Chemia/Prawidłowości w układzie okresowym - Historia wersji

SuperAdmin o 22:14, 4 cze 2015

2015-06-04T22:14:29Z

Magdaz o 11:17, 4 cze 2015

2015-06-04T11:17:26Z

Magdaz o 11:16, 4 cze 2015

2015-06-04T11:16:54Z

Magdaz: Utworzono nową stronę "{{Układ okresowy pierwiastków}} ==Tablica Mendelejewa== *Periodyczna klasyfikacja pierwiastków (Dymitr Mendelejew, wikipl:Julius_Lothar_Meyer|J..."

2015-06-03T18:12:53Z

Utworzono nową stronę "{{Układ okresowy pierwiastków}} ==Tablica Mendelejewa== *Periodyczna klasyfikacja pierwiastków (Dymitr Mendelejew, wikipl:Julius_Lothar_Meyer|J..."

Nowa strona

{{Układ okresowy pierwiastków}}
==Tablica Mendelejewa==
*Periodyczna klasyfikacja pierwiastków ([[wikipl:Mendelejw|Dymitr Mendelejew]], [[wikipl:Julius_Lothar_Meyer|Julius Lothar Meyer]]) pojawiła się około roku 1869, ponad 40 lat przed odkryciami, które doprowadziły do określenia struktury atomów (1913-1916).
*Prawidłowość będąca podstawą periodycznej klasyfikacji (nazywana prawem okresowości) została ustalona na podstawie obserwacji makroskopowych związanych z właściwościami chemicznymi i fizycznymi pierwiastków uporządkowanych według rosnących mas atomowych.
*Na podstawie obserwacji Mendelejew opracował układ okresowy liczący 63 znane wówczas pierwiastki:
**każdy okres rozpoczynał się jednowartościowym, aktywnym metalem, a kończył chemicznie biernym atomem helowca,
**wewnątrz okresu właściwości pierwiastków zmieniały się od typowych, bardzo aktywnych metali, poprzez mało aktywne metale i niemetale aż do bardzo aktywnych niemetali pierwiastki tworzące grupy wykazywały podobne właściwości chemiczne,
**a ich zmienność była uwarunkowana zmianą masy atomowej (reaktywność metali wzrastała ze wzrostem masy atomowej, a reaktywność niemetali malała).

==Struktura obecnego układu okresowego==
Podział na okresy i grupy:
*okresy to szeregi poziome oznaczone cyframi 1-7,
*grupy to kolumny oznaczone liczbami arabskimi 1-18 (dawniej rzymskimi, uzupełnionymi literą A dla grup głównych, a literą B dla grup pobocznych).
Dwa szeregi pierwiastków umieszczonych pod tablicą, lantanowce i aktynowce, należą odpowiednio do szóstego i siódmego okresu, tworząc dwu pierwiastkowe grupy, dla których nie wprowadzono dodatkowej numeracji.

