Konfiguracja elektronowa pierwiastków

We współczesnym układzie okresowym pierwiastków zawarte są kolumny pionowe zwane
grupami i kolumny poziome zwane okresami. Każdy okres rozpoczyna się od bardzo
reaktywnego metalu, a kończy niemetalem. Wyróżniamy 7 okresów, oznaczonych kolejno
cyframi arabskimi od 1-7. Część grup pierwiastków rozpoczynających się od okresu 1 lub 2
zalicza się to tzw. grupy głównej UOP i oznacza się cyframi rzymskimi z literą A. Mamy,
więc 8 grup głównych oznaczonych kolejno symbolami:.
IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,VIII.
Inne grupy rozpoczynają się od okresu 4 i nazywamy je grupami pobocznymi. Oznacza się je
cyframi rzymskimi z literą B ( mamy 8 grup pobocznych). Na dole układu okresowego
znajdują się lantanowce i aktynowce, zwanych pierwiastkami ziem rzadkich.
Każda z grup oznaczona jest nie tylko liczbami (rzymskimi lub arabskimi),ale również nosi
nazwę od swojego przedstawiciela o najniższej masie atomowej : 1-litowce
2- berylowe
3 – borowce
4 – węglowce
5- azotowce
6- tlenowce
7- fluorowce
Każdy pierwiastek UOP ma swoje miejsce, w którym obok symbolu i nazwy pierwiastka,
umieszczone są jego masa i liczba atomowa. Liczbę atomową uznaje się za podstawę
uszeregowania pierwiastków – liczba atomowa Z = liczba protonów w jądrze.
Pierwiastki danej grupy stanowią niejako wspólną rodzinę, bowiem posiadają podobne
właściwości fizyczne i chemiczne. Biorąc pod uwagę dwie krańcowo rozmieszone grupy
główne IA i VIIA, możemy dostrzec pewne charakterystyczne kierunki zmian właściwości
pierwiastków.
Pierwiastki grupy 1 są metalami, mają właściwości zasadotwórcze, ich wodorotlenki są
mocnymi zasadami i to tym mocniejszymi, im pierwiastek znajduje się bliżej lewego dolnego
narożnika UOP. Reaktywność tych metali również zwiększa się w tym kierunku. Wodorki
litowców i same litowce w stanie wolnym są silnymi reduktorami i to tym silniejszymi, im
większa jest masa atomowa pierwiastka. W tym samym kierunku (lewy, dolny narożnik)
zmniejsza się elektroujemność pierwiastków i rośnie promień atomu.
17 grupa UOP to 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. Najmocniejszym
kwasem tlenowym jest kwas chlorowy (VII) - HClO4, zaś w przypadku kwasów
beztlenowych moc kwasów można przedstawić następująco: HCl < HBr < HI
Reaktywność chemiczna fluorowców rośnie w kierunku prawego, górnego narożnika UOP.
W tym samym kierunku rośnie elektroujemność pierwiastków, a więc ich niemetaliczność.
W obrębie okresów układu okresowego pierwiastków obserwuje się (wraz ze wzrostem liczby
atomowej) zmianę właściwości od metalicznych do niemetalicznych oraz wzrost
elektroujemności.
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. Takie pierwiastki
nazywamy amfoterami. Każdy okres zamknięty jest gazem szlachetnym, tworzącym grupę
VIIIA.
W taki sposób łatwo można odczytać z położenia w UOP właściwości pierwiastków grup: 1,
2, 13–17, czyli tzw. grup głównych.
Pierwiastki grup 3 – 12 (IIIB - VIIB) 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).
Takie pierwiastki jak wanad, chrom, mangan, tylko na niższych stopniach utlenienia ( niższej
wartościowości) zachowują się jak metale. W miarę wzrostu stopnia utlenienia ich charakter
metaliczny maleje, natomiast wzrasta charakter niemetaliczny.
Bardzo ważnym elementem poza właściwościami fizycznymi i chemicznymi, dla każdego
chemika jest z pewnością wartościowość.
Wartościowością określa się zdolność atomu do utworzenia określonej liczby pojedynczych
wiązań w cząsteczce.
