POWRÓT

SEMESTR I

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW


Spis treści rozdziału - tutaj kliknij

Prawo okresowości
Budowa współczesnego układu okresowego
Konfiguracje elektronowe pierwiastków a prawo okresowości
Okresowość cech fizycznych i chemicznych pierwiastków


 

Prawo okresowości

   


Współcześnie znanych jest 118 pierwiastków, z których 88 występuje w przyrodzie w łatwo wykrywalnych ilościach. Kilka następnych otrzymano za pomocą reakcji jądrowych w analitycznie oznaczalnej ilości, a ostatnich kilka pierwiastków, jak dotychczas, otrzymano w najmniejszej nie dającej się oznaczyć ilości, lecz pomimo to ich chemiczna indywidualność została jednoznacznie udowodniona. Wszystkie pierwiastki pogrupowane są w tablicy nazywanej "Układem okresowym pierwiastków". Już w pierwszych latach XIX wieku podejmowano próby ułożenia w logiczny sposób tablicy w której swoje miejsce znalazłyby odkrywane pierwiastki. Pierwsze próby systematyki pierwiastków nie doprowadziły do zadawalających rezultatów. Próby takie podejmowali; Dobereiner, Newlands i Meyer. Dopiero w 1870 Mendelejew rozwiązał zagadnienie w sposób właściwy. Opracował on prawo okresowości, którego wyrazem jest układ okresowy.

D.I. Mendelejew zastosował następujące założenia opracowanej przez siebie klasyfikacji pierwiastków;

  • pierwiastki uszeregowane zgodnie ze wzrastającą masą atomową wykazują powtarzalność (periodyczność) swoich właściwości (tzw. prawo okresowości).

Prawo okresowości w swojej pierwotnej wersji mówiło, że właściwości pierwiastków zależą od ich mas atomowych i okresowo powtarzają się.

  • w tabeli układu okresowego przewidziane były miejsca dla prawdopodobnie istniejących, a nieodkrytych jeszcze pierwiastków,
  • w kilku miejscach układu przestawiono kolejność pierwiastków, uznając podobieństwo właściwości pierwiastków w tej samej grupie za ważniejsze od ich wzrastającej masy atomowej.

Układ okresowy pierwiastków podany przez Mendelejewa składał się z rzędów poziomych (okresów) i pionowych (grup), przy czym grupy tworzyły pierwiastki o zbliżonych właściwościach. Puste miejsca pozostawione były dla odkrytych później; skandu (Sc), galu (Ga), germanu (Ge), itru (Y), technetu (Tc), indu (In), ceru (Ce) i renu (Re).


Układ okresowy pierwiastków

Od czasów Mendelejewa nasza wiedza o pierwiastkach została znacznie poszerzona. I tak formalnie wprowadzone liczby porządkowe w tablicy Mendelejewa, ułożonych pierwotnie na podstawie czysto chemicznego materiału doświadczalnego, zyskały sens fizyczny po wyznaczeniu ładunków jąder. Wielkość ta obecnie nazywana jest liczbą atomową (Z) i określa nam ilość elektronów lub ilość protonów w atomie. Zastosowanie teorii kwantowej do wyjaśnienia budowy powłok elektronowych znacznie przybliżyło nam zrozumienie budowy układu okresowego a odkrycia wielu nowych pierwiastków znacznie tablicę Mendelejewa poszerzyły.

Do góry


 

Budowa współczesnego układu okresowego

   


Opracowanie przez D.I. Mendelejewa układu okresowego pierwiastków jest jednym z najważniejszych osiągnięć w chemii. A mianowicie zastosowanie tablicy D.I. Mendelejewa pozwoliło w znacznej mierze uporządkować obfity materiał doświadczalny i właściwie sformułować wnioski co do istoty budowy materii i zachodzących przemian chemicznych. Używany obecnie układ okresowy jest zrekonstruowaną wersją tablicy Mendelejewa, uzupełnioną o grupę mało aktywnych chemicznie gazów szlachetnych oraz zawierającą nowo odkryte i sztucznie wytworzone pierwiastki. Układ ten w swej współczesnej postaci przedstawia rysunek 2.


