Uklad_okresowy_pierw..

Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej
Portalu www.szkolnictwo.pl
Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie
w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie
i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania
w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.
UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW
Spis treści
 Podstawowe pojęcia.
 Próby klasyfikacji pierwiastków chemicznych w XIX wieku.
 Prawo okresowości– kryterium klasyfikowania pierwiastków przez Mendelejewa.
 Współczesny układ okresowy (tablica Wernera).
 Grupy i bloki w układzie okresowym.
 Nazewnictwo grup.
 Okresy w układzie okresowym.
 Informacje o pierwiastku wynikające z jego liczby atomowej, położenia w grupie i w
okresie.
 Energia jonizacji (potencjał jonizacji).
 Powinowactwo elektronowe.
 Elektroujemność pierwiastków
► Skala elektroujemności Paulinga.
► Charakter elektroujemny i elektrododatni.
► Reguła oktetu i dubletu
► Na skróty.
 Zmienność charakteru chemicznego pierwiastków grup głównych wynikająca z położenia w
układzie okresowym.
 Własności elektryczne i magnetyczne pierwiastków
Atomowa jednostka masy [u]
Atomowa jednostka masy [u] to 1/12 masy atomu izotopu węgla C12
Izotopy
Atomy posiadające tę samą liczbę atomową (liczbę protonów w jądrze), ale
różną liczbę neutronów
Liczba atomowa ( Z ). (liczba porządkowa)
Określa, ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu. Jest także równa
liczbie elektronów niezjonizowanego atomu
Masa atomowa [MA]
Liczba określająca ile razy masa jednego reprezentatywnego atomu danego
pierwiastka chemicznego jest większa od 1/12 masy atomu izotopu 12C, przy
czym pod pojęciem „reprezentatywnego atomu” rozumie się atom o średniej
masie wyliczonej proporcjonalnie ze wszystkich stabilnych izotopów danego
pierwiastka, ze względu na ich występowanie na Ziemi.
Powłoka walencyjna
Ostatnia, najdalej odsunięta od jądra powłoka elektronowa atomu.
Elektrony na niej są najsłabiej związane z atomem i mogą uczestniczyć w
tworzeniu wiązań chemicznych.
W przypadku elektronów znajdujących się niżej zazwyczaj nie jest to
możliwe, choć są od tego liczne wyjątki.
Liczba masowa (A)
to wartość opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów)
w jądrze (w nuklidzie) danego izotopu atomu danego pierwiastka.
Liczby masowej nie należy mylić z masą atomową pierwiastka, która wyznaczana
jest metodami chemicznymi, ani też z masą pojedynczego izotopu.
Próby klasyfikacji pierwiastków chemicznych
1815
W.Prout zauważył, że masy atomowe większości pierwiastków są w
przybliżeniu liczbami całkowitymi i postulował, aby za podstawowy
budulec wszystkich z nich przyjąć najlżejszy – wodór.
1829
Johann Wolfgang Döbereiner zestawił grupy składające się z trzech
pierwiastków, o podobnych własnościach chemicznych i cyklicznie
wzrastających masach atomowych – triady Döbereinera (znanych
było 50 pierwiastków). Średnia arytmetyczna mas pierwiastków
skrajnych była w przybliżeniu równa masie atomowej środkowego
pierwiastka
Oto pięć triad znalezionych przez Döbereinera (w nawiasach
podano przybliżone masy atomowe). Pierwiastki te i dzisiaj
sąsiadują ze sobą w grupach układu okresowego.
Li (7)
Na (23)
K (39)
Ca (40)
Sr (87,5)
Ba (137,5)
P (31)
S (32)
As (75) Se (79)
Sb (122) Te (127,5)
Cl (35,5)
Br (80)
I (127)
1863
Antoine Beguyer de Chancourtois narysował na bębnie spiralnie
wznoszący się łańcuch nazw pierwiastków. Średnica bębna
była tak dobrana, że łańcuch tworzył pełen obrót spirali co osiem
pierwiastków. Dzięki temu, patrząc wzdłuż linii prostopadłych do podstawy
bębna na jego powierzchni bocznej widziało się zawsze pierwiastki o
podobnych własnościach chemicznych. "Wynalazek" bębna chemicznego
jednak nikogo nie zainteresował i wydawał się zwykłym dziwactwem.
