H. UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW

W miarę przechodzenia, na przestrzeni wieków, od alchemii do nowoczesnej chemii uczeni zaczęli odczuwać potrzebę systematyzowania informacji o poznawanej materii, w tym głównie o odkrywanych coraz liczniej pierwiastkach chemicznych. Dostrzegano pewne podobieństwa i zależności między właściwościami fizycznymi i chemicznymi pierwiastków. W ten sposób powstawały pierwsze próby, których celem było stwierdzenie zależności między właściwościami fizycznymi i chemicznymi. Do takich prób niewątpliwie można zaliczyć teorię tzw. triad, którą szczegółowo przedstawia filmiko układzie okresowym znajdujący się na płycie. Szerszy zakres miała zasada oktaw Newlandsa. Zgodnie z nią ułożone według wzrastających mas pierwiastki chemiczne wykazują cykliczność w zakresie właściwości chemicznych i fizycznych. W ten sposób udało się uszeregować jedynie kilka pierwiastków wykazując, że dziewiąty ma cechy zbliżone do pierwszego. Idea uporządkowania pierwiastków według wzrastających mas i doszukiwanie się periodyczności cech chemicznych stały się podstawą fundamentalnego, w zakresie uporządkowania pierwiastków, prawa okresowości sformułowanego przez Dymitra Mendelejewa.

Pierwiastki uszeregowane według wzrastających mas atomowych wykazują cykliczność w występowaniu podobnych właściwości chemicznych.

W tym celu zachowując zasadę rosnącej masy atomowej, umieszczano pierwiastki wykazujące podobieństwo chemiczne, jeden pod drugim. Tak powstała tablica Mendelejewa, w której wyróżniono okresy (szeregi poziome) i grupy (pionowe), w których występują pierwiastki o podobnych cechach chemicznych. W owym czasie znano jednak jeszcze zbyt mało pierwiastków aby wypełnić całkowicie tablicę. Korzystając z zasady podobieństwa cech Mendelejew obliczył i określił właściwości pierwiastków, które wówczas nie były jeszcze znane. (patrz filmik o układzie okresowym). Te przewidywane pierwiastki określano nazwą znanego już pierwiastka sąsiadującego stosując przedrostek eko-, np. ekokrzem, ekobor itd. Z czasem odkrycie tych pierwiastków, których cechy okazały się bardzo zbieżne z przewidywanymi, stanowiły prawdziwy tryumf prawa okresowości Mendelejewa. Z czasem jednak okazało się, że w kilku przypadkach nie następuje zachowanie zasady wzrastającej masy atomowej. Takie odstępstwo od prawa okresowości stwierdzono między innymi w przypadkach: argonu - potasu, kobaltu - niklu. Te nieprawidłowości udało się wyjaśnić z chwilą stwierdzenia, że istotną cechą jest budowa atomu a konkretnie jego sfera elektronowa. Ważna jest więc ilość elektronów czyli tzw. liczba atomowa pierwiastka a co za tym idzie ułożenie elektronów w sferze elektronowej atomu. Atomy pierwiastków w okresach posiadają wzrastającą ilość elektronów zaś w grupach identyczne struktury elektronowe w szczególności zaś identyczność struktury powłoki zewnętrznej tzw. walencyjnej. Ze względu na rodzaj zapełnianej elektronami walencyjnymi podpowłoki, wyróżnia się w układzie tzw. bloki energetyczne, w których znajdują się pierwiastki zbliżone pod względem właściwości chemicznych. Tak więc wyróżnia się blok energetyczny s, który tworzą litowce i berylowce. Następnie blok energetyczny p obejmujący sześć grup od XIII do XVIII. Grupy od III do XII to blok energetyczny d. Blok energetyczny f, najczęściej wydzielony ze względów technicznych z układu okresowego, zgodnie z jego pojemnością elektronową obejmuje po czternaście pierwiastków. Największe zróżnicowanie chemiczne wykazują pierwiastki bloków s oraz p. Różnią się one ilością elektronów walencyjnych dlatego w kolejnych grupach wykazują zmienność właściwości - od typowych metali do niemetali i wreszcie gazów szlachetnych. Pierwiastki bloku d jako zewnętrzną posiadają podpowłokę s, typową dla metali, dlatego wszystkie należące do tego bloku pierwiastki to metale. Jako, że różnią się one ilością elektronów na przedostatniej powłoce, ich zróżnicowanie chemiczne jest mniejsze i nie tak ostre. Jeszcze mniej różnią się metale (bo zewnętrzna jest również podpowłoka s, typowa dla metali) bloku f, gdyż tu kolejne atomy uzupełniają podpowłokę drugą od końca.