Układ okresowy pierwiastków

Układ okresowy pierwiastków jest niezwykle cenną pomocą dla chemika. We współczesnym układzie okresowym, podobnie jak w tablicy Mendelejewa pierwiastki ułożone są w rzędy poziome, zwane okresami, i kolumny pionowe, zwane grupami. Okresów mamy siedem a każdy okres zawiera ściśle określoną liczbę pierwiastków, a mianowicie:

  • okres 1 (H, He)
  • okres 2 (Li, Be, B, C, N, O, F, Ne)
  • okres 3 (Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar)
  • okres 4 - 18 pierwiastków
  • okres 5 - 18 pierwiastków
  • okres 6 -32 pierwiastki
  • i ostatni, okres 7, niepełny.

Podstawą współczesnego układu okresowego pierwiastków stanowi ich konfiguracja elektronowa wyznaczająca podział na bloki; s, p, d, f (rys.2).

Właściwości pierwiastków zmieniają się w okresie stopniowo i powtarzają w okresie następnym. Było to podstawą do podziału tablicy na osiemnaście grup pionowych.
Wszystkie grupy mają swoją nazwę. I tak pierwiastki grupy bloku s i p;

  • 1 - nazywane są litowcami
  • 2 - berylowcami
  • 13 - borowcami
  • 14 - węglowcami
  • 15 - azotowcami
  • 16 - tlenowcami
  • 17 - fluorowcami
  • 18 - helowcami (gazami szlachetnymi)

Podobnie nazywa się pierwiastki bloku d. Są to: skandowce (3), tytanowce (4), wanadowce (5), chromowce (6), manganowce (7). W grupach 8, 9 i 10 są umieszczone tzw. triady, tj. żelazowce, platynowce lekkie, platynowce ciężkie. Wreszcie w grupie 11 znajdują się miedziowce i w 12 cynkowce.
Należy jeszcze wymienić pierwiastki bloku f liczące po czternaście pierwiastków, leżące w grupie trzeciej, są to lantanowce (okres szósty) i aktynowce (okres siódmy).

Do góry


 

Konfiguracje elektronowe pierwiastków a prawo okresowości

   


Podstawą budowy współczesnego układu okresowego pierwiastków jest konfiguracja elektronowa pierwiastków, wyznaczająca podział na grupy i okresy. Konfiguracje elektronowe wybranych pierwiastków przedstawiono w tablicy 1.

Tablica 1

Konfiguracje elektronowe wybranych pierwiastków grup bloku s i p układu okresowego

Konfiguracje elektronowe pierwiastków

Numer grupy
Okres

1

2

13

14

15

16

17

18

1

1H
1s1

 

 

 

 

 

 

2He
s2

2

3Li
1s22s1

4Be
1s22s2

5B
1s22s22p1

6C
1s22s22p2

7N
1s22s22p3

8O
1s22s22p4

9F
1s22s22p5

10Ne
1s22s22p6

3

11Na
1s22s22p63s1

12Mg
1s22s22p63s2

 

 

 

 

 

 

Z przedstawionych konfiguracji elektronowych możemy odczytać, że istnieje związek między budową układu okresowego a rozkładem elektronów w atomach, szczególnie zewnętrznych powłok elektronowych. I tak pierwiastki zaliczone do grupy 1 na ostatniej powłoce walencyjnej mają jeden elektron, grupy 2 - dwa elektrony, grupy 13 - trzy elektrony, grupy 17 - siedem elektronów i gazy szlachetne (grupa 18) - osiem elektronów. Podobnie poziome szeregi układu okresowego - okresy - zawierają pierwiastki, których atomy mają taką samą liczbę powłok elektronowych. Przykłady: pierwiastki pierwszego okresu posiadają tylko jedną powłokę, pierwiastki drugiego okresu dwie powłoki, pierwiastki trzeciego okresu trzy powłoki, pierwiastki czwartego okresu cztery powłoki, itd. Zabudowa powłok elektronowych każdego okresu kończy się ośmioma elektronami ( z wyjątkiem pierwszego). Jest to jedna z najważniejszych prawidłowości układu okresowego, zwana regułą oktetu.

Podobną prawidłowość daje zauważyć wśród pierwiastków zaliczonych do bloku d (tablica 2).

