Układ okresowy

W 4

Układ okresowy



Analiza okresowości właściwości
fizycznych i chemicznych



Czyli: co w układzie okresowym
piszczy

Efektywny ładunek jądra

Efektywny ładunek jądra

Efektywny ładunek

Efektywny ładunek jądra wzrasta
w okresie od strony lewej ku

prawej,

maleje jednak, gdy elektrony

osiągają

większą główną liczbę kwantową
DLACZEGO?

Związek efektywnego

ładunku i wielkością atomu

Promienie atomowe

Promień atomowy -
definicja



Faza stała ; połowa
odległości
pomiędzy środkami
sąsiednich atomów.
Dla miedzi:
256 pm r = 128
pm
1 pm = 10

-12

m

Wielkości promieni
atomowych w obrębie grup
głównych

Okresowa zmienność
promieni
atomowych
pierwiastków

Zmienność tę można wyjaśnić,

biorąc pod uwagę wzrost
efektywnego ładunku jądra

związany ze wzrostem liczby

atomowej

w okresie i wzrostem głównej liczby
kwantowej ku dołowi grupy.

porównanie

Promień
atomowy

Ładunek
efektywny



Ogólnie, promienie

atomowe wzrastają ku
dołowi grupy i maleją
w okresie od strony
lewej ku prawej.

Promień jonowy

Promień jonowy

pierwiastka jest to
udział pierwiastka w
odległości między
sąsiednimi jonami w
jonowej substancji
stałej ( Odległość
między jądrami kationu
i sąsiadującego z nim
anionu jest sumą
dwóch promieni
jonowych.

Promień kowalencyjny -
gazy



Połowa odległości

pomiędzy środkami

sąsiednich atomów w

cząsteczce gazu; np.

Cl

2



Odległość pomiędzy

jądrami chloru w

cząsteczce

dwuatomowej chloru

wynosi 198 pm.

Promień tutaj

nazywany promieniem

kowalencyjnym i

wynosi 99 pm

Promień jonowy

W praktyce wykorzystujemy

promień jonu tlenkowego, 140 pm,
do obliczania promieni innych
jonów. Znając odległości na
przykład między jądrami Mg i O w
tlenku magnezu, która wynosi 212
pm, możemy obliczyć promień jonu
Mg

2+

; jest on równy :

212 pm - 140 pm = 72 pm.

Zmiany promienia
jonowego

Promień jonowy w
metalach przejściowych



Rozmiar determinuje

orbital 4s. W zasadzie

promienie niewiele się

różnią pomiędzy sobą

Promień jonowy –
różnica pomiędzy
anionami a kationami

Promień jonowy



Zauważcie: kation

jest mniejszy od

atomu

macierzystego

Promień jonowy



Anion jest większy

od atomu

macierzystego



Na ogół promienie jonowe
wzrastają ku dołowi grupy
i maleją w okresie od
strony lewej ku prawej.
Kationy są mniejsze, a
aniony — większe od swych
macierzystych atomów.

Porównaj promienie jonów: a)
Mg

2+

i Ca

2+

; b) O

2-

i F-.



Strategia

Z dwóch jonów o tej samej

liczbie elektronów mniejszy jest jon

pierwiastka położonego bardziej na

prawo w okresie, gdyż ten pierwiastek

ma większy ładunek jądra. Jeżeli dwa

jony znajdują się w tej samej grupie,

mniejszy jest jon pierwiastka położonego

wyżej w grupie, gdyż jego elektrony

znajdują się w powłoce o mniejszej

liczbie kwantowej, bliżej jądra.

Rozwiązanie

Ponieważ Mg znajduje się nad Ca w

grupie 2, ma mniejszy promień jonowy;
rzeczywiste promienie jonów Mg

2+

i Ca

2+

wynoszą odpowiednio 72 pm i 100 pm.

Ponieważ F znajduje się na prawo od O w

okresie 2, ma mniejszy promień jonowy.
Rzeczywiste promienie jonów F

-

i O

2+

wynoszą odpowiednio133 pm i 140 pm.

Energia jonizacji

Związek z efektywnym

ładunkiem

Energia jonizacji

Energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu

pierwiastka w fazie gazowej. W przypadku

pierwszej (I

1

) energii jonizacji, chodzi o atom

obojętny. Na przykład miedź:



Cu(g)  Cu

+

(g) + e(g)



I

1

= (energia Cu

+

+ e

-

) - (energia Cu

0

)

Wartość doświadczalna dla miedzi wynosi 785 kJ/mol.
Druga energia jonizacji, I

2

, jest energią potrzebną

do oderwania elektronu od pojedynczo

naładowanego kationu w fazie gazowej. Dla miedzi:

I

2

wynosi 1958 kJ/mol.

