UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW

Spis treści



Podstawowe pojęcia.



Próby klasyfikacji pierwiastków chemicznych w XIX wieku.



Prawo okresowości– kryterium klasyfikowania pierwiastków przez Mendelejewa.



Współczesny układ okresowy (tablica Wernera).



Grupy i bloki w układzie okresowym.



Nazewnictwo grup.



Okresy w układzie okresowym.



Informacje o pierwiastku wynikające z jego liczby atomowej, położenia w grupie
i w okresie.



Energia jonizacji (potencjał jonizacji).



Powinowactwo elektronowe.



Elektroujemność pierwiastków

►

Skala elektroujemności Paulinga.

►

Charakter elektroujemny i elektrododatni.

►

Reguła oktetu i dubletu

►

Na skróty

.



Zmienność charakteru chemicznego pierwiastków grup głównych wynikająca z
położenia w układzie okresowym.



Własności elektryczne i magnetyczne pierwiastków

Atomowa jednostka masy [u]

Atomowa jednostka masy [u] to 1/12 masy atomu izotopu węgla
C

12

Izotopy

Atomy posiadające tę samą liczbę atomową (liczbę protonów w
jądrze), ale różną liczbę neutronów

Liczba atomowa ( Z )

.

(liczba porządkowa)

Określa, ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu. Jest
także równa liczbie elektronów niezjonizowanego atomu

Masa atomowa [M

A

]

Liczba określająca ile razy masa jednego reprezentatywnego
atomu danego pierwiastka chemicznego jest większa od 1/12 masy
atomu izotopu

12

C, przy czym pod pojęciem „reprezentatywnego

atomu” rozumie się atom o średniej masie wyliczonej
proporcjonalnie ze wszystkich stabilnych izotopów danego
pierwiastka, ze względu na ich występowanie na Ziemi.

Powłoka walencyjna

Ostatnia, najdalej odsunięta od jądra powłoka elektronowa atomu.
Elektrony na niej są najsłabiej związane z atomem i mogą
uczestniczyć w tworzeniu wiązań chemicznych.
W przypadku elektronów znajdujących się niżej zazwyczaj nie jest
to możliwe, choć są od tego liczne wyjątki.

Liczba masowa (A)

to wartość opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów)
w jądrze (w nuklidzie) danego izotopu atomu danego pierwiastka.
Liczby masowej nie należy mylić z masą atomową pierwiastka, która
wyznaczana jest metodami chemicznymi, ani też z masą pojedynczego
izotopu.

Próby klasyfikacji pierwiastków chemicznych

1815

W.Prout zauważył, że masy atomowe większości

pierwiastków są w przybliżeniu liczbami całkowitymi i

postulował, aby za podstawowy budulec wszystkich z nich

przyjąć najlżejszy – wodór.

1829

Johann Wolfgang Döbereiner zestawił grupy składające się z

trzech

pierwiastków, o podobnych własnościach chemicznych i

cyklicznie wzrastających masach atomowych – triady

Döbereinera (znanych było 50 pierwiastków). Średnia

arytmetyczna mas pierwiastków skrajnych była w

przybliżeniu równa masie atomowej środkowego

pierwiastka

Oto pięć triad znalezionych przez Döbereinera (w

nawiasach

podano przybliżone masy atomowe). Pierwiastki te i dzisiaj

sąsiadują ze sobą w grupach układu okresowego.

Li (7) Ca (40) P (31) S (32) Cl (35,5)

Na (23) Sr (87,5) As (75) Se (79) Br (80)

K (39) Ba (137,5) Sb (122) Te (127,5) I (127)

1863

Antoine Beguyer de Chancourtois narysował na bębnie

spiralnie wznoszący się łańcuch nazw pierwiastków. Średnica

bębna

była tak dobrana, że łańcuch tworzył pełen obrót spirali co osiem

pierwiastków. Dzięki temu, patrząc wzdłuż linii prostopadłych do

podstawy bębna na jego powierzchni bocznej widziało się zawsze

pierwiastki o podobnych własnościach chemicznych.

"Wynalazek" bębna chemicznego jednak nikogo nie

zainteresował i wydawał się zwykłym dziwactwem.

1865

John Newlands ułożył pierwiastki według rosnących mas

atomowych.
i spostrzegł, że co ósmy z nich wykazuje podobne własności.
Jednakże tylko nieliczne pierwiastki, które trafiły do tej samej

„oktawy”
Newlandsa, były faktycznie do siebie podobne.
Ich twórca popełnił błąd, ustawiając jeden za drugim (bez

przerw)
wszystkie znane wtedy pierwiastki, na skutek czego w jednej

oktawie
znalazły się również całkiem odmienne substancje proste.