Tablica 2

Konfiguracje elektronowe wybranych pierwiastków grup bloku d układu okresowego

Numer grupy
Okres

Blok d
Grupa 3

Blok d
Grupa 5

4

21Sc
1s22s22p63s23p64s23d1

23V
1s22s22p63s23p64s23d3

5

39Y
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d1

41Nb
1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d3

Znajomość opisanych prawidłowości pozwala nam sformułować nam nową wersję prawa okresowości.

Prawo okresowości w swojej współczesnej wersji mówi, że właściwości pierwiastków chemicznych uporządkowanych według wzrastających liczb atomowych Z powtarzają się okresowo.

Do góry


 

Okresowość cech fizycznych i chemicznych pierwiastków

   


Jeżeli będziemy umieszczać obok siebie pierwiastki chemiczne szeregując je według rosnących liczb atomowych, to dostrzeżemy, że co 8-my, co 18-ty lub co 32-gi pierwiastek wykazuje podobne cechy chemiczne. Okresowość zmian charakteru chemicznego pierwiastków była myślą przewodnią w skonstruowaniu przez D.J Mendelejewa tablicy zwanym układem okresowym pierwiastków.


Prawo Moseley'a

Za podstawę klasyfikacji pierwiastków Mendelejew przyjął masę atomową oraz własności chemiczne i ułożył pierwiastki według wzrastających mas atomowych.
W kilku jednak przypadkach zauważył pewne odstępstwa od tej reguły. Na przykład tellur (Te - 127,6) pierwiastek 16 grupy ma większą masę atomową od jodu (I - 126,9), pierwiastka 17 grupy, powinien więc znajdować się w układzie okresowym za jodem. Jednak własności chemiczne jodu i telluru wymagają umieszczenia telluru za jodem.
Mendelejew przypuszczał, że te niezgodności spowodowane są niedokładnym wyznaczeniem mas atomowych pierwiastków. Dopiero dalsze badania budowy atomów zmieniły ten pogląd i udowodniły, że własności pierwiastka ściśle związane są z liczbą atomową.


Graficzną interpretacja prawa Moseley'a.

Udowodnił to H.G. Moseley badając długość promieni X emitowanych przez atomy. Moseley znalazł zależność funkcyjną pomiędzy liczbą atomową pierwiastka w układzie okresowym a długością fal promieni X.

Zależność tą przedstawia następujące równanie:

gdzie: l - długość fali promieni X, Z - liczba atomowa, K, a - stałe

Rysunek przedstawia graficzną interpretację prawa Moseley'a.

Do takich wniosków Moseley doszedł badając zależność pomiędzy długością fal emitowanych promieni rentgenowskich a materiałem anody lampy rentgenowskiej. W szczególności otrzymał on linię prostą na wykresie, w którym na jednej osi przyjął pierwiastek kwadratowy częstości promieni rentgenowskich, na drugiej zaś liczbę porządkową pierwiastka, pod którą występuje on w układzie okresowym pierwiastków. W kilku miejscach przebieg wykresu odbiegał od otrzymanej prostej. Na podstawie tego wyciągnął wniosek, że zastosowanie kryterium masy atomowej jest błędne. Natomiast jeżeli uwzględni się właściwości chemiczne pierwiastków to otrzymany wykres jest faktycznie prostą. Na tej podstawie Moseley dokonał korekty w układzie okresowym i przestawił kolejność niektórych pierwiastków. Takimi pierwiastkami był nikiel i kobalt. Ostatecznie okazało się, że po dokonanych korektach wykres zależności pierwiastka kwadratowego częstości promieni rentgenowskich od nowych wartości liczb porządkowych jest idealną prostą. Kolejna badania wykazały, że liczba porządkowa jest równa ilości elektronów w atomie a ta jak wiemy jest nazywana liczbą atomową. Z tego wynika wniosek, że o własnościach pierwiastka decyduje ilość elektronów w atomie a szczególnie ilość elektronów na powłokach zewnętrznych i ich kształt. Takimi właściwościami są;

  • rozmiary atomów i jonów,
  • wartości potencjałów jonizacyjnych,
  • powinowactwo elektronowe,
  • elektroujemność i elektrododatność,
  • własności elektryczne i magnetyczne,
  • okresowość cech chemicznych pierwiastków.