Liczbę tę można odczytać z układu okresowego, a dokładnie z grup głównych. Numer grupy
informuje, bowiem o maksymalnej wartościowości pierwiastków wchodzących w różne
związki chemiczne. Tak np. pierwiastek węgiel jest wpisany w czwartek grupie UOP, stąd
jego max. wartościowość w związkach wynosi IV; natomiast chlor jest wpisany w siódmej
grupie – ma, zatem w związkach max. wartościowość VII. Poza tym pierwiastki zapisane w
grupach, oznaczone liczbą parzystą, przyjmują w związkach wartościowość parzystą,
natomiast pierwiastki znajdujące się w grupach o liczbach nieparzystych mają wartościowość
nieparzystą. Istnieje jednak kilka wyjątków od tej reguły. Np.tlen jest w związkach
najczęściej II-wartościowy, mimo że jest w grupie VI, fluor I-wartościowy, choć znajduje się
w grupie VII. Trudniej jest ustalić wartościowość, jaką przyjmują w związkach pierwiastki
wpisane w gr. poboczne. Wyprowadzane reguły są mniej ścisłe, więcej jest w nich wyjątków.
Jedna z reguł mówi, że prawie wszystkie pierwiastki grup pobocznych przyjmują w
związkach wartościowość II. Można również przyjąć regułę, że większość tych pierwiastków
osiąga maksymalną wartościowość odpowiadającą liczbie grupy, w której są umieszczone. Z
odczytywaniem informacji o max. wartościowości trzeba być jednak szczególnie ostrożnym
w stosunku do pierwiastków ulokowanych w grupach oznaczonych wyższymi liczbami. Tak
np. tylko 2 pierwiastki gr. ósmej tworzą związki , w których są VIII wartościowe, jest to ruten
i osm ( Ru i Os). Wszystkie pozostałe są najczęściej II i III wartościowe.
• WARTOŚCIOWOŚĆ WZGLĘDEM WODORU
NaH, MgH2, AlH3, SiH4, PH5, H2S, HCl
wartościowość względem wodoru rośnie do 4 grupy, a później spada.
• WARTOŚCIOWOŚĆ WZGLĘDEM TLENU
Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7
Wartościowość względem tlenu rośnie od 1-7 grupy.
Elektroujemność
Związki chemiczne, a także niektóre pierwiastki występują w postaci cząsteczek. Atomy
tworzące cząsteczki są połączone wiązaniami chemicznym. Rodzaj utworzonego wiązania
zależy od elektroujemności łączących się atomów.
Elektroujemnością pierwiastka nazywamy zdolność przyciągania elektronów.
Do ilościowego określenia elektroujemności powszechnie stosuje się skalę opracowaną przez
Linusa Paulinga. Skala ta to niemianowane liczby od 0,7 dla fransu i cezu do 4,0 dla fluoru.
Dużą elektroujemnością charakteryzują się niemetale. Atomy tych pierwiastków silniej wiążą
własne elektrony walencyjne, a w reakcjach chemicznych wykazują tendencję do
przyłączania obcych elektronów tworząc jony ujemne.
Metale mają małą elektroujemność, co jest równoznaczne ze zdolnością ich atomów do
oddawania elektronów. Aomy tych pierwiastków słabo łączą elektrony walencyjne i w
związku z tym w reakcjach chemicznych łatwo je oddają , przekształcając się w jony dodatnie
( kationy). Co wskazuje, że mają niską elektroujemność. Pierwiastki tego typu mają charakter
metaliczny.
W układzie okresowym elektroujemność rośnie w danym okresie wraz z numerem grupy
(wzrostem masy atomowej), a w grupie maleje ze wzrostem numeru okresu (wzrostem masy
atomowej). Elektroujemność wodoru znacznie różni się od elektroujemności innych
pierwiastków 1 grupy. Wodór nie jest więc litowcem.
Wprowadzona przez Paulinga skala elektroujemności umożliwia określenie rodzaju i
trwałości wiązań pomiędzy atomami pierwiastków.
Promień atomu
Promień atomu w dół każdej grupy rośnie, w okresie natomiast natomiast strony lewej do
prawej maleje. Promienie jonów są mniejsze lub większe od promieni atomów tworzących te
jony. Dla pierwiastków elektrododatnich promienie jonów są mniejsze od promieni atomów,
natomiast pierwiastkom elektroujemnym odpowiadają promienie jonów większe od promieni
ich atomów.
Energia jonizacji
Energia jonizacji, energia odpowiadająca usunięciu najsłabiej związanego elektronu z atomu
lub cząsteczki. Rozróżnia się pierwszą, drugą,. .. itd. energię jonizacji - odpowiadające
usunięciu kolejnych elektronów. Mierzy się ją za pomocą pomiarów spektroskopowych i
podaje w eV/atom.
