Ch_w2_13.10 (Naprawiony)

Ch_w2_13.10 (Naprawiony).doc
(55 KB) Pobierz
Układ okresowy pierwiastków
Układ okresowy pierwiastków – zestawienie wszystkich pierwiastków chemicznych w postaci rozbudowanej tabeli,
uporządkowanych wg ich rosnącej liczby atomowej, grupujące pierwiastki wg ich cyklicznie powtarzających się
podobieństw właściwości, zgodnie z prawem okresowości Dmitrija Mendelejewa (1896).
Budowa układu okresowego pierwiastków
Nr 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
grupyIA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIBVIIIBVIIIBIB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
lowceskandanowcetytanowcewanadowcechromowcemanganowceżelazowcekobaltowcenikielowcemiedzianowcecynkowceborowcewęglowceazotowc
Grupy, to pionowe kolumny w układzie
Okresy, to poziome szeregi w układzie
1-18 – obecnie stosowana numeracja grup
Poza główna tablicą układu znajdują się dwie grupy: lantanowce i aktynowce.
Mendelejew twierdził, ze własności chemiczne i fizyczne pierwiastków zmieniają się w sposób ciągły, ale powtarzają się
okresowo, jeśli ułoży się je wg wzrastającego ciężaru atomowego. Za podstawę porównania pierwiastków przyjął
podobieństwo wartościowości w stosunku do tlenu i wodoru. Pierwiastki ułożone w porządku wzrastającego ciężaru
atomowego przejawiają wzrost wartościowości względem tlenu od 1 do 7. Zmiana wartościowości pierwiastków
względem wodoru jest inna, początkowo wzrasta od 1 do 4, a potem zmniejsza się do jedności.
Uszeregowane na tej zasadzie pierwiastki wykazały powtarzające się podobieństwo chemiczne najpierw co 1, a następnie
co 17 pierwiastków. Szereg pierwiastków pomiędzy dwoma jednowartościowymi metalami o zbliżonych własnościach
chemicznych i fizycznych nazwał Mendelejew okresem.
Okres krótki zawierał 67 pierwiastków, okres długi 0- 17. Po odkryciu gazów szlachetnych i wstawieni ich do tablicy
powtarzanie własności okresowości wynosi co 8 oraz co 18 pierwiastków.
Wygląd współczesnego układu okresowego
Współczesny wygląd układu okresowego zawdzięczamy Nielsowi Bohrowi, który podzielił go na grupy i okresy. Grupy
wypisuje się w kolumnach, a okresy w rzędach. Grupy dzieli się na grupy główne i grupy poboczne. W grupach głównych
okresy występują co 8 kolejnych atomów, co wynika z faktu, z na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści
się dokładnie 8 elektronów. W grupach pobocznych sprawy mocno się komplikują, gdyż kolejne powłoki elektronowe
mają coraz więcej miejsca dla elektronów. W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują
orbitale typu: s i p, w grupach pobocznych orbitale: s i d, a w grupie lantanowców i aktynowców orbitale: s, d i f. Jest to
podstawą do podzielenia układu okresowego na bloki: s i p (grupy główne), d (grupy poboczne) oraz f( lantanowce i
aktynowce)
Konfiguracja elektronowa
Za pomocą układu okresowego można łatwo podać konfigurację elektronową atomów pierwiastków analizując
położenie pierwiastka w układzie okresowym. Wartość głównej liczby kwantowej ostatniej orbity określa pozioma