Prawo okresowości pierwiastków(1869
r.)

Własności pierwiastków (a także utworzonych
przez nie substancji prostych i złożonych),
uporządkowanych według wzrastających mas
atomowych, zmieniają się w sposób okresowy w
zależności od wielkości mas atomowych.

Mendelejew zrobił następujące założenia:



Nieznane dotąd pierwiastki zostaną odkryte.



Należy poprawić wartości mas atomowych wielu pierwiastków.



Przejście od pierwiastka o własnościach wyraźnie niemetalicznych do

pierwiastka o własnościach wyraźnie metalicznych nie może być zbyt
gwałtowne.

W układzie stworzonym przez Mendelejewa było zebranych ponad 90
pierwiastków, a ponadto zostawił on wolne miejsca dla pierwiastków
które jeszcze nie zostały odkryte, tam gdzie różnice między masami
atomowymi znanych przez niego pierwiastków były znaczne. Te puste
pola zapełniały się pierwiastkami jeszcze za życia rosyjskiego uczonego,
a właściwości i masy atomowe tych pierwiastków były zgodne z
przewidywaniami.

Współczesny układ okresowy (tablica
Wernera)

Dopiero:

•

odkrycie jądra atomu przez Ernesta Rutherforda (1911)

•

opublikowanie w 1913 roku przez jego ucznia, Henry'ego Moseleya,

tabeli liczby protonów, neutronów i elektronów w kolejnych
pierwiastkach,

•

zaproponowanie koncepcji orbit i sfer elektronowych przez Bohra,

•

sformułowanie zakazu Pauliego,

dało układowi okresowemu logiczne uzasadnienie oraz wyjaśniło
pochodzenie własności chemicznych pierwiastków.

Prawo Moseleya
W obrębie okresu liczba ładunków w jądrze atomu wzrasta o jedność
przy przejściu od jednego pierwiastka do następnego.

Współczesna interpretacja prawa okresowości
Własności fizyczne i chemiczne pierwiastków są periodyczną funkcją ich
liczby atomowej (liczby protonów w jądrze).
Okresowy charakter zmian własności pierwiastków wynika stąd, że
liczby elektronów w zewnętrznych powłokach zmieniają się w sposób
okresowy.

Prawo Moseleya

W obrębie okresu liczba ładunków w jądrze atomu wzrasta o jedność
przy przejściu od jednego pierwiastka do następnego.

Współczesna interpretacja prawa okresowości

Własności fizyczne i chemiczne pierwiastków są periodyczną funkcją ich
liczby atomowej (liczby protonów w jądrze).
Okresowy charakter zmian własności pierwiastków wynika stąd, że
liczby elektronów w zewnętrznych powłokach zmieniają się w sposób
okresowy.

Układ okresowy w naturalny sposób dzieli się na bloki s, p, d i f,
odpowiadające różnej konfiguracji elektronów na zewnętrznej powłoce
atomów poszczególnych pierwiastków.

Pierwiastki bloku

s

Pierwiastki bloku

d

Pierwiastki bloku

p

Pierwiastki bloku

f

Do bloków s i p należą pierwiastki grup głównych, do bloku d
pierwiastki przejściowe, zaś do bloku f lantanowce i
aktynowce.



Pionowe kolumny w układzie okresowym nazywamy grupami.



W najnowszej, obowiązującej obecnie wersji układu wyróżniamy 18

grup
pierwiastków.



Pierwiastki w każdej grupie mają podobne konfiguracje zewnętrznych

powłok
elektronowych i dlatego mają podobne własności.



Budowa elektronowa jest podstawą podziału pierwiastków na bloki:

Blok s obejmuje pierwiastki grup 1 i 2.
W grupach tych zewnętrzne elektrony są na orbitalach s.

Blok p obejmuje pierwiastki grup 13 - 18.
W grupach tych rozbudowa zewnętrznych powłok następuje przez
umieszczanie nowych elektronów na orbitalach p.
Dlatego do bloku p należy sześć grup pierwiastków.

Blok d obejmuje pierwiastki grup 3 - 12.
Leżą one między pierwiastkami bloków s i p.
Cechą charakterystyczną pierwiastków z bloków d jest rozbudowa
podpowłok d do 10 elektronów.
Dlatego blok d obejmuje 10 grup pierwiastków.
Pierwiastki bloku d są czasem nazywane pierwiastkami przejściowymi,
bo w układzie okresowym są jakby pomostem między blokami s i p.

