Materiały internetowe

•

http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/ind

ex/Notes_Chapter_08.pdf

•

http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/po

wer_point/Ch24.ppt

•

http://web.mit.edu/2.813/www/Class

%20Slides/Lecture%207%20Mat.Prod.pdf

•

http://www.google.pl/search?

hl=pl&lr=&client=firefox-

a&channel=s&rls=org.mozilla:pl:official&q=

uklad+okresowy+pierwiastkow

%2BPower+Point&start=20&sa=N

•

http://www.its.caltech.edu/~chem1/Lecture

%20Notes%20pdfs/Series%204%20Periodic

%20Trends.pdf

Pierwiastki



88 występuje w przyrodzie w łatwo

wykrywalnych ilościach

 kilka

otrzymano

pomocą

reakcji

jądrowych w analitycznie oznaczalnej ilości

 zaś ostatnie otrzymano w najmniejszej nie

dającej się oznaczyć ilości

współcześnie
znanych jest

118 pierwiastków

Wszystkie pierwiastki pogrupowane

są w tablicy nazywanej

Układem okresowym pierwiastków.

Już na początku XIX wieku

podejmowano próby ułożenia w

logiczny sposób tablicy pierwiastków.

Próby takie podejmowali: Dobereiner,

Newlands i Meyer.

W 1870 Mendelejew opracował

prawo okresowości, którego

wyrazem jest układ okresowy.

Można zatem ułożyć tablicę

pierwiastków, kierując się

następującymi zasadami:

ustawia się pierwiastki w ciąg rosnących liczb

atomowych

ciąg ten „zawija” się tak, aby pierwiastki o

podobnych konfiguracjach elektronowych

powłoki walencyjnej znalazły się w tych

samych kolumnach

Uzyskuje się układ okresowy

O własnościach pierwiastka

decyduje ilość elektronów w

atomie a szczególnie ilość

elektronów na powłokach

zewnętrznych i ich kształt

Współczesna teoria budowy

atomu wyjaśniła PRAWO

OKRESOWOŚCI

UKŁAD OKRESOWY

PIERWIASTKÓW jest pochodną

konfiguracji elektronowej

atomów

Elektrony uczestniczące w tworzeniu

wiązań chemicznych to elektrony

najwyższego poziomu energetycznego

mogą to

być

elektrony

umieszczon

e w

różnych

powłokach,

jak i

podpowłok

ach

w znacznej mierze określają

one właściwości chemiczne

pierwiastków

Konfiguracje elektronowe POWŁOK WALENCYJNYCH

atomów powtarzają się co 2, 8, 18 lub 32

pierwiastki

pierwsze

kolumny

układu

Układ

okresow

y składa

się z 18

kolumn

blok
s

10 kolumn układu od 3
do 12

blok d

blok

Rozmiary atomów

wielkosc atomu lub jonu okresla

promien najbardziej

zewnetrznej powłoki

elektronowej

Promień atomowy

połowa odległości między środkami

sąsiednich atomów mierzony w

pm (pikometry 1pm = 10

-12

Rozmiary atomów i jonów

Promień atomowy - połowa eksperymentalnie
wyznaczonej odległości pomiędzy środkami
sąsiednich atomów w ciele stałym

Promień kowalencyjny pierwiastków niemetalicznych
- połowa eksperymentalnie wyznaczonej odległości
pomędzy środkami sąsiednich atomów w ciele stałym

Promień jonowy - wielkość związana z odległością
pomiędzy środkami
sąsiadujących jonów

Zmiana promienia

atomowego

Ekranowanie

Energia elektronu jest funkcją Z

Ładunek jądra (Z) wzrasta szybciej niż główna liczba

kwantowa (n).
Dlatego też ciągły wzrost energii jonizacji EI następuje ze

wzrostem liczby atomowej.

Ale:
EI dla H wynosi 1312 KJ mol

-1

a dla Li tylko 520 KJ mol

-1

Dlaczego?

Przyczyny:
Srednia odległość elektronów 2s od jądra jest większa niż

elektronów 1s.
Elektrony 2s są też odpychane przez elektrony 1s

dlatego też mogą być łatwiej usunięte – ekranowanie

jądra przez wewnętrzne elektrony. Elektrony walencyjne

„widzą” tylko część ładunku jądra

Efektywny Ładunek Jądra

Z* = Z – σ ( σ= Stała ekranowania)

Jak wyznaczyć Z*?

Dla elektronów orbitali s lub p

1. Elektrony powłoki wyższej niż ta na której znajduje się

rozpatrywany elektron e, nie wnoszą wkładu do σ
2. Każdy elektron tej samej powłoki głównej wnosi 0.35

do σ
3. Każdy elektron powłoki (n-1) wnosi 0.85 do σ
4. Każdy elektron głębszej powłoki wnosi 1.00 do σ
Przykład: Obliczyć Z* dla elektronu 2p fluoru (Z = 9) 1s

Stała ekranowania dla elektronu (2p):
6 (sześć) (dwa elektrony 2s i cztery 2p) = 6 X 0.35 = 2.10
2 (dwa) elektrony 1s = 2 X 0.85 = 1.70

σ= 1.70+2.10 = 3.80

Z* = 9 - 3.80 = 5.20

Jak wyznaczyć Z*?