1865
John Newlands ułożył pierwiastki według rosnących mas atomowych.
i spostrzegł, że co ósmy z nich wykazuje podobne własności.
Jednakże tylko nieliczne pierwiastki, które trafiły do tej samej „oktawy”
Newlandsa, były faktycznie do siebie podobne.
Ich twórca popełnił błąd, ustawiając jeden za drugim (bez przerw)
wszystkie znane wtedy pierwiastki, na skutek czego w jednej oktawie
znalazły się również całkiem odmienne substancje proste.
Prawo okresowości pierwiastków(1869 r.)
Własności pierwiastków (a także utworzonych przez nie
substancji prostych i złożonych), uporządkowanych
według wzrastających mas atomowych, zmieniają się w
sposób okresowy w zależności od wielkości mas
atomowych.
Mendelejew zrobił następujące założenia:
Nieznane dotąd pierwiastki zostaną odkryte.
Należy poprawić wartości mas atomowych wielu pierwiastków.
Przejście od pierwiastka o własnościach wyraźnie niemetalicznych do pierwiastka
o własnościach wyraźnie metalicznych nie może być zbyt gwałtowne.
W układzie stworzonym przez Mendelejewa było zebranych ponad 90 pierwiastków,
a ponadto zostawił on wolne miejsca dla pierwiastków które jeszcze nie zostały
odkryte, tam gdzie różnice między masami atomowymi znanych przez niego
pierwiastków były znaczne. Te puste pola zapełniały się pierwiastkami jeszcze za
życia rosyjskiego uczonego, a właściwości i masy atomowe tych pierwiastków były
zgodne z przewidywaniami.
Współczesny układ okresowy (tablica Wernera)
Dopiero:
•odkrycie jądra atomu przez Ernesta Rutherforda (1911)
•opublikowanie w 1913 roku przez jego ucznia, Henry'ego Moseleya,
tabeli liczby protonów, neutronów i elektronów w kolejnych pierwiastkach,
•zaproponowanie koncepcji orbit i sfer elektronowych przez Bohra,
•sformułowanie zakazu Pauliego,
dało układowi okresowemu logiczne uzasadnienie oraz wyjaśniło pochodzenie
własności chemicznych pierwiastków.
Prawo Moseleya
W obrębie okresu liczba ładunków w jądrze atomu wzrasta o jedność przy
przejściu od jednego pierwiastka do następnego.
Współczesna interpretacja prawa okresowości
Własności fizyczne i chemiczne pierwiastków są periodyczną funkcją ich liczby
atomowej (liczby protonów w jądrze).
Okresowy charakter zmian własności pierwiastków wynika stąd, że liczby
elektronów w zewnętrznych powłokach zmieniają się w sposób okresowy.
Układ okresowy w naturalny sposób dzieli się na bloki s, p, d i f, odpowiadające
różnej konfiguracji elektronów na zewnętrznej powłoce atomów poszczególnych
pierwiastków.
Do bloków s i p należą pierwiastki grup głównych, do bloku d pierwiastki
przejściowe, zaś do bloku f lantanowce i aktynowce.
Pierwiastki bloku s
Pierwiastki bloku d
Pierwiastki bloku p
Pierwiastki bloku f
Grupy i bloki w układzie okresowym
Pionowe kolumny w układzie okresowym nazywamy grupami.
W najnowszej, obowiązującej obecnie wersji układu wyróżniamy 18 grup
pierwiastków.
Pierwiastki w każdej grupie mają podobne konfiguracje zewnętrznych powłok
elektronowych i dlatego mają podobne własności.
Budowa elektronowa jest podstawą podziału pierwiastków na bloki:
Blok s obejmuje pierwiastki grup 1 i 2.
W grupach tych zewnętrzne elektrony są na orbitalach s.
Blok p obejmuje pierwiastki grup 13 - 18.
W grupach tych rozbudowa zewnętrznych powłok następuje przez umieszczanie
nowych elektronów na orbitalach p.
Dlatego do bloku p należy sześć grup pierwiastków.
Blok d obejmuje pierwiastki grup 3 - 12.
Leżą one między pierwiastkami bloków s i p.
Cechą charakterystyczną pierwiastków z bloków d jest rozbudowa podpowłok d
do 10 elektronów.
