Temat: Uklad okresowy pierwiastków

x60Temat:
Uklad
okresowy pierwiastków
Układ okresowy pierwiastków zwany jest również TABLICĄ MENDELEJEWA. Dymitr
Mendelejew (1834 – 1907) był to rosyjski chemik, profesor chemii technicznej i
nieorganicznej uniwersytetu w Sankt Petersburgu, członek PAU. Ten wybitny człowiek jest
twórcą PRAWA OKRESOWOŚCI na podstawie, którego w 1869r. ( niezależnie od J. L.
Mayera). Zaproponował graficzne zestawienie znanych ówcześnie pierwiastków. Prowadził
też badania nad katalizą, ropą naftową i roztworami a także w dziedzinie metroligii.
Opracował
metodę
produkcji
prochu
bezdymnego.
Prawo okresowości (periodyczności), empiryczne prawo odkryte w 1869r. Stwierdza, że
własności chemiczne i fizyczne ulegają cyklicznym zmianą od pierwiastków o niższych
masach atomowych do pierwiastków o wyższych masach atomowych (we współczesnym
sformułowaniu prawa okresowości masa atomowa została zamieniona liczbą atomową). W
tabeli układu okresowego przewidziane były miejsca dla prawdopodobnie istniejących, a nie
odkrytych jeszcze pierwiastków. W kilku miejscach przestawiono kolejność pierwiastków,
uznając podobieństwo właściwości pierwiastków w tej samej grupie za ważniejsze od ich
masy atomowej (np. jod o masie 126,9 u został umieszczony za tellurem o masie 127,6 u aby
zgodnie z właściwościami, znaleźć się w tej samej grupie, co fluor, chlor i brom. Mendelejew
pozostawił miejsce np. przed glinem, dla eka – glinu lub krzemem dla eka – krzemu. Ponadto
na podstawie ich położenia w swojej tabeli określił, jakie powinny być ich przybliżone masy
atomowe
i
właściwości.
Układ okresowy pierwiastków podany przez Mendelejewa składał się z rzędów poziomych
(okresów) i pionowych (grup), przy czym grupy tworzyły pierwiastki o zbliżonych
własnościach. Puste miejsca zostały pozostawione dla odkrytych później: skandu, galu,
germanu,
itru,
technetu,
indu,
ceru
i
renu.
Przykładami własności pierwiastków podlegających prawu okresowości są m.in. objętość
atomowa, energia jonizacji, powinowactwo elektronowe, elektroujemność, promień atomowy,
promień jonowy, gęstość, własności metaliczne i niemetaliczne, temperatura topnienia i
wrzenia,
aktywność
i
inne.
Część grup rozpoczyna się od okresu 1 lub 2. Są to tzw. GRUPY GŁÓWNE. Rozmieszczone
są one z lewej i prawej strony układu okresowego i oznaczone są liczbami 1, 2, 13, 14, 15, 16,
17, 18, tworzące bloki s i p, przy czym pierwiastki z 18 grupy to pierwiastki gazowe o
całkowicie zapełnionej ostatniej powłoce elektronowej, nazywane z racji swej bierności
chemicznej
gazami
szlachetnymi.
Pierwiastki grup głównych – bloków s i p zajmują skrajne części tablicy Mendelejewa. W
części środkowej znajdują się pierwiastki grup przejściowych ( pobocznych), czyli pierwiastki
bloku d. Pierwiastki bloku f zostały wyodrębnione w dwa szeregi u dołu tablicy jako
lantanowce (wypełniające orbital 4f)i aktynowce ( wypełniają orbital 5f)
Nazwy grup głównych wywodzą się od nazw pierwiastka w grupie.
1
LITOWCE
Wodór i metale, które z uwagi na dużą reaktywność chemiczną nie występują w stanie
wolnym. Najczęściej spotykanymi pierwiastkami w są sód i potas (występują w minerałach)
Inne litowce również występują w minerałach, jednak w znacznym rozproszeniu. Litowce są
srebrzystobiałe i bardzo miękkie. Twardość maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej.
Litowce maja małą gęstość. Lit jest najlżejszym metalem a sód i potas pływają po wodzie.
Temperatury topnienia i wrzenia a wrzenia litowców jest bardzo niska ( np. temp. Topnienia
sodu wynosi 98 ). Właściwości te są konsekwencją dużych promieni atomowych i faktu,
że 881 każdy atom dostarcza tylko jednego elektronu do wiązania metalicznego. Litowce we
wszystkich związkach występują na +I stopniu utlenienia. Ulegają reakcjom z tlenem, wodą,
kwasami, i z innymi niemetalami ( w wodorem bezpośrednio a z innymi po ogrzaniu).