Dla elektronu na orbitalu

lub

• 1. Wszystkie elektrony na wyższych

powłokach wnoszą wkład 0

• 2. Każdy elektron tej samej powłoki

wnosi wkład 0.35

• 3. Każdy elektron powłoki (n-1) i

niższych wnosi wkład 1.00

Efektywny Ładunek Jądra

Z* dla elektronów walencyjnych wzrasta

nieznacznie wraz z przesuwaniem się w dół

grupy

…..ale wzrasta wyraźnie w okresie

Jednakowa konfiguracja elektronów
walencyjnych

Promień atomowy

W okresie przesuwając się z lewa na prawo

1. n pozostaje stałe.

2. Z wzrasta (o jeden)

3. Z* wzrasta (o 0.65 )

Elektrony są przyciągane silniej z powodu

wzrastającego Z*

Promień atomowy maleje ze

wzrostem liczby atomowej

W grupie (przesuwając się ku dołowi)

1. n wzrasta
2. Z wzrasta

3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie

pozostaje stała

Promień atomowy wyraźnie wzrasta

przy przesuwaniu się w dół grupy

W okresie przesuwając się z lewa na prawo

1. n pozostaje stałe.

2. Z wzrasta (o jeden)

3. Z* wzrasta (o 0.65 )

Elektrony są przyciągane silniej z powodu

wzrastającego Z*

Promień atomowy maleje ze

wzrostem liczby atomowej

W grupie (przesuwając się ku dołowi)

1. n wzrasta
2. Z wzrasta

3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie

pozostaje stała

Promień atomowy wyraźnie wzrasta

przy przesuwaniu się w dół grupy

Promień atomowy

Rozmiary jonów

okresowym zmianom ulegają również jony

pierwiastków: objętość jonów ujemnych jest

większa od objętości atomów, dodatnich zaś

znacznie mniejsza

Promienie jonowe

Energia jonizacji (EI)

minimalna energia potrzebna do usunięcia

elektronu z atomu w fazie gazowej

• Z

ależy od:

• (a) rozmiaru atomu -

EI maleje ze wzrostem promienia

atomowego

• (b) ładunku jądra -

EI wzrasta ze wzrostem ładunku jądra

• (c) rodzaju elektronu - efekt ekranowania
• I pot. Jonizacyjny -

H 1312 KJ mol

-1

, Li 520 KJ mol

-1

• Przyczyny

• 1. Srednia odległość elektronów 2s od jądra jest większa

niż elektronów 1s

• 2. Efekt ekranowania przez elektromy 1s

Energia jonizacji (EI)

• Przesuwając się w dół grupy

• 1. ładunek jądra wzrasta
• 2. Z* pozostaje praktycznie stałe (efekt

ekranowania)

• 3. Liczba powłok elektronowych wzrasta,

wzrasta promień atomowy.

• 4. Wzrasta ilość elektronów na wewnętrznych

powłokach, ekranujących elektrony walencyjne

• EI maleje w dół grup

• Przesuwając się od lewa do prawa w okresie

• 1. Promień atomowy maleje
• 2. Ładunek jądra i efektywny ładunek jądra

wzrastają

• EI wzrasta od lewej do prawej strony okresu

Energia jonizacji (EI)

Powinowactwo elektronowe E

Energia wydzielona podczas przyłączenia
elektronu do atomu

Z definicji, E

p (

E.A) jest dodatnie gdy energia jest

wydzielana (Odwrotnie do definicji termodynamicznej)

Z definicji, E

p (

E.A) jest dodatnie gdy energia jest

wydzielana (Odwrotnie do definicji termodynamicznej)

Powinowactwo

elektronowe

Powinowactwo

elektronowe pierwiastka X

= Energii jonizacji anionu X

• Z lewa na prawo w okresie,

• promień atomowy maleje, więc siła przyciągania

elektronów przez jądro wzrasta. W konsekwencji atom

wykazuje większą tendencję do przyciągania

dodatkowego elektronu, czyli ma większe

powinowactwo elektronowe.

• wartości Ep metali są małe, niemetali duże.

• Fluorowce posiadają duże powinowactwo elektronowe.

Wynika to z ich tendencji do uzyskania konfiguracji

ns2np6.

• Przesuwając się w dół grupy,

• promień atomowy wzrasta i siła przyciągania elektronu maleje.