Dlatego blok d obejmuje 10 grup pierwiastków.
Pierwiastki bloku d są czasem nazywane pierwiastkami przejściowymi, bo w
układzie okresowym są jakby pomostem między blokami s i p.
W atomach pierwiastków bloku f następuje rozbudowa podpowłok f do 14
elektronów.
Pierwiastki te występują w okresach 6 i 7.
Ze względów praktycznych na rysunkach układu okresowego pierwiastki bloku f
umieszcza się osobno a nie w okresach, do których należą.
Blok f umieszcza się w grupie 3.
W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem liczb
atomowych.
Wiąże się to ze wzrostem liczby powłok elektronowych, których wpływ na wielkość
średnicy atomu przewyższa wpływ wzrostu ładunku jądra, decydującego o
zmniejszeniu średnicy atomu.
1
2
13
14
15
16
17
18
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIII A
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
VIIIB
VIIIB
VIIIB
IB
IIB
Nazewnictwo grup
Wszystkie grupy mają swoją nazwę. I tak pierwiastki grupy bloku s i p;
 1 - nazywane są litowcami
 2 - berylowcami
13 - borowcami
14 - węglowcami
15 - azotowcami
16 - tlenowcami
17 - fluorowcami
18 - helowcami (gazami szlachetnymi)
Pierwiastki bloku d:
 3 - skandowce
 4 - tytanowce
 5 - wanadowce
 6 - chromowce
 7 - manganowce
11 - miedziowce
12 - cynkowce
W grupach 8, 9 i 10 są umieszczone tzw. triady, tj. żelazowce, platynowce
lekkie, platynowce ciężkie.
Pierwiastki bloku f :
czternaście pierwiastków, leżących w grupie trzeciej, są to lantanowce
(okres szósty) i aktynowce (okres siódmy).
Okresy w układzie okresowym
Poziome szeregi w okresowym układzie pierwiastków nazywamy okresami.
Liczba okresów wynosi 7. Numer okresu odpowiada ilości powłok elektronowych
w atomach pierwiastków tego okresu.
Okres 1
Okres pierwszy ma tylko dwa pierwiastki, bo przy n = 1 powłoka elektronowa
mieści tylko dwa elektrony.
Powłoka ta jest zatem całkowicie zapełniona w atomie helu
Okres 2
W okresie tym wypełnianie powłoki n = 2 kończy się na atomie neonu,
w którym powłoka ta ma 8 elektronów.
n=2 mieści 8 elektronów i dlatego tyle właśnie pierwiastków jest w
okresie
Okres 3
W okresie trzecim wypełnianie powłoki n = 3 przebiega tak samo i kończy
się po osiągnięciu konfiguracji ośmioelektronowej w atomie argonu.
W okresie trzecim nie następuje rozbudowa powłoki n = 3 do 18 elektronów
przez wypełnienie orbitali l = 2 (orbitali d).
Zgodnie z regułą rozbudowy konfiguracji orbitale o niższych energiach mają
pierwszeństwo w przyjmowaniu elektronów, a więc w okresie trzecim
elektrony nie mogą zajmować podpowłoki d
Okres 4
Po wypełnieniu podpowłoki 3p rozbudowuje się podpowłoka 4s, czyli.
zaczyna się następny okres, w którym po wypełnieniu orbitalu 4s
rozbudowuje się podpowłoka 3d
W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym
okresie od strony lewej do prawej.
Wiąże się to ze wzrostem liczby protonów w jądrze, tzn. z silniejszym
przyciąganiem elektronów przez jądro.
Dla pierwiastków bloku s elektrony walencyjne to: ns
Dla pierwiastków bloku p elektrony walencyjne to: ns, np.
Dla pierwiastków bloku d elektrony walencyjne to: ns, (n-1)d
Dla pierwiastków bloku f elektrony walencyjne to: ns, (n-1)d, (n-2)f
Kolejność zapełniania powłok elektronowych
Informacje o pierwiastku wynikające z jego liczby atomowej, położenia w
grupie i w okresie.
