4. Układ okresowy pierwiastków
Prawo okresowości: właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych według
wzrastających liczb atomowych (Z) powtarzają się okresowo:
co 8-my, co 18-ty lub co 32-gi pierwiastek wykazuje podobne cechy chemiczne.
Układ okresowy pierwiastków (Mendelejew,1869) składa się z rzędów poziomych (okresów) i pionowych (grup), przy czym grupy tworzą pierwiastki o zbliżonych właściwościach.
Numer grupy jest równy liczbie elektronów walencyjnych, numer okresu – jest równy liczbie powłok elektronowych pierwiastka.
Używany obecnie układ okresowy składa się z 18 grup i 7 okresów.
Osobno, w dwu dodatkowych okresach, umieszczone są pierwiastki o liczbach atomowych od 57 (lantan-La) do 71 (lutet-Lu)- tzw. lantanowce oraz od 89 (aktyn-Ac) do 103 (lorens- Lw) - tzw. aktynowce.
Podstawę współczesnego układu pierwiastków stanowi ich konfiguracja elektronowa wyznaczająca podział na bloki: blok s, p, d, f.
* Blok s obejmuje pierwiastki grupy 1 i 2. Atomy tych pierwiastków w zewnętrznej powłoce elektronowej
n mają tylko jedną podpowłokę (orbital) s zapełnioną jednym (s1) lub dwoma elektronami (s2).
* Blok p obejmuje pierwiastki grup od 13 do 18. Zewnętrzna powłoka elektronowa n atomów tych pierwiastków składa się z dwu podpowłok (orbitali): zapełnionej podpowłoki s (s2) i podpowłoki p, zawierającej od 1 do 6 elektronów (p1 do p6).
Pierwiastki grupy 18, kończące kolejne okresy układu, mają zapełnione podpowłoki s (s2 - w przypadku helu He) lub podpowłoki s i p (s2 p2 – pozostałe pierwiastki grupy).
* Blok d obejmuje pierwiastki grup od 3 do 12. Atomy tych pierwiastków w zewnętrznej powłoce elektronowej n mają jedną podpowłokę s zajętą przez 1 lub 2 elektrony. Kolejne elektrony uzupełniają wewnętrzną (n-1) podpowłokę d , która może „przyjąć” od 1 do 10 elektronów (d1 do d10).
* Blok f tworzą lantanowce i aktynowce. Atomy tych pierwiastków, przy zapełnionych powłokach zewnętrznych, umieszczają kolejne elektrony na wewnętrznej (n-2) podpowłoce f, zyskując konfigurację elektronową f 1 do f14 .
Zabudowa powłok elektronowych każdego okresu kończy się ośmioma elektronami (z wyjątkiem okresu pierwszego) na podpowłokach s i p. Jest to jedna z najważniejszych prawidłowości układu okresowego, zwana regułą oktetu.
Grupy 1,2 oraz 13 –18 – czyli grupy tworzące blok s i p, nazywają się grupami głównymi układu okresowego; przy czym grupę 18 (VIIIA) tworzą pierwiastki gazowe o całkowicie zapełnionej ostatniej powłoce elektronowej, nazywane z racji swej bierności chemicznej gazami szlachetnymi. Pierwiastki grup głównych – bloku s i p, zajmują skrajne części tablicy Mendelejewa.
W części środkowej układu znajdują się tzw. pierwiastki grup przejściowych (pobocznych), czyli pierwiastki bloku d. Pierwiastki bloku f (grup wewnątrzprzejściowych), zostały wyodrębnione w dwa szeregi u dołu tablicy jako lantanowce (wypełniają orbital 4f) i aktynowce (wypełniają orbital 5f).
Nazwy grup głównych wywodzą się od nazwy pierwszego pierwiastka w grupie:
grupa: 1 – litowce, 2– berylowce, 13 – borowce, 14 – węglowce, 15 – azotowce, 16 – tlenowce, 17 – fluorowce, 18 – helowce.
Pierwiastki danego okresu mają tę samą liczbę powłok elektronowych, pierwiastki danej grupy mają identyczną konfigurację zewnętrznych powłok elektronowych
Maksymalna wartościowość pierwiastka jest równa sumie elektronów s i p na powłoce walencyjnej
!
Pierwiastki grup przejściowych (bloku d) i wewnątrzprzejściowych (bloku f) zapełniają orbitale d i f utrzymując jeden lub dwa elektrony na orbitalu s ostatniej powłoki. Część elektronów orbitalu (n-1)d może brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych.
Dlatego w przypadku pierwiastków grup przejściowych bloklu d elektronami walencyjnymi
mogą być elektrony ns i (n-1)d, a w przypadku metali bloku f elektrony ns, (n-1)d oraz (n-2)f.
