1. struktura elektronowa atomów, układ okresowy pierwiastków

1. STRUKTURA ELEKTRONOWA ATOMÓW,
UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW,
OKRESOWOŚĆ WŁAŚCIWOŚCI
PIERWIASTKÓW
Irena Zubel
Wydział Elektroniki Mikrosystemów i Fotoniki
Politechnika Wrocławska
(na prawach rękopisu)
Literatura uzupełniająca
1. Irena Barycka, Krzysztof Skudlarski: Podstawy chemii,
Oficyna wydawnicza Politechniki Wrocławskiej, Wrocław 2001
(lub wcześniejsze wydanie PWN, Warszawa 1981)
2. Praca zbiorowa pod red.J. Banasia i W.Solarskiego;
Chemia dla inŜynierów, Kraków 2003
3. S. Szarras: Budowa ciała stałego, WNT, Warszawa 1974
4. T. Penkala: Zarys krystalografii, PWN, Warszawa 1972
Kolorowe rysunki, wykorzystane w wykładzie, pochodzą ze strony
internetowej: http://www.chemia.dami.pl/Wirtualny podręcznik.
Podstawy i zastosowania
Rozwój poglądów na budowę materii
Demokryt z Abdery (Grecki filozof, V-IV w.p.n.e)
Doszedł do wniosku, Ŝe materii nie moŜna rozdrabniać w nieskończoność.
Wprowadza pojęcie najmniejszej, niepodzielnej cząstki materii- atomu
(od gr. atomos- niepodzielny)
Tales z Miletu, Heraklit z Efazu, Arystoteles - podstawą materii są cztery
praŜywioły: ogień, woda, powietrze i ziemia (teoria prapierwiastków)
Średniowiecze – alchemia
Koniec XVIII w.
Rozwój chemii doświadczalnej prowadzi do sformułowania pierwszych praw
chemicznych:
- prawo zachowania masy (Łomonosow, Lovoisier)
- prawo stosunków stałych (Joseph Proust 1779)
- prawo stosunków wielokrotnych
Rozwój poglądów na budowę materii
Początek XIX w. - atomistyczna teoria materii.
•John Dalton (1803) – twórca atomistycznej teorii materii.
Wszystkie substancje składają się z bardzo małych, niepodzielnych cząstek
zwanych atomami, które zachowują swoją identyczność we wszystkich
przemianach. Atomy są niepodzielne i niezniszczalne. Jest ich tyle, ile jest
pierwiastków. Atomy pierwiastków są róŜne i róŜnią się właściwościami.
Związki chemiczne to połączenie atomów róŜnych pierwiastków w stałych
stosunkach wagowych (przy zachowaniu stałej masy substratów i produktów).
Teoria ta była zgodna ze wszystkimi znanymi prawami dotyczącymi przebiegu
reakcji.
•Amadeo Avogadro (1808) – sformułował prawo stosunków objętościowych
•Jacob Berzelius (1818)
– tablica cięŜarów atomowych
•Dimitrij Mendelejew (1869) – klasyfikacja pierwiastków chemicznych
– sformułowanie prawa okresowości
– graficzny zapis (tablica Mendelejewa)
Rozwój poglądów na budowę materii
Koniec XIX w. – atom przestaje być niepodzielny
•Wiliam Conrad Roentgen (1895) – promieniowanie X
•Henri Becquerel(1896)
– promieniowanie uranu (α, β, γ)
•Maria Skłodowska -Curie
– polon, rad
•Joseph John Thompson (1897) – badania promieniowania katodowego,
– odkrycie elektronu (masa i ładunek nie
zaleŜą od rodzaju katody)
•Thompson, Kelvin (1902)
++++
++++++
++++++
++++
– pierwszy model atomu, tzw. rodzynkowy:
objętość atomu jest w sposób ciągły wypełniona ładunkiem
dodatnim, w nim zanurzone są elektrony (rodzynki)
•Ernest Rutherford (1908) –folia złota jest przenikalna dla promieniowania α,
cząstki α ulegają odchyleniu i odbiciu - odkrycie jądra;
+
zaproponował planetarny model budowy atomu:
we wnętrzu atomu znajduje się dodatnio naładowane jądro, dookoła krąŜą ujemnie
naładowane elektrony (model sprzeczny z zasadami klasycznej elektrostatyki)
Rozwój poglądów na budowę materii
Początek XX w. – odkrycia nowych cząstek elementarnych
•J.Chadwick (1914)– odkrył pozbawiony ładunku neutron (masa atomowa
pierwiastków jest zwykle większa niŜ to wynika z liczby protonów)
•W 1947 roku - w promieniowaniu kosmicznym odkryto nowy rodzaj cząstek - tzw.
mezony, które są nośnikami oddziaływań jądrowych.