Pierwsza energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania pierwszego elektronu z
powłoki walencyjnej atomu wbrew siłom przyciągania przez ładunek.
Im mniejszy jest promień atomu, czyli im bliżej jądra znajduje się elektron, tym większej
energii potrzeba do jego oderwania. Wzdłuż danego okresu, wraz ze wzrostem liczby
atomowej pierwiastka maleje promień atomu, a więc potencjał jonizacji rośnie (potrzeba
więcej energii) osiągając największą wartość u atomów mających oktet elektronowy w
powłoce zewnętrznej, czyli u gazów szlachetnych.
W obrębie tej samej grupy układu okresowego, od góry ku dołowi, wraz ze zwiększeniem się
liczby powłok elektronowych, wzrasta promień atomu, ale maleje potencjał jonizacji.
Druga, trzecia i dalsze potencjały jonizacji określające energię potrzebną do oderwania
każdego następnego elektronu są wyższe, ponieważ potrzebna jest większa energia do
oderwania elektronu z jonu dodatniego niż z elektroobojętnego atomu.
Powinowactwo elektronowe
Powinowactwo elektronowe, wartość efektu energetycznego towarzyszącego powstaniu
ujemnego jonu przez przyłączenie elektronu do atomu lub cząsteczki. Przyłączaniu
następnych elektronów odpowiadają kolejne powinowactwa elektronowe.
Największe powinowactwo elektronowe atomów w poszczególnych okresach układu
okresowego posiadają fluorowce.
Powinowactwo elektronowe jest to efekt energetyczny towarzyszący przyłączeniu przez atom
dodatkowego elektronu do swojej powłoki walencyjnej.
Im mniejszy jest promień atomu, tym silniej oddziałuje dodatnie jądro na elektron i tym
większe jest powinowactwo elektronowe tego atomu.
W obrębie danego okresu, idąc w układzie okresowym od lewej strony do prawej
,zmniejszaniu się promienie atomowych towarzyszy wzrost powinowactwa elektronowego
atomu.
W obrębie tej samej grupy, ze wzrostem promieni atomowych powinowactwo elekt. Będzie
malało.
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).
• W stanie stałym kruche i bez połysku metalicznego
• Mają najczęściej wysoką elektroujemność - w reakcjach chemicznych (z wyjątkiem gazów
szlachetnych: helu i neonu, które nie wchodzą w żadne reakcje) wykazują tendencję do
przyłączania elektronów pochodzących od atomów metali albo do uwspólniania elektronów,
w przypadku tworzenia wiązań z innymi niemetalami.
• Niemetale stanowią mniejszość wśród pierwiastków, są zazwyczaj kwasotwórcze, a w
roztworach wodnych występują najczęściej (oprócz kationu wodorowego, jonu amonowego,
kationu nitrozyliowego itp.) w postaci anionów (prostych lub złożonych).
• Za typowe niemetale są uważane: wszystkie pierwiastki występujące w temperaturze
pokojowej w stanie gazowym: helowce (hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon) oraz
wodór, azot, tlen, fluor i chlor, ciekły (w normalnych warunkach) brom, z ciał stałych zaś:
bor, węgiel (wszystkie jego odmiany alotropowe: grafit, diament, fullereny i in.), siarka i jod,
a zazwyczaj również krzem, fosfor i selen. Do niemetali bywają też zaliczane m.in. arsen
żółty i tellur bezpostaciowy. Z kolei krzem, z uwagi na jego półprzewodnikowe własności (i
przewodnictwo właściwe zbliżone do germanu), jest czasem zaliczany już raczej do
półmetali, podobnie jak odmiany fosforu czarnego oraz selen szary (czyli tzw. metaliczny,
który wykazuje własności fotoprzewodnikowe).
Tak więc jeden z podstawowych podziałów pierwiastków na metale, półmetale i niemetale
daje się dokładniej przeprowadzić dopiero po oddzielnym sklasyfikowaniu poszczególnych
odmian alotropowych (alotropia) każdego pierwiastka.
Konfiguracja elektronowa pierwiastków
Model powłokowy atomu (model Bohra)
Właściwości chemiczne, a także fizyczne pierwiastków zależą od ich położenia w układzie
okresowym pierwiastków. Można powiedzieć, że położenie pierwiastka w układzie
okresowym zależy od ilości elektronów na ostatniej powłoce (przynależność pierwiastka do
określonej grupy), oraz ilości powłok (położenie pierwiastka w okresie lub inaczej nr okresu).