Powinowactwo elektronowe maleje.

największe

wartości

powinowactw

elektronowego

posiadają

pierwiastki

prawej górnej

części układu

okresowego

(chlorowce F,

)

Elektroujemność

Miara tendencji pierwiastka do przyciągania elektronów

Przesuwając się w dół grupy

Z rośnie, ale Z* pozostaje praktycznie stałe

- liczba powłok elektronowych(n) wzrasta
- promień atomowy wzrasta
- siła przyciągania pomiędzy dodatkowym elektronem i

jądrem maleje

Elektroujemność maleje

Przesuwając się z lewa na prawo w okresie

Z i Z* rośnie

- liczba powłok elektronowych pozostaje stała
- promień atomowy maleje
- siła przyciągania dodatkowego elektronu przez jądro

wzrasta

Elektroujemność wzrasta

Elektroujemność

pierwiastki, których atomy w reakcjach

chemicznych

przyłączają elektrony

, przyjmując

w związkach

ujemne stopnie utlenienia

lub

tworzą jony ujemne nazywamy

elektroujemnymi

pierwiastki, których atomy w reakcjach

chemicznych

"tracą" elektrony

lub tworzą jony

dodatnie nazywamy

elektrododatnimi

w kolejnych

pierwiastkach

grupy charakter

elektroujemny pierwiastków maleje

w miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta

charakter elektroujemny pierwiastków

Elektroujemność

znane są trzy

skale

elektroujemności: Mullikena,

Paulinga, Allreda i Rochowa

(w zależności od sposobu

wyznaczania)

Pauling ułożył skalę

elektroujemności

pierwiastków

zawierającą się w

granicach

od 0,7 (cez)

do 4,0 (fluor)

skala

elektroujemności

pozwala na

przybliżone

szacowanie

trwałości

i mocy wiązania

Skala elektroujemności

Paulinga

Skala elektroujemności

Paulinga

Elektroujemność

• Pierwiastki różniące się znacznie elektroujemnością

wytwarzają pomiędzy sobą wiązania o dominującym

charakterze jonowym. Charakter ten najbardziej

zaznacza się w połączeniach fluoru, chloru i tlenu z

fransem, cezem, rubidem, radem i barem

• Wg Paulinga jednakowy udział wiązania jonowego i

kowalencyjnego pojawia się przy różnicy

elektroujemności ok. 1.7

• W miarę jak różnica elektroujemności maleje,

wzrasta tendencja do tworzenia się wiązań

kowalencyjnych lub wiązań metalicznych

• Wiązania kowalencyjne powstają gdy

elektroujemności pierwiastków przekraczają wartość

1.8-1.9. Poniżej tej wartości powstają wiązania

metaliczne.

Okresowość własności

chemicznych

• Okresowość własności pierwiastków

znajduje swoje odbicie we własnościach

związków chemicznych

Wiązanie jonowe

Na• + Cl• = [Na]

[ Cl]

Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą

elektroujemność; oddaje elektrony

Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;

przyjmuje elektrony

Li• + H• = [Li]

[ H]

Li niska EI, niskie Ep, niższa

elektroujemność; oddaje elektrony

H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa

elektroujemność; przyjmuje elektrony

Wiązanie jonowe

Na• + Cl• = [Na]

[ Cl]

Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą

elektroujemność; oddaje elektrony

Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;

przyjmuje elektrony

Li• + H• = [Li]

[ H]

Li niska EI, niskie Ep, niższa

elektroujemność; oddaje elektrony

H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa

elektroujemność; przyjmuje elektrony

Wodorki - X

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się
wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań
metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności
pierwiastków

przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne

Wodorki

W wodorkach stopień utlenienia wodoru
wynosi +1 lub -1. Stopień utlenienia w
niektórych wodorkach metali przejściowych nie
jest dobrze zdefiniowany.
Trzy typy wodorków:
- wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z
pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia
wodoru
-1)
-wodorki kowalencyjne (związki wodoru z
niemetalami)
- wodorki metaliczne (związki wodoru z
metalami przejściowymi)

Wodorki jonowe

Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H

ma własności zasadowe

+ H

O = H

+ OH

wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi
zasadami. LiH i CaH

są przenośnymi

źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl

dając

LiAlCl

będący użytecznym reduktorem w

chemii organicznej.

Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H

ma własności zasadowe

+ H

O = H

+ OH

wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi
zasadami. LiH i CaH

są przenośnymi

źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl

dając

LiAlCl

będący użytecznym reduktorem w

chemii organicznej.

Wodorki metaliczne

Wodorki metaliczne długo uważano za związki o
strukturze regularnej z atomami wodoru zajmującymi
pozycje międzywęzłowe.
Otrzymuje się je w reakcji pomiędzy metalami
przejściowymi, lantanowcami i aktynowcami i
gazowym wodorem. W podwyższonej temperaturze
reakcja jest odwracalna - prowadzi do otrzymania
gazowego wodoru i sproszkowanego metalu.
Wygląd metaliczny, dobre przewodnictwo elektryczne,
zmienny skład.
Często mają niestechiometryczny skład, np.: TiH

1.7

TiH

, PdH

0.65

, LaH

1.68

, UH

Jedno z ważniejszych zastosowań - magazynowanie
wodoru

1.7

TiH

, PdH

0.65

, LaH

1.68

, UH

Jedno z ważniejszych zastosowań - magazynowanie
wodoru

Wodorki kowalencyjne

Węgiel jest pierwszym pierwiastkiem w okresie 3
wykazującym elektroujemność większa od
wodoru. Różnica elektroujemności jest mała i
wiązanie ma charakter kowalencyjny. Przesuwając
się w prawo w okresie następuje wzrost
właściwości kwasowych wodorków
kowalencyjnych