Ilość cząstek uznawanych za elementarne ciągle wzrasta (neutrino, pozyton, itp.)
•W 1968 roku – powstaje koncepcja, Ŝe protony, neutrony i mezony zbudowane są
z cząstek fundamentalnych, tzw. kwarków. Znamy dziś 6 róŜnych kwarków.
Kwarki posiadają ładunek elektryczny równy ułamkowi ładunku elementarnego.
Kwarki nie mogą nigdy występować pojedynczo, lecz zawsze w grupach po dwa lub
trzy.
•W latach 1984-86 - teoria superstrun. Zgodnie z teorią strun kwarki nie są
najmniejszymi cząstkami, lecz składają się z jeszcze mniejszych tworów mających
postać maleńkich pętli drgających strun.
„Cząstki nazywane przez nas elementarnymi są to po prostu te cząstki,
których struktura wewnętrzna nie jest nam znana” - W.I.Weksler
Rozwój poglądów na budowę materii
Początek XX w. – kwantowy opis budowy atomu
Max Plank (1900) – postulat o kwantowym charakterze promieniowania
elektromagnetycznego. Bada emisję, adsorpcję, zjawisko fotoelektryczne (Eel∼ν).
Zakłada skwantowanie poziomów energetycznych. Atom nie moŜe stracić lub
zyskać dowolnej ilości energii, emisja lub absorpcja zachodzi określonymi
porcjami: E = nhν, h= 6,626x10-34 [J⋅s] – stała Planka – wsp. proporcjonalności
Albert Einstein (1905) – postulat o równowaŜności masy i energii: E =mc2
Zanikaniu masy towarzyszy wyzwalanie się energii – postulat o dualistycznym
charakterze promieniowana: korpuskularny (masa) – fotoemisja elektronów
falowy (energia) – ugięcie, załamanie światła
Niels Bohr (1913) - planetarna teoria budowy atomu:
- elektrony krąŜą wokół jądra po określonych orbitach i nie tracą energii
- przejście elektronu między orbitami związane jest ze zmianą energii
-dozwolone są tylko takie orbity, które mają moment pędu równy h, 2h. 3h.
Rozwój poglądów na budowę materii
Luis de Broglie (1925) - postuluje podwójną naturę elektronu (korpuskularną i
falową), analogicznie do promieniowania elektromagnetycznego. Z
ruchem kaŜdej cząstki elementarnej związany jest pewien ruch falowy.
Łącząc postulat Planka i Einsteina przypisuje długość fali cząstkom
materii posiadającym masę i prędkość.
E=hν
ν = 1/T;
λ = v ⋅ T;
E = mc2
mc2 = h ν = h⋅c/λ
v = c;
h ν = h ⋅1/T = h⋅c/λ
λ = h/m ⋅v
Zasada nieoznaczoności Heisenberga – nie moŜna jednoznacznie określić
połoŜenia i pędu cząstki wykazującej dualistyczny charakter. Dokładne
określenie energii powoduje nieoznaczoność połoŜenia. MoŜna określić
jedynie prawdopodobieństwo przebywania elektrony w danym
połoŜeniu. Nie moŜna dokładnie określić toru poruszania się elektronu:
∆p ⋅ ∆x >h
Równanie falowe Schroedingera (1926)- pozwala określić prawdopodobieństwo
znalezienia elektronu w danym miejscu wokół jądra. Rozwiązaniem są
kształty orbitali elektronowych.