Elektrony wokół jądra atomowego rozmieszczone są na powłokach, które nazywane są K, L.
M, N, O… itd. (pierwsza, znajdująca się najbliżej jądra powłoka nazywana jest powłoką K, a
kolejne nazywane są od kolejnych liter alfabetu). Elektrony znajdujące się na tej samej
powłoce różnią się nieznacznie energią, natomiast elektrony znajdujące się na dwóch różnych
powłokach różnią się znacznie energią.
Jeżeli ponumerujemy powłoki:
nr powłoki
Nazwa powłoki
1
K
2 3
L M
4
N
5
O
to liczby określające nr powłoki nazywane są główną liczbą kwantową n. Maksymalna ilość
elektronów na powłoce określona jest wzorem: Maksymalna ilość elektronów=2n2, czyli na
poszczególnych powłokach może być:
Nazwa powłoki
Nr powłoki
Maksymalna ilość elektronów na powłoce
KLM N
1 2 3 4
1 3
2 8
8 2
O
5
5
0
Możemy powiedzieć, że główna liczba kwantowa n określa maksymalną ilość elektronów na
powłoce, lub energię elektronu.
Każdy atom jest elektrycznie obojętny. W jądrze atomu znajdują się protony i neutrony
(noszą one wspólną nazwę nukleonów – składniki jądra). Jak nazwa wskazuje neutrony są
elektrycznie obojętne, natomiast protony posiadają jednostkowy ładunek elektryczny +1.
Elektrony posiadają ładunek -1 i w atomie liczba protonów w jądrze musi być równa liczbie
elektronów na wszystkich powłokach. Liczbę protonów (elektronów) w atomie rozpoznajemy
po liczbie atomowej (nazywaną również liczbą porządkową ponieważ wskazuje ona
położenie pierwiastka w układzie okresowym pierwiastków). Druga z liczb w układzie
okresowym pierwiastków nazywana jest masą atomową. Po zaokrągleniu do liczby całkowitej
(w górę lub w dół) nosi nazwę liczby masowej. W przypadku skandu liczba masowa A
wynosi 45, 44 (lub inne wartości bliskie 45). Liczba neutronów w jądrze równa jest liczba
neutronów w jądrze=A-Z.
Rozpisywanie elektronów na powłokach rozpoczynamy od:
a) rozpisania istniejących powłok (ilość powłok poznajemy po nr okresu)
b) rozmieszczenia elektronów na ostatniej powłoce, a następnie na powłokach najbardziej
wewnętrznych, poczynając od powłoki K, zgodnie ze wzorem: liczba elektronów=2n2.
Na ostatniej powłoce, zwanej powłoką walencyjną, znajdują się elektrony nazywane
elektronami walencyjnymi. Liczba tych elektronów równa jest numerowi grupy dla grup od nr
1 do 2, oraz nr grupy-10, dla grup o numerze większym od 10. Pierwiastki z grup od 3 do 12
są pierwiastkami grup pobocznych. Dla tych pierwiastków (z grup od 3 do 10) ilość
elektronów na ostatniej powłoce równa jest zawsze 2 (wyjątkiem są pierwiastki grupy 11, dla
których ilość elektronów na ostatniej powłoce równa jest 1, ale one uwzględnione są w
podanej wyżej regule
Dla przykładu rozpatrzmy rozmieszczenie elektronów (konfigurację elektronową) na
powłokach dla argonu 18Ar i 25Mn Argon leży w 3 okresie i 18 grupie, liczba atomowa 18. Ma
więc 3 powłoki (3 okres) K, L, M. Na ostatniej powłoce ma 18-10=8 elektronów, a na
pierwszej (K) 2 elektrony: K2LxM8. Z rachunku wynika, że na powłoce L musi mieć 18-28=8elektronów. Konfiguracja elektronowa argonu to K2L8M8.
Mangan leży w 4 okresie i 7 grupie. Ma więc 4 powłoki: K, L, M, N, a na ostatniej 2
elektrony. Jego konfigurację możemy już zapisać w postaci: K2L8MxN2, co daje 2+8+2=12
elektronów. Wszystkich elektronów posiada 25, czyli na powłoce M znajduje się 25-12=13
elektronów. Konfiguracja elektronowa manganu to: K2L8M13N2.
