Układ okresowy pierwiastków

Układ okresowy pierwiastków - zestawienie wszystkich pierwiastków chemicznych w postaci rozbudowanej tabeli, uporządkowanych wg ich rosnącej liczby atomowej, grupujące pierwiastki wg ich cyklicznie powtarzających się podobieństw właściwości, zgodnie z prawem okresowości Dmitrija Mendelejewa (1896).

Budowa układu okresowego pierwiastków

Nr grupy

1 IA

2 IIA

3 IIIB

4 IVB

5 VB

6 VIB

7 VIIB

8 VIIIB

9 VIIIB

10 VIIIB

11 IB

12 IIB

13 IIIA

14 IVA

15 VA

16 VIA

17 VIIA

18 VIIIA

Nazwa grupy

litowce

berylowce

skandanowce

tytanowce

wanadowce

chromowce

manganowce

żelazowce

kobaltowce

nikielowce

miedzianowce

cynkowce

borowce

węglowce

azotowce

tlenowce

fluorowce

Helowce

Grupy, to pionowe kolumny w układzie

Okresy, to poziome szeregi w układzie

1-18 - obecnie stosowana numeracja grup

Poza główna tablicą układu znajdują się dwie grupy: lantanowce i aktynowce.

Mendelejew twierdził, ze własności chemiczne i fizyczne pierwiastków zmieniają się w sposób ciągły, ale powtarzają się okresowo, jeśli ułoży się je wg wzrastającego ciężaru atomowego. Za podstawę porównania pierwiastków przyjął podobieństwo wartościowości w stosunku do tlenu i wodoru. Pierwiastki ułożone w porządku wzrastającego ciężaru atomowego przejawiają wzrost wartościowości względem tlenu od 1 do 7. Zmiana wartościowości pierwiastków względem wodoru jest inna, początkowo wzrasta od 1 do 4, a potem zmniejsza się do jedności.

Uszeregowane na tej zasadzie pierwiastki wykazały powtarzające się podobieństwo chemiczne najpierw co 1, a następnie co 17 pierwiastków. Szereg pierwiastków pomiędzy dwoma jednowartościowymi metalami o zbliżonych własnościach chemicznych i fizycznych nazwał Mendelejew okresem.

Okres krótki zawierał 67 pierwiastków, okres długi 0- 17. Po odkryciu gazów szlachetnych i wstawieni ich do tablicy powtarzanie własności okresowości wynosi co 8 oraz co 18 pierwiastków.

Wygląd współczesnego układu okresowego

Współczesny wygląd układu okresowego zawdzięczamy Nielsowi Bohrowi, który podzielił go na grupy i okresy. Grupy wypisuje się w kolumnach, a okresy w rzędach. Grupy dzieli się na grupy główne i grupy poboczne. W grupach głównych okresy występują co 8 kolejnych atomów, co wynika z faktu, z na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści się dokładnie 8 elektronów. W grupach pobocznych sprawy mocno się komplikują, gdyż kolejne powłoki elektronowe mają coraz więcej miejsca dla elektronów. W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują orbitale typu: s i p, w grupach pobocznych orbitale: s i d, a w grupie lantanowców i aktynowców orbitale: s, d i f. Jest to podstawą do podzielenia układu okresowego na bloki: s i p (grupy główne), d (grupy poboczne) oraz f( lantanowce i aktynowce)

Konfiguracja elektronowa

Za pomocą układu okresowego można łatwo podać konfigurację elektronową atomów pierwiastków analizując położenie pierwiastka w układzie okresowym. Wartość głównej liczby kwantowej ostatniej orbity określa pozioma współrzędna położenia pierwiastka w układzie okresowym, czyli liczba charakteryzująca okres. np. sód leży w układzie okresowym w trzecim okresie, co oznacza, ze główna liczba kwantowa powłoki walencyjnej równa jest 3. Jod leży w piątym okresie, zatem główna liczba kwantowa ostatniej powłoki wynosi 5.

Pionowa współrzędna układu okresowego wyznacza grup danego pierwiastka. Przynależność pierwiastka do określonej grypy determinuje liczba elektronów na ostatniej n=tej orbicie. Ściśle odnosi się to do pierwiastka grup głównych *pie

Zmiany właściwości pierwiastków w grupach i okresach

Kolejność ułożenia pierwiastków w okresach i podział na grupy jest obrazem stopniowania własności chemicznych i fizycznych w kierunku poziomym i pionowym siatki tablicy układu okresowego,

W grupie IX umieszczone są gazy szlachetne.