Podstawowe pojęcia i definicje
powłoka walencyjna (4 elektrony)
28
14
Si
powłoki wewnętrzne (2+8 elektronów)
jądro (14 protonów+14 neutronów)
• Cząstki elementarne :
- protony
- neutrony
- elektrony
• Zapis cząstek elementarnych:
1
+1
p,
nukleony
0
−1
e,
1
0
n
Podstawowe pojęcia i definicje
•
•
•
•
•
Pierwiastek chemiczny
Liczna atomowa Z
- zbiór atomów o jednakowej liczbie protonów
- liczba porządkowa w układzie okresowym,
- liczba protonów w jądrze
Liczba masowa A
- liczba protonów + liczba neutronów
(liczba nukleonów)
A
Zapis pierwiastka o symbolu X - Z X
14
13
12
Izotopy ( 6 C , 6 C , 6 C )
- zbiór atomów jednego pierwiastka zawierających
jednakową liczbę protonów w jądrze
•
•
•
Nuklidy ( 126 C , 168 O, 11 H )
- zbiór atomów o jednakowym składzie jądra
1
12
Atomowa jednostka masy u (unit) - 12 masy nuklidu 6 C
Masa izotopowa [u]
- masa atomu izotopu pierwiastka wyraŜona
w atomowych jednostkach masy u
13
12
C
12u,
6 C - 13, 003u
6
•
Masa atomowa pierwiastka [u] – średnia waŜona z mas izotopowych
naturalnej mieszaniny izotopów
Jednostki skali atomowej i molowej
Def.1:
1
12
• Atomowa jednostka masy u : 12 masy nuklidu 6 C ;
u = 1,66·10-24g
12
Masa jednego atomu 6 C :
mc = 12·u = 19,92·10-24g
28
mSi = 28·u = 46,48·10-24g
14 Si :
Def.2:
12
• Mol – jednostka liczności (ilość); liczba atomów w 12g nuklidu 6 C
1 mol = 6,02·1023 cząstek (liczba Avogadro, NA)
Masa jednego mola atomów:
12
mc = 12·u· NA = 19,92·10-24 · 6,02·1023 =12g/mol
6C :
28
: mSi = 28·u ·NA = 46,48 ·10-24· 6,02·1023 =28g/mol
14 Si
Def.3:
• Masa molowa – masa jednego mola substancji wyraŜona w gramach
Masa molowa (wyraŜona w gramach) jest liczbowo równa masie atomowej
pierwiastka (wyraŜonej w atomowych jednostkach masy u)
Jednostki skali atomowej i molowej
Wielkość
[jednostka]
oznaczenie
Definicja
Masa
[atomowa jednostka masy]
u
1
12
u = 12 masy nuklidu 6 C
Ładunek
[ładunek elementarny]
e
Długość
[angsztrem]
Å
ZaleŜności między
jednostkami
0
−1
1
e ~ 2000 u
1
- 1,007 u
+1 p
1
- 1,009u
0n
ładunek 1 elektronu
0
−1
0
+1
e - elektron
e - dziura
1 Å = 10-10 m
średnica atomu~10-10 m
średnica jądra ~10-15 m
1 12
u = 12· N g
A
u = 1,66·10-24g
1u·NA = 1g/mol
1g = 6,02·1023 u
1e = 1,602·10-19 C
1e·NA=96,3·103C/mol
(stała Faraday’a)
1nm = 10 -9 m
1pm = 10 -12 m
1fm = 10 -15 m
Jednostki skali atomowej i molowej
Energia
[elektronowolt]
eV
Energia kinetyczna,
jaką zyskuje 1 elektron
w próŜni pod wpływem
róŜnicy potencjałów 1V
• energia pasma zabronionego w Si: 1,1 eV
• energia wiązania Si-Si:
Skala atomowa
1 u = 1,66—10-24g
1 eV =1,602—10-19 J
1 e = 1,602—10-19 C
1,84 eV
1eV = 1e · 1V
1eV=1,602·10-19C·V
=1,602·10-19 J
=0,38·10-19 cal
1eV·NA=96,4 kJ/mol
1eV—NA≈100 kJ/mol
Skala molowa
1u—NA = 1g/mol
1eV—NA = 100kJ/mol = 23kcal/mol
1e—NA= 96,3—103C/mol
(stała Faraday’a F)
Jądro atomowe
• Wymiary:
• Gęstość:
• Energia wiązania
~10-15 m
(10-5 Å)
~1017 kg/m3 (100 mln ton/cm3)
~10-15 kJ/nukleon
(106 eV)
~108 kJ/mol
(1029 eV)
• Trwałość jądra - miarą trwałości jądra jest jego energia wiązania
Jak określić energię wiązania jądra?