Grupy i bloki w układzie okresowym

W atomach pierwiastków bloku f następuje rozbudowa podpowłok f do
14 elektronów.
Pierwiastki te występują w okresach 6 i 7.
Ze względów praktycznych na rysunkach układu okresowego
pierwiastki bloku f umieszcza się osobno a nie w okresach, do których
należą.
Blok f umieszcza się w grupie 3.

W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem
liczb atomowych.

Wiąże się to ze wzrostem liczby powłok elektronowych, których wpływ na
wielkość średnicy atomu przewyższa wpływ wzrostu ładunku jądra,
decydującego o zmniejszeniu średnicy atomu.

1

2

13

14

15

16

17

18

IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

VIII A

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

IIIB

IVB

VB

VIB

VIIB

VIIIB VIIIB VIIIB

IB

IIB

Nazewnictwo grup

Wszystkie grupy mają swoją nazwę. I tak

pierwiastki grupy bloku

s i p;



1 - nazywane są litowcami



2 - berylowcami



13 - borowcami



14 - węglowcami



15 - azotowcami



16 - tlenowcami



17 - fluorowcami



18 - helowcami (gazami szlachetnymi)

Pierwiastki bloku d:



3 - skandowce



4 - tytanowce



5 - wanadowce



6 - chromowce



7 - manganowce



11 - miedziowce



12 - cynkowce

W grupach 8, 9 i 10 są umieszczone tzw.

triady

, tj. żelazowce,

platynowce lekkie, platynowce ciężkie.

Pierwiastki bloku f :

czternaście pierwiastków, leżących w grupie trzeciej, są to
lantanowce (okres szósty) i aktynowce (okres siódmy).

Okresy w układzie okresowym

Poziome szeregi w okresowym układzie pierwiastków nazywamy
okresami.
Liczba okresów wynosi 7. Numer okresu odpowiada ilości powłok
elektronowych w atomach pierwiastków tego okresu.

Okres 1

Okres pierwszy ma tylko dwa pierwiastki, bo przy n = 1 powłoka

elektronowa
mieści tylko dwa elektrony.
Powłoka ta jest zatem całkowicie zapełniona w atomie helu

Okres 2

W okresie tym wypełnianie powłoki n = 2 kończy się na atomie

neonu,
w którym powłoka ta ma 8 elektronów.
n=2 mieści 8 elektronów i dlatego tyle właśnie pierwiastków jest w
okresie

Okres 3

W okresie trzecim wypełnianie powłoki n = 3 przebiega tak samo i

kończy się po osiągnięciu konfiguracji ośmioelektronowej w atomie

argonu.
W okresie trzecim nie następuje rozbudowa powłoki n = 3 do 18

elektronów przez wypełnienie orbitali l = 2 (orbitali d).
Zgodnie z regułą rozbudowy konfiguracji orbitale o niższych

energiach mają pierwszeństwo w przyjmowaniu elektronów, a więc

w okresie trzecim elektrony nie mogą zajmować podpowłoki d

Okres 4

Po wypełnieniu podpowłoki 3p rozbudowuje się podpowłoka 4s,

czyli.
zaczyna się następny okres, w którym po wypełnieniu orbitalu 4s
rozbudowuje się podpowłoka 3d

Kolejność zapełniania powłok elektronowych

W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w
danym okresie od strony lewej do prawej.

Wiąże się to ze wzrostem liczby protonów w jądrze, tzn. z silniejszym
przyciąganiem elektronów przez jądro.

Dla pierwiastków bloku s elektrony walencyjne to: ns
Dla pierwiastków bloku p elektrony walencyjne to: ns, np.
Dla pierwiastków bloku d elektrony walencyjne to: ns, (n-
1)d
Dla pierwiastków bloku f elektrony walencyjne to: ns, (n-
1)d, (n-2)f

Informacje o pierwiastku wynikające z jego liczby atomowej,
położenia w grupie i w okresie.

Symbo

l

Nazwa

Liczba

atomow

a

Masa

atomow

a

Grupa

Okre

s

Konfiguracja

elektronowa

K

potas

19

39,1u

1 (IA)

4

blok s

1s

2

2s

2

p

6

3s

2

p

6

4s

1

I

jod

53

126,9u

17

(VIIA)

5

blok p

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

4d

10

5s

2

5p

5

Cu

miedź

blok d

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

3d

10

4s

1

(promocja

elektronu)

Ce

cer

58

140,1u

3

6

Blok f

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

4d

10

4f

2

5s

2

5p

6

6s

2



Współczesny układ okresowy polega na uszeregowaniu pierwiastków
według wzrastających liczb atomowych Z.