Stopniowanie własności pierwiastków przejawia się we własnościach ich związków. Na przykład własności kwasowe pierwiastków wzrastając do lewej strony ku prawe, własności zasadowe - w kierunku przeciwnym./

W poszczególnych grupach, licząc w kierunku pionowym ku dołowi, aleje moc kwasów tlenowych, ale wzrasta moc zasad. Rozważając budowę układu okresowego i nie biorąc pod uwagę helowców, możemy stwierdzić, że w górnym, prawym rogu tablicy znajdują się pierwiastki o najsilniej zaznaczonym charakterze kwasotwórczym - a w dolnym, lewym rogu - pierwiastki tworzące najsilniejsze zasady.

Pierwsze dwie grupy główne grupują atomy o mniej lub bardziej wyraźnych własnościach niemetalicznych. Wreszcie grupa ostatnia to gazy szlachetne.

Przechodząc w obrębie jednej grupy w dół ( w kierunku coraz wyższej liczby atomowej) następuje we wszystkich grupach wzrost własności metalicznych, co przejawia się spadkiem typowych własności niemetalicznych.

Stać najbardziej metaliczny jest pierwiastek występujący na samym dole grupy I - frans, a najbardziej niemetaliczny jest atom na sam,ej górze - fluor.

Wszystkie atomy grup [pobocznych a także lantanowce i aktynowce to typowe metale. Ich własności również wykazują podobieństwa w obrębie tych samych grup, ale są to już bardziej subtelne cechy niż proste rozdzielenie na własności metaliczne i niemetaliczne.

Podział na bloki energetyczne!

Postać spiralna Benfeya, postać okrągła, postać piramidalna.

Masa atomowa m[u]- masa atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy [u]

Masa atomu (bezwzględna m[kg] - masa wyrażona w kg

Atomowa jednostka masy [u] - 1/12 masy izotopu węgla ¹²C.

1u = 1/12 masy atomu węgla 12C = 1,66043 * 10^-27

Mol n - ilość materii zawierająca liczbę cząstek równą liczbie atromów izotopu węgla 12C zawartych w masie 0,012 kg nuklidu węgla 12C.

Liczba Avogarda NA [mol -1]

Masa molowa M [g * mol -1] - masa jednego mola drobin wyrażona w gramach. Masa molowa jest równa liczbowo masie atomowej lub cząsteczkowej

M = m * NA m - masa drobiny [kg]

Objętość molowa V_m [m3 * mol -1] - objętość, jaką zajmuje jeden mol substancji w określonych waruknach ciśnienia i temperatury

V_m = M/d d - gęstość [kg * m -3]

Atom - definicja.

Cząstki elementarne: (ksero Eweliny)

Wszystkie atomy danego pierwiastka cechuje stała liczba protonów w jądrze, określana jako liczba atomowa. Liczba atomowa ustala miejsce pierwiastka w układzie okresowym.

Suma liczby protonów Z (liczba atomowa) i liczby neutronów N, nazywa się liczbą masową.

Kwantowa teoria budowy atomu

Poziomy energetyczne powłok i podpowłok

Kolejność rozmieszczania elektronów na powłokach i podpowłokacch w atomie będzie uwarunkowana energią przypisaną dla określonego poziomu i uwarunkowana zakazem Pauliego.

Na lewo od linii przerywanej przedstawione są główne poziomy energetyczne, na prawo - podpoziomy

Względne rozmieszczenie podpoziomów nie jest takie samo dla wszystkich pierwiastków, lecz zmienia się wraz z liczbą Z. Cechą charakterystyczna wykresu jest nakładanie się wyższych podpoziomów energetycznych (3d i 4s), które jest jeszcze bardziej skomplikowane po dodaniu do wykresu piątej i szóstej warstwy głównej. Z takiego obsadzania możemy wnioskować, ze podpoziom 42 jest energetycznie korzystniejszy, tzn leży niżej od poziomu 3d, dlatego jest wcześniej zajmowany.

Zasady zapełniania orbitali

1. Zasada rozbudowy - orbitale o niższej energii zapełniają się elektronami wcześniej niż orbitale o wyższej energii. W przybliżeniu w następującej kolejności:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 4f 6p itp.

Zakaz Pauliego - dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy ich spiny są przeciwne, tj. skierowane w przeciwnych kierunkach.

Oznacza to, ze nie mogą istnieć dwa elektrony w identycznym stanie kwantowym, mające identyczne wartościowości pięciu liczb kwantowych(n,l,m,s,ms). Ponieważ spinowa liczba kwantowa s ma taką samą wartość dla wszystkich elektronów, więc zróżnicowanie dotyczy czterech pozostałych liczb kwantowych.

Nr powłoki - maksymalna ilość elektronów

1-2

2-8

3-18

4-32

5-50

Reguła Hunda

a) liczba niesparowanych elektronów w danej powłoce powinna być możliwie największa

b) niesparowane elektrony mają jednakowy spin

c) pary elektronów tworzą się po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez elektrony niesparowane.