Rozmiary atomów i jonów

Wielkość atomu lub jonu określa promień najbardziej zewnętrznej powłoki elektronowej. W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym okresie od strony lewej do prawej. Wiąże się to ze wzrostem liczby protonów w jądrze, tzn. z silniejszym przyciąganiem elektronów przez jądro. Tak więc w poszczególnych okresach litowce mają największe promienie atomów, a flourowce najmniejsze.
W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem liczb atomowych. Wiąże się to ze wzrostem liczby powłok elektronowych, których wpływ na wielkość średnicy atomu przewyższa wpływ wzrostu ładunku jądra, decydującego o zmniejszeniu średnicy atomu. Zostało to przedstawione na rys.3.


Promienie atomów pierwiastków II i III okresu

Okresowym zmianom ulegają również jony pierwiastków.
Objętość jonów ujemnych jest większa od objętości atomów, natomiast objętość dodatnich jonów izoelektronowych jest znacznie mniejsza od objętości macierzystego atomu.
Jony atomu lub cząsteczki zawierające identyczną liczbę elektronów nazywamy izoelektronowymi.
W tablicy 1 przedstawiono promienie jonowe (jonów o konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego). Z przedstawionych danych widzimy, że w grupach (kolumnach) promienie jonowe wraz ze wzrostem liczby atomowej rosną. W poziomach kiedy wszystkie jony mają konfigurację najbliższego gazu szlachetnego (są takie same), ze wzrostem ładunku jądra promienie jonów ulegają zmniejszeniu. Jest to wynikiem przyciągania powłok elektronowych bliżej jądra przez większy dodatni ładunek.

Tablica 1

Promienie niektórych jonów

Jon

Promień
(pm)

Jon

Promień
(pm)

Jon

Promień
(pm)

Jon

>Promień
(pm)

 
O2-
S2-
Se2-
Te2-

 
140 
184 
198 
221 

 
F1-
Cl1-
Br1-
I1-

 
136 
181 
195 
216 

Li+
Na+
K+
Rb+
Cs+

60 
95 
133 
148 
169 

Be2+
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+

31 
65 
99 
113 
135 


Potencjały jonizacyjne i powinowactwo elektronowe

Potencjał jonizacji

Doprowadzona do atomów energia podwyższa poziom energetyczny elektronów w tych atomach.
Jeżeli ilość doprowadzonej energii jest dostateczna do oderwania elektronu od atomu, tzn. ze sfery przyciągania oddziaływania jądra, to atom przekształca się w jon dodatni.

Energia potrzebna do oderwania najsłabiej związanego z atomem elektronu nazywa się energią jonizacji danego atomu.

Ponieważ z każdego atomu można oderwać jeden, dwa lub więcej elektronów, a oderwanie każdego elektronu wymaga innej energii, możemy mówić o pierwszym, drugim, trzecim itd. potencjale jonizacyjnym.

Pierwszym potencjałem jonizacyjnym nazywamy energię potrzebną do przemiany M -> M+,
drugim - do przemiany M+ -> M2+, a trzecim - do przemiany M2+ -> M3+.

Na rysunku podano przykłady potencjałów jonizacyjnych, pierwszego i drugiego pierwiastków grupy I.


Energie jonizacji.

Wartość potencjału jonizacyjnego danego atomu zależy od średnicy atomu, ładunku jądra i budowy ostatniej powłoki elektronowej. Na rysunku 5 przedstawiono graficzną zależność wartości pierwszego potencjału jonizacji od wartości liczby atomowej.


Potencjały jonizacyjne, w zależności od wzrastającej liczby atomowej pierwiastków.