współrzędna położenia pierwiastka w układzie okresowym, czyli liczba charakteryzująca okres. np. sód leży w układzie
okresowym w trzecim okresie, co oznacza, ze główna liczba kwantowa powłoki walencyjnej równa jest 3. Jod leży w
piątym okresie, zatem główna liczba kwantowa ostatniej powłoki wynosi 5.
Pionowa współrzędna układu okresowego wyznacza grup danego pierwiastka. Przynależność pierwiastka do określonej
grypy determinuje liczba elektronów na ostatniej n=tej orbicie. Ściśle odnosi się to do pierwiastka grup głównych *pie
Zmiany właściwości pierwiastków w grupach i okresach
Kolejność ułożenia pierwiastków w okresach i podział na grupy jest obrazem stopniowania własności chemicznych i
fizycznych w kierunku poziomym i pionowym siatki tablicy układu okresowego,
W grupie IX umieszczone są gazy szlachetne.
Stopniowanie własności pierwiastków przejawia się we własnościach ich związków. Na przykład własności kwasowe
pierwiastków wzrastając do lewej strony ku prawe, własności zasadowe – w kierunku przeciwnym./
W poszczególnych grupach, licząc w kierunku pionowym ku dołowi, aleje moc kwasów tlenowych, ale wzrasta moc zasad.
Rozważając budowę układu okresowego i nie biorąc pod uwagę helowców, możemy stwierdzić, że w górnym, prawym
rogu tablicy znajdują się pierwiastki o najsilniej zaznaczonym charakterze kwasotwórczym – a w dolnym, lewym rogu –
pierwiastki tworzące najsilniejsze zasady.
Pierwsze dwie grupy główne grupują atomy o mniej lub bardziej wyraźnych własnościach niemetalicznych. Wreszcie
grupa ostatnia to gazy szlachetne.
Przechodząc w obrębie jednej grupy w dół ( w kierunku coraz wyższej liczby atomowej) następuje we wszystkich grupach
wzrost własności metalicznych, co przejawia się spadkiem typowych własności niemetalicznych.
Stać najbardziej metaliczny jest pierwiastek występujący na samym dole grupy I – frans, a najbardziej niemetaliczny jest
atom na sam,ej górze – fluor.
Wszystkie atomy grup [pobocznych a także lantanowce i aktynowce to typowe metale. Ich własności również wykazują
podobieństwa w obrębie tych samych grup, ale są to już bardziej subtelne cechy niż proste rozdzielenie na
własności metaliczne i niemetaliczne.
Podział na bloki energetyczne!
Postać spiralna Benfeya, postać okrągła, postać piramidalna.
Masa atomowa m[u]– masa atomu wyrażona w atomowych jednostkach masy [u]
Masa atomu (bezwzględna m[kg] – masa wyrażona w kg
Atomowa jednostka masy [u] – 1/12 masy izotopu węgla C.
1u = 1/12 masy atomu węgla 12C = 1,66043 * 10
12
-27
Mol n – ilość materii zawierająca liczbę cząstek równą liczbie atromów izotopu węgla 12C zawartych w masie 0,012 kg
nuklidu węgla 12C.
Liczba Avogarda NA [mol -1]
Masa molowa M [g * mol -1] – masa jednego mola drobin wyrażona w gramach. Masa molowa jest równa liczbowo
masie atomowej lub cząsteczkowej
M = m * NA m – masa drobiny [kg]
Objętość molowa V [m3 * mol -1] – objętość, jaką zajmuje jeden mol substancji w określonych waruknach ciśnienia i
temperatury
V = M/d d – gęstość [kg * m -3]
m
m
Atom – definicja.
Cząstki elementarne: (ksero Eweliny)
Wszystkie atomy danego pierwiastka cechuje stała liczba protonów w jądrze, określana jako liczba atomowa. Liczba
