 2 i 3 liczą po 8 pierwiastków

- okresy 4 i 5 – po 18

- okres 6 ogarnia 32 pierwiastki

- okres 7 (niepełny) liczy dotychczas 25

pierwiastków

• W każdym okresie od strony lewej do

prawej następuje przejście od

pierwiastków silnie elektrododatnich

do silnie elektroujemnych .

• Środek okresu zajmują pierwiastki o

właściwościach pośrednich.

• Okresy (z wyjątkiem 7) kończą się

gazem szlachetnym

2009-11-24

5

• pierwiastki tworzą 18 grup
• dawniej rozróżniano 8 grup głównie

(oznaczonych w tabeli symbolem A)

• 8 grup pobocznych tak zwanych też

podgrupami lub grupami dodatkowymi

(oznaczonych w tabeli symbolem B)

• Grupa 18 – dawniej VIII głównie

zawierająca gazy szlachetne, też oznaczana

jako grupa zerowa .

W skład 3 grupy (III grupy pobocznej)

wchodzą

• lantanowce w okresie 6
• aktynowce w okresie 7

W obrębie danej grupy pierwiastki mają

analogiczną konfigurację zewnętrzną powłok

elektronowych, różnią się

• liczbą powłok wewnętrznych
Grupa 1 i 2 oraz 13 – 18 obejmują pierwiastki ,

których atomy mają w najbardziej

zewnętrznych powłokach elektronowych

zapełnione elektronami poziomy energii s i p.

Pierwiastki grupy 3 – 12 (pierwiastki

przejściowe) zapełniają elektronami poziomy

energii d (pierwiastki wenętrznoprzejściowe)

lub f (pierwiastki wewnętrznoprzejściowe) .

2009-11-24

6

Pierwiastki o jednakowej konfiguracji

elektronów walencyjnych wykazują

- podobieństwo właściwości chemicznych,
- występują na takich samych stopniach

utlenienia,

- tworzą związki chemiczne podobnego typu
Nazwy grup tworzy się od nazwy pierwiastka

znajdującego się na początku danej

grupy: litowce (wodór do tej grupy należy

tylko formalnie) , berylowce, borowce

(glinowce), węglowce, azotowce,

tlenowce, fluorowce (chlorowce), gazy

szlachetne itd.

Układ okresowy pierwiastków

chemicznych

IUPAC

– Międzynarodowa Unia Chemii Czystej i Stosowanej

2009-11-24

7

Układ okresowy pierwiastków

•

Elektroujemność pierwiastka (E)

• Elektroujemność to miara tendencji do przyciągania

elektronów przez atomy pierwiastka, gdy tworzy on

związek chemiczny z atomami innego pierwiastka.

• Bardziej elektroujemny pierwiastek "ściąga" do siebie

elektrony tworzące wiązanie z atomem mniej

elektroujemnym, co prowadzi do polaryzacji wiązania.

• W skrajnym przypadku, gdy elektroujemności obu

pierwiastków bardzo się różnią (np. sód i chlor),

dochodzi do pełnego przeskoku elektronów na bardziej

elektroujemny atom, co prowadzi do powstania wiązania.

2009-11-24

8

Elektroujemność pierwiastków jest często zależna

od układu atomów w danym związku, ich stopnia
utlenienia.

• Mimo to zaproponowano wiele sposobów, aby

ilościowo zdefiniować ogólną elektroujemność
pierwiastków.

• Pierwszą taką propozycją była skala Paulinga

oparta na pomiarach energii i polaryzacji wiązań
prostych dwuatomowych związków chemicznych.

• Elektroujemność rośnie ze wzrostem liczby

atomowej w okresach i maleje w grupach

układu

okresowego

.

Potencjał jonizacji (PJ):

• A + E

1

A

+

+ e

-

• Potencjał jonizacyjny (lub energia jonizacji) atomu -

najmniejsza energia jaką trzeba dostarczyć by
oderwać elektron od atomu znajdującego się w stanie
podstawowym.

• Używa się określenia pierwszy, drugi, trzeci, n-ty

potencjał jonizacyjny oznacza wówczas energię
oderwanie n-tego

elektronu przy wcześniejszym

oderwaniu n -

1 elektronów.

2009-11-24

9

• Kolejne, szczególnie pierwszy, potencjały

jonizacyjne są wielkościami charakterystyczne
dla atomów decydują o ich własnościach
fizycznych i chemicznych -

dlatego podawane są

w tabelach pierwiastków.

• Energię jonizacji podaje się w jednostkach

energii na atom (elektronowolt na atom) lub na
mol atomów (kilodżul/mol) kJ/mol.

Powinowactwo elektronowe(PE)

• B +e

B

-

+ E

2

• Powinowactwo elektronowe to wielkość

charakteryzująca zdolność atomu do przyłączania
elektronu i tworzenia jonu ujemnego (anionu).

Ilościowo określa się je jako energię, która wydziela

się w wyniku tego procesu. Tradycyjnie energię tę

podaje się w elektronowoltach (eV).

• Powinowactwo elektronowe jest pośrednią miarą

elektroujemności pierwiastków chemicznych. Czym

większa wartość powinowactwa tym większa

elektroujemność pierwiastka.

2009-11-24

10

Wzrost elektroujemności, niemetaliczności,

stopni utlenienia

Zmniejszenie elektroujemności,

Wzrost metaliczności, redukcyjności

Właściwości pierwiastków

2009-11-24

11

jeśli znamy konfigurację elektronową atomu
pierwiastka możemy określić jego położenie w
układzie okresowym oraz określić maksymalny i
minimalny stopień utlenienia atomu pierwiastka w
związku chemicznym, np.

Siarka: S 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
maksymalny stopień utlenienia: VI -6
elektronów(oddaje elektrony)
minimalny stopień utlenienia : -II + 2
elektrony(

przyjmuje

elektrony)