Materiały internetowe

•

http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/ind

ex/Notes_Chapter_08.pdf

•

http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/po

wer_point/Ch24.ppt

•

http://web.mit.edu/2.813/www/Class

%20Slides/Lecture%207%20Mat.Prod.pdf

•

http://www.google.pl/search?

hl=pl&lr=&client=firefox-

a&channel=s&rls=org.mozilla:pl:official&q=

uklad+okresowy+pierwiastkow

%2BPower+Point&start=20&sa=N

•

http://www.its.caltech.edu/~chem1/Lecture

%20Notes%20pdfs/Series%204%20Periodic

%20Trends.pdf

Pierwiastki



88 występuje w przyrodzie w łatwo

wykrywalnych ilościach

 kilka

otrzymano

pomocą

reakcji

jądrowych w analitycznie oznaczalnej ilości

 zaś ostatnie otrzymano w najmniejszej nie

dającej się oznaczyć ilości

współcześnie
znanych jest

118 pierwiastków

Wszystkie pierwiastki pogrupowane

są w tablicy nazywanej

Układem okresowym pierwiastków.

Już na początku XIX wieku

podejmowano próby ułożenia w

logiczny sposób tablicy pierwiastków.

Próby takie podejmowali: Dobereiner,

Newlands i Meyer.

W 1870 Mendelejew opracował

prawo okresowości, którego

wyrazem jest układ okresowy.

Można zatem ułożyć tablicę

pierwiastków, kierując się

następującymi zasadami:

ustawia się pierwiastki w ciąg rosnących liczb

atomowych

ciąg ten „zawija” się tak, aby pierwiastki o

podobnych konfiguracjach elektronowych

powłoki walencyjnej znalazły się w tych

samych kolumnach

Uzyskuje się układ okresowy

O własnościach pierwiastka

decyduje ilość elektronów w

atomie a szczególnie ilość

elektronów na powłokach

zewnętrznych i ich kształt

Współczesna teoria budowy

atomu wyjaśniła PRAWO

OKRESOWOŚCI

UKŁAD OKRESOWY

PIERWIASTKÓW jest pochodną

konfiguracji elektronowej

atomów

Elektrony uczestniczące w tworzeniu

wiązań chemicznych to elektrony

najwyższego poziomu energetycznego

mogą to

być

elektrony

umieszczon

e w

różnych

powłokach,

jak i

podpowłok

ach

w znacznej mierze określają

one właściwości chemiczne

pierwiastków

Konfiguracje elektronowe POWŁOK WALENCYJNYCH

atomów powtarzają się co 2, 8, 18 lub 32

pierwiastki

pierwsze

kolumny

układu

Układ

okresow

y składa

się z 18

kolumn

blok
s

10 kolumn układu od 3
do 12

blok d

blok

Rozmiary atomów

wielkosc atomu lub jonu okresla

promien najbardziej

zewnetrznej powłoki

elektronowej

Promień atomowy

połowa odległości między środkami

sąsiednich atomów mierzony w

pm (pikometry 1pm = 10

-12

Rozmiary atomów i jonów

Promień atomowy - połowa eksperymentalnie
wyznaczonej odległości pomiędzy środkami
sąsiednich atomów w ciele stałym

Promień kowalencyjny pierwiastków niemetalicznych
- połowa eksperymentalnie wyznaczonej odległości
pomędzy środkami sąsiednich atomów w ciele stałym

Promień jonowy - wielkość związana z odległością
pomiędzy środkami
sąsiadujących jonów

Zmiana promienia

atomowego

Ekranowanie

Energia elektronu jest funkcją Z

Ładunek jądra (Z) wzrasta szybciej niż główna liczba

kwantowa (n).
Dlatego też ciągły wzrost energii jonizacji EI następuje ze

wzrostem liczby atomowej.

Ale:
EI dla H wynosi 1312 KJ mol

-1

a dla Li tylko 520 KJ mol

-1

Dlaczego?

Przyczyny:
Srednia odległość elektronów 2s od jądra jest większa niż

elektronów 1s.
Elektrony 2s są też odpychane przez elektrony 1s

dlatego też mogą być łatwiej usunięte – ekranowanie

jądra przez wewnętrzne elektrony. Elektrony walencyjne

„widzą” tylko część ładunku jądra

Efektywny Ładunek Jądra

Z* = Z – σ ( σ= Stała ekranowania)

Jak wyznaczyć Z*?