atomowa ustala miejsce pierwiastka w układzie okresowym.
Suma liczby protonów Z (liczba atomowa) i liczby neutronów N, nazywa się liczbą masową.
Kwantowa teoria budowy atomu
Poziomy energetyczne powłok i podpowłok
Kolejność rozmieszczania elektronów na powłokach i podpowłokacch w atomie będzie uwarunkowana energią
przypisaną dla określonego poziomu i uwarunkowana zakazem Pauliego.
Na lewo od linii przerywanej przedstawione są główne poziomy energetyczne, na prawo – podpoziomy
Względne rozmieszczenie podpoziomów nie jest takie samo dla wszystkich pierwiastków, lecz zmienia się wraz z liczbą
Z. Cechą charakterystyczna wykresu jest nakładanie się wyższych podpoziomów energetycznych (3d i 4s), które jest
jeszcze bardziej skomplikowane po dodaniu do wykresu piątej i szóstej warstwy głównej. Z takiego obsadzania możemy
wnioskować, ze podpoziom 42 jest energetycznie korzystniejszy, tzn leży niżej od poziomu 3d, dlatego jest wcześniej
zajmowany.
Zasady zapełniania orbitali
1. Zasada rozbudowy – orbitale o niższej energii zapełniają się elektronami wcześniej niż orbitale o wyższej energii. W
przybliżeniu w następującej kolejności:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 5d 4f 6p itp.
Zakaz Pauliego – dwa elektrony mogą zajmować ten sam orbital tylko wówczas, gdy ich spiny są przeciwne, tj. skierowane
w przeciwnych kierunkach.
Oznacza to, ze nie mogą istnieć dwa elektrony w identycznym stanie kwantowym, mające identyczne wartościowości
pięciu liczb kwantowych(n,l,m,s,ms). Ponieważ spinowa liczba kwantowa s ma taką samą wartość dla wszystkich
elektronów, więc zróżnicowanie dotyczy czterech pozostałych liczb kwantowych.
Nr powłoki – maksymalna ilość elektronów
1-2
2-8
3-18
4-32
5-50
Reguła Hunda
a) liczba niesparowanych elektronów w danej powłoce powinna być możliwie największa
b) niesparowane elektrony mają jednakowy spin
c) pary elektronów tworzą się po zapełnieniu wszystkich poziomów orbitalnych danej podpowłoki przez elektrony
niesparowane.
Oznacza to, ze przy zapełnianiu kolejnych orbitali elektronami wszystkie orbitale odpowiadające (orbitale o tych samych
liczbach kwantowych n i l) zostaną zapełnione najpierw po jednym elektronie o spinie równoległym, a dopiero potem
drugim elektronem o spoinie przeciwstawnym.
Nazwa powłoki – symbol konfiguracji elektronowej
powłoka helowa
neonowa
argonowa
kryptonowa
ksenonowa
radonowa
ekoradonowa
Pełna konfiguracja elektronowa – skrócony zapis
Na 1s2 2s2 p6 3s1 – Na [Ne] 3s1
Ca 1s2 2s2 p6 3s2 p6 4s2 – Ca [Ar] 4s2
Wiązania chemiczne
Pierwszą ogólną teorię tłumaczącą łączenie się atomów pomiędzy sobą w związkach chemicznych podali: Kossel, Lexis
(1916) oraz Langmuir (1919). teoria ta nazywana jest elektronową teorią wiązania chemicznego.
Elektronowwa teoria wiązana chemicznego opiera się na trwałości konfiguracji oktetowej i w sposób jednolity na
podstawie reguły oktetu i dubletu wyjaśnia różne typu i liczby wiązań w związkach chemicznych.
W czasach nam współczesnych rozwinięciem kwantowej teorii atomu jest kwantowa teoria tworzenia wiązań
chemicznych.