Wszystkie energie jonizacji

są dodatnie:

Oderwanie elektronu od

atomu lub kationu zawsze
wymaga nakładu energii.

Wartości I energii jonizacji

Pierwsze energie jonizacji

Energia jonizacji – układ

okresowy



Energie jonizacji maleją ku dołowi grupy – w

każdym nowym okresie zewnętrzny elektron

obsadza powłokę położoną coraz dalej od

jądra



Pierwsze energie jonizacji wzrastają w

okresie od lewej ku prawej



Najmniejsze wartości energii jonizacji

występują w dolnej lewej części układu

okresowego – te pierwiastki łatwo oddają

elektron w przeciwieństwie do tych

położonych w sąsiedztwie helu

Energia jonizacji



Druga energia jonizacji jest zawsze większa
od pierwszej a trzecia jeszcze większa.
Oderwanie elektronu od dodatnio
naładowanego jonu wymaga znacznie
większego nakładu energii niż od
obojętnego atomu.



Dla pierwiastków grupy pierwszej duże
różnice, w drugiej wartości obydwu energii
jonizacji są zbliżone za to trzecie silnie
rosną

Energie jonizacji



Niskie energie jonizacji
charakterystyczne są dla
właściwości metalicznych.
Wszystkie metale łatwo tracą
elektrony

Powinowactwo
elektronowe



Powinowactwo elektronowe, E

p.e.

,

pierwiastka jest to energia wydzielona

podczas przyłączenia elektronu do

atomu pierwiastka w stanie gazowym.

Na przykład powinowactwo elektronowe

chloru to energia uwolniona w procesie



Cl(g)+ e(g)  Cl

-

(g)



E

p.e.

,=(energia Cl + e

-

)- (energia Cl

-

)

Wartości powinowactwa
elektronowego

Powinowactwo
elektronowe



Dodatnie powinowactwo elektronowe
oznacza, że energia anionu jest mniejsza od
łącznej energii obojętnego atomu i
swobodnego elektronu. Mniejsza energia
anionu świadczy o stabilności takiego
układu



Powinowactwo na ogół jest dodatnie. Duża
wartość powinowactwa oznacza, że w
trakcie przyłączania elektronu wydziela się
duża ilość energii

Powinowactwo
elektronowe



Okresowe zmiany tej wielkości
fizycznej nie są tak wyraźne jak w
przypadku energii jonizacji. Ogólna
tendencja istnieje: powinowactwa
elektronowe rosną w kierunku prawej
strony zajętej przez tlen, fluor i chlor.
Przyłączany elektron w tych
pierwiastkach zajmuje orbital p
znajdujący się blisko jądra

Powinowactwo
elektronowe



Atom może przyłączyć kilka elektronów:

pierwsze powinowactwo, drugie

powinowactwo itd. Bardzo małe w

przypadku fluoru, chloru



Tlen gdy przyłączy 1 elektron wydziela w

procesie 141 kJ/mol. Przyłączenie drugiego

elektronu wymaga nakładu energii ze

względu na odpychanie się ładunków

ujemnych. W rezultacie energia

przyłączenia dwóch elektronów wymaga

nakładu energii 703 kJ/mol

Właściwości metali i
niemetali

Metale



Dobre przewodniki

el.



Dobre przew. ciepła



Ciągliwe



Kowalne



Z reguły stałe



Wysoka temp.

topnienia



Niemetale



Źle przewodzą prąd



izolatory



Nieciągliwe



Niekowalne



Stałe, ciekłe
gazowe



Niska temp.
Topnienia

Właściwości metali i
niemetali

Metale



Reagują z
kwasami



Tworzą zasadowe
tlenki



Tworzą kationy



Tworzą jonowe
halogenki

Niemetale



Nie reagują z

kwasami



Tworzą kwasowe

tlenki



Tworzą aniony



Tworzą

kowalencyjne

halogenki

Metale i Niemetale

NIE

M

ETA

L

E

ME

TAL

E

ME

TAL

E

przejścio
we
metale

Metale i niemetale w
układzie okresowym

Półmetale
rozłożone
są
diagonalnie

metale

niemetale

Metale przejściowe

Pierwiastki grupy 16

Tlenki amfoteryczne położenie w
układzie okresowym

Periodycz-
ność
wartości
stopnia
utlenienia

Zastosowanie układu
okresowego

Temperatura topnienia

Temperatura wrzenia

Energia atomizacji