I układ okresowy pierwiastków.

1.Występowanie pierwiastków na Ziemi.

Ziemia ma budowę strefową, w każdej ze stref jest inny skład pierwiastkowy. W atmosferze ziemskiej zawartość pierwiastków przedstawia się następująco:

Składnik	% objętościowy	% masowy
N2	78,09	75,51
O2	20,95	23,15
Ar	0,93	1,28

Hydrosfera składa się w 98% z wód oceanicznych i morskich, a w 2% z wód lądowych. Woda morska jest około 3 procentowym roztworem różnych soli. Przybliżony jej skład podano w tabeli:

Składniki główne			Składniki podrzędne
Składnik	% molowy	% masowy	Pierwiastki	Rząd zawartości
H	66,4	10,80	Sr, B, Si, F,	10^-4
O	32,9	85,70	Li, Rb	10^-5
Cl^-	0,336	1,94	I, Ba, Mo, Al.	10^-6
Na^+	0,200	1,08	Fe, Zn, As, Cu, Ni	10^-7
SO4^-2	0,017	0,27	Ag, Co, Cd, Pb, Mn, Sn	10^-8
Ca^+2	0,0061	0,04	Se, Hg, Ge	mniej niż 10^-8
K^+	0,0061	0,039	Cr, Ga, Nb
HCO3^-	0,0014	0,014	Sc, Au, Ti, La
Br^-	0,00052	0,0067	Ce, Be, Ra, Rn, Th

Skład skorupy ziemskiej podany jest w tabeli

Lp.	składnik	% molowy	% masowy
1.	O	57,95	47,93
2.	Si	18,98	26,95
3.	H	8,39	0,44
4.	Al	5,59	7,91
5.	Na	2,30	2,76
6.	Ca	1,70	3,54
7.	Fe	1,69	4,87
8.	Mg	1,60	2,04
9.	K	1,25	2,52
10.	Ti	0,175	0,43
11.	C	0,0886	0,055
12.	Cl	0,0545	0,100
13.	P	0,0488	0,078
14.	Mn	0,0350	0,097
15.	S	0,0332	0,055
16.	F	0,0296	0,029
17.	Li	0,0181	0,0065
18.	N	0,0109	0,0079
19.	Cr	0,0071	0,0190
20.	Rb	0,0066	000290

W największych ilościach występują pierwiastki o parzystych liczbach porządkowych. Spośród różnych izotopów pierwiastków w zdecydowanie większych ilościach występują te, które mają parzystą liczbę neutronów w jądrze. Płaszcz ziemski składa się głównie z krzemianów magnezu i żelaza. Jądro Ziemi składa się z niklu i żelaza oraz niewielkich ilości krzemu.

2.Budowa układu okresowego.

Układ okresowy jest to tabela, która obejmuje wszystkie pierwiastki chemiczne

uporządkowane według wzrastających liczb atomowych oraz ich struktury elektronowej.

W układzie okresowym wyróżniamy grupy główne i poboczne oraz okresy. W jednej grupie są umieszczone pierwiastki o jednakowej budowie powłoki elektronowej. Numer grupy jest identyczny z liczbą elektronów walencyjnych pierwiastków grup głównych i większości pierwiastków grup pobocznych.

Elektrony walencyjne-to elektrony znajdujące się na ostatniej powłoce elektronowej, biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych, decydują o właściwościach chemicznych pierwiastka, zatem pierwiastki należące do jednej grupy wykazują znaczne podobieństwo.

Grupy główne i poboczne noszą nazwy pochodzące od początkowych pierwiastków grupy lub od pierwiastków najbardziej charakterystycznych. Do grup głównych należą:

1A(1)-wodór litowce;2A(2)-berylowce;3A(13)- borowce; 4A(14)- węglowce; 5A(15) -azotowce;

6A(16)- tlenowce(chalkogeny); 7A(17)-fluorowce(halogeny); 8A(18)- helowce;

Do grup pobocznych należą:

1B(11)-miedziowce;2B(12)-cynkowce;3B(3)-skandowce; 4B(4)-tytanowce; 5B(5)- wanadowce

6B(6)-chromowce;7B(7)-manganowce; 8B(8)-żelazowce; (9) -kobaltowce (10) -niklowce

a także lantanowce (La-Lu) i Aktynowce (Ac-Lr), pod głównym trzonem układu okresowego.