28
14
Si
mSi =28
14 protonów:
14 neutronów:
14 elektronów:
14 —1,0073 u = 14,1022 u
14 —1,0087 u = 14,1218 u
14 —0,0005 u = 0,0070 u
∑m = 28,2310 u
∆m = 28,2310 u – 28 u = 0,2310u – ubytek masy (defekt masy)
Energia wiązania (Ew= ∆m—c2) wynika z ubytku masy
(jeŜeli ∆m=1u to ∆E ≈ 931,5 MeV =1,49 —10-10 J)
Ew Si = 0,2310u—931,5 MeV/u = 215,2 MeV
∆E/nukleon Si=215,2 MeV/28 = 7,68 MeV/nukleon (1,2—10-12 J/nukleon)
Energia wiązania nukleonu
E [MeV]
Jądro atomowe
Liczba masowa A (p+n)
ZaleŜność energii wiązania nukleonu w jądrze atomu od liczby masowej
Jądro atomowe
Liczba neutronów
Jądra trwałe (ok.250 jąder):
n = p dla p<20
n > p dla p>20
Najczęściej: n-parzyste
p-parzyste 152 jądra
DuŜa energia wiązania: dla Z = 40÷80
Emax dla 60 Ni (E= 8,75 MeV/nukleon
30
E = 845 MJ/mol)
208
NajcięŜszy trwały nuklid: 82 Pb
Liczba protonów
Pasmo trwałości nuklidów
Jądra nietrwałe (przemiany jądrowe):
Jądra cięŜkie- rozszczepienie
Jądra lekkie – łączenie
Naturalne izotopy promieniotwórcze –
A > 208; (Z>83)
Przemiany jądrowe
Rozpad jądra uranu z
wydzieleniem atomu
helu
Reakcja syntezy prowadząca od wodoru do tlenu
Elektronowa struktura atomów
E3
E2
E1
n=1
n=2
n=3
E=hν
r1
E= mv2 – równowaŜność masy i energii elektronu (Einstein)
E= n—h—ν
ν – skwantowane poziomy energetyczne
(Bohr)
• λ = h/m—v = h/p – długość fali materii zaleŜy od pędu
• nλ=2π—r – warunek powstania fali stojącej na powłoce n
o promieniu r
(de Broglie)
• n—h/m—v = 2π—r
• r = n—h/2π—m—v – kołowy tor ruchu elektronu (dlan=1,2..)
r2
r3
• m—v—r= n—h/2π=n/ħ=const.- dualizm korpuskularno-falowy
(?)
• badanie widm emisyjnych - orbitale eliptyczne (?)
(Sommerfeld)
• rozszczepienie poziomów atomowych (orbitali) w
zewnętrznym polu magnetycznym (?) (efekt Zeemana)
• spinowy ruch elektronów na orbitalach (?) (Uhlenbeck,
Goudsmit)
Doświadczenia wskazują, Ŝe do opisu stanów
energetycznych atomu nie wystarczy skwantowanie
energii powłok elektronowych.
Doświadczalne potwierdzenie
skwantowania poziomów energetycznych
Serie widma emisyjnego wodoru
(istnienie powłok)
Zjawisko Zeemana
( kwantyzacja
momentu pędu)
Obrót orbitali w polu
magnetycznym
Eliptyczne orbilale Sommerfelda
Równanie Schrödingera
-Układ jądro – elektron opisany został za pomocą róŜniczkowego równania
falowego Schrödingera (1926). Równanie to ma dla kaŜdego atomu
nieskończenie wiele rozwiązań. Rozwiązaniami tego równania są funkcje falowe
materii opisujące kształty orbitali, gdzie prawdopodobieństwo znalezienia
elektronu jest największe: Ψ (x, y, z, t)
-Dla kaŜdej fali moŜemy rozdzielić zmienne przestrzenne i czas:
Ψ (x, y, z, t) = ψ(x, y, z) e -iωt
-NatęŜenie fali jest proporcjonalne do kwadratu amplitudy pola: |ψ(x, y, z)|2
-Prawdopodobieństwo (przypadające na jednostkę czasu) wykrycia cząstki w
małej objętości wokół danego punktu w fali materii jest proporcjonalne do
natęŜenia fali:
P(x, y, z) ~ |ψ(x, y, z)|2
Jest to tzw. gęstość prawdopodobieństwa (dP/dv)
-Warunki brzegowe nałoŜone na rozwiązania równania Schrödingera (rozwiązanie
ciągłe, skończone i jednoznaczne) wymagają uwzględnienia skwantowanych
poziomów energii, pędu, momentu pędu…
Rozwiązania te istnieją dla określonych wielkości zwanych liczbami kwantowymi.
Liczby kwantowe
Do opisu stanu kwantowego elektronu w atomie potrzebne są cztery liczby
kwantowe, wynikające ze skwantowania dopuszczalnych wartości energii, pędu,
momentu pędu i jego rzutu na określony kierunek a takŜe momentu spinowego.