Jak można zauważyć występują tutaj pewne, prawie stałe regularności i są one następujące;

  • występuje seria wartości ekstremalnych ze wzgledu na szczególnie duże wartości potencjałów jonizacji gazów szlachetnych: He, Ne, Ar, Kr, Xe i Rn.
  • wartości ekstremalne zmniejszają się wraz ze wzrostem liczby atomowej, tj. gdy przesuwają się w dół grupy układu okresowego
  • zaraz po każdym gazie szlachetnym następuje ostry spadek wartości potencjału jonizacji przy przejściu do kolejnego pierwiastka alkalicznego Li, Na, K, Rb lub Cs
  • dolne wartości potencjału jonizacji są mniej więcej na tym samym poziomie, chociaż występuje tu niewielki, coraz to większy spadek wraz z przesuwaniem się w dół grupy układu okresowego
  • między każdym pierwiastkiem alkalicznym w dolnej linii bocznej a następującym gazem szlachetnym w górnej linii bocznej następuje prawie stały, chociaż nieregularny wzrost potencjału jonizacji. Odpowiada to przechodzeniu od lewej do prawej strony układu okresowego

Dlaczego w grupach ze wzrostem liczby atomowej wartość potencjału jonizacji maleje

Z danych umieszczonych w tablicy 2 oraz rysunku 4 widzimy, że w grupie ze wzrostem liczby atomowej wartośc potencjału jonizacji zmniejsza się. Spadek jest regularny i odpowiada regularnemu wzrostowi wielkości atomu w szeregu od Li do Cs. Wszystkie te pierwiastki mają podobne konfiguracje elektronowe składające się z wypełnionych powłok i jednego elektronu s na powłoce zewnętrznej. Jest to elektron zewnętrzny, który jest usuwany w procesie jonizacji. I właśnie ten elektron ze wzrostem liczby atomowej jest coraz słabiej przyciągany przez jądro. Jest to spowodowane wzrostem powłoki s, począwszy od Li (oderwanie 2s1) do Cs (odrwanie 6s1).

Jak zmienia się potencjał jonizacji wewnątrz okresu

Jak można zauważyć w okresie występuje stały wzrost potencjału ze wzrostem liczby atomowej. Decydują tutaj dwa czynniki. Po pierwsze, ładunek jądra wzrasta od lewej strony do prawej a po drugie, promień atomu maleje w kierunku od lewej strony do prawej. Już wpływ wymiaru powinien spowodować, że potencjał jonizacji również rośnie, ponieważ im bliżej jądra znajduje się elektron, tym trudniej jest go oderwać.

Zmiany potencjału jonizacji dla pierwiastków I, II i III okresu przedstawiają rysunki 6 i 7.


Pierwszy potencjał jonizacji (pierwiastki I, II i III okresu).



Rys. Pierwszy potencjał jonizacji
(pierwiastki I, II i III okresu - porównanie).

Dlaczego w reakcjach chemicznych nie biorą udziału elektrony drugiego potencjału

Z danych przedstawionych w tablicy1 widzimy, że oderwanie drugiego elektronu od jonu metalu grupy I wymaga tak dużej energii, iż proces ten praktycznie biorąc w warunkach reakcji chemicznych nie może przebiegać. Wiąże się to niewątpliwie z koniecznością rozerwania trwałego oktetu elektronowego.

Powinowactwo elektronowe

Powinowactwo elektronowe, Ep.e, pierwiastka jest to energia wydzielona podczas przyłączenia elektronu do atomu pierwiastka w stanie gazowym. Dla większości pierwiastków wartości powinowactwa elektronowego są dodatnie, co oznacza, że przyłączenie elektronu do atomów tych pierwiastków jest energetycznie korzystne. Na przykład powinowactwo elektronowe fluoru to energia uwolniona w procesie.

F(g) + e-(g) --> F-(g) + Ep,e

Dodatnie powinowactwo elektronowe oznacza, że przyłączeniu elektronu do atomu towarzyszy uwolnienie pewnej ilości energii.

Powinowctwo elektronowe atomów wybranych pierwiastków

Powinowactwo elektronowe kJ/mol

Numer grupy
Okres

1

2

13

15

17

18

1

1H
+73

 

 

 

 