Zasada uporządkowania pierwiastków w układzie okresowym

Układ okresowy w postaci zbliżonej do dzisiejszej powstał wcześniej niż poznano budowę atomu i opierał się na znajomości takich właściwości fizycznych i chemicznych jak masa atomowa, wartościowość, aktywność, zdolność tworzenia niektórych związków np. tlenków, chlorków, siarczków.

Pierwiastki zostały ułożone według wzrastających mas atomowych, a podział na okresy był wynikiem okresowo powtarzających się właściwości chemicznych.

Pierwiastki położone w jednym okresie mają jednakową liczbę powłok elektronowych, równą numerowi okresu. Liczba elektronów na zewnętrznej powłoce zmienia się od 1 do 8. Pierwiastki grup głównych jednego okresu nie wykazują większego podobieństwa między sobą.

Ostatni pierwiastek każdego okresu ma maksymalnie wypełnioną powłokę zewnętrzną, pierwiastki te stanowią zerową grupę układu okresowego, zwaną też grupą ósmą-są to gazy szlachetne.

W jednej grupie znajdują się pierwiastki, które różnią się między sobą liczbą powłok (zależnie od przynależności do okresu), ale ich powłoki zewnętrzne są identyczne-stąd duże podobieństwo pierwiastków jednej grupy.

Układ okresowy a budowa elektronowa atomów

Elektrony w stanie podstawowym obsadzają możliwie najniższe spośród dozwolonych poziomów energetycznych.

Atom wodoru ma jeden elektron, który obsadza orbital s - 1s¹

Atom helu ma dwa elektrony 1s²

Od atomu litu rozpoczyna się okres drugi ₃Li - 1s²2s¹

₄Be - 1s²2s²

₅B - 1s²2s²2p¹

Atomy węgla, azotu, tlenu i fluoru mają kolejno od 6 do 9 elektronów. Dziesięć elektronów atomu neonu zapełnia całkowicie dwie powłoki elektronowe 1s²2s²2p⁶

Głównej liczbie kwantowej n=2 odpowiada maksymalna liczba elektronów 8, co oznacza, że zewnętrzna powłoka dowolnego atomu drugiego okresu nie może zawierać więcej niż 8 elektronów. Z tego powodu następny po neonie pierwiastek sód o liczbie atomowej 11 rozpoczyna trzecią powłokę elektronowa 1s²2s²2p⁶3s¹. Dalsza rozbudowa okresu trzeciego przebiega podobnie jak okresu drugiego. Trzeci okres kończy się trzecim z kolei gazem szlachetnym argonem, który ma na ostatniej powłoce 8 elektronów.

Głównej liczbie kwantowej n=3 odpowiada zgodnie z regułą 2n² maksymalna liczba 18 elektronów. Reguła ta nie jest jednak spełniona w warunkach, kiedy trzecia powłoka jest powłoką zewnętrzną. Kolejny po argonie potas o liczbie atomowej 19 rozpoczyna czwarty okres, odpowiada mu struktura elektronowa 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹. Następujący po nim wapń (liczba atomowa 20) ma na powłoce zewnętrznej dwa elektrony.

Po zapełnieniu podpowłoki 4s dwoma elektronami nie następuje rozbudowa podpowłoki 4p, lecz zapełnia się podpowłoka 3d, której odpowiada mniejsza energia.

Pierwiastki od skandu(21) do cynku (30) mają zwykle po dwa elektrony 4s² oraz kolejno zapełniającą się podpowłokę 3d. Cynk ma strukturę. 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s² Pierwiastki od skandu do cynku wykazują znaczne podobieństwo wynikające z jednakowej budowy powłoki zewnętrznej 4s², wszystkie są metalami. Są to tak zwane pierwiastki przejściowe, dające początek grupom pobocznym układu okresowego. Kolejny pierwiastek gal o liczbie atomowej 31 ma strukturę elektronową 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p¹.

Po zapełnieniu podpowłoki 4p rozpoczyna się piąty okres od rubidu (5s¹) i strontu (5s²).Dalej następuje rozbudowa podpowłoki d od 4d¹ do 4d¹⁰, po czym dokończenie okresu piątego od 5p¹ do 5p⁶.