Dodatkowy podział na bloki konfiguracyjne ''s'', ''p'', ''d'', ''f'':
*blok ''s'' — pierwiastki grupy 1 i 2 oraz hel,
*blok ''p'' — pierwiastki grup 13-18,
*blok ''d'' — pierwiastki grup pobocznych (3-12),
*blok ''f'' — lantanowce i aktynowce.
==Prawidłowości w okresach==
*Okres jest uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych szeregiem pierwiastków, których atomy zawierają jednakową liczbę powłok elektronowych.
*Numer okresu, w którym znajduje się dany pierwiastek, określa liczbę powłok elektronowych zajętych przez elektrony. Elektron odróżniający atom danego pierwiastka o liczbie atomowej <math>Z</math> od atomu pierwiastka o liczbie atomowej <math>Z-1</math> zajmuje:
**w bloku <math>s</math> podpowłokę <math>(n)s</math>,
**w bloku <math>p</math> podpowłokę <math>(n)p</math>,
**w bloku <math>d</math> podpowłokę <math>(n -1)d</math>,
**w bloku <math>f</math> podpowłokę <math>(n -2)f</math> .
===Przykłady===
W atomach wodoru i helu elektrony zajmują podpowłokę <math>1s</math>:
{|class="wikitable"
|1H
|<math>1s^1</math>
|-
|2He
|<math>1s^2</math>
|}
W atomach litu i berylu elektrony zajmują podpowłokę <math>2s</math>:
{|class="wikitable"
|3Li
|<math>1s^22s^1</math>
|-
|4Be
|<math>1s^22s^2</math>
|}
W atomach od boru do neonu elektrony zajmują podpowłokę <math>2p</math>:
{|class="wikitable"
|5B
|<math>1s^22s^22p^1</math>
|-
|6C
|<math>2p^2</math>
|-
|7N
|<math>2p^3</math>
|-
|8O
|<math>2p^4</math>
|-
|9F
|<math>2p^5</math>
|-
|10Ne
|<math>2p^6</math>
|}
==Prawidłowości w grupach==
*Grupa jest uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych szeregiem pierwiastków, których atomy zawierają jednakową liczbę elektronów walencyjnych.
*Numer grupy określa liczbę elektronów walencyjnych: w atomach pierwiastków grup głównych (1-2, 13-18) liczba elektronów walencyjnych jest równa cyfrze na miejscu jednostek w numerze grupy.
*W atomach pierwiastków grup pobocznych (3-12) liczba elektronów walencyjnych jest równa numerowi grupy.
==Elektrony walencyjne==
*Elektrony walencyjne są to elektrony biorące udział w procesie tworzenia cząsteczek związków chemicznych.
*W atomach pierwiastków bloku s elektronami walencyjnymi są elektrony ostatniej powłoki — typ konfiguracji ''ns''.
*W atomach pierwiastków bloku ''p'' elektronami walencyjnymi są również elektrony z ostatniej powłoki (3-8 elektronów, z czego 2 należą do podpowłoki ''s'', a reszta do podpowłoki ''p'') — typ konfiguracji ''ns'', ''np''.
*W atomach pierwiastków bloku d elektronami walencyjnymi są elektrony z podpowłoki ''s'' ostatniej powłoki oraz elektrony z podpowłoki ''d'' powłoki przedostatniej — typ konfiguracji <math>(n-1)d</math>, ''ns''.
*W atomach pierwiastków bloku ''f'' elektronami walencyjnymi są elektrony z ostatniej powłoki ''s'', podpowłoki ''d'' powłoki przedostatniej oraz podpowłoki ''f'' powłoki trzeciej od zewnątrz – typ konfiguracji <math>(n-2)f</math>, <math>(n-1)d</math>, <math>ns</math>.

==Energie jonizacji==
<ul>
<li>Pierwsza energia jonizacji odpowiada usunięciu jednego elektronu z obojętnego atomu i zmienia się kierunkowo w każdym okresie lub grupie układu okresowego 
M → M+ + e¯.
<li>Wysokie wartości są charakterystyczne dla helowców, ponieważ ich zamknięte powłoki elektronowe są bardzo trwałe (maksymalna wartość wynosi 24,59 eV, dla atomu helu).
<li>Minimalne wartości (3 - 5 eV) są charakterystyczne dla litowców. Elektrony walencyjne litowców są skutecznie ekranowane od jądra, dlatego też ich oderwanie od atomu jest stosunkowo łatwe.
<li>Energie jonizacji wzrastają w okresach przy przejściu od litowców do helowców ze względu na wzrost ładunku jądra i zmniejszanie promieni atomowych.
<li>W grupach głównych wartości energii jonizacji maleją w miarą wzrostu liczby atomowej.
<li>Energia jonizacji maleje przy przejściu od konfiguracji <math>s^2</math> do konfiguracji <math>s^2p^1</math>, a następnie przy przejściu od <math>s^2p^3</math> do <math>s^2p^4</math>.
<li>Wyższe potencjały jonizacji odpowiadają oderwaniu kolejnego elektronu. Przyjmują one większe wartości w stosunku do wartości pierwszej energii jonizacji, ponieważ dalsze elektrony są odrywane od jonów dodatnich.
<li>Przykład — wartości kolejnych energii jonizacji dla litu:
*E1 = 5,39 eV
*E2 = 75,64 eV
*E3 = 122,45 eV
</ul>
== Elektroujemność==
*Elektroujemność jest miarą tendencji atomów w cząsteczce do przyciągania elektronów.
*Pojęcie elektroujemności zostało wprowadzone przez [[wikipl:Linus Pauling|Linusa Paulinga]] (1932 r), który na podstawie momentów dipolowych i energii potrzebnych do rozerwania wiązań, uszeregował pierwiastki tworząc tzw. skalę elektroujemności.
*Największą elektroujemność przypisuje się fluorowi (4.0).
*W miarę wzrostu ładunku jądra elektroujemność rośnie (pierwiastki pierwszej i drugiej grupy mają małe wartości elektroujemności, 0,7-1,5, natomiast tlenowce i fluorowce charakteryzują się wartościami elektroujemności, w granicach 2-4).
*W obrębie grupy elektroujemność maleje ze wzrostem rozmiarów atomów.

