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 nsl 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)d1-9ns2
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)f1-14(n-1)d1-10 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, B2H6, 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