kowalencyjne* (teoria elektronowa, elektrostatyczna, kwantowa)
jonowe (teoria elektronowa, elektrostatyczna, kwantowa)

metaliczne (teoria elektronowa, elektrostatyczna, kwantowa)

wiązania międzycząteczkowe (van der Waalsa)

wodorowe

inne wiązania
* atomowe, spolaryzowane, koordynacyjne
Wiązanie kowalencyjne: atomowe
Wspólna para elektronowa należy jednocześnie do obu atomów i stanowi pojedyncze wiązane kowalencyjne. Atomy
osiągają konfigurację gazu szlachetnego. Wiązania tego typu występują w cząsteczkach H2, Cl2, O2, N2, itp.
Wiązania kowalencyjne: spolaryzowane
Wspólna para elektronowa należy jednocześnie do obu atomów, ale w różnym stopniu. Zależy to od elektroujemności.
Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie pary elektronowej wiążącej atomy w kierunku atomu
pierwiastka bardziej elektroujemnego. Atomy osiągają konfigurację e gazu szlachetnego.
Wspólna para elektronowa w cząstce HCl jest siniej przyciągana przez atom chloru niż wodoru, jest więc przesunięta w
kierunku atomu chloru (bo ma większa elektroujemność)
Wiązania koordynacyjne donorowo – akceptorowe
wiązanie koordynacyjne tym różni się od wiązania atomowego lub spolaryzowanego, że para elektronowa tworzących
wiązanie oddawana jest przez jeden z dwóch łączących się atomów.
Azot w cząsteczce amoniaku mający wolna parę elektronową przyłącza do niej jon wodorowy. Sposób powstania tego
wiązania jest inny niż powstawanie trzech pozostałych wiązań między atomami wodoru z azotem, w których każdy atom
wodoru oddaje do wiązania jeden własny elektron.
Wiązanie jonowe
Chlorek sodu NaCl
Wiązania van (między...)
opisane wcześniej typy wiązań chemicznych tłumacza łączenie się atomów i jonów w cząsteczki w stanie stałym ciekłym
i gazowym, natomiast nie tłumaczą dlaczego mogą się łączyć pomiędzy sobą obojętne cząsteczki albo atomy helowców.
To łączenie się między sobą obojętnych cząsteczek i helowców tłumaczy się występowaniem sił van.
Siły van są wynikiem wzajemnego oddziaływania elektronów i jąder w cząsteczkach.
Wiązania wodorowe – oddziaływanie między kowalencyjne związanym atomem wodoru (np. z azotem, fluorem, tlenem),
a atomem silnie elektroujemnym dysponującym wolna parą elektronów.
Strona 40 Ewelina
Orbital atomowy
To funkcja falowa opisująca stan elektronu w atomie, jest to przestrzeń, w której prawdopodobieństwo znalezienia
atomu jest największa.
Orbital typu s
powłoka o głównej liczbie kwantowej n=1, składa się z jednego tylko orbitalu 1s tworzącego kulistą powłokę K. Orbital
1s ma zatem char bezkierunkowy i przepisywanie mu przez born orbitalnego momentu błędu było błędem. Posobnie i
wyższe orbitale 2s, 3s itd. tworzą powłoki kuliste.
Orbital typu p
elektrony w powłoce n=2 mogą mieć wartości liczby pobocznej 1=0 i 1 tzn oprócz orbitalu s pojawiają się orbitale p./ Trzy
zdegenerowane tzn. o jednakowej energii orbitale p mają w przybliżeniu kształt figur powstałych przez obrót ósemki
dookoła podłużnej osi
Orbital typu d i f
poziom n=4, obejmuje poziomy s,p,d.
Plik z chomika:
Astrades
Inne pliki z tego folderu:


Ch_w1_6.10.doc (105 KB)
Ch_w2_13.10 (Naprawiony).doc (55 KB)
 Ch_w3_27.10.doc (36 KB)
 Ch_w4_10.11.doc (41 KB)
 Ch_w5_12.11.doc (35 KB)
Inne foldery tego chomika:

Fizyka
 Geologia Fizyczna
 Krystalografia
 Mapy i Przekroje
 Matematyka
Zgłoś jeśli naruszono regulamin







Strona główna
Aktualności
Kontakt
Dla Mediów
Dział Pomocy
Opinie
Program partnerski




Regulamin serwisu
Polityka prywatności
Ochrona praw autorskich
Platforma wydawców
Copyright © 2012 Chomikuj.pl