W programie nauczania chemii w liceum głównie mówi się o pierwiastkach grup bloku s oraz p. Z bloku d wymienia się pojedyncze pierwiastki mianowicie chrom, żelazo i mangan.

W celu zapoznania się z prawidłowościami wynikającymi z położenia pierwiastków w grupach proponuję wydrukować zestawienia cech chemicznych w zależności od położenia pierwiastka w układzie okresowym. Mogą się one okazać pomocne przy określaniu właściwości pierwiastków w zależności od położenia w układzie okresowym. Niektóre prawidłowości wynikające z położenia pierwiastka w układzie okresowym omówiono w dziale pt. Właściwości chemiczne pierwiastków a inne będzie można utrwalić rozwiązując poniższe zadania.

Przykłady zadań

1. Dane są konfiguracje elektronowe pewnych pierwiastków:

• 1s²2s²2p⁶3s¹

• 1s²2s²2p⁶3s²3p³

• 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁷4s²

Dla każdego pierwiastka:

1. podać liczbę elektronów znajdujących się w atomie, podać liczbę atomową pierwiastka i jego nazwę

2. podać, do którego bloku energetycznego należy dany atom

3. podać ogólną liczbę elektronów walencyjnych i ich rozmieszczenie na podpoziomach energetycznych przyporządkowując je do odpowiednich bloków energetycznych

4. na podstawie rozmieszczenia elektronów walencyjnych określić jaki charakter chemiczny ma pierwiastek

5. na podstawie podanej struktury określić do którego okresu należy dany pierwiastek

2. Znając następujące konfiguracje elektronowe walencyjne pierwiastków: 4s²4p²; 5d⁵6s²; 4s²3d¹⁰ określić ich położenie w układzie okresowym

3. Znając następujące ugrupowania elektronowe w powłokach zewnętrznych: 6p³; 4f⁹; 6d⁴ podać do których okresów należą odpowiednie pierwiastki

4. Podać grupy główne i poboczne w których atomy pierwiastków maja następujące charakterystyczne konfiguracje elektronowe: s²p⁴; d³s²; p⁵s¹; Które z nich należą do metali a które do niemetali.

5. Podczas tworzenia jonu Fe³⁺, elektrycznie obojętny atom żelaza traci dwa elektrony s i jeden elektron d . Podać konfigurację elektronową trzeciej powłoki powstałego jonu. Jak wytłumaczyć szczególną trwałość tego jonu ?

6. Podaj konfigurację elektronową atomu węgla w stanach podstawowym i wzbudzonym

7. Jak wytłumaczyć zdolność manganu do występowania na +VII stopniu utlenienia. Podaj schemat konfiguracji elektronowej atomu manganu w stanie podstawowym i utlenionym

8. Pierwiastek oznaczony symbolem E tworzy wodorek o wzorze EH₂. Jaka jest wartościowość tego pierwiastka? Do której grupy on należy ? Napisać wzory tlenku tego pierwiastka na wyższych stopniach utlenienia.

9. Który z dwu porównywanych tlenków wykazuje większe właściwości zasadowe: Cr₂O₃ czy CrO₃; MnO czy Mn₂O₇

10. Jaki jest charakter następujących tlenków żelaza: FeO; Fe₂O₃; FeO₃? Napisać wzory chemiczne: kwasu żelazowego(VI) i jego soli o nazwach żelazian(VI) potasu i żelazian(VI) baru

11. Czy mogą być kationami pierwiastki na następującym stopniu utlenienia: Mn(+VII); Cr(+VI); W(+VI); Mn(+II); Fe(+II); Fe(+VI); Cr(+II)

Rozwiązania zadań

Zad. 1

Przykład 1- 1s²2s²2p⁶3s¹

1. Atom zawiera 11 elektronów a więc i jego liczba atomowa wynosi 11, pierwiastkiem tym jest sód.

2. Atom zapełnia podpowłokę s, a więc należy tym samym do bloku energetycznego s

3. Atom posiada jeden elektron walencyjny, który znajduje się na powłoce o najwyższej liczbie kwantowej czyli 3s¹ i właśnie dlatego znajduje się w bloku energetycznym s

4. Pierwiastek najłatwiej osiąga optymalną ilość elektronów na powłoce zewnętrznej, czyli oktet oddając jeden elektron walencyjny, co czyni bardzo łatwo i w związku z tym jest niezwykle aktywny metalem.