Następnie rozpoczyna się okres szósty (6s¹, 6s²).Kolejny pierwiastek lantan (5d¹) daje początek trzeciemu szeregowi pierwiastków przejściowych Po lantanie rozpoczyna się rozbudowa orbitali 4f, jest to możliwe, ponieważ głównej liczbie kwantowej n = 4 odpowiadają maksymalnie 32 elektrony. Od ceru do lutetu podpoziom 4f zapełnia się czternastoma elektronami, co odpowiada czternastu pierwiastkom rodziny lantanowców. Dalej następuje dokończenie zapełniania elektronami podpowłok 5d i 6p i rozpoczęcie nowego, siódmego okresu.

Budowa powłok elektronowych.

Poziom energetyczny elektronów można opisać za pomocą:

• jednej liczby kwantowej n (podając tylko powłokę);

• dwóch liczb kwantowych n i l (określając powłokę i podpowłokę);

• trzech liczb kwantowych n, l, m (określając powłokę, podpowłokę i orbital);

czterech liczb kwantowych n, /, m, s (uwzględniając także spin elektronu),

O przynależności elektronu do danego poziomu energetycznego świadczy potencjał jonizacji atomu. Rozpoczęcie zabudowy nowej powłoki związane jest ze zwiększeniem energii elektronu. Elektrony przybywające zajmują wyższe poziomy energetyczne stopniowo, w miarę wzrostu wartości ich energii (Rys)

Strukturę elektronową szczególnie trwałą stanowi konfiguracja oktetowa (w przypadku powłoki K - dubletowa). Znaczną, trwałością charakteryzują się konfiguracje odznaczające się całkowitym (p⁶, d¹⁰, f¹⁴) lub połówkowym zapełnieniem podpowłoki (p³, d⁵, f⁷).

W związku z tym niektóre pierwiastki charakteryzują się nietypowym wypełnieniem podpowłoki. Do wyjątków należą: Cu, Ag, Au, Nb, Cr, Mo, Ru, Rh, P , Pt, np.

Kolejność wypełniania orbitali elektronami opisuje reguła Hunda największej różnorodności.

Reguła Hunda: W ramach danej podpowłoki orbitale wypełniają się elektronami najpierw pojedynczo, a potem następuje zapełnianie orbitali drugimi elektronami o przeciwnych spinach, co można zilustrować następująco

Biorąc pod uwagę konfigurację elektronową pierwiastków wyróżniamy (Rys):

• pierwiastki reprezentatywne;

• gazy szlachetne;

• pierwiastki przejściowe (d-elektronowe);

• pierwiastki wewnątrzprzejściowe (f-elektronowe).

Pierwiastki reprezentatywne są to pierwiastki grupy l, 2 i 13-17. Zabudowują one elektronami podpowłoki od ns^l do ns²p⁵ (n - główna liczba kwantowa). Elektronami walencyjnymi są elektrony s oraz sp powłoki zewnętrznej, np.:

litowce (l grupa) ns¹

borówce (13 grupa) ns²p¹

Strukturę elektronową siarki S (grupa 16 - dawna grupa VIA, okres 3) zapisujemy: 3s²p⁴ a konfigurację bizmutu Bi (grupa 15 - dawna 5A, okres 6): 6s²p³.

Gazy szlachetne, czyli helowce, należą do grupy 18 układu okresowego o konfiguracji oktetowej ns²p⁶, z wyjątkiem helu, który ma konfigurację dubletową (ls¹). Pierwiastki te charakteryzują się szczególnie trwałą konfiguracją elektronową, której odpowiada niska energia.

.

Rys. Podział pierwiastków według konfiguracji elektronowej

Pierwiastki przejściowe (d-elektronowe) są to pierwiastki należące do grupy od 3 do 11. Zabudowują podpowłokę d przedostatniej powłoki od d¹ do d⁹. Ich konfigurację walencyjną można zapisać:(n-1)d^1-9ns²

Z wyjątkiem: Cu, Ag, Au, Nb, Cr, Mo, Ru, Rh, Pd i Pt.