Symbol
Nazwa
Liczba
atomowa
Masa
atomowa
Grupa
Okres
Konfiguracja
elektronowa
K
potas
19
39,1u
1 (IA)
4
blok s
1s22s2p63s2p64s1
I
jod
53
126,9u
17
(VIIA)
5
blok p
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p6 4d10 5s2 5p5
Cu
miedź
Ce
cer
blok d
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10
4s1 (promocja elektronu)
58
140,1u
3
6
Blok f
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p6 4d10 4f2 5s2 5p6
6s2
Na skróty
 Współczesny układ okresowy polega na uszeregowaniu pierwiastków według
wzrastających liczb atomowych Z.
 Liczba powłok elektronowych równa jest numerowi okresu, do którego należy
dany pierwiastek.
 Liczba elektronów w powłoce walencyjnej pierwiastków grup głównych jest
równa numerowi grupy ( wyjątek stanowi hel).
 Ze względu na konfigurację elektronową atomów pierwiastków układ okresowy
dzieli się na bloki energetyczne ( związane z lokalizacją elektronów
walencyjnych):
pierwiastki grup głównych – blok s (1, 2 grupa oraz He); blok p (13 -18)
pierwiastki przejściowe – blok d ( 3 – 12 grupa)
Lantanowce i aktynowce – blok f
 Okres jest zbiorem pierwiastków uporządkowanych według wzrastających liczb
atomowych, które zawierają identyczną ilość powłok atomowych.
 Grupa jest szeregiem uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych
o tej samej konfiguracji elektronowej zewnętrznych powłok, mających zbliżone
właściwości chemiczne.
 W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym okresie
od strony lewej do prawej. W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze
wzrostem liczb atomowych.
Energia jonizacji (potencjał jonizacji)
Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania jednego elektronu
od atomu.
W zależności od liczby oderwanych elektronów rozróżnia się pierwszą, drugą itp.
energię jonizacji.
Energia potrzebna do oderwania elektronu zależy od jego odległości od
jądra atomowego oraz od ładunku jądra (prawo Coulomba).
Wraz ze wzrostem ładunku jądra rośnie siła przyciągania elektronów i dlatego
energia jonizacji powiększa się w obrębie okresu.
Gdy jednak zaczyna się nowy okres, to
energia jonizacji gwałtownie maleje, bo nowy
elektron pojawia się na powłoce o większym
promieniu.
Następne elektrony w nowym okresie coraz
silniej odczuwają wzrost ładunku jądra i
dlatego znów mamy wzrost energii jonizacji w
obrębie okresu.
W tej samej grupie układu okresowego
maleje energia jonizacji przy wzroście
promienia atomowego.
Powinowactwo elektronowe
Powinowactwo elektronowe jest to efekt energetyczny towarzyszący
przyłączaniu przez atom danego pierwiastka dodatkowego elektronu do
powłoki walencyjnej.
Wraz ze wzrostem liczby atomowej:
1. W obrębie okresu powinowactwo elektronowe wzrasta ( maleje promień atomu).
2. W obrębie grupy powinowactwo elektronowe maleje ( wzrasta promień atomu).
Dla pewnej grupy pierwiastków wartości powinowactwa elektronowego są ujemne.
Tymi pierwiastkami są np.; gazy szlachetne, beryl, magnez i azot
Ujemne powinowactwo elektronowe oznacza, że energia anionu jest większa od
energii obojętnego atomu i przyłączenie elektronu do atomu wymaga dostarczenia
energii.
Gazy szlachetne mają ujemne powinowactwa elektronowe, gdyż przyłączany do
nich elektron musi zająć orbital znajdujący się poza zamkniętą powłoką,
daleko od jądra.
Elektroujemność pierwiastków
Elektroujemność jest to zdolność atomu do przyciągania elektronów
obecnych w wiązaniu chemicznym.
Trudno stworzyć zadawalającą miarę liczbową elektroujemności, gdyż nie jest ona
właściwością atomów jako takich, ale zależy do pewnego stopnia od połączeń
chemicznych, w których biorą one udział. Niemniej jednak stworzono kilka skal
elektroujemności.
Skala elektroujemności Paulinga
Opiera się na energii wiązań. Przy jej tworzeniu
wykorzystano obserwacje doświadczalne.
Historycznie była to najwcześniej zastosowana skala
elektroujemności i choć brak jej ścisłego uzasadnienia
teoretycznego, jest ona nadal szeroko stosowana.
Skala elektroujemności pozwala na przybliżone szacowanie trwałości i mocy
wiązania.
