Chemia/Prawidłowości w układzie okresowym

Z Brain-wiki
Grupa → 1
IA 		2
IIA 		3
IIIB 		4
IVB 		5
VB 		6
VIB 		7
VIIB 		8
VIIIB 		9
VIIIB 		10
VIIIB 		11
IB 		12
IIB 		13
IIIA 		14
IVA 		15
VA 		16
VIA 		17
VIIA 		18
VIIIA
↓ Okres
1 1
H
2
He
2 3
Li 		4
Be
5
B 		6
C 		7
N 		8
O 		9
F 		10
Ne
3 11
Na 		12
Mg
13
Al 		14
Si 		15
P 		16
S 		17
Cl 		18
Ar
4 19
K 		20
Ca 		21
Sc 		22
Ti 		23
V 		24
Cr 		25
Mn 		26
Fe 		27
Co 		28
Ni 		29
Cu 		30
Zn 		31
Ga 		32
Ge 		33
As 		34
Se 		35
Br 		36
Kr
5 37
Rb 		38
Sr 		39
Y 		40
Zr 		41
Nb 		42
Mo 		43
Tc 		44
Ru 		45
Rh 		46
Pd 		47
Ag 		48
Cd 		49
In 		50
Sn 		51
Sb 		52
Te 		53
I 		54
Xe
6 55
Cs 		56
Ba 		*
72
Hf 		73
Ta 		74
W 		75
Re 		76
Os 		77
Ir 		78
Pt 		79
Au 		80
Hg 		81
Tl 		82
Pb 		83
Bi 		84
Po 		85
At 		86
Rn
7 87
Fr 		88
Ra 		**
104
Rf 		105
Db 		106
Sg 		107
Bh 		108
Hs 		109
Mt 		110
Ds 		111
Rg 		112
Cn 		113
Uut 		114
Uuq 		115
Uup 		116
Uuh 		117
Uus 		118
Uuo

* Lantanowce 57
La 		58
Ce 		59
Pr 		60
Nd 		61
Pm 		62
Sm 		63
Eu 		64
Gd 		65
Tb 		66
Dy 		67
Ho 		68
Er 		69
Tm 		70
Yb 		71
Lu
** Aktynowce 89
Ac 		90
Th 		91
Pa 		92
U 		93
Np 		94
Pu 		95
Am 		96
Cm 		97
Bk 		98
Cf 		99
Es 		100
Fm 		101
Md 		102
No 		103
Lr
Legenda do układu okresowego
Metale alkaliczne Metale ziem alkalicznych Lantanowce Aktynowce Metale przejściowe
Metale grup głównych Półmetale Niemetale Halogeny Gazy szlachetne
Stan w warunkach standardowych
(25°C, 1000 hPa)
Ciało stałe Ciecz Gaz Nieznany
Występowanie w przyrodzie
Naturalny Z rozpadów Syntetyczny Nie odkryty

Tablica Mendelejewa

  • Periodyczna klasyfikacja pierwiastków (Dymitr Mendelejew, 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]:

1H [math]1s^1[/math]
2He [math]1s^2[/math]

W atomach litu i berylu elektrony zajmują podpowłokę [math]2s[/math]:

3Li [math]1s^22s^1[/math]
4Be [math]1s^22s^2[/math]

W atomach od boru do neonu elektrony zajmują podpowłokę [math]2p[/math]:

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

  • Pierwsza energia jonizacji odpowiada usunięciu jednego elektronu z obojętnego atomu i zmienia się kierunkowo w każdym okresie lub grupie układu okresowego
    M → M+ + e¯.
  • Wysokie wartości są charakterystyczne dla helowców, ponieważ ich zamknięte powłoki elektronowe są bardzo trwałe (maksymalna wartość wynosi 24,59 eV, dla atomu helu).
  • 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.
  • Energie jonizacji wzrastają w okresach przy przejściu od litowców do helowców ze względu na wzrost ładunku jądra i zmniejszanie promieni atomowych.
  • W grupach głównych wartości energii jonizacji maleją w miarą wzrostu liczby atomowej.
  • 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].
  • 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.
  • Przykład — wartości kolejnych energii jonizacji dla litu:
    • E1 = 5,39 eV
    • E2 = 75,64 eV
    • E3 = 122,45 eV

Elektroujemność

  • Elektroujemność jest miarą tendencji atomów w cząsteczce do przyciągania elektronów.
  • Pojęcie elektroujemności zostało wprowadzone przez 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.
Źródło: „http://brain.fuw.edu.pl/edu/index.php?title=Chemia/Prawidłowości_w_układzie_okresowym&oldid=3309”