Elektronami walencyjnymi pierwiastków przejściowych s a konfigurację poszczególnych pierwiastków przejściowych w ten sposób:

Zr 4d ²5s² (4 grupa, 5 okres)

Co 3d¹4s² (9 grupa, 4 okres)

Pierwiastki wewnątrzprzejściowe (elektronowe) rozbudowują podpowłokę f trzeciej powłoki od końca. Charakteryzują się konfiguracją: (n-2)f^1-14(n-1)d^1-10 ns²

Elektronami wartościowości są elektrony i ostatniej powłoki, jeden elektron d powłoki przedostatniej (o ile jest) i niektóre elektrony/powłoki trzeciej od końca.

Między konfiguracją elektronową pierwiastków a ich położeniem w układzie okresowym istnieje ścisła zależność. I tak główna liczba kwantowa opisująca numer powłoki określa numer okresu, a liczba elektronów walencyjnych - numer grupy (należy pamiętać o elektronach walencyjnych pierwiastków reprezentatywnych i przejściowych). Tak więc na podstawie konfiguracji elektronowej możemy zaklasyfikować pierwiastek do odpowiedniej grupy i okresu, a na podstawie położenia pierwiastka w układzie okresowym zapisać jego konfigurację elektronową. Przykładowo

konfiguracja walencyjna: ns²p³ - 15 grupa (azotowce)

ns²p⁵ - 17 grupa (halogeny)

(n - l)d²ns² - 4 grupa (tytanowce)

(n - l)d⁶ns² - 8 grupa (żelazowce)

2s²2p³ - 15 grupa, okres 2 (azot)

3s²p⁵ - 17 grupa, okres 3 (chlor)

3d⁷4s² - 9 grupa, okres 4 (kobalt)

pierwiastek lub grupa: cynkowce (grupa 12) (n - 1)d¹⁰ ns²

niklowce (grupa 10) (n - 1)d⁸ns²

węglowce (grupa 14) ns²p²

tlenowce (grupa 16) ns²p⁴

Br (grupa 17, okres 4) 4s²p⁵

Al (grupa 13, okres 3) 3s²p¹

Mn (grupa 7, okres 4) 3d⁵4s²

Zr (grupa 4, okres 5) 4d²5s²

Rys. Kolejność zapełniania poziomów i podpoziomów energetycznych w atomach

Rys. Kolejność zapełniania podpowłok elektronami

Okresowość niektórych właściwości pierwiastków chemicznych.

Pierwiastek chemiczny to zbiór atomów o jednakowej liczbie atomowej. Właściwości atomowe pierwiastka wynikają z jego budowy elektronowej i wobec tego pozostają w bezpośrednim związku z położeniem tego pierwiastka w układzie okresowym.

a) Okresowość energii jonizacji

Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania elektronu najsłabiej związanego z atomem i przeniesienia go poza sferę oddziaływania pozostałej części atomu. Wielkość energii jonizacji zależy od wielkości atomu mierzonej odległością zewnętrznego elektronu od jądra atomowego, od ładunku jądra oraz od budowy powłoki. Prawidłowości w zmianach energii jonizacji są obserwowane przede wszystkim w grupach głównych układu okresowego. W ramach jednej grupy energia jonizacji zmniejsza się ze wzrostem liczby atomowej, co jest związane ze wzrostem średnicy atomu. W ramach jednego okresu energia jonizacji rośnie ze zwiększeniem liczby atomowej.

Rys. Krzywa zależności potencjałów od jonizacyjnych od liczby atomowej pierwiastków

Rys. Okresowa zmiana energii jonizacji

b) Okresowość powinowactwa elektronowego

Powinowactwo elektronowe czyli powinowactwo atomu do elektronu, jest to ilość energii, jaka jest wyzwalana w procesie przyłączania elektronu do atomu. Wielkość powinowactwa elektronowego zależy od tych samych czynników co i energia jonizacji. W ramach jednej grupy powinowactwo z reguły zmniejsza się ze wzrostem liczby atomowej.

c) Okresowość elektroujemności

Elektroujemność jest miarą skłonności atomu do przyciągania elektronów podczas tworzenia wiązania chemicznego. Wartości elektroujemności zestawiono w skali Paulinga, według której najbardziej elektroujemnemu pierwiastkowi-fluorowi przypisuje się wartość 4, najbardziej zaś elektrododatniemu pierwiastkowi-cezowi wartość 0,7. Elektroujemność wyraża się w jednostkach bezwymiarowych. W grupach układu okresowego elektroujemność maleje ze wzrostem liczby atomowej, natomiast w okresie -zwiększa się.