2He
< 0

2

3Li
+60

4Be
< 0

5B
+27

7N
-7

9F
+328

10Ne
< 0

3

11Na
+53

12Mg
< 0

13Al
+43

15P
+72

17Cl
+349

18Ar
< 0

Dla pewnej grupy pierwiastków wartości powinowactwa elektronowego są ujemne. Tymi pierwiastkami są np.; gazy szlachetne, beryl, magnez i azot. Ujemne powinowactwo elektronowe oznacza, że energia anionu jest większa od energii obojętnego atomu i przyłączenie elektronu do atomu wymaga dostarczenia energii. Gazy szlachetne mają ujemne powinowactwa elektronowe, gdyż przyłączany do nich elektron musi zająć orbital znajdujący się poza zamkniętą powłoką, daleko od jądra.
W tabeli przedstawiono zmiany powinowactwa elektronowego wybranych pierwiastków układu okresowego. W okresach widoczna jest ogólna tendencja wzrostu powinowactwa elektronowego. Ogólnie największe wartości powinowactwa elektronowego posiadają pierwiastki prawej górnej części układu okresowego (chlorowce F, Cl). Przyłączany elektron zajmuje w atomach tych pierwiastków orbital p, który znajduje się blisko jądra o dużym ładunku i jest przez nie silnie przyciągany.
Atom może przyłączyć więcej niż jeden elektron. Energia uwolniona w wyniku przyłączenia pierwszego elektronu nosi nazwę pierwszego powinowactwa elektronowego, a dodatkowa energia wydzielona wskutek przyłączenia drugiego elektronu to drugie powinowactwo elektronowe. Na przykład atom tlenu ma dwie wartości powinowactwa elektronowego. Pierwsze powinowactwo elektronowe ma wartość +141 kJ/mol a drugie powinowactwo elektronowe ma wartość - 844 kJ/mol. Pierwsze powinowactwo elektronowe jest dodatnie, następuje więc wydzielenie energii. Przyłączenie drugiego elektronu wymaga jednak dostarczenia energii ze względu na odpychanie przez ujemny ładunek występujący już w O-.


Pierwiastki elektroujemne i elektrododatnie

W poprzednim punkcie stwierdziliśmy, że atomy większości pierwiastków przyłączają elektrony, czego efektem jest uwalnianie energii, którą nazwaliśmy powinowactwem elektronowym. Szczególnie dotyczyło to atomów pierwiastków prawej górnej części układu okresowego. Z tego samego punktu dowiedzieliśmy się również, że istnieją atomy, od których jest bardzo łatwo oderwać elektron. Energię potrzebną do oderwania elektronu nazwaliśmy energią jonizacji. Niską energię jonizacji posiadają pierwiastki lewej strony układu okresowego. Jeżeli istnieją tak różne pierwiastki, dla których wartości powinowactwa elektronowego i energii jonizacji znacznie różnią się, to w tym miejscu pojawia się pytanie - co stanie się, jeżeli blisko siebie znajdą się atomy pierwiastków dla których energia jonizacji i powinowactwo elektronowe znacznie różnią się?

Otóż efektem takiego zbliżenia będzie utworzenie wiązania chemicznego, w którym elektron od atomu pierwiastka posiadającego niską wartość energii jonizacji może być całkowicie przeniesiony do atomu pierwiastka posiadającego dużą wartość powinowactwa elektronowego lub może być utworzona wspólna para elektronowa przesunięta w stronę pierwiastka, posiadającego duże wartości powinowactwa elektronowego. Tę zdolność przyciągania wspólnych elektronów nazywa się elektroujemnością. Według R.S Mullikena można otrzymać wartość tej wielkości, biorąc średnią wartość potencjału jonizacyjnego i powinowactwa elektronowego pojedyńczych atomów.


Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych przyłączają elektrony, przyjmując w związkach ujemne stopnie utlenienia lub tworzą jony ujemne nazywamy elektroujemnymi. Pierwiastki, których atomy w reakcjach chemicznych "tracą" elektrony lub tworzą jony dodatnie, nazywamy elektrododatnimi.


Zmiana charakteru elektrododatniego pierwiastków
w grupach głównych i okresach układu okresowego.

Zmiany charakteru elektrododatniego i elektroujemnego pierwiastków w grupach i okresach układu okresowego pierwiastków przedstawiono na rys.8

W okresach układu okresowego pierwiastków stwierdzić można regularność polegającą na tym, iż w miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta charakter elektroujemny pierwiastków. Najbardziej elektrododatni charakter mają pierwiastki rozpoczynające każdy okres, tzn. pierwiastki grupy, które łatwo oddają jedyny elektron z ostatniej powłoki elektronowej. W grupie II, III, itd. poszczególnych okresów oddawanie zewnętrznych elektronów zachodzi coraz trudniej. Oznacza to spadek elektrododatności, a wzrost elektroujemności.
Atomy, którym na ostatniej powłoce brakuje do oktetu jednego, dwóch lub trzech elektronów, przejawiają tendencje do przyłączenia "obcych" elektronów uzupełniając w ten sposób zewnętrzną powłokę do oktetu, czyli ośmiu elektronów.

