P5101272

Konfiguracja elektronowa to zapis przedstawiający przyporządkowanie elektronów atomu odpowiednim orbitalom atomowym W stanie podstawowym (tzn stanie o minimalnej energii) przyporządkowanie to odbywa pe zgodnie z następującymi regułami:

a) w atomach wie loc lok tronowych elektrony zapełniają orbitale atomowe według ich wzrastającej energii orbitalnej: Is 2s 2p 3* 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5/; ht zakaz Pauiiego w atomie wiełoelektronowym dwa elektrony nic mogą znajdować się w stanach opisywanych takimi samymi wartościami wszystkich liczb kwantowych. Każdy elektron w atomie musi różnił się od pozostałych wartością co najmniej jednej liczby kwantowej, np. ls² - stan tych dwóch elektronów opisują następujące liczby kwantowe:

• n=l. I = 0.m = 0. m_f= 1/2, t* 1/2,

i 111.110.m = 0, m,= -1/2. s * 1/2;

o regtda Bunda, podczas zapełniania orbitali zdegencrowanych należy kierować się zasadą, aby liczba elektronów niesparowanych była jak największa. Elektrony niesparowane mają jednakowy kierunek spinu. np.

n*

Konfiguracja elektronowa atomu w stanie podstawowym:

H ls²2sⁱ2p'3s²3p^l

l^Cuj: (Ar| 4s' 3d'° lub - dozwolony dla pierwiastków bloku d i f zapis według wzrastającej wartości głównej liczby kwantowej - (Ar) 3d^H> 4s'

Jak zjonizować atom?

•    atom eirktrreznie obojętny-w kation jednododatni + oderwany elektron

Energia jonizacji: energia niezbędna do oderwania elektronu

-    najłatwiej oderwać pierwszy elektron od atomu - pierwsza energia jonizacji; kolejne energie jonizacji rosną: trudniej oderwać elektron od już istniejącego kationu (E, < E, < E ...),

-    Inowce mają najmniejszą energię jonizacji, a helowce największą (najtrudniej oderwać elektron od najkorzystniejszej energetycznie struktury),

-    energia jonizacji ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka w okresie rośnie, a w grupie maleje .

•    atom elektrycznie obojętny + elektron -► jon ujemny

Powinowactwo elektronowe: energia wydzielona podczas przyłączania elektronu do atomu; im większe jest powinowactwo elektronowe (większa jest energia oddawana), tym „chętniej" atom przytacza elektron.

Układ okresowy pierwiastków

Współczesny układ okresowy stanowi uzupełnienie tablicy Mendelejęwa, a podstawą klasyfikacji jest liczba atomowa Z a dokładniej konfiguracja elektronowa pierwiastków.

Współczesny układ okresowy zawiera 118 pierwiastków; pierwiastek 110 uzyskał nową nazwę .Darmstadt i symbol Ds, natomiast pierwiastek 111 - nazwę .Roentgen" i symbol Rg.

Pierwiastki ułożone w kolejności rosnącej liczby atomowej tworzą siedem poziomych okresów oraz

18 kolumn (grup) o numerach od 1 do 18 (cyfry arabskie).

lantanowce i aktynowce zajmują odrębne miejsce w układzie okresowym

Pierwiastki należące do określone) grupy mają jednakowa liczbę elektronów walencyjnych liczba elektronów walencyjnych jest zgodna z numerem grupy - dla grup od 1 do 12; dla grup od 13 do 18 należy [_ od numeru grupy odjąć 10. Każda grupa obejmuje pierwiastki o analogicznych właściwościach chemicznych i częściowo fizycznych. Nazwy grup tworzy się od nazwy pierwiastka rozpoczynającego grupę, np. grupa I - litowce. grupa 2 - bcrylowce, grupa 17 - fluorowcc.

Pierwiastki należące do określonego okresu mają jednakową liczbę powłok elektronowych zgodną z numerem okresu. Dla pierwiastków grup 1,2113-18ostatnia

powloką jest powloką wakacyjna i stad numer okresu określa tę powłokę.

Współczesny układ okresowy wyróżnia cztery bloki pierwiastków, w których elektrony walencyjne w atomach opisywane są analogicznymi typami orbitali:

Blok s:	•    należą do niego pierwiastki grup 1 i 2 oraz wodór i hel. •    elektrony walencyjne w atomach tych pierwiastków opisywane są orbitalami typu ns.
Blok p:	•    należą do niego pierwiastki grup 13-18, •    elektrony walencyjne w atomach tych pierwiastków opisywane są ortwuUmi typu ns i np. j
Blok d:	•    należą do niego pierwiastki grup 3-12, •    elektrony walencyjne w atomach tych pierwiastków opisywane są orbitalami typu ns i (n-l)d,|
Blok f:	•    należą do niego lantanowcc i aktynowce, •    elektrony walencyjne w atomach tych pierwiastków opisywane są orbitalami typu ns i (n-Z)f. a czasem także (n-1 )d.

Prawo okresowości: właściwości pierwiastków uporządkowanych według wzrastającej liczby atomowej zmieniają się okresowo.

Prawu okresowości podlegają

•    promienie atomowe,

•    elektroujemnośc,

•    powinowactwo elektronowe,

•    energia jonizacji,

•    właściwości chemiczne,

•    charakter chemiczny.

Dla pierwiastków bloku s i p zmiany te kształtują się następująco:

grupa	okres
Ze wzrostem liczby atomowej w grupie •    promień atomowy rośnie, •    elektroujemnośc maleje, •    powinowactwo elektronowe maleje. •    energia jonizacji maleje, •    charakter metabczny rośnie. •    aktywność metali rośnie, •    aktywność niemetali maleje.	Ze wzrostem liczby atomowej w okresie •    promień atomowy maleje (wyjątek: helowce), •    clcktroujcmność rośnie. •    powinowactwo elektronowe rośnie, •    energia jonizacji rośnie, •    charakter metaliczny maleje. •    aktywność metali maleje. •    aktywność niemetaS rośnie.

Aktywność metali wiąże się z łatwością oddawania elektronów z powłoki walencyjnej Im dalej od jądra znajdują się elektrony, tym słabiej są przyciągane i łatwiej oddawane

Aktywność niemetali wiąże się z łatwością przyciągania elektronów na ostatnią powłokę Im Miżej jądra jest ostatnia powłoka, tym silniej będą tam przyciągane elektrony.

11