Konfiguracja elektronowa

atomu

Właściwości pierwiastków - Układ

okresowy

•

ANALIZA CHEMICZNA

•

BADANIE WŁAŚCIWOŚCI SUBSTANCJI

•

KONTROLA I STEROWANIE PROCESAMI

TECHNOLOGICZNYMI

Prawo okresowości Mendelejewa (1869)

Właściwości chemiczne i fizyczne

pierwiastków, zależą od masy atomowej i

zmieniają się w sposób okresowy.

PRAWO OKRESOWOŚCI MENDELEJEWA

(1869)

18

Ar

19

K

39,9

39,1

27

Co

28

Ni

58,9

58,7

52

Te

53

I

127,6

126,9

90

Th

91

Pa

232,0

231,0

PRAWO MOSELEYA
(1913)

(1/λ)

1

/2

Z

)

(

1

a

Z

k









Właściwości pierwiastków

są funkcją liczby atomowej (Z)

Właściwości pierwiastków determinowane są

konfiguracją elektronową atomów tych pierwiastków

ZASADA PRZYCZYNOWOŚCI:

Jeśli znany jest stan elementu

materii w pewnej chwili, to tym

samym określone są wszystkie jego

stany wcześniejsze

i późniejsze

ZASADA NIEOZNACZONOŚCI:

Nie można równocześnie określić z

dowolną dokładnością zmiany

położenia (Δy)

i zmiany pędu (Δp) cząstki

elementarnej

Konfiguracja elektronowa atomu to zapis

kwantowanej energii elektronów w atomie

 

 

Korpuskularno-falowe właściwości

elektronów

Równanie de Broglie`a

(1924) dla

fotonu:

Równanie
Plancka:





c

h

h

E









Równanie
Einsteina:

2

c

m

E





2

c

m

c

h









c

m

h







p

h





Właściwości
falowe
Właściwości
korpuskularne

Równanie fal materii de
Broglie`a

:

v

m

h







Jaka jest długość fali:

a) Elektronów o masie 9,11·10

-31

kg

i prędkości v = 5,9

10

7

m

s

-1

b) Piłeczki o masie 45 g i prędkości v =
30m

s

-1

m

s

m

kg

s

J

c

m

h

11

1

7

31

34

10

2

,

1

10

9

,

5

10

11

,

9

10

625

,

6

































m

s

m

kg

s

J

34

1

34

10

9

,

4

30

045

,

0

10

625

,

6























Jak doświadczalnie

wykazać właściwości falowe

elektronów?

ZASADA NIEOZNACZONOŚCI Heisenberga:

Opis energii elektronu w atomie => to określenie
położenia i pędu elektronu

Jak można określić położenie elektronu w atomie?

Wykorzystując zjawisko dyfrakcji promieniowania
elektromagnetycznego
o długości fali

 = r

elektronu

(Błąd oznaczenia położenia Δy =

)

p

h





Kwantowi promieniowania

 przypisany jest pęd (p):

Wskutek oddziaływania z promieniowaniem elektron zmieni
swój pęd p o Δp



h

p

y

h

p

h

p













h

y

p









Nie można równocześnie określić z dowolną dokładnością położenia

i pędu cząstki elementarnej

Fala materii de
Broglie`a

:

Aby dokładniej określić położenie -

 ,

ale wtedy rośnie Δp

Metoda
badawcza
zmienia
obiekt
badany

v

m

h







Równanie Schrödingera:





r

x

y

z

]

[

6

,

13

2

eV

n

E 



n = 1, 2, 3,
…

Funkcja własna
(orbital):

)

(

)

(

)

(







m

l

n

r

R







Radialna część funkcji
falowej

Kątowa część funkcji
falowej

Liczby kwantowe:
- Główna (n)
- Poboczna (l)
- Magnetyczna
(m)

1 eV = 1,6 ·10

-7

J

Azymutalna część funkcji
falowej

Litery
greckie:

Psi

Phi

Theta



















,

,

,

Równanie Schrodingera

(funkcja falowa ψ, ψ

2

):

)

(

)

(

)

(







m

l

n

r

R







1



n

l

ψ

n

,

l

,

m

Liczby kwantowe:

Główna (

n

):

1, 2, 3, 4,

5, 6, 7

Poboczna(

):

0, 1, 2,

3, 4, …, n-1

Magnetyczna(

):

-l, 0, l

Spinowa(s):