Pierwiastki tego rodzaju znajdują się na końcu poszczególnych okresów po prawej stronie układu okresowego pierwiastków. Mają one charakter niemetaliczny i są najbardziej elektroujemne.
Elektroujemność i elektrododatność pierwiastków zmienia się również znacznie wśród pierwiastków danej grupy układu okresowego. Decydującą rolę odgrywa tutaj liczba powłok elektronowych, a tym samym odległość elektronów walencyjnych od jądra. Powłoki podzewnętrzne nie tylko decydują o odległości elektronów walencyjnych od jądra, ale ponadto przesłaniają czyli ekranują jądro, a zatem zmniejszają oddziaływanie jądra na elektrony w atomie i poza atomem.
Mimo wzrostu liczby dodatnich ładunków jądra w kolejnych pierwiastkach grupy na co wskazują wzrastające liczby atomowe, charakter elektroujemny pierwiastków w tej samej kolejności maleje, co oznacza wzrost elektrododatności.
Problemem elektroujemności zajmował się po raz pierwszy Linus Pauling w 1932 r. Dzięki zastosowaniu takich właściwości cząsteczek, jak momenty dipolowe i energie potrzebne do rozerwania wiązań uszeregował on większość pierwiastków, tworząc tzw. skalę elektroujemności pierwiastków zawierającą się w granicach od 0,7 (cez) do 4,0 (fluor) (rys. 4.9).

Energia wiązania równa jest różnicy między energią cząsteczki a energią tworzących je atomów w tej samej temperaturze. W przypadku cząsteczek dwuatomowych energia wiązania równa jest energii potrzebnej do rozerwania cząsteczki AB na dwa wolne atomy A i B.


Skala elektroujemności Paulinga

Atomy dwóch pierwiastków mające identyczną elektroujemność /np. węgiel, siarka/ mają jednakową zdolność do przyciągania elektronów. Duża różnica w elektroujemności między dwoma pierwiastkami wskazuje na duże różnice w powinowactwie elektronowym między atomami tych pierwiastków.

Skala elektroujemności pozwala na przybliżone szacowanie trwałości i mocy wiązania

Im większa odległość dwóch pierwiastków na skali elektroujemności, tym trwalsze tworzą wiązania.
Jaki istnieje przybliżony związek między elektroujemnością a udziałem charakteru jonowego pojedyńczego wiązania między atomami A i B dowiesz się w rozdziale wiązania chemiczne.


Okresowość cech chemicznych

Własności chemiczne w szerszym znaczeniu, a szczególnie okresowość ich zmian można również odczytać z katalogu elektronów. Najprostsze zależności występują w przypadku pierwiastków grup głównych. Podczas tworzenia wiązania elektrony są tak oddawane, pobierane lub rozdzielane między partnerami wiązania, aby została osiągnięta najbliższa konfiguracja gazu szlachetnego. Ponieważ konfiguracji gazu szlachetnego odpowiada ośmioelektronowa powłoka zewnętrzna, mówi się wtedy o tworzeniu oktetu lub o regule oktetu. W tych przegrupowaniach elektronów towarzyszących tworzeniu się związku chemicznego uczestniczą tylko elektrony walencyjne. Ponieważ zarówno liczba elektronów walencyjnych, jak i liczba niesparowanych elektronów powtarzają się z określoną prawidłowością, to uzależnione od nich właściwości chemiczne zmieniają się okresowo. Pierwiastki znajdujące się jeden pod drugim mają jednakowe liczby elektronów walencyjnych, a zatem tworzą też szeregi związków o jednakowym wzorze ogólnym. W obrębie danej grupy właściwości zmieniają się monotonicznie, natomiast w obrębie jednego okresu własności te zmieniają się skokowo od grupy do grupy.