2.
BERYLOWCE
Metale srebrzystobiałe należące do 2 grupy układu okresowego. Żaden z berylowców nie
występuje w stanie wolnym, gdyż wykazuje dużą reaktywność chemiczną. Występują w
minerałach (np. magnezyt, węglan wapnia, marmur, gips), a rad towarzyszy złożom uranu (i
został odkryty przez Marie Curie – Skłodowską). Beryl jest stosunkowo twardy, lecz
pozostałe berylowce są coraz miększe a miękkość wzrasta wraz ze wzrostem liczby
atomowej. Wraz ze wzrostem promienia atomowego wzrasta reaktywność i maleje energia
jonizacji. Berylowce występują na +II stopniu utlenienia i reagują z tlenem (tworząc tlenki
rozpuszczalne w wodzie i przechodzące w kationy), z zasadami, z wodą ( są mniej energiczne
od litowców), a wodorotlenkami, kwasami. Rozpuszczone w wodzie powodują jej twardość.
3.
BOROWCE
Bor jest pierwiastkiem rzadko występującym a w stanie wolnym wcale nie występuje.. jest
niemetalem natomiast pozostałe pierwiastki w tej grupie jak większość metali są
srebrzystobiałe. Natomiast glin jest bardzo rozpowszechnionym pierwiastkiem dającym się
łatwo walcować, toteż tworzone są z niego przewody elektryczne i druty. Dobrze przewodzi
nie tylko prąd elektryczny, ale również ciepło, natomiast jest mało wytrzymały na rozerwanie.
Trójelektronowa powłoka walencyjna (s2p1) determinuje maksymalny stopień utlenienia +III,
znane są jednak związki borowców na niższych stopniach utlenienia (np.+I w Tl20).
Wchodzą w reakcje z tlenem, wodorem, innymi niemetalami, kwasami.
4.
WĘGLOWCE
Główny pierwiastek tej grupy – węgiel, jest składnikiem węgli kopalnych, antracytu, węgla
kamiennego, węgla brunatnego i torfu. Ponadto wchodzi w skład milionów związków
organicznych. Następny po węglu jest krzem, który w stanie wolnym nie występuje, tworzy
natomiast krzemionki i glinokrzemionki. German występuje w nieznacznych ilościach i to
jedynie w związkach, dlatego został odkryty stosunkowo późno. Cyna również nie występuje
w stanie wolnym, natomiast ołów występuje w niewielkich ilościach w postaci rodzimej. W
miarę wzrostu liczby atomowej następuje zmiana własności pierwiastków od niemetalicznych
do metalicznych ( węgiel jest niemetalem, krzem i german mają własności półmetaliczne, a
cyna i ołów są metalami). Wszystkie węglowce są ciałami stałymi. Węgiel występuje w
postaci dwóch krystalicznych odmian alotropowych występujących w przyrodzie: diamentu i
grafitu. Krzem i german występują tylko w jednej odmianie krystalicznej, której odpowiada
sieć krystaliczna diamentu. Ołów ma sieć przestrzenną typową dla metali. Cyna natomiast ma
3 odmiany alotropowe. Węglowce występują głównie na +IV stopniu utlenienia, ale w
związkach z metalami i w metanie węgiel występuje na –IV stopniu utlenienia lub, w CO na
+II stopniu utlenienia. Niemetale z 14 grupy tworzą połączenia z metalami tzw. Węgliki i
krzemionki. Wchodzą w reakcje z tlenem, wodorem, metalami i innymi niemetalami.
5.
AZOTOWCE
Głównym pierwiastkiem znajdującym się w tej grupie jest azot, który występuje w stanie
wolnym w powietrzu stanowiąc jego 79%, występuje również w minerałach (saletra chilijska,
indyjska, wapniowa) oraz jest składnikiem substancji organicznych (białek, aminokwasów
itp.), Następnym pierwiastkiem tej grupy jest fosfor, który nie występuje w stanie wolnym,
ale w związkach zawierających ortofosforan wapnia. Arsen, antymon i bizmut są mało
rozpowszechnione i występują w niewielkich ilościach w stanie wolnym lub w postaci
tlenków i siarczków. Wraz ze wzrostem liczby atomowej maleje elektroujemny
(niemetaliczny) charakter azotowców i jednocześnie wzrasta charakter metaliczny. Azotowce
występują na –III stopniu utlenienia - w związkach z wodorem i metalami, oraz na +III i +V
w związkach z niemetalami. Azot występuje na stopniach utlenienia od –III do +V. Wchodzą
w
reakcje
z
tlenem,
metalami
i
z
innymi
niemetalami.