5. Elektron walencyjny znajduje się w powłoce 3 i tym samym znajduje się w okresie trzecim układu okresowego.

Przykład 2 - 1s²2s²2p⁶3s²3p³

1. W atomie znajduje się 2 +2 + 6 + 2 + 3 = 15 elektronów, jego liczba atomowa równa się 15, atom jest atomem fosforu

2. Atom uzupełnia elektrony podpowłoki p więc należy do bloku energetycznego p

3. Ogólna liczba elektronów walencyjnych wynosi pięć, dwa na podpowłoce s i trzy na podpowłoce p, dlatego pierwiastek o takim atomie należy do bloku energetycznego p.

4. Posiadając pięć elektronów walencyjnych, pierwiastek może je zarówno przyjmować jak i oddawać, jest więc niemetalem.

5. Powłoka walencyjna odpowiada głównej liczbie kwantowej n = 3, pierwiastek ten znajduje się więc w trzecim okresie.

Przykład 3 - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁷

1. Ogólna liczba elektronów: 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 2 + 7 = 27, co odpowiada jego liczbie atomowej, czyli pierwiastkiem tym jest - kobalt

2. Atom zapełnia podpowłokę d, należy więc do bloku energetycznego d

3. Elektrony walencyjne tego atomu to dwa elektrony podpowłoki 4s i siedem elektronów podpowłoki d, która co prawda nie posiada najwyższej wartości głównej liczby kwantowej ale jest niezapełniona i dlatego traktuje się ją jak podpowłokę walencyjną.

4. Jako zewnętrzna występuje, typowa dla metali, podpowłoka s predestynująca atom do oddawania elektronów. Pierwiastek ten ma więc charakter metaliczny.

5. Wartość najwyższa głównej liczby kwantowej wynosi 4, a więc pierwiastek znajduje się w okresie czwartym układu okresowego.

Zad. 2

Przykład 1 - 4s²4p² - pierwiastek znajduje się w okresie czwartym, grupie czternastej lub inaczej czwartej głównej

Przykład 2 - 5d⁵6s² - pierwiastek znajduje się w okresie szóstym, grupie siódmej

Przykład 3 - 4s²3d¹⁰ - pierwiastek znajduje się w okresie trzecim, grupie dwunastej

Zad. 3

Położenie pierwiastka w okresie określa maksymalna wartość głównej liczby kwantowej:

6p³ - okres szósty gdyż podpowłoka p zapełniana jest jako zewnętrzna

4f⁹ - zapełnianie podpowłoki f następuje jako drugie od końca, tak więc maksymalna wartość liczby kwantowej takiego atomu musi być o dwa większa, czyli wynosi sześć a więc pierwiastek znajduje się w okresie szóstym;

6d⁴ - podpowłoka d zapełnia się jako przedostatnia, więc najwyższa wartość głównej liczby kwantowej wynosi 7, pierwiastek występuje w okresie siódmym

Zad. 4

s²p⁴ - chcąc podkreślić zapis ogólny można go również przedstawić z uwzględnieniem ogólnego zapisu głównej liczby kwantowej: ns²np⁴, pierwiastki należą do bloku energetycznego p, grupa XIV, lub czwarta główna, niemetal gdyż może elektrony oddawać i przyjmować.

d³s² - blok energetyczny d, grupa piąta, metal gdyż posiada typową dla metali konfigurację s² jako zewnętrzną

s¹d⁵ - zapis nietypowy, gdyż uwzględnia przeniesienie jednego elektronu s do podpowłoki d. Zewnętrzna podpowłoka s wskazuje na właściwości typowo metaliczne. (zapis typowy dla atomu chromu!). Grupa szósta.

Zad. 5

Fe^o - 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶

Fe³⁺ - 1s²2s²2p⁶3s²3d⁵ - szczególna trwałość tego jonu wynika z osiągnięcia bardzo korzystnej konfiguracji elektronów walencyjnych, po jednym w każdym z pięciu orbitali d. Jest to konfiguracja optymalna ze względów energetycznych.