-1/2, 1/2

l

l

m







2

0 1

0 -1 0
1

-1/2 1/2 -1/2 1/2 -1/2 1/2

-1/2 1/2

2

n - Nr okresu (powłoki)

l – Typ podpowłoki

m – Typ orbitala

KONFIGURACJA

ELEKTRONOWA ATOMU

Liczby kwantowe:

Główna (n): 1, 2, 3, 4,
5, 6, 7

Poboczna(l): 0, 1, 2,
3, 4

Magnetyczna(m): -l, 0,
l

Spinowa(s): -1/2,
1/2

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

6

5s

2

4d

10

5p

6

6s

2

4f

14

5d

10

6

p

6

7s

2

5f

14

6d

8

l

0

1

2

3

s

2

p

6

d

10

f

14

n

1

2

3

4

5

6

7

2

2

0 1

0 -1 0
1

-1/2 1/2 -1/2 1/2 -1/2 1/2

-1/2 1/2

Na podstawie konfiguracji

elektronowej atomu określić

położenie pierwiastka

w układzie okresowym

i opisać jego właściwości

chemiczne

Przykład 1.

Podaj konfigurację elektronową atomu

pierwiastka o liczbie atomowej Z = 15.

15

X:

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

3

;

15

X:

[Ne]

3s

2

3p

3

1

2

3

4

5

6

7

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

s

d

p

p

6

4f

14

5f

14

Metale

M e t a l e

Niemetale

- Pierwiastek

bloku

p

- 15 grupa, 3 okres, niemetal

- Stopień utlenienia: od -III do V

l

0

1

2

3

s

2

p

6

d

10

f

14

n

1

2

3

4

5

6

7

Zewnętrzna

podpowłoka

walencyjna

określa

przynależność

pierwiastka do

określonego

bloku w

układzie

okresowym

Przykład 2.
Podaj konfigurację elektronową atomu pierwiastka o liczbie
atomowej Z = 25.

l

0

1

2

3

s

2

p

6

d

10

f

14

n

1

2

3

4

5

6

7

25

X:

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

5

25

X:

[Ar]

4s

2

3d

5

1

2

3

4

5

6

7

1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 0 1 1 1 2 1 3 1 4 1 5 1 6 1 7 1 8

s

d

p

p

6

4 f

1 4

5 f

1 4

M e t a le

M e t a l e

N ie m e t a le

-Pierwiastek

bloku

d

, metal, 7 grupa, 4 okres,

-Stopień utlenienia: od 0 do VII

Przykład 3.

Podaj konfigurację elektronową atomu

pierwiastka o liczbie atomowej Z = 31.

l

0

1

2

3

s

2

p

6

d

10

f

14

n

1

2

3

4

5

6

7

31

X:

1s

2

2s

2

2p

6

3s

2

3p

6

4s

2

3d

10

4p

1

31

X:

[Ar]

4s

2

[3d

10

]

4p

1

1

2

3

4

5

6

7

1 2 3 4 5 6 7 8 9 1 0 1 1 1 2 1 3 1 4 1 5 1 6 1 7 1 8

s

d

p

p

6

4 f

1 4

5 f

1 4

M e t a le

M e t a l e

N ie m e t a le

- Pierwiastek

bloku p

, metal, 13 grupa, 4 okres,

stopień utlenienia: od 0 do III

Przykład 4.

Podaj wartości liczb kwantowych elektronów

walencyjnych w atomie

pierwiastka o liczbie atomowej Z=7.

l

0

1

2

3

s

2

p

6

d

10

f

14

n

1

2

3

4

5

6

7

7

X:

1s

2

2s

2

2p

3

7

X:

[He]

2s

2

2p

3

1

2

3

4

5

6

7

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

s

d

p

p

6

4f

14

5f

14

Metale

M e t a l e

Niemetale

Zakaz Pauliego:

Zakaz Pauliego:

Określony poziom energetyczny atomu obsadzony

może być tylko przez jeden elektron

7

X: [He]

2s

2

2p

x

1

2p

y

1

2p

z

1

1

2

3

4

5

n

2

2

2

2

2

l

0

0

1

1

1

m

0

0

-1

0

+1

s

-1/2

+1/2

-1/2

-1/2

-1/2

Reguła

Reguła

Hunda:

Hunda:

Reguła Hunda:

Reguła Hunda:

Elektrony w atomie obsadzają najniższe

dostępne
poziomy energetyczne

7

N:

1s

2

2s

2

2p

z

1

2p

y

1

2p

x

1

8

O:

1s

2

2s

2

2p

z

2

2p

y

1

2p

x

1

Elektroujemność pierwiastka (E)

- Wg Mullikena:

E

PJ PE





130

- Potencjał jonizacji (PJ):

A +

ε

1

-> A

+

- Powinowactwo elektronowe (PE):

B +

–1

e +

ε

2

-> B

–

62

,

96

B

B

A

A

B

A

D

D

D















ΔE

=

0,208·Δ

1/2

 

- Wg Paulinga:

ΔE

(NaF)

= 0,208·Δ

1/2

= 3,1 =>

E

Na

= 0,9

ΔE

(CS

2

)

= 0,208·Δ

1/2

= 0,0 =>

E

S

= 2,5

Przyjęto, że:

E

F

= 4,0

E

C

=

2,5

Gdzie:

Δ - energia rezonansu w [kJ/mol]

D

A -B

- energia dysocjacji wiązania w [kJ/mol]

Wzrost elektroujemności (E).

Wzrost niemetaliczności, właściwości utleniających

 

Zmniejszanie się elektroujemności (E).

Wzrost właściwości metalicznych, redukujących

NIEMETALE

E

F

= 4,0

METALE

E

Cs

= 0,7

WIĄZANIA CHEMICZNE

WIĄZANIA CHEMICZNE

-

Energia utrzymująca atomy lub jony w określonej

odległości:

1.

Oddziaływanie

elektrostatyczne

2. Oddziaływanie

kowalencyjne

-

Wiązania jonowe

Wiązania jonowe

(pierwiastek o dużej

E

+ pierw. o

małej

E

)

ΔE >1,8

q-

q-

q-

q-

q+

Prawo Coulomba:

2

2

1

r

q

q

k

F







2

2

9

10

0

,

9

C

m

N

k







Typy wiązań chemicznych:

1.

Wiązania jonowe

2.

Wiązania metaliczne

3.

Wiązania atomowe
spolaryzowane

4.

Wiązania kowalencyjne

5.

Wiązania koordynacyjne

Oddziaływania

międzycząsteczkowe:

1.

Oddziaływania Van der
Waalsa

2.

Wiązania wodorowe

Wiązanie metaliczne

Wiązanie metaliczne

(Atomy pierwiastków. o małej

E

)

-e -e -e -e -e -e –e –e –e –
e –e

Me

+q

Me

+q

Me

+q

Me

+q

Me

+q

Me

+q

Me

+q

Me

+q

Wiązanie kowalencyjne

Wiązanie kowalencyjne

(Atomy pierwiastków o dużej

E

)

, ΔE < 1,8

-

Wiązanie koordynacyjne

Wiązanie koordynacyjne

(

akceptor elektronów

+

donor

elektronów

)

-

Wiązanie wodorowe

Wiązanie wodorowe

(Oddziaływanie międzycząsteczkowe)

[ALn]

x

n - Liczba ligandów w jonie

kompleksowym

x - Ładunek elektryczny

jonu kompleksowego.

Wzór związku

Nazwa związku

[Ag(NH

3

)

2

]Cl

Chlorek diaminasrebra

[Pb(OH)

4

]Cl

2

Dichlorek

tetrahydroksoołowiu(VI)

[Al(OH)

2

]NO

3

Azotan(V) dihydroksoglinu

[Zn(NH

3

)

6

]Cl

2

Dichlorek

heksaaminacynku(II)

K

3

[Fe(CN)

6

]

Heksacyjanożelazian(III)

potasu

1.Masa molowa wody wynosi 18 g/mol, a butanu 58 g/mol. Jak wyjaśnić fakt, że w

warunkach

standardowych woda jest cieczą, a butan gazem?
2. Który ze związków ma wyższą temperaturę wrzenia?
a) etanol czy eter dimetylowy, b) glikol czy aceton

O

H

H

O

H

H

O

H

H

O

H

H

O

H

H C-H C

3

2

O

H

H C-H C

3

2

O

H C

3

H C

3

C

H C

3

H C

3

O

Związki jonowe

Związki chemiczne:

Związki chemiczne:

Związki kowalencyjne

Cechy związków
jonowych:

1. Duża wartość energii wiązania chemicznego (tysiące

kJ/mol)

2. Duża twardość

3. Wysoka temperatura topnienia
4. Wysoka temperatura wrzenia
5. Dobra rozpuszczalność w rozpuszczalnikach polarnych (w
wodzie)
6. Dobre przewodnictwo elektryczne w stanie stopionym lub
rozpuszczonym