6.
TLENOWCE
Tlen – pierwszy pierwiastek z tej grupy występuje w stanie wolnym w powietrzu, ale również
znajduje się w minerałach i w wodzie. Stanowi również składnik tkanek roślinnych i
zwierzęcych. Siarka występuje w minerałach i samodzielnych złożach. W minerałach: galen,
piryt, blena cynkowa, cynober i chelkopirit. Tlen, siarka, i selen są niemetalami, tellur jest
półmetalem a polon metalem. Tlenowce wykazują znaczną reaktywność, malejącą ze
wzrostem liczby atomowej. Atomy wszystkich tlenowców posiadają 6 elektronów
walencyjnych i oktet otrzymują przez uwspólnienie lub przyłączenie dwóch elektronów. Tlen
różni się od pozostałych pierwiastków tej grupy, ponieważ posiada znacznie większą
elektroujemność, toteż występuje na ujemnych stopniach utlenienia, głównie –II ( lub –I w
nadtlenkach). Pozostałe tlenowce występują oprócz na –II stopniu utlenienia również na +IV i
+VI. Wchodzą w reakcje z tlenem, wodorem, i innymi niemetalami.
7.
FLUOROWCE
Żaden fluorowiec nie występuje w stanie wolnym. Jest to grupa pierwiastków bardzo
reaktywnych o dużej elektroujemności. Atomy fluorowców mają aż 7 elektronów
walencyjnych, więc łatwo pobierają elektron przechodząc w aniony. W miarę wzrostu liczby
atomowej zwiększa się liczba powłok elektronowych fluorowców. Maleje energia uwalniania
przy pobieraniu elektronu, zmniejsza się elektroujemność i w konsekwencji reaktywność.
Fluor, najbardziej elektroujemny ze wszystkich pierwiastków, występuje zawsze na –I stopniu
utlenienia. Pozostałe fluorowce mogą występować na różnych stopniach utlenienia w
przedziale od –I do +VII, a głównie na –I, +I, +III, +V i +VII. Wchodzą w reakcje z
metalami, tlenem, wodorem, innymi niemetalami, wodą i roztworem halogenku.
8.
HELOWCE
To wszystkie gazy zwane szlachetnymi, ich drobiny są jednoatomowe i występują w
powietrzu w niewielkich ilościach. Tworzą trwałe związki tylko w temperaturach bardzo
niskich
(związki
helu
nie
są
znane)
Pierwiastki tzw. Grup głównych, należące do okresu n (n – główna liczba kwantowa ostatniej
powłoki atomów pierwiastków w tym okresie), zabudowują podpowłokę (n – 1)d, (n=4, 5, 6)
noszą
nazwę
zewnętrznoprzejściowych:
MIEDZIOWCE
CYNKOWCE
SKANDOWCE
TYTANOWCE
WANADOWCE
CHROMOWCE
MANGANOWCE
ŻELAZOWCE
KOBALTOWCE
NIKLOWCE
Natomiast pierwiastki rozbudowujące podpowłokę (n-2)f, (n=6,7) wewnątrzprzejściowych.
Szeregi pierwiastków wewnątrzprzejściowych (lantanowców i aktynowców) są zwykle
wyłączone poza tablicę właściwą. Lantanowce tworzą najczęściej trójdodatnie kationy w
wyniku utraty dwóch elektronów s i jednego elektronu d. Są, więc typowymi metalami. W
bloku f spotykane jest częściej niż w innych blokach zjawisko większego podobieństwa w
obrębie okresu niż w obrębie grupy. Widocznie odmienna budowa rdzeni w atomie
lantanowca i odpowiedniego aktynowca bardziej wpływa na zróżnicowanie cech tych
pierwiastków niż pojawienie się nowego elektronu walencyjnego w trzeciej od zewnątrz
powłoce. Wniosek ten wypływa między innymi z porównania stopni utlenienia lantanowców i
aktynowców
w
ich
stałych
związkach.
Pierwiastek chemiczny, zbiór atomów o tej samej liczbie atomowej. Atomy danego
pierwiastka chemicznego mogą się różnić liczbą neutronów, a zatem i masą jądra. Atomy
takie nazywamy izotopami danego pierwiastka. Niektóre pierwiastki chemiczne tworzą
odmiany
alotropowe
(alotropia).