Rys. Okresowa zmiana elektroujemności

Rys. Zmiana charakteru elektroujemnego pierwiastków

H 2,1

Li 1,0

Be 1,5

B 2,0

C 2,5

N 3,0

O 3,5

F 4,0

Na 0,9

Mg 1,2

Al. 1,5

Si 1,8

P 2,1

S 2,5

Cl 3,0

K 0,8

Ca 1,0

Sc 1,3

Ti 1,5

V 1,6

Cr 1,6

Mn 1,5

Fe 1,8

Co 1,8

Ni 1,8

Cu 1,9

Zn 1,6

Ga 1,6

Ge 1,8

As 2,0

Se 2,4

Br 2,8

Rb 0,8

Sr 1,0

Y 1,2

Zr 1,4

Nb 1,6

Mo 1,8

Tc 1,9

Ru 2,2

Rh 2,2

Pd 2,2

Ag 1,9

Cd 1,7

In 1,7

Sn 1,8

Sb 1,9

Te 2,1

I 2,5

Cs 0,7

Ba 0,9

La-Lu 1,1-1,2

Hf 1,3

Ta 1,5

W 1,7

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,2

Au 2,4

Hg 1,9

Ti 1,8

Pb 1,8

Bi 1,9

Po 2,0

At 2,2

Fr 0,7

Ra 0,9

Ac 1,1

Th 1,3

Pa 1,5

U 1,7

d) Okresowość wymiarów atomów

Wymiary atomów pierwiastków są również wartością, która zmienia się w sposób okresowy. W ramach jednej grupy układu okresowego promień atomowy pierwiastków rośnie zgodnie ze zwiększeniem się liczby powłok elektronowych. W ramach jednego okresu promień atomowy maleje, ponieważ zewnętrzne elektrony są przyciągane przez jądro o coraz większym ładunku.

Rys. Okresowość pozornych promieni atomowych i jonowych

Rys. Okresowa zmiana promienia atomowego

e) Okresowość wartościowości

Wartościowość jest to liczba oddawanych lub przyjmowanych elektronów w procesie tworzenia wiązania chemicznego. Oddawanie elektronów jest jednoznaczne z wartościowością dodatnią-atom zyskuje ładunek dodatni, staje się jonem dodatnim-kationem. Przyjmowanie elektronów powoduje powstanie jonu o ładunku ujemnym-anionu. Maksymalna wartościowość dodatnia pierwiastka jest równa numerowi grupy (z wyjątkami u pierwiastków pierwszej i ósmej grupy pobocznej oraz niektórych lantanowców i aktynowców. Wartościowość ujemna pojawia się tylko w końcowych grupach głównych układu okresowego i jest liczbowo równa różnicy 8-N, gdzie N jest numerem grupy.

Rys. Okresowa zmiana charakteru elektrododatniego pierwiastków

f) Okresowość właściwości chemicznych pierwiastków

Właściwości chemiczne są rozumiane jako zdolność pierwiastków do tworzenia określonych związków. Za przykład służą zazwyczaj związki z wodorem i tlenem czyli wodorki i tlenki. Pierwiastki drugiego okresu tworzą następujące związki z wodorem

LiH, BeH₂, B₂H_6, CH₄, NH₃, H₂O, HF

Wartościowość pierwiastków względem wodoru rośnie do grupy czwartej i jest równa numerowi grupy, od piątej grupy wartościowość maleje.

Pierwiastki trzeciego okresu tworzą następujące tlenki :

Na₂O, MgO, Al₂O₃, SiO₂, P₂O₅, SO₃, Cl₂O₇

Wartościowość pierwiastków względem tlenu rośnie wraz ze wzrostem numeru grupy i jest równa numerowi grupy. Wraz ze wzrostem numeru grupy w danym okresie maleje charakter zasadowy tlenków, rośnie natomiast charakter kwasowy tlenków.

W ramach grupy ze wzrostem masy atomu maleje elektroujemność pierwiastków, co jest jednoznaczne ze wzrostem zasadowego charakteru tlenków.

Rys. Okresowa zmiana właściwości metalicznych pierwiastków

Rys. Okresowa zmiana zasadowości

4

---