- główna liczba kwantowa n – opisuje energię stanu kwantowego (powłoki
elektronowej), odpowiada odległości od jądra;
n = 1 2 3 4
symbol literowy powłoki:
K L M N
- orbitalna (poboczna) liczba kwantowa l - jest miarą wielkości orbitalnego
momentu pędu, decyduje o kształcie i wielkości orbitali (podpowłok), na których
prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest największe |ψ(x, y, z)|2;
l = 0 1 2 3….n-1
symbol literowy powłoki: s p d f…
- magnetyczna liczba kwantowa m – jest zawiązana z przestrzenną orientacją
wektora orbitalnego momentu pędu, określa wzajemne ustawienie orbitali w
zewnętrznym polu magnetycznym; -l ≤ m ≤ +l
- spinowa liczba kwantowa ms– związana jest ze spinowym momentem pędu,
umoŜliwia rozróŜnienie elektronów o tych samych liczbach kwantowych n, l, m;
ms=+1/2, -1/2
Liczby kwantowe i rozmieszczenie
elektronów w atomie
n
l
l=0,1,..n-1
m
-l ≤ m ≤ +l
Liczba
orbitali
ms
Max. l.el.
na orbitalu
Max.l.el
na
powłoce
1 (K)
0 (s)
0
1
±1/2
2
2
2 (L)
0 (s)
1 (p)
0
-1,0,1
1
3
±1/2
±1/2
2
6
8
0 (s)
1 (p)
2 (d)
0
-1,0,1
-2,-1,0,1,2
1
3
5
±1/2
±1/2
±1/2
2
6
10
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
0
-1,0,1
-2,-1,0,1,2
-3,-2,-1,0,1,2,3
1
3
5
7
±1/2
±1/2
±1/2
±1/2
2
6
10
14
3 (M)
4 (N)
18
32
Liczby kwantowe i rozmieszczenie
elektronów w atomie
1s2
2s32p6
l= 0
l=0, 1
n=1
3s23p6
l=0, 1, 2
l=0, 1, 2, 3
l=0,1, 2, 3
2
K
4s23d104p6 5s24d105p64f145d105f14
3
L
4
M
5
N
2e-
8e-
18e- 32e-
s2
s2
p6
s2 s2
p6 p6
d10 d10
f14
E (podpowłoki)
E (powłoki)
powłoki (orbity)
maksymalna liczba
elektronów na powłoce:
2n2
konfiguracja elektronowa
zapełnionych podpowłok
(orbitali)
Zapis elektronowej struktury atomu
l= 0
1
2
3
n=1
1s
n=2
2s
2p
n=3
3s
3p
3d
n=4
4s
4p
4d
4f
n=5
5s
5p
5d
5f
n=6
6s
6p
6d
6f
n=7
7s
7p
7d
7f
n=8
8s
8p
8d
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2 5d1 4f14 5d9 6p67s2 6d1 5f14 6d...
Kształty orbitali elektronowych
m
l
Główna liczba kwantowa (powłoka)
n=1
n=2
n=3
r1
l=0
s
l=1 p
r2
r3
[nm]
l=2 d
Prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w odpowiedniej odległości od jądra
Kształty orbitali elektronowych
orbitale s
(l=0, m=0)
orbitale p (l=1, m= -1,0,1)
Kształty orbitali elektronowych
orbitale s (l=0)
orbitale p (l=1)
orbitale d (l=2)
Kształty orbitali elektronowych
orbitale s (l=0, m=0)
orbitale p (l=1, m= -1,0,1)
orbitale d (l=2, m= -2,-1,0,1,2)
Orbitale określają kształty atomów (atomy mają kształty)
Reguły zapełniania poziomów
energetycznych
• Zasada minimum energii. Elektrony lokalizują się kolejno na
poziomach energetyczne o moŜliwie najniŜszej wartości energii
(stan podstawowy atomu).
• Maksymalna ilość elektronów na powłoce jest równa maksymalnej
ilości stanów energetycznych.
• Maksymalna ilość stanów energetycznych na powłoce (ilość
kombinacji liczb kwantowych n,l,m, ms) wynosi 2n2
• Zakaz Pauliego. W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o
identycznym stanie kwantowym (o takich samych liczbach
kwantowych n,l,m,ms); elektrony w atomie muszą róŜnić się co
najmniej jedną liczbą kwantową
• Reguła Hunda (reguła maksymalnej róŜnorodności) –najbardziej
prawdopodobny jest taki stan energetyczny atomu, w którym liczba
elektronów niesparowanych w kaŜdej powłoce jest największa.