Dla elektronów orbitali s lub p

1. Elektrony powłoki wyższej niż ta na której znajduje się

rozpatrywany elektron e, nie wnoszą wkładu do σ
2. Każdy elektron tej samej powłoki głównej wnosi 0.35

do σ
3. Każdy elektron powłoki (n-1) wnosi 0.85 do σ
4. Każdy elektron głębszej powłoki wnosi 1.00 do σ
Przykład: Obliczyć Z* dla elektronu 2p fluoru (Z = 9) 1s

Stała ekranowania dla elektronu (2p):
6 (sześć) (dwa elektrony 2s i cztery 2p) = 6 X 0.35 = 2.10
2 (dwa) elektrony 1s = 2 X 0.85 = 1.70

σ= 1.70+2.10 = 3.80

Z* = 9 - 3.80 = 5.20

Jak wyznaczyć Z*?

Dla elektronu na orbitalu

lub

• 1. Wszystkie elektrony na wyższych

powłokach wnoszą wkład 0

• 2. Każdy elektron tej samej powłoki

wnosi wkład 0.35

• 3. Każdy elektron powłoki (n-1) i

niższych wnosi wkład 1.00

Efektywny Ładunek Jądra

Z* dla elektronów walencyjnych wzrasta

nieznacznie wraz z przesuwaniem się w dół

grupy

…..ale wzrasta wyraźnie w okresie

Jednakowa konfiguracja elektronów
walencyjnych

Promień atomowy

W okresie przesuwając się z lewa na prawo

1. n pozostaje stałe.

2. Z wzrasta (o jeden)

3. Z* wzrasta (o 0.65 )

Elektrony są przyciągane silniej z powodu

wzrastającego Z*

Promień atomowy maleje ze

wzrostem liczby atomowej

W grupie (przesuwając się ku dołowi)

1. n wzrasta
2. Z wzrasta

3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie

pozostaje stała

Promień atomowy wyraźnie wzrasta

przy przesuwaniu się w dół grupy

W okresie przesuwając się z lewa na prawo

1. n pozostaje stałe.

2. Z wzrasta (o jeden)

3. Z* wzrasta (o 0.65 )

Elektrony są przyciągane silniej z powodu

wzrastającego Z*

Promień atomowy maleje ze

wzrostem liczby atomowej

W grupie (przesuwając się ku dołowi)

1. n wzrasta
2. Z wzrasta

3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie

pozostaje stała

Promień atomowy wyraźnie wzrasta

przy przesuwaniu się w dół grupy

Promień atomowy

Rozmiary jonów

okresowym zmianom ulegają również jony

pierwiastków: objętość jonów ujemnych jest

większa od objętości atomów, dodatnich zaś

znacznie mniejsza

Promienie jonowe

Energia jonizacji (EI)

minimalna energia potrzebna do usunięcia

elektronu z atomu w fazie gazowej

• Z

ależy od:

• (a) rozmiaru atomu -

EI maleje ze wzrostem promienia

atomowego

• (b) ładunku jądra -

EI wzrasta ze wzrostem ładunku jądra

• (c) rodzaju elektronu - efekt ekranowania
• I pot. Jonizacyjny -

H 1312 KJ mol

-1

, Li 520 KJ mol

-1

• Przyczyny

• 1. Srednia odległość elektronów 2s od jądra jest większa

niż elektronów 1s

• 2. Efekt ekranowania przez elektromy 1s

Energia jonizacji (EI)

• Przesuwając się w dół grupy

• 1. ładunek jądra wzrasta
• 2. Z* pozostaje praktycznie stałe (efekt

ekranowania)

• 3. Liczba powłok elektronowych wzrasta,

wzrasta promień atomowy.

• 4. Wzrasta ilość elektronów na wewnętrznych

powłokach, ekranujących elektrony walencyjne

• EI maleje w dół grup

• Przesuwając się od lewa do prawa w okresie

• 1. Promień atomowy maleje
• 2. Ładunek jądra i efektywny ładunek jądra

wzrastają

• EI wzrasta od lewej do prawej strony okresu

Energia jonizacji (EI)

Powinowactwo elektronowe E

Energia wydzielona podczas przyłączenia
elektronu do atomu

Z definicji, E

p (

E.A) jest dodatnie gdy energia jest

wydzielana (Odwrotnie do definicji termodynamicznej)

Z definicji, E

p (

E.A) jest dodatnie gdy energia jest

wydzielana (Odwrotnie do definicji termodynamicznej)

Powinowactwo

elektronowe

Powinowactwo

elektronowe pierwiastka X

= Energii jonizacji anionu X

• Z lewa na prawo w okresie,

• promień atomowy maleje, więc siła przyciągania

elektronów przez jądro wzrasta. W konsekwencji atom

wykazuje większą tendencję do przyciągania

dodatkowego elektronu, czyli ma większe

powinowactwo elektronowe.

• wartości Ep metali są małe, niemetali duże.

• Fluorowce posiadają duże powinowactwo elektronowe.

Wynika to z ich tendencji do uzyskania konfiguracji

ns2np6.