Potencjał jonizacji atomu jest to energia potrzebna do oderwania pierwszego elektronu z powłoki walencyjnej atomu, wbrew siłom przyciągania przez ładunek jądra.
Wzdłuż danego okresu potencjał jonizacji rośnie, osiągając największą wartość u atomów gazów szlachetnych, mających oktet elektronowy (s2p6) w powłoce zewnętrznej.
Elektroujemność jest miarą zdolności przyciągania elektronów przez atom danego pierwiastka, gdy wchodzi on w skład cząsteczki.
Ilościowo elektroujemność określa się w liczbach według skali ułożonej przez L.C. Paulinga, na podstawie energii wiązań pomiędzy atomami. Pierwiastki o elektroujemności wyższej niż 2 uważa się za niemetale.
Niska elektroujemność cechuje pierwiastki metaliczne (pierwiastki elektrododatnie, kationotwórcze), wysoka elektroujemność - niemetale (pierwiastki elektroujemne, anionotwórcze). Zgodnie z tym, najbardziej metalicznym pierwiastkiem jest cez (elektroujemność 0.7), który najsłabiej przyciąga elektrony i łatwo je oddaje w kontaktach z innymi atomami. Przeciwnie zachowuje się najbardziej elektroujemny pierwiastek, fluor o elektroujemności 4.
W każdej grupie, ze wzrostem liczby atomowej (czyli ze wzrostem numeru okresu) maleje elektroujemność pierwiastków. Tym samym rośnie ich charakter metaliczny.
Różnica elektroujemności między atomami pierwiastków tworzących wiązanie chemiczne ma zasadniczy wpływ na rodzaj tego wiązania.
Istnieje bardzo ścisła zależność między położeniem pierwiastka w układzie okresowym, a budową jego atomu i jego właściwościami chemicznymi
GRUPA ®
OKRES
¯
rośnie liczba powłok elektronowych
wzrasta zdolność oddawania elektronów
rośnie charakter metaliczny
rośnie aktywność chemiczna
maleje potencjał jonizacji
maleje elektroujemność
rośnie charakter niemetaliczny
wzrasta zdolność przyjmowania elektronów
rośnie elektroujemność
rośnie potencjał jonizacji
wzrost liczby elektronów walencyjnych
wzrost charakteru niemetalicznego
wzrost elektroujemności i potencjału jonizacji
Alotropia - zjawisko występowania różnych odmian krystalograficznych lub cząsteczek zawierających różną liczbę atomów tego samego pierwiastka chemicznego.
Odmiany alotropowe nie są fazami skupienia w sensie fizycznym, a przejścia z jednej odmiany alotropowej do drugiej nie zachodzą w ściśle określonych temperaturach lecz są zależne od termicznej historii próbek. Powoduje to, że dany pierwiastek może występować w dwóch różnych odmianach alotropowych w tej samej temperaturze.
Najbardziej znane pierwiastki tworzące odmiany alotropowe:
· węgiel występujący w formie diamentu, grafitu, fullerenu i nanorurek
· fosfor występujący w formie fosforu czerwonego, białego, fioletowego i czarnego
· siarka występująca w formie romboidalnej, jednoskośnej i polimerycznej.
· żelazo o sieci regularnej przestrzennie centrowanej oraz regularnej ściennie centrowanej .
Analogiczne zjawisko zachodzące w przypadku związków chemicznych nazywa się polimorfizmem i nie należy go mylić z alotropią.
Fosfor biały jest najaktywniejszą odmianą fosforu. Jego cząsteczka składa się z 4 atomów. Jest skrajnie łatwopalny. Przechowuje się go pod wodą lub w nafcie, ponieważ ze względu na swoją dużą aktywność na wolnym powietrzu szybko się utlenia, przy czym dochodzi do gwałtownego samozapłonu. Z tego powodu dawniej produkowano z niego zapałki, które po potarciu o cokolwiek zapalały się.
Fosfor biały jest trudny do ugaszenia, nie wolno gasić go wodą ponieważ w wysokich temperaturach reaguje z wodą, która go tylko rozprasza. Jest silnie trujący, a dla człowieka o masie 60 kg śmiertelna dawka wynosi 100 mg. Te własności powodują, że jest on używany jako broń zapalająca. Palący się biały fosfor szybko rozgrzewa się do 1300°C i wydziela dużą ilość żrącego dymu.
Fosfor czerwony nie jest tak łatwopalny jak fosfor biały, ale jego ugaszenie również jest bardzo trudne, ponieważ pali się nawet przy ograniczonym dostępie tlenu. Fosfor czerwony ma budowę bezpostaciową.
Właściwości fosforu fioletowego i czarnego są słabo poznane.
Siarka posiada kilka odmian alotropowych, z których trzy najważniejsze to siarka rombowa, jednoskośna i amorficzna.
Tlen występuje w dwóch ...
heaven_paradise