• W kaŜdej podpowłoce kolejne elektrony obsadzają pojedynczo
poszczególne orbitale, a w następnej kolejności na orbitalach tych
są umieszczane drugie elektrony o przeciwnych liczbach spinowych
Zapis elektronowej struktury atomu
Zapis graficzny
- klatka reprezentuje orbital
dostępny dla dwóch elektronów
- strzałki oznaczają elektrony
- przeciwne zwroty oznaczają
przeciwne spiny
12
6
C
30
15
1s2
2s2
2p2
1s2
2s2
2p6
3s2
1s2
2s2
2p6
3s2
P
3p3
59
28
Ni
3p6
4s2
3d8
n=1
n=2
n=3
n=4
K
L
M
N
Zapis elektronowej struktury atomu
Jaka jest konfiguracja elektronowa atomu o zadanej liczbie atomowej?
1s1
1H:
1s2 2s1
3Li:
2
2
6
10Ne: 1s 2s 2p
2
2
6
2
3
15P: 1s 2s 2p 3s 3p
2
2
6
2
6
2
8
28Ni: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
2
6
2
6
2
10
6
37Rb: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s1
2
2
6
2
6
2
10 4p6 5s2 4d8
46Pd: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
2
2
6
2
6
2
10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d7
78Pt: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d
Jaką konfigurację elektronową ma atom leŜący w 4 okresie, 8 grupie?
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 - czwarty okres
(4s14s23d13d23d33d43d53d6) - ósma grupa
2+2+6+2+6+2+6 = 26
1s22s22p63s23p64s23d6 – szukany pierwiastek ma liczbę atomową 26(Fe)
Układ okresowy pierwiastków
Układ okresowy – tabela, która obejmuje wszystkie znane pierwiastki
chemiczne uporządkowane według określonych reguł.
Mendelejew (1869r)- uporządkował znane wówczas pierwiastki chemiczne
według wzrastających mas atomowych, uwzględniając powtarzające się
okresowo właściwości chemiczne tych pierwiastków. Wystąpiły pewne
niezgodności między właściwościami pierwiastków i kolejnością ich
uszeregowania (np. Ni i Co, Te i J). Przypisywano to błędom w wyznaczaniu
mas atomowych.
H.G. Moseley (1913) – na podstawie analizy długości fal promieni
rentgenowskich emitowanych przez róŜne atomy przedstawił inną
kolejność numerowania pierwiastków (zaleŜną od liczby Z).
Na podstawie kolejnych badań okazało się,
1/ λ
Ŝe Z zaleŜy od ilości elektronów. Jest to więc
liczba atomowa.
λ- długość fali promieni X, Z- liczba atomowa.
Z
Układ okresowy pierwiastków
Układ okresowy pierwiastków
1 2 3 4 5 6 7 8 9 101112 131415161718
blok s (2)
1
2
3
4
5
6
7
blok d (10)
blok p (6)
1s2
2s2 2p6
3s2 3p6
4s2 3d10 4p6
5s2 4d10 5p6
6s2 5d1 4f14 5d9 6p6
7s2 6d1 5f14 6d7
blok f (14)
Okresy (1….7)
- nr okresu: ilość powłok elektronowych
- w ramach jednego okresu wzrasta ilość elektronów na ostatniej powłoce
Grupy (1….18)
- nr grupy: ilość elektronów na ostatniej powłoce
- w ramach jednej grupy wrasta ilość zapełnionych powłok
Bloki (s, p, d, f)
- blok s - rozbudowuje powłokę s: ns1-ns2 (grupy 1 i 2)
- blok p – rozbudowuje powłokę p: ns2np1- ns2np6 (grupy 13-18)
- blok d - rozbudowuje powłokę d: ns2(n-1)d1- ns2(n-1)d10 (grupy 3-12)
- blok f - rozbudowuje powłokę f: ns2(n-1)d1(n-2)f1-ns2(n-1)d1(n-2)f14 …(grupa 3)
Układ okresowy pierwiastków
http://www.kurssikory.pl/contents/pliki/materialy/KM9DCH000.pdf
Układ okresowy pierwiastków
Zapis elektronowej struktury atomu
1 2 3 4 5 6 7 8 9 101112 131415161718
blok s (2)
1
Zapis graficzny
2
- klatka reprezentuje orbital
3
dostępny dla dwóch elektronów 4
5
- strzałki oznaczają elektrony
6
- przeciwne zwroty oznaczają
7
przeciwne spiny
12
6
blok d (10)
blok p (6)
C
30
15
59
28
blok f (14)
1s2
2s2
2p2
1s2
2s2
2p6
3s2
1s2
2s2
2p6
3s2
P
3p3
Ni
3p6
4s2
3d8
n=1
n=2
n=3
n=4
K
L
M
N
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych
• O właściwościach pierwiastków decydują elektrony znajdujące się na
ostatniej powłoce elektronowej (tzw. elektrony walencyjne)
• Właściwości pierwiastków naleŜących do tej samej grupy są podobne
