BUDOWA UKŁADU OKRESOWEGO.

Ze względu na podobieństwo struktur elektronowych pierwiastki podzielono na tzw. bloki:

• blok s - grupa 1 i 2 (mają elektrony walencyjne opisane orbitalami typu s)

• blok p - grupa 13-18 (elektrony walencyjne opisane orbitalami typu s i p)

• blok d - grupy 3-12

• blok f (lantanowce i aktynowce)

Wraz ze spadkiem okresu:

• wzrasta charakter metaliczny pierwiastków,

• wzrasta zdolność oddawania elektronów,

• maleje zdolność przyjmowania elektronów,

• wzrasta charakter niemetaliczny,

• maleje elektroujemność.

Wraz ze wzrostem grupy:

• wzrasta charakter niemetaliczny pierwiastków,

• wzrasta elektroujemność.

NR GRUPY GŁÓWNEJ	1	2	13	14	15	16	17
Maks. Wartościowość	I	II	III	IV	V	VI	VII
Ogólny wzór tlenku	E2O	EO	E2O3	E2O2	E2O5	EO3	E2O7
Tlenki III okresu	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P4O10	SO3	Cl2O7
Wartościowość względem wodoru	I	II	III	IV	III	II	I
Ogólny wzór wodorku	EH	EH2	EH3	EH4	EH3	H2E	HE
Wodorki II okresu	LiH	BeH2	BH3	CH4	NH3	H2O	HF

ELEKTROUJEMNOŚĆ. RODZAJE WIĄZAŃ CHEMICZNYCH.

Atomy dążąc do tego, aby być trwałymi, wchodzą w kontakt z innymi atomami (tworzą wiązania chemiczne). Atomy mogą przyjmować lub oddawać elektrony, dzięki czemu uzyskują trwałą konfigurację gazów szlachetnych. Atomy dążą do tego, aby uzys6 kać oktet lub dublet elektronowy.

Sposób, w jaki następuje uzupełnianie lub redukcja elektronów walencyjnych zależy od elektroujemności danego pierwiastka. Elektroujemność jest miarą zdolności przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka. Atomy o niskiej elektroujemności nazywa się elektrododatnimi, czyli łatwo oddającymi elektrony.

Różnica elektroujemności między atomami pierwiastków tworzących wiązanie ma wpływ na rodzaj wiązania. Różnica elektroujemności > 1,7 => wiązanie jonowe. Różnica elektroujemności < 1,7 => wiązanie atomowe.

Niska elektroujemność - metale

Wysoka elektroujemność - niemetale

WIĄZANIA ATOMOWE SPOLARYZOWANE I NIESPOLARYZOWANE. MOMENT DIPOLOWY CZĄTECZKI.

Wiązanie atomowe niespolaryzowane polega na uwspólnieniu pary elektronów (wiązanie pojedyncze), dwóch par elektronów (wiązanie podwójne) lub trzech par elektronów (wiązanie potrójne). Wiązanie niespolaryzowane tworzy się pomiędzy pierwiastkami o tej samej elektroujemności.

Wiązanie typu sigma powstaje z osiowego nałożenia się orbitali atomowych.

Wiązanie typu pi powstaje z bocznego nałożenia się orbitali atomowych.

Wiązanie pojedyncze - sigma.

Wiązanie podwójne - sigma i pi.

Wiązanie potrójne - sigma i dwa pi.

Wiązanie atomowe spolaryzowane tworzy się pomiędzy pierwiastkami różniącymi się nieznacznie elektroujemnością. Cechą charakterystyczną tego wiązania jest przesunięcie wspólnej pary elektronów w kierunku atomu pierwiastka bardziej elektroujemnego. Powoduje to polarną budowę cząsteczki, która staje się dipolem, tzn. posiada dwa bieguny -ujemny w pobliżu atomu bardziej elektroujemnego i dodatni w pobliżu atomu mniej elektroujemnego. Miarą polarności wiązania jest moment dipolowy - η=e*l

e - ładunek elektronu

l - odległość między biegunami

[D] - debaj

WIĄZANIE KOORDYNACYJNE

Wiązanie koordynacyjne jest szczególnym wypadkiem wiązania kowalencyjnego. Powstaje, gdy oba elektrony tworzące wspólną parę elektronową pochodzą od tego samego atomu, tzw. donora, a drugi atom, tzw. akceptor, jest zdolny do przyjęcia tej pary elektronowej.

WIĄZANIE JONOWE

Wiązanie jonowe tworzy się pomiędzy atomami pierwiastków o dużej różnicy elektroujemności (pow. 1,7), czyli między atomami metali i niemetali. Polega na tym, że atomy pierwiastka o małej elektroujemności tracą swoje elektrony na rzecz atomów pierwiastka o dużej eletroujemności.

Metaliczne - 2 metale

Jonowe - metal + niemetal

Atomowe niespolaryzowane - ten sam pierwiastek

Atomowe spolaryzowane - 2 niemetale

Koordynacyjne - SO₂, CO, HNO₃, H₂SO₄

---