Zad.6

Stan podstawowy: 1s² 2s² 2p²

↑↓

↑↓

↑

↑

Stan wzbudzony: 1s² 2s¹ 2p³

↑↓

↑

↑

↑

↑

Zad. 7

Powłoka walencyjna atomu manganu przedstawia się następująco: [Ar] 4s²3d⁵ tak więc atom manganu posiada siedem elektronów walencyjnych a co za tym idzie może być siedmiowartościowy. Wartościowość ta jest trwała bowiem atom manganu osiąga wówczas konfigurację gazu szlachetnego - neonu.

Zad. 8

Teoretycznie wodorki takie mogą tworzyć pierwiastki grupy drugiej i szesnastej. W treści zadania wspomina się o tlenkach na wyższych stopniach utlenienia, więc w rachubę wchodzi pierwiastek grupy XVI. Tak więc w połączeniach z tlenem może wykazywać wartościowość IV oraz VI a więc tworzy tlenki o wzorach XO₂ oraz XO₃.

Zad. 9

W przypadku metali wykazujących wiele stopni utlenienia obserwuje się zależność następującą. W miarę wzrostu stopnia utlenienia charakter tlenku metalu zmienia się z zasadowego przez amfoteryczny do kwasowego, tak więc:

Cr₂O₃ oraz Cr₂O₇ - zważywszy, że chrom może być II, III oraz VI wartościowy, na drugim stopniu wykazuje charakter zasadowy; trzecim amfoteryczny zaś na szóstym kwasowy. Tlenek chromu(III) ma charakter amfoteryczny zaś chromu(VI) kwasowy. Podobne rozumowanie przeprowadza się w wypadku tlenków manganu. Tlenek manganu(II), w którym mangan ma najniższy stopień utlenienia ma charakter zasadowy i dlatego przykładowo występuje w formie jonu prostego Mn²⁺, mangan na +VII stopniu utlenienia ma charakter kwasowy, tworząc hipotetyczny kwas manganowy(VII) - HMnO₄.

Zad. 10

Uwzględniając elektrowartościowości żelaza w poszczególnych związkach można stwierdzić, że: FeO -charakter zasadowy; Fe₂O₃ - amfoteryczny, FeO₃ - kwasowy.

Wzór związków: żelazianu(VI) potasu - K₂FeO₄, żelazian(VI) baru - BaFeO₄

Zad. 11

Przewidując postać w jakiej mogą występować w połączeniach metale, należy uwzględnić zasadę, że tylko na najniższych występują w postaci jonów prostych. Są to takie stopnie utlenienia, w których dominują właściwości zasadowe, zapisuje się to w ten sposób, że po symbolu po prawej stronie u góry zapisuje się arabską cyfrą wartość stopnia utlenienia a następnie jego znak. W jonach złożonych, np. resztach kwasów tlenowych wartościowość pierwiastków, ze znakiem opisuje się cyfrą rzymska (podobnie jak się to robi przy bilansowaniu reakcji redoks). Przechodząc do odpowiedzi na pytania:

Mn(+VII) - na najwyższym stopniu utlenienia mangan ma charakter kwasowy, więc występuje w formie jonu reszty kwasowe, kwasu manganowego(VII) - MnO₄^-

Cr(+VI) - jest to najwyższy stopień utlenienia chromu, więc występuje jako jon złożony np. reszty kwasu chromowego(VI - CrO₄^2-)

W(+VI) - jest to najwyższa wartościowość wolframu, więc występuje w formie jonu złożonego, reszty kwasu woframowego(VI) - (WO₄^2-)

Mn(+II) - najniższy stopień utlenienia, mangan wykazuje charakter zasadowy i tym samym tworzy jon prosty Mn²⁺

Fe(+II) - najniższy stopień utlenienia, charakter zasadowy więc tworzy jony proste Fe²⁺

Fe(+VI) - najwyższa wartościowość, żelazo w tej postaci wykazuje charakter kwasowy a więc występuje w formie jonu złożonego, reszty kwasowej kwasu żelazowego(VI) - FeO₄^2-

Cr(+II) - najniższy stopień utlenienia, charakter zasadowy, więc tworzy jony proste Cr²⁺

8

---