• Przesuwając się w dół grupy,

• promień atomowy wzrasta i siła przyciągania elektronu maleje.

Powinowactwo elektronowe maleje.

największe

wartości

powinowactw

elektronowego

posiadają

pierwiastki

prawej górnej

części układu

okresowego

(chlorowce F,

)

Elektroujemność

Miara tendencji pierwiastka do przyciągania elektronów

Przesuwając się w dół grupy

Z rośnie, ale Z* pozostaje praktycznie stałe

- liczba powłok elektronowych(n) wzrasta
- promień atomowy wzrasta
- siła przyciągania pomiędzy dodatkowym elektronem i

jądrem maleje

Elektroujemność maleje

Przesuwając się z lewa na prawo w okresie

Z i Z* rośnie

- liczba powłok elektronowych pozostaje stała
- promień atomowy maleje
- siła przyciągania dodatkowego elektronu przez jądro

wzrasta

Elektroujemność wzrasta

Elektroujemność

pierwiastki, których atomy w reakcjach

chemicznych

przyłączają elektrony

, przyjmując

w związkach

ujemne stopnie utlenienia

lub

tworzą jony ujemne nazywamy

elektroujemnymi

pierwiastki, których atomy w reakcjach

chemicznych

"tracą" elektrony

lub tworzą jony

dodatnie nazywamy

elektrododatnimi

w kolejnych

pierwiastkach

grupy charakter

elektroujemny pierwiastków maleje

w miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta

charakter elektroujemny pierwiastków

Elektroujemność

znane są trzy

skale

elektroujemności: Mullikena,

Paulinga, Allreda i Rochowa

(w zależności od sposobu

wyznaczania)

Pauling ułożył skalę

elektroujemności

pierwiastków

zawierającą się w

granicach

od 0,7 (cez)

do 4,0 (fluor)

skala

elektroujemności

pozwala na

przybliżone

szacowanie

trwałości

i mocy wiązania

Skala elektroujemności

Paulinga

Skala elektroujemności

Paulinga

Elektroujemność

• Pierwiastki różniące się znacznie elektroujemnością

wytwarzają pomiędzy sobą wiązania o dominującym

charakterze jonowym. Charakter ten najbardziej

zaznacza się w połączeniach fluoru, chloru i tlenu z

fransem, cezem, rubidem, radem i barem

• Wg Paulinga jednakowy udział wiązania jonowego i

kowalencyjnego pojawia się przy różnicy

elektroujemności ok. 1.7

• W miarę jak różnica elektroujemności maleje,

wzrasta tendencja do tworzenia się wiązań

kowalencyjnych lub wiązań metalicznych

• Wiązania kowalencyjne powstają gdy

elektroujemności pierwiastków przekraczają wartość

1.8-1.9. Poniżej tej wartości powstają wiązania

metaliczne.

Okresowość własności

chemicznych

• Okresowość własności pierwiastków

znajduje swoje odbicie we własnościach

związków chemicznych

Wiązanie jonowe

Na• + Cl• = [Na]

[ Cl]

Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą

elektroujemność; oddaje elektrony

Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;

przyjmuje elektrony

Li• + H• = [Li]

[ H]

Li niska EI, niskie Ep, niższa

elektroujemność; oddaje elektrony

H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa

elektroujemność; przyjmuje elektrony

Wiązanie jonowe

Na• + Cl• = [Na]

[ Cl]

Na posiada małą EI., niskie Ep, niższą

elektroujemność; oddaje elektrony

Cl - wysoka EI, wyższa elektroujemność;

przyjmuje elektrony

Li• + H• = [Li]

[ H]

Li niska EI, niskie Ep, niższa

elektroujemność; oddaje elektrony

H wysoka EI, wysokie Ep, wyższa

elektroujemność; przyjmuje elektrony

Wodorki - X

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się
wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań
metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności
pierwiastków

przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne

Wodorki

W wodorkach stopień utlenienia wodoru
wynosi +1 lub -1. Stopień utlenienia w
niektórych wodorkach metali przejściowych nie
jest dobrze zdefiniowany.
Trzy typy wodorków:
- wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z
pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia
wodoru
-1)
-wodorki kowalencyjne (związki wodoru z
niemetalami)
- wodorki metaliczne (związki wodoru z
metalami przejściowymi)

Wodorki jonowe

Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H

ma własności zasadowe

+ H

O = H

+ OH

wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi
zasadami. LiH i CaH

są przenośnymi

źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl

dając

LiAlCl

będący użytecznym reduktorem w

chemii organicznej.

Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H

ma własności zasadowe

+ H

O = H

+ OH

wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi
zasadami. LiH i CaH

są przenośnymi

źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl

dając

LiAlCl

będący użytecznym reduktorem w

chemii organicznej.