@@ Linia 1: / Linia 1: @@
 {{Układ okresowy pierwiastków}}
 ==Tablica Mendelejewa==
 *Periodyczna klasyfikacja pierwiastków ([[Wikipedia:pl:Mendelejew|Dymitr Mendelejew]], [[Wikipedia:pl:Julius_Lothar_Meyer|Julius Lothar Meyer]]) pojawiła się około roku 1869, ponad 40 lat przed odkryciami, które doprowadziły do określenia  struktury atomów (1913-1916).

@@ Linia 1: / Linia 1: @@
 {{Układ okresowy pierwiastków}}
 ==Tablica Mendelejewa==
-*Periodyczna klasyfikacja pierwiastków ([[wikipl:Mendelejw|Dymitr Mendelejew]], [[wikipl:Julius_Lothar_Meyer|Julius Lothar Meyer]]) pojawiła się około roku 1869, ponad 40 lat przed odkryciami, które doprowadziły do określenia  struktury atomów (1913-1916).
+*Periodyczna klasyfikacja pierwiastków ([[Wikipedia:pl:Mendelejw|Dymitr Mendelejew]], [[Wikipedia:pl:Julius_Lothar_Meyer|Julius Lothar Meyer]]) pojawiła się około roku 1869, ponad 40 lat przed odkryciami, które doprowadziły do określenia  struktury atomów (1913-1916).
 *Prawidłowość  będąca podstawą periodycznej klasyfikacji (nazywana prawem okresowości) została ustalona na podstawie obserwacji makroskopowych związanych z właściwościami chemicznymi i fizycznymi pierwiastków uporządkowanych według rosnących mas atomowych.
 *Na podstawie obserwacji Mendelejew opracował układ okresowy liczący 63 znane wówczas pierwiastki:
@@ Linia 91: / Linia 91: @@
 == Elektroujemność==
 *Elektroujemność jest miarą tendencji atomów w cząsteczce do przyciągania elektronów.
-*Pojęcie elektroujemności zostało wprowadzone przez [[wikipl:Linus Pauling|Linusa Paulinga]] (1932 r), który na podstawie momentów dipolowych i energii potrzebnych do rozerwania wiązań, uszeregował pierwiastki tworząc tzw. skalę elektroujemności.
+*Pojęcie elektroujemności zostało wprowadzone przez [[Wikipedia:pl:Linus Pauling|Linusa Paulinga]] (1932 r), który na podstawie momentów dipolowych i energii potrzebnych do rozerwania wiązań, uszeregował pierwiastki tworząc tzw. skalę elektroujemności.
 *Największą elektroujemność przypisuje się fluorowi (4.0).
 *W miarę wzrostu ładunku jądra elektroujemność  rośnie (pierwiastki pierwszej i drugiej grupy mają małe wartości elektroujemności, 0,7-1,5, natomiast tlenowce i fluorowce charakteryzują się wartościami elektroujemności, w granicach 2-4).
 *W obrębie grupy elektroujemność maleje ze wzrostem rozmiarów atomów.