Przemiany jednych pierwiastków w inne zachodzą samorzutnie w przypadku pierwiastków
promieniotwórczych (promieniotwórczość naturalna), a w przypadku innych pierwiastków
tylko w wyniku bombardowania jąder atomowych wysokoenergetycznymi cząstkami(np.
protonami,
deuteronami,
cząstkami
α)
lub
powolnymi
neutronami.
Pierwiastki chemiczne najogólniej dzielimy na metale, niemetale i półmetale. Większość z
nich występuje we Wszechświecie w związkach chemicznych lub w postaci mieszaniny
izotopów. Natomiast pierwiastki chemiczne o liczbie atomowej większej od 92 otrzymywane
są w wyniku sztucznych reakcji jądrowych. Obecnie znanych jest 118 pierwiastków
(usystematyzowanych w układzie okresowym pierwiastków chemicznych) odpowiadających
liczbom
atomowym
od
1
do
118.
Metale, dobrze przewodzące ciepło i elektryczność pierwiastki chemiczne, odznaczające się
zazwyczaj kowalnością i charakterystycznym połyskiem. Mają najczęściej niską
elektroujemność, w reakcjach chemicznych wykazują tendencję do oddawania elektronów. W
temperaturze pokojowej wszystkie metale, z wyjątkiem rtęci, występują w stałym stanie
skupienia
(tworzą
tzw.
kryształy
metaliczne).
Na 111 znanych obecnie pierwiastków 88 stanowią metale. Zależnie od gęstości metale dzieli
się na metale lekkie oraz metale ciężkie. Z uwagi na położenie w układzie okresowym
pierwiastków (wynikające z budowy ich atomów) można je podzielić na metale grup
głównych,
wraz
z
cynkowcami,
oraz
metale
przejściowe.
Półmetale, pierwiastki posiadające charakter pośredni pomiędzy metalami i niemetalami: bor,
krzem, german, arsen, antymon, selen, tellur. Półmetale są półprzewodnikami.
Niemetale, niepoprawnie metaloidy, pierwiastki chemiczne będące słabymi przewodnikami
elektryczności (izolatorami bądź półprzewodnikami) oraz zazwyczaj również ciepła
(wyraźnym
wyjątkiem
jest
tu
diament).
Tylko nieliczne pierwiastki występują w przyrodzie w stanie atomowym. Większość wiąże
się z innymi atomami, tworząc w ten sposób cząsteczki. Mogą to być cząsteczki
pierwiastków, zbudowane z takich samych atomów, albo też cząsteczki związków
chemicznych, tworzone przez atomy różnych pierwiastków. Takie zachowanie atomów jest
zgodne z ich dążnością do uzyskania konfiguracji elektronów na zewnętrznej powłoce
elektronowej, zapewniając im minimum energetyczne i bierność chemiczną. Warunek ten jest
spełniony, gdy zewnętrzne orbitale atomowe osiągną konfiguracje elektronową nieaktywnych
chemicznie pierwiastków grupy 18. Pożądaną konfigurację atomy uzyskują, wchodząc w
kontakt z innymi atomami. Dochodzi wówczas do wzajemnego oddziaływania elektronów
walencyjnych tych atomów, a takie oddziaływania noszą nazwę wiązania chemicznego.
Według elektronowej teorii wiązań chemicznych, sformułowanej przez Walthera Kossela i
Gilberta Newtona Lewisa w 1916r., reagujące ze sobą atomy dążą do uzupełnienia
walencyjnej (zewnętrznej) powłoki elektronowej lub do zredukowania do powłoki
najbliższego helowca. Pierwiastki tej grupy mają na powłoce walencyjnej 8 elektronów
stanowiących tzw. Oktet elektronowy lub jak w przypadku helu- dublet elektronowy. Sposób,
a jaki następuje uzupełnianie lub redukcja elektronów walencyjnych, zależy od
elektroujemności
danego
pierwiastka.
Elektroujemność jest miarą zdolności przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka
( w wiązaniu kowalencyjnym). Ilościowo elektroujemność określa się w liczbach według
skali ułożonej przez Linusa Carla Paulinga na podstawie wiązań energii między atomami.
