Chemia/Prawidłowości w układzie okresowym: Różnice pomiędzy wersjami

Z Brain-wiki
Linia 1: Linia 1:
 
{{Układ okresowy pierwiastków}}
 
{{Układ okresowy pierwiastków}}
 
==Tablica Mendelejewa==
 
==Tablica Mendelejewa==
*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).
+
*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).
 
*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.
 
*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:
 
*Na podstawie obserwacji Mendelejew opracował układ okresowy liczący 63 znane wówczas pierwiastki:

Wersja z 11:17, 4 cze 2015

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.