Liczba powłok elektronowych równa jest numerowi okresu, do którego
należy dany pierwiastek.



Liczba elektronów w powłoce walencyjnej pierwiastków grup głównych
jest równa numerowi grupy ( wyjątek stanowi hel).



Ze względu na konfigurację elektronową atomów pierwiastków układ
okresowy dzieli się na bloki energetyczne ( związane z lokalizacją
elektronów walencyjnych):
pierwiastki grup głównych – blok s (1, 2 grupa oraz He); blok p (13
-18)
pierwiastki przejściowe – blok d ( 3 – 12 grupa)
Lantanowce i aktynowce – blok f



Okres jest zbiorem pierwiastków uporządkowanych według
wzrastających liczb atomowych, które zawierają identyczną ilość
powłok atomowych.



Grupa jest szeregiem uporządkowanym według wzrastających liczb
atomowych o tej samej konfiguracji elektronowej zewnętrznych
powłok, mających zbliżone właściwości chemiczne.



W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym
okresie od strony lewej do prawej. W obrębie grup promienie atomów
wzrastają wraz ze wzrostem liczb atomowych.

Na skróty

Energia jonizacji (potencjał jonizacji)

Energia jonizacji

jest to energia potrzebna do oderwania

jednego elektronu
od atomu.

W zależności od liczby oderwanych elektronów rozróżnia się pierwszą,
drugą itp. energię jonizacji.
Energia potrzebna do oderwania elektronu zależy od jego odległości od
jądra atomowego oraz od ładunku jądra (prawo Coulomba).
Wraz ze wzrostem ładunku jądra rośnie siła przyciągania elektronów i
dlatego
energia jonizacji powiększa się w obrębie okresu.

Gdy jednak zaczyna się nowy okres, to
energia jonizacji gwałtownie maleje, bo
nowy elektron pojawia się na powłoce o
większym promieniu.
Następne elektrony w nowym okresie
coraz silniej odczuwają wzrost ładunku
jądra i dlatego znów mamy wzrost
energii jonizacji w obrębie okresu.
W tej samej grupie układu
okresowego maleje energia
jonizacji przy wzroście promienia
atomowego.

Powinowactwo elektronowe

Powinowactwo elektronowe

jest to efekt energetyczny

towarzyszący przyłączaniu przez atom danego pierwiastka
dodatkowego elektronu do powłoki walencyjnej

.

Wraz ze wzrostem liczby atomowej:

1. W obrębie okresu powinowactwo elektronowe wzrasta ( maleje

promień atomu).

2. W obrębie grupy powinowactwo elektronowe maleje ( wzrasta promień

atomu).

Dla pewnej grupy pierwiastków wartości powinowactwa elektronowego

są ujemne.

Tymi pierwiastkami są np.; gazy szlachetne, beryl, magnez i azot

Ujemne powinowactwo elektronowe oznacza, że energia anionu jest

większa od

energii obojętnego atomu i przyłączenie elektronu do atomu wymaga

dostarczenia

energii.

Gazy szlachetne mają ujemne powinowactwa elektronowe, gdyż

przyłączany do

nich elektron musi zająć orbital znajdujący się poza zamkniętą powłoką,

daleko od jądra.

Elektroujemność pierwiastków

Elektroujemność

jest to zdolność atomu do przyciągania

elektronów obecnych w wiązaniu chemicznym.

Trudno stworzyć zadawalającą miarę liczbową elektroujemności, gdyż
nie jest ona właściwością atomów jako takich, ale zależy do pewnego
stopnia od połączeń chemicznych, w których biorą one udział. Niemniej
jednak stworzono kilka skal elektroujemności.

Skala elektroujemności Paulinga

Opiera się na energii wiązań. Przy jej tworzeniu
wykorzystano obserwacje doświadczalne.

Historycznie była to najwcześniej zastosowana
skala elektroujemności i choć brak jej ścisłego
uzasadnienia teoretycznego, jest ona nadal
szeroko stosowana.

Skala elektroujemności Paulinga

Opiera się na energii wiązań. Przy jej tworzeniu
wykorzystano obserwacje doświadczalne.

Historycznie była to najwcześniej zastosowana
skala elektroujemności i choć brak jej ścisłego
uzasadnienia teoretycznego, jest ona nadal
szeroko stosowana.