• Najtrwalszą konfiguracją elektronową wykazują pierwiastki z całkowicie
zapełnioną powłoką walencyjną:
- s2p6
- struktura pełnego oktetu (gazy szlachetne)
2
6
10
-spd
- pełny oktet i zapełniony orbital d
• Atomy dąŜą do uzyskania konfiguracji elektronowej gazu szlachetnego
- pierwiastki z bloku s i d na ogół oddają elektrony (są metalami)
- pierwiastki z bloku p:
-oddają elektrony gdy na orbitalu p ilość elektronów jest<3
-oddają bądź przyjmują elektrony gdy na p ilość elektronów jest >4
Trwałe
S2
S2p6
S2p6d10
konfiguracje:
( He)
(Ne, Ar)
(Kr, Xe, Ag+, Cu+)
Cu: 1s22s22p63s23p64s23d9
Cu: 1s22s22p63s23p63d104s1
Cu+ 1s22s22p63s23p63d10
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych - wartościowość
Wartościowość: jest to liczba
oddawanych lub
przyjmowanych elektronów
w procesie tworzenia
wiązania chemicznego.
- wartościowość dodatnia:
elektrony są oddawane,
powstają kationy
- wartościowość ujemna:
elektrony są przyjmowane,
powstają aniony
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych – rozmiary atomów i jonów
Wielkość atomu lub jonu określana jest przez promień zewnętrznej
powłoki elektronowej.
• W obrębie okresu - promienie atomów zmniejszają się ze wzrostem
liczby atomowej. WiąŜe się to ze wzrostem liczby protonów w jądrze
tzn. z silniejszym przyciąganiem elektronów przez jądro.
• W obrębie grup - promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem liczb
atomowych. WiąŜe się to ze wzrostem liczby powłok elektronowych.
Promienie atomów
pierwiastków II i III okresu
Promień jonu: - ujemnego: jest większy od promienia atomu macierzystego
- dodatniego: jest znacznie mniejszy od promienia atomu.
r=100
S0
r=184
r=180
S2-
Ca0
r=99
Ca2+
Porównanie promieni wybranych atomów i jonów (w pm)
blok f (14)
blok p (6)
blok d (10)
2
3
4
5
6
7
1 2 3 4 5 6 7 8 9 101112 131415161718
blok s (2)
1
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych – rozmiary atomów
Promienie atomowe pierwiastków w zaleŜności od połoŜenia w układzie okresowym
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych - energia jonizacji
Energia jonizacji – jest to energia potrzebna do oderwania elektronu najsłabiej
związanego z atomem i przeniesienia go poza sferę oddziaływania atomu.
Oderwanie kolejnych elektronów wymaga większej energii.
A + energia ⇒ A+ + elektron - pierwsza energia jonizacji
A++ energia ⇒ A2+ + elektron – druga energia jonizacji
Energia jonizacji zaleŜy od:
a) wielkości atomu (odległości powłoki walencyjnej od jądra)
b) ładunku jądra (siły przyciągającej elektrony walencyjne)
c) skuteczności ekranowania ładunku jądra przez pozostałe elektrony
d) budowy powłoki walencyjnej (konfiguracja i liczba elektronów)
W obrębie grupy – energia jonizacji maleje ze wzrostem liczby atomowej
przyczyny: a) ↑ c) ↑
W obrębie okresu - energia jonizacji rośnie ze wzrostem liczby atomowej
przyczyny: b) ↑ d) zbliŜa się do trwałej konfiguracji
Największą energię jonizacji mają gazy szlachetne
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych - energia jonizacji
ZaleŜność energii jonizacji od liczby atomowej pierwiastka
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych - energia jonizacji
Pierwiastki I grupy:
Pierwsza energia
jonizacji [kJ/mol] :
Li
Na
K
Rb
Cs
520
496
419
403
376
Druga energia
jonizacji [kJ/mol] :
7290
Ne
4550
Ar
3067
Kr
2640
Xe
2440
Rn (s2p6)
Pierwiastki 3 okresu: Na Mg Al Si
P S
Cl
Ar
Pierwsza energia
jonizacji [kJ/mol]
496 738 576 787 1010 995 1255 1521
(s2)
(s2p3)
Druga energia
jonizacji [kJ/mol]:
1450
Trzecia energia
jonizacji [kJ/mol]:
7730
( 100kJ=1eV )
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych – powinowactwo elektronowe
Powinowactwo elektronowe (powinowactwo atomu do elektronu) jest to
energia potrzebna do oderwania elektronu od ujemnego jonu.