Niska elektroujemność cechuje pierwiastki metaliczne, zaś wysoka niemetale. Zgodnie z tym
najbardziej metalicznym pierwiastkiem jest cez o elektroujemności 0,7 (lub sztucznie
otrzymywany frans – elektroujemność 0,7), który najsłabiej przyciąga elektrony i łatwo
oddaje w kontaktach z innymi atomami. Przeciwnie zachowuje się najbardziej elektroujemny
fluor, o elektroujemności 4. pierwiastki metaliczne o niskiej elektroujemności nazywa się
pierwiastkami, elektrododatnimi, czyli łatwo oddającymi elektrony. Elektroujemność
pierwiastków
zależy
od
ich
położenia
w
układnie
okresowym.
Elektroujemność
skala
paulinga
położenie
Atomy poszczególnych pierwiastków tworzą różną liczbę wiązań, od jednego do ośmiu.
Liczba wiązań chemicznych, które tworzy atom danego pierwiastka w cząsteczce związku
chemicznego, jest nazywana wartościowością formalną. Pierwiastki mogą zmieniać
wartościowość w zależności od partnera, z którym tworzy związek chemiczny, lub z
zależności od warunków przeprowadzania reakcji ( większość pierwiastków wykazuje
zmienną
wartościowość).
Podstawę współczesnego układu pierwiastków stanowi ich konfiguracja elektronowa
wyznaczająca
podział
na
bloki:
s,
p,
d,
f.
- Blok s obejmuje pierwiastki grupy 1 i 2. Atomy tych pierwiastków w zewnętrznej powłoce
elektronowej n mają tylko jedną podpowłokę (orbital) s zapełnioną jednym (s1) lub dwoma
elektronami
(s2)
- Blok p obejmuje pierwiastki grup od 13 do 18. Zewnętrzna powłoka elektronowa n atomów
tych pierwiastków składa się z dwóch podpowłok (orbiitali): zapełnionej podpowłoki s (s2) i
podpowłoki p, zawierającej od 1 do 6 elektronów (od p1 do p6)
- Pierwiastki grupy 18, kończące kolejne okresy układu, maja zapełnione podpowłoki s (s2 –
w przypadku helu) lub podpowłoki s i p (s2p6 – pozostałe pierwiastki grupy)
- Blok d obejmuje pierwiastki grup od 3 do 12. atomy tych pierwiastków w zewnętrznej
powłoce elektronowej n mają jedną podpowłokę s zajętą przez 1 lub 2 elektrony. Kolejne
elektrony uzupełniają wewnętrzną (n – 1) podpowłokę d, która może przyjąć od 1 do 10
elektronów
(od
d1
do
d10).
- Blok f tworzą lantanowce i aktynowce. W atomach tych pierwiastków, przy zapełnionych
powłokach zewnętrznych, kolejne elektrony umieszczone są na wewnętrznej (n – 2)
podpowłoce
f,
tworząc
konfiguracje
elektronową
(
od
f4
do
f14).
Okresowość fizycznych i chemicznych właściwości pierwiastków spowodowana jest
regularnym powtarzaniem się analogicznych konfiguracji walencyjnych. O strukturze układu
okresowego decyduje kolejność zapełniania elektronami poszczególnych powłok i
podpowłok. Pierwiastki o wspólnej konfiguracji walencyjnej, tworzące grupę, mają zbliżone
własności chemiczne. Niewielkie różnice we właściwościach tych pierwiastków
uwarunkowane są odmienną budową rdzenia. Wynika z tąd wniosek o dominującym wpływie
elektronów walencyjnych na właściwości pierwiastków i drugi wniosek, że budowa rdzenia
nie pozostaje bez wpływu na cechy chemiczne, ale wpływ ten jest wielokrotnie słabszy. Masy
atomowe pierwiastków nie zmieniają się w sposób okresowy, jak inne właściwości,
praktycznie, bowiem nie zależą od liczby elektronów tylko od jądra.
Zmiany wartości promieni atomowych następują periodycznie, mimo że masa atomowa stale
wrasta niemal liniowo. Masa atomowa jest, bowiem uzależniona od składu jądra. O objętości
atomu decyduje, zatem czynnik zupełnie inny niż masa. W miarę przybywania elektronów
rośnie ładunek jądra +Z, elektrony są coraz silniej przyciągane przez jądro i kurczą się
rozmiary chmury elektronowej. Dlatego w obrębie okresu następuje systematyczne
zmniejszanie się promieni atomowych. Ponowny wzrost promienia atomowego w atomie
pierwiastka rozpoczynającego okres jest wywołany pojawieniem się nowej powłoki
elektronowej.
Układ Okresowy nie jest układem zamkniętym, ponieważ przewiduje się miejsca dla dalszych
pierwiastków,
sztucznie.
które
mogą
być
w
przyszłości
odkryte,
czy
tez
wytworzone