Oto przykłady takich zachowań się pierwiastków;

  • pierwiastki grupy 1 (litowce) mają w zewnętrznej powłoce elektronowej jeden elektron walencyjny (np. 11Na - 1s22s22p63s1, 19K - 1s22s22p63s23p64s1); elektron ten łatwo jest oddawany przez pierwiastki a atomy przechodzą w jony jednododatnie. Charakteryzują się dużą reaktywnością chemiczną i dlatego nie występują w stanie wolnym w przyrodzie lecz wyłącznie w postaci związków chemicznych jako chlorki, siarczany, węglany, rzadziej azotany i fosforany. Wszystkie podobnie reagują z wodą z utworzeniem wodorotlenków.
  • pierwiastki grupy 2 (berylowce) mają na zewnętrznej powłoce dwa elektrony walencyjne (np. 12Mg - 1s22s22p63s2, 20Ca
  • 1s22s22p63s23p64s2). Wszystkie są metalami, w przyrodzie spotykane wyłącznie w związkach jako węglany, siarczany i chlorki. W związkach występują tylko w stopniu utlenienia (II), jako dwudodatnie jony. W reakcjach chemicznych upodobniają się do najbliższego gazu szlachetnego, oddając dwa elektrony.
  • pierwiastki grupy 13 (borowce) mają trzy elektrony walencyjne (np. 13Al - 1s22s22p63s23p1, 31Ga - 1s22s22p63s23p64s23d104p1). Wszystkie w związkach chemicznych występują w stopniu utlenienia (III). W reakcjach chemicznych upodobniają się do najbliższego gazu szlachetnego, oddając trzy elektrony.
  • pierwiastki grupy 17 (fluorowce) mają siedem elektronów walencyjnych (np. 9F - 1s22s22p5, 35Br - 1s22s22p63s23p64s23d104p5). Ta grupa pierwiastków w odróżnieniu od wcześniej opisanych grup pierwiastków w reakcjach chemicznych najczęściej upodobnia się do najbliższego gazu szlachetnego, przyjmując jeden elektron. Dlatego fluorowce są w związkach na (-I) stopniu utlenienia. Jednak pierwiastki tej grupy mające siedem elektronów walencyjnych mogą również oddawać je. Przykładem jest chlor który w połączeniu z tlenem jest na (VII) stopniu utlenienia (Cl2O7). Jest to najwyższy stopień utlenienia jaki mogą przyjmować pierwiastki tej grupy i jest ona wyznaczona liczbą elektronów walencyjnych. Odpowiada to numerowi kolejnemu grupy w układzie okresowym. Analogiczna sytuacja występuje w grupie 15 (azotowce) i 16 (tlenowce). Przykładem jest siarka oraz azot i ich związki chemiczne z wodorem i tlenem (H2S, SO3, NH3, N2O5).

W przypadku pierwiastków bloku d, które wszystkie są metalami, aż do piątego okresu w zewnętrznej powłoce posiadające przeważnie dwa elektrony. Dlatego pierwiastki te aż do technetu występują głównie drugim stopniu utlenienia. Ponieważ w atomach pierwiastków bloku d elektrony są rozdzielane pomiędzy dwie powłoki, stąd w tej grupie pierwiastków stwierdza się występowanie stopni utlenienia większych jak dwa (II).
Każdy pierwiastek w grupie bloku d wykazuje podobieństwo do drugiego z kolei pierwiastka w odpowiedniej grupie bloku s i p. Z powodu tego upodobnienia względem siebie położonych pierwiastków, np. P i V, S i Cr, Cl i Mn wykazują podobną zdolność do tworzenia kwasów. Można to stwierdzić na podstawie podobieństwa budowy fosforanów, wanadynianów, siarczanów, chromianów, chloranów i manganianów, a także nadchloranów i nadmanganianów.
W grupach bloku d istnieje nie tylko podobieństwo pierwiastków tej samej grupy do cięższych niżej położonych pierwiastków odpowiedniej grupy bloku s i p. Często wykazują podobieństwo następujące po sobie pierwiastki z sąsiadujących grup; np. żelazo przypomina swoimi własnościami chemicznymi mangan i kobalt, natomiast ten ostatni ma własności podobne do żelaza i do niklu.

Do góry


   

 (C) 2010 - 2013 Wydział Przyrodniczo - Techniczny KPSW. All Rights Reserved