Wodorki metaliczne

Wodorki metaliczne długo uważano za związki o
strukturze regularnej z atomami wodoru zajmującymi
pozycje międzywęzłowe.
Otrzymuje się je w reakcji pomiędzy metalami
przejściowymi, lantanowcami i aktynowcami i
gazowym wodorem. W podwyższonej temperaturze
reakcja jest odwracalna - prowadzi do otrzymania
gazowego wodoru i sproszkowanego metalu.
Wygląd metaliczny, dobre przewodnictwo elektryczne,
zmienny skład.
Często mają niestechiometryczny skład, np.: TiH

1.7

TiH

, PdH

0.65

, LaH

1.68

, UH

Jedno z ważniejszych zastosowań - magazynowanie
wodoru

1.7

TiH

, PdH

0.65

, LaH

1.68

, UH

Jedno z ważniejszych zastosowań - magazynowanie
wodoru

Wodorki kowalencyjne

Węgiel jest pierwszym pierwiastkiem w okresie 3
wykazującym elektroujemność większa od
wodoru. Różnica elektroujemności jest mała i
wiązanie ma charakter kowalencyjny. Przesuwając
się w prawo w okresie następuje wzrost
właściwości kwasowych wodorków
kowalencyjnych

Tlenki - X

przekraczają
wartość 1.8-1.9.
Poniżej tej wartości
powstają wiązania
metaliczne

Tlenki - przykłady i nazwy

Tlenki

Kwasowo-zasadowe

własności tlenków

Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie

Kwasowo-zasadowe własności

tlenków

zasadowe

kwasowe

•

w tlenkach zasadowych gęstość elektronowa

przesunięta na O, który jest odszczepiany w reakcji z wodą
(uwalnianie OH

)

• tlenki kwasowe mają mniejszą gęstość elektronową i
przyłączają dodatkowy O z H

O (uwalniając H

)

•

w tlenkach zasadowych gęstość elektronowa

przesunięta na O, który jest odszczepiany w reakcji z wodą
(uwalnianie OH

)

• tlenki kwasowe mają mniejszą gęstość elektronową i
przyłączają dodatkowy O z H

O (uwalniając H

)

Tlenki

Kwasy

• Najprostsza definicja kwasu, wg teorii Arheniusa:
• - kwasem jest związek chemiczny, który w wyniku dysocjacji

elektrolitycznej odczepia kation wodorowy (H

• Wyróżniamy:

• kwasy beztlenowe

• kwas solny HCl
• kwas bromowodorowy HBr
• kwas siarkowodorowy H

• Kwasy tlenowe (oksokwasy):

• kwas azotowy HNO

• kwas siarkowy(VI) H

• kwas siarkowy(IV) H

• kwas węglowy H

• kwas nadchlorowy HClO

• kwas chlorowy HClO

• kwas fosforowy(V) H

Kwasy organiczne

• kwas mrówkowy HCOOH
• kwas octowy CH

COOH

• Ogólnie:

• C

2n+1

COOH

• gdzie: – C

2n+1

rodnik węglowodorowy

• Każdy kwas rozpuszczony w wodzie ma

swoją moc, której miarą jest stała

dysocjacji tego kwasu.

• Im kwas mocniejszy tym większa

wartość stałej dysocjacji (Ka), czyli

mniejsza wartość pKa

• pKa = - logKa (a = acid = kwas)

IUPAC Nomenclature of

elements with atomic number

above 100

• Digit Name

Abbreviation

•   0         nil                   n
•  1         un                      u
•   2         bi                     b
•   3           tri                  t
•   4         quad              q
•   5        pent                p
•   6        hex                 h
•   7        sept                 s
•   8        oct                  o
•   9        enn                 e

• E. g.,
• 114 Un-un-quad-ium

Uuq

• 118 Un-un-oct-ium

Uuo

Document Outline

Slide 1
Slide 2
Slide 3
Slide 4
Slide 5
Slide 6
Slide 7
Slide 8
Slide 9
Slide 10
Slide 11
Slide 12
Slide 13
Slide 14
Slide 15
Slide 16
Slide 17
Slide 18
Slide 19
Slide 20
Slide 21
Slide 22
Slide 23
Slide 24
Slide 25
Slide 26
Slide 27
Slide 28
Slide 29
Slide 30
Slide 31
Slide 32
Slide 33
Slide 34
Slide 35
Slide 36
Slide 37
Slide 38
Slide 39
Slide 40
Slide 41
Slide 42
Slide 43
Slide 44
Slide 45
Slide 46
Slide 47
Slide 48
Slide 49
Slide 50
Slide 51
Slide 52
Slide 53
Slide 54
Slide 55
Slide 56
Slide 57
Slide 58
Slide 59
Slide 60
Slide 61
Slide 62
Slide 63
Slide 64
Slide 65