Skala elektroujemności pierwiastków Paulinga zawiera się w granicach od 0,7
(cez) do 4,0 (fluor).
Na podstawie różnicy elektroujemności pierwiastków tworzących wiązanie
można określić typ tego wiązania:
jeśli różnica jest mniejsza od 0,4 - wiązanie
kowalencyjne
jeśli różnica mieści się w zakresie od 0,4 do
1,7 - wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
jeśli różnica jest większa niż 1,7 - wiązanie
jonowe
Charakter elektroujemny (niemetaliczny) pierwiastków zmienia się wraz ze
wzrostem liczb atomowych.
Maleje w grupie, a rośnie w okresie.
Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor
Charakter elektrododatni ( metaliczny) pierwiastków dotyczy zdolności atomów
do oddawania elektronów.
Wraz ze wzrostem liczb atomowych wzrasta w grupie, a maleje w okresie.
Najbardziej elektrododatnim pierwiastkiem, wykazującym największy charakter
metaliczny jest cez.
Wzrost elektroujemności w UO
Wzrost elektrododatniości w UO
Reguła oktetu i dubletu
Atomy dążą do uzyskania konfiguracji gazów szlachetnych, ponieważ jest stabilna.
Nazwy takich konfiguracji to dublet elektronowy i oktet elektronowy.
Na skróty
Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania jednego elektronu
od atomu.
Powinowactwo elektronowe jest to efekt energetyczny towarzyszący
przyłączaniu przez atom danego pierwiastka dodatkowego elektronu do
powłoki walencyjnej.
Elektroujemność jest to zdolność atomu do przyciągania elektronów
obecnych w wiązaniu chemicznym.
Zmienność charakteru chemicznego pierwiastków grup głównych wynikająca
z położenia w układzie okresowym.
Metaliczność pierwiastków
Niemetaliczność pierwiastków
Charakter kwasowy tlenków i wodorków
Charakter zasadowy tlenków i
wodorków
Wzrost maksymalnej wartościowości pierwiastka wobec tlenu
Moc kwasów tlenowych
Moc kwasów beztlenowych
Wzrost mocy kwasów tlenowych i beztlenowych
 Pierwiastki grupy 1 są metalami i mają właściwości zasadotwórcze.
 17 grupa –fluorowce, pierwiastki niemetaliczne, tworzące kwasy. Zarówno kwasy
tlenowe, jak i beztlenowe fluorowców są mocnymi kwasami. Najmocniejsze
kwasy tlenowe tworzą pierwiastki znajdujące się w prawym górnym narożniku
UOP,zaś w przypadku kwasów beztlenowych moc kwasów można przedstawić
następująco: HCl < HBr < HI
Reaktywność chemiczna fluorowców rośnie w kierunku prawego, górnego
narożnika UOP.
 W obrębie okresów układu okresowego pierwiastków obserwuje się (wraz ze
wzrostem liczby atomowej) zmianę właściwości od metalicznych do
niemetalicznych.
Granica między metalami i niemetalami, (choć trudno mówić o jakiejś precyzyjnej
granicy, jest to raczej dość płynne przejście) przebiega ukośnie przez układ
okresowy pierwiastków. Na granicy tej znajdują się pierwiastki o charakterze
przejściowym (amfotery).
 Każdy okres zamknięty jest gazem szlachetnym, tworzącym grupę 18.
 Pierwiastki grup 3 – 12 to na ogół metale o właściwościach bardziej złożonych.
W grupach pobocznych mieszczą się, bowiem wyłącznie metale, czyli pierwiastki
tworzące zasady, i tzw. metaloidy, zwane niekiedy półmetalami, czyli pierwiastki
metaliczne z tendencją do tworzenia kwasów na wyższych stopniach utlenienia (
wyższej wartościowości).
Własności elektryczne i magnetyczne pierwiastków
Źródło
Program nauczania chemii dla liceum ogólnokształcącego, liceum profilowanego i
technikum -Szarota Styka-Wlazło, Maria Litwin
„ Chemia nieorganiczna” A.P. Cox
„ Repetytorium chemia od A do Z” M. Klimaszewska
Ilustracje:
http://www.chemik.edu.pl
http://www.meta-synthesis.com/webbook/35_pt/pt_database.php
http://www.lighting.pl/html/LED_Lediko/images/uklad_okresowy.jpg