A¯ + energia ⇒ A + elektron - pierwsze powinowactwo elektronowe;
moŜe być dodatnie lub ujemne
2
¯
A ¯+ energia ⇒ A + elektron – drugie powinowactwo elektronowe;
jest zawsze ujemne
Dodatnie powinowactwo elektronowe – energia jest dostarczana
Ujemne powinowactwo elektronowe – energia jest uwalniana
W obrębie grupy –powinowactwo elektron. maleje ze wzrostem l. atomowej
W obrębie okresu –powinowactwo elektron. rośnie ze wzrostem l. atomowej
Największe powinowactwo wykazują początkowe pierwiastki 17 grupy (F, Cl).
Wszystkie gazy szlachetne mają ujemne powinowactwo elektronowe.
Ujemna energia oznacza, Ŝe układ A- jest niestabilny (oddaje elektron
z wydzielaniem się energii).
(Przyczyny zmian powinowactwa elektronowego naleŜy rozpatrywać
analogicznie jak w przypadku zmian energii jonizacji).
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych – powinowactwo elektronowe
Powinowactwo elektronowe wybranych pierwiastków kJ/mol
Numer grupy 1
2
13
15 17
18
Okres
1
1H
2He
+73
2
3Li
4Be
5B
7N
9F
10Ne
11Na
12Mg
3Al
15P
17Cl
18Ar
+60
3
<0
+53
<0
<0
+27
+43
-7
+328
+72 +349
<0
<0
DuŜe powinowactwo elektronowe oznacza, Ŝe pierwiastek chętnie
występuje jako jon ujemny (duŜa energia jest potrzebna do oderwania
elektronu). Małe powinowactwo elektronowe – niewielka energia
wystarczy do oderwania elektronu. Ujemne powinowactwo elektronowe
wskazuje, Ŝe jon ujemny jest tak nietrwały, Ŝe oddaje energię przy
utracie elektronu ( minimum energii osiąga bez elektronu).
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych – elektroujemność
• Elektroujemność jest miarą skłonności atomu do przyciągania elektronów
podczas tworzenia wiązania chemicznego.
• Pierwiastki elektroujemne - w reakcjach chemicznych przyłączają elektrony
lub tworzą jony ujemne
• Pierwiastki elektrododatnie - w reakcjach chemicznych oddają elektrony
lub tworzą jony dodatnie
Elektroujemność jest proporcjonalna do sumy powinowactwa
elektronowego i energii jonizacji (średnia wartość wg skali Mullikena)
Według skali Paulinga: elektroujemność zmienia się w zakresie 0,7 ÷4,
wyraŜana jest w jednostkach bezwymiarowych
F: 4 (najbardziej elektroujemny)
Cs: 0,7 (najbardziej elektrododatni)
Pierwiastki z bloku s i p - elektroujemność w grupach ↓ w okresach ↑
Pierwiastki z bloku d - zaleŜność ta nie zawsze jest spełniona
Znajomość elektroujemności jest potrzebna do oceny charakteru wiązań
chemicznych
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych – elektroujemność
Układ okresowy zawierający liczbowe wartości elektroujemności
w skali Paulinga
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych – elektroujemność
Układ okresowy zawierający liczbowe wartości elektroujemności
w skali Paulinga
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych
Powinowactwo elektronowe:
A¯ ⇒ A
Energia jonizacji:
A ⇒ A+
Elektrododatność
OKRESY
MAX
MAX
GRUPY
GRUPY
OKRESY
Elektroujemność
MAX
powinowactwo elektronowe
energia jonizacji
elektroujemność
elektrododatność
Okresowość właściwości pierwiastków
chemicznych
http://www.kurssikory.pl/contents/pliki/materialy/KM9DCH000.pdf