Skala elektroujemności pozwala na przybliżone szacowanie trwałości i
mocy wiązania.

Skala elektroujemności pierwiastków Paulinga zawiera się w granicach
od 0,7 (cez) do 4,0 (fluor).

Na podstawie różnicy elektroujemności pierwiastków tworzących
wiązanie można określić typ tego wiązania:



jeśli różnica jest mniejsza od 0,4 -

wiązanie kowalencyjne



jeśli różnica mieści się w zakresie od

0,4 do 1,7 - wiązanie kowalencyjne
spolaryzowane



jeśli różnica jest większa niż 1,7 -

wiązanie jonowe

Wzrost elektrododatniości w
UO

Wzrost elektroujemności w
UO

Charakter elektroujemny (niemetaliczny)

pierwiastków zmienia się

wraz ze wzrostem liczb atomowych.
Maleje w grupie, a rośnie w okresie.
Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor

Charakter elektrododatni ( metaliczny)

pierwiastków dotyczy

zdolności atomów do oddawania elektronów.
Wraz ze wzrostem liczb atomowych wzrasta w grupie, a maleje w
okresie.
Najbardziej elektrododatnim pierwiastkiem, wykazującym największy
charakter metaliczny jest cez.

Reguła oktetu i dubletu

Atomy dążą do uzyskania konfiguracji gazów szlachetnych, ponieważ jest
stabilna. Nazwy takich konfiguracji to dublet elektronowy i oktet
elektronowy.

Energia jonizacji

jest to energia potrzebna do oderwania jednego

elektronu
od atomu.

Powinowactwo elektronowe

jest to efekt energetyczny

towarzyszący przyłączaniu przez atom danego pierwiastka
dodatkowego elektronu do powłoki walencyjnej

.

Elektroujemność

jest to zdolność atomu do przyciągania

elektronów obecnych w wiązaniu chemicznym.

Na skróty

Metaliczność pierwiastków

Niemetaliczność

pierwiastków

Charakter kwasowy tlenków i
wodorków

Charakter zasadowy

tlenków i wodorków

Moc kwasów

tlenowych

Moc kwasów

beztlenowych

Wzrost maksymalnej wartościowości pierwiastka wobec tlenu

Wzrost mocy kwasów tlenowych i beztlenowych

Zmienność charakteru chemicznego pierwiastków grup głównych
wynikająca z położenia w układzie okresowym.



Pierwiastki grupy 1 są metalami i mają właściwości zasadotwórcze.



17 grupa –fluorowce, pierwiastki niemetaliczne, tworzące kwasy.
Zarówno kwasy tlenowe, jak i beztlenowe fluorowców są mocnymi
kwasami. Najmocniejsze kwasy tlenowe tworzą pierwiastki znajdujące
się w prawym górnym narożniku UOP,zaś w przypadku kwasów
beztlenowych moc kwasów można przedstawić następująco: HCl < HBr
< HI
Reaktywność chemiczna fluorowców rośnie w kierunku prawego,
górnego narożnika UOP.



W obrębie okresów układu okresowego pierwiastków obserwuje się
(wraz ze wzrostem liczby atomowej) zmianę właściwości od
metalicznych do niemetalicznych.
Granica między metalami i niemetalami, (choć trudno mówić o jakiejś
precyzyjnej granicy, jest to raczej dość płynne przejście) przebiega
ukośnie przez układ okresowy pierwiastków. Na granicy tej znajdują się
pierwiastki o charakterze przejściowym (amfotery).



Każdy okres zamknięty jest gazem szlachetnym, tworzącym grupę 18.



Pierwiastki grup 3 – 12 to na ogół metale o właściwościach bardziej
złożonych.
W grupach pobocznych mieszczą się, bowiem wyłącznie metale, czyli
pierwiastki tworzące zasady, i tzw. metaloidy, zwane niekiedy
półmetalami, czyli pierwiastki metaliczne z tendencją do tworzenia
kwasów na wyższych stopniach utlenienia ( wyższej wartościowości).

Własności elektryczne i magnetyczne

pierwiastków

Źródło

Program nauczania chemii dla liceum ogólnokształcącego, liceum
profilowanego i technikum -Szarota Styka-Wlazło, Maria Litwin

„ Chemia nieorganiczna” A.P. Cox

„ Repetytorium chemia od A do Z” M. Klimaszewska

Ilustracje:
http://www.chemik.edu.pl

http://www.meta-synthesis.com/webbook/35_pt/pt_database.php

http://www.lighting.pl/html/LED_Lediko/images/uklad_okresowy.jpg