Oznacza to, ze przy zapełnianiu kolejnych orbitali elektronami wszystkie orbitale odpowiadające (orbitale o tych samych liczbach kwantowych n i l) zostaną zapełnione najpierw po jednym elektronie o spinie równoległym, a dopiero potem drugim elektronem o spoinie przeciwstawnym.

Nazwa powłoki - symbol konfiguracji elektronowej

powłoka helowa

neonowa

argonowa

kryptonowa

ksenonowa

radonowa

ekoradonowa

Pełna konfiguracja elektronowa - skrócony zapis

Na 1s2 2s2 p6 3s1 - Na [Ne] 3s1

Ca 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 - Ca [Ar] 4s2

Wiązania chemiczne

Pierwszą ogólną teorię tłumaczącą łączenie się atomów pomiędzy sobą w związkach chemicznych podali: Kossel, Lexis (1916) oraz Langmuir (1919). teoria ta nazywana jest elektronową teorią wiązania chemicznego.

Elektronowwa teoria wiązana chemicznego opiera się na trwałości konfiguracji oktetowej i w sposób jednolity na podstawie reguły oktetu i dubletu wyjaśnia różne typu i liczby wiązań w związkach chemicznych.

W czasach nam współczesnych rozwinięciem kwantowej teorii atomu jest kwantowa teoria tworzenia wiązań chemicznych.

• kowalencyjne* (teoria elektronowa, elektrostatyczna, kwantowa)

• jonowe (teoria elektronowa, elektrostatyczna, kwantowa)

• metaliczne (teoria elektronowa, elektrostatyczna, kwantowa)

• wiązania międzycząteczkowe (van der Waalsa)

• wodorowe

• inne wiązania

* atomowe, spolaryzowane, koordynacyjne

Wiązanie kowalencyjne: atomowe

Wspólna para elektronowa należy jednocześnie do obu atomów i stanowi pojedyncze wiązane kowalencyjne. Atomy osiągają konfigurację gazu szlachetnego. Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H2, Cl2, O2, N2, itp.

Wiązania kowalencyjne: spolaryzowane

Wspólna para elektronowa należy jednocześnie do obu atomów, ale w różnym stopniu. Zależy to od elektroujemności. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Atomy osiągają konfigurację e gazu szlachetnego.

Wspólna para elektronowa w cząstce HCl jest siniej przyciągana przez atom chloru niż wodoru, jest więc przesunięta w kierunku atomu chloru (bo ma większa elektroujemność)

Wiązania koordynacyjne donorowo - akceptorowe

wiązanie koordynacyjne tym różni się od wiązania atomowego lub spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów.

Azot w cząsteczce amoniaku mający wolna parę elektronową przyłącza do niej jon wodorowy. Sposób powstania tego wiązania jest inny niż powstawanie trzech pozostałych wiązań między atomami wodoru z azotem, w których każdy atom wodoru oddaje do wiązania jeden własny elektron.

Wiązanie jonowe

Chlorek sodu NaCl

Wiązania van (między...)

opisane wcześniej typy wiązań chemicznych tłumacza łączenie się atomów i jonów w cząsteczki w stanie stałym ciekłym i gazowym, natomiast nie tłumaczą dlaczego mogą się łączyć pomiędzy sobą obojętne cząsteczki albo atomy helowców. To łączenie się między sobą obojętnych cząsteczek i helowców tłumaczy się występowaniem sił van.

Siły van są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w cząsteczkach.

Wiązania wodorowe - oddziaływanie między kowalencyjne związanym atomem wodoru (np. z azotem, fluorem, tlenem), a atomem silnie elektroujemnym dysponującym wolna parą elektronów.

Strona 40 Ewelina

Orbital atomowy

To funkcja falowa opisująca stan elektronu w atomie, jest to przestrzeń, w której prawdopodobieństwo znalezienia atomu jest największa.

Orbital typu s

powłoka o głównej liczbie kwantowej n=1, składa się z jednego tylko orbitalu 1s tworzącego kulistą powłokę K. Orbital 1s ma zatem char bezkierunkowy i przepisywanie mu przez born orbitalnego momentu błędu było błędem. Posobnie i wyższe orbitale 2s, 3s itd. tworzą powłoki kuliste.

Orbital typu p

elektrony w powłoce n=2 mogą mieć wartości liczby pobocznej 1=0 i 1 tzn oprócz orbitalu s pojawiają się orbitale p./ Trzy zdegenerowane tzn. o jednakowej energii orbitale p mają w przybliżeniu kształt figur powstałych przez obrót ósemki dookoła podłużnej osi

Orbital typu d i f

poziom n=4, obejmuje poziomy s,p,d.

---