Model atomu wg Bohra nazywa się modelem planetarnym, ponieważ według tego modelu
elektrony krążą wokół jądra tak jak planety wokół słońca. Chociaż model ten tłumaczy
niektóre właściwości pierwiastków, chociażby chęć uzyskania oktetu elektronowego, czyli
uzyskania konfiguracji najbliższego gazu szlachetnego, to trudno przy jego pomocy
wytłumaczyć powstawanie wiązań.
Model kwantowy atomu (model Schrödingera)
Obecnie, aby przedstawić budowę atomu, oraz tworzenie się wiązań chemicznych korzystamy
z modelu opartego na mechanice kwantowej (modelu Schrödingera). Według tego modelu
elektrony w atomie znajdują się na orbitalach (nazywanych czasami podpowłokami).
Orbitalem nazywamy przestrzeń wokół jądra atomowego, w której mogą znajdować się
maksymalnie 2 elektrony. Kształt orbitalu wynika z rozwiązania równania Schrödingera i w
tym ujęciu, orbital jest niczym innym, jak funkcją matematyczną z pewnymi parametrami.
Każdej powłoce przyporządkowaliśmy wcześniej pewne liczby naturalne, które nazwaliśmy
główną liczbą kwantową n. Liczby te określają jednocześnie ilość typów orbitali (podpowłok)
w danej powłoce:
Główna liczba kwantowa n
Ilość typów orbitali (ilość podpowłok)
1 2 3 4
1 2 3 4
Pierwszym parametrem, w równaniu Schrödingera, określającym orbitale jest główna liczba
kwantowa n, która tak jak poprzednio określa energię elektronu w atomie, wielkość
orbitalu lub ilość typów orbitali.
Obok głównej liczby kwantowej n, istnieje poboczna liczba kwantowa l, która przyjmuje
wartości l=0 do l=n-1. Poboczna liczba kwantowa określa kształt orbitalu (oraz pośrednio
ilość różnych typów orbitali):
n
l
1 2
0 0, 1
3
0, 1, 2
4
0, 1, 2, 3
5
0, 1, 2, 3, 4
Jeżeli główna liczba kwantowa wynosi 5, to możemy mieć 5 rodzajów (typów) orbitali.
Rodzaje orbitali opisane są poboczną liczbą kwantową l, przyjmującą wartości 0, 1, 2, 3, 4.
Orbital opisany poboczną liczbą kwantową l=0 nazywany jest orbitalem typu s (od słowa
single – główny). Jeżeli l=1, to orbital opisany taką poboczną liczbą kwantową nazywany jest
orbitalem p (od słowa principal – główny). Kolejne orbitale nazywane są d dla l=2, f dla l=3,
g dla l=4 itd. (dalsze orbitale przyjmują nazwy od kolejnych liter alfabetu). Dla głównej
liczby kwantowej n, jest tyle typów orbitali, ile jest pobocznych liczb kwantowych. Na
przykład dla głównej liczby kwantowej 5 (jest 5 typów orbitali) ponieważ mamy 5
pobocznych liczb kwantowych, które przyjmują wartości: 0, 1, 2, 3, 4.
Każdy typ orbitalu musi być umiejscowiony w przestrzeni. Rozmieszczenie orbitalu w
przestrzeni opisuje magnetyczna liczba kwantowa m, która przyjmuje wartości m≥l oraz m≤l.
Oczywiście magnetyczna liczba kwantowa m określa nam ilość orbitali danego typu.
Jeżeli n=1, to l=0 i m=0. Oznacza to, że istnieje tylko 1 orbital typu s. Dla n=2 l może przyjąć
wartości 0 i 1. Dla l=0 m=0, czyli dla głównej liczby kwantowej 2 istnieje jeden orbital typu
s, oznaczany jako 2s, ale dla l=1 (czyli dla orbitalu 2p) możemy przypisać magnetyczne
liczby kwantowe m=-1, 0, 1. Oznacza to, że mamy 3 orbitale typu 2p. W poniższej tabeli
zebrane zostały typy orbitali dla głównej liczby kwantowej n=5:
główna liczba
kwantowa
poboczna liczba
kwantowa
typ orbitalu
5
0
1
2
s
p
d
magnetyczna liczba
kwantowa
0
-1,
0, 1
-2, -1, 0, 1, 2
ilość orbitali
danego typu (l+1)
1
3
5
kształt orbitalu
2.1-1.
3
4
f
g
-3, -2, - -4, -3, -2, 1, 0, 1, 1, 0, 1, 2,
2, 3
3, 4
7
9