Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu

Prezentacja na temat: "Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu"— Zapis prezentacji:

1 Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl
Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

2 UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW

3 ► Skala elektroujemności Paulinga.
Spis treści Podstawowe pojęcia. Próby klasyfikacji pierwiastków chemicznych w XIX wieku. Prawo okresowości– kryterium klasyfikowania pierwiastków przez Mendelejewa. Współczesny układ okresowy (tablica Wernera). Grupy i bloki w układzie okresowym. Nazewnictwo grup. Okresy w układzie okresowym. Informacje o pierwiastku wynikające z jego liczby atomowej, położenia w grupie i w okresie. Energia jonizacji (potencjał jonizacji). Powinowactwo elektronowe. Elektroujemność pierwiastków ► Skala elektroujemności Paulinga. ► Charakter elektroujemny i elektrododatni. ► Reguła oktetu i dubletu ► Na skróty. Zmienność charakteru chemicznego pierwiastków grup głównych wynikająca z położenia w układzie okresowym. Własności elektryczne i magnetyczne pierwiastków

4 Atomowa jednostka masy [u] Atomowa jednostka masy [u] to 1/12 masy atomu izotopu węgla C12
Izotopy Atomy posiadające tę samą liczbę atomową (liczbę protonów w jądrze), ale różną liczbę neutronów Liczba atomowa ( Z ). (liczba porządkowa) Określa, ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu. Jest także równa liczbie elektronów niezjonizowanego atomu Masa atomowa [MA] Liczba określająca ile razy masa jednego reprezentatywnego atomu danego pierwiastka chemicznego jest większa od 1/12 masy atomu izotopu 12C, przy czym pod pojęciem „reprezentatywnego atomu” rozumie się atom o średniej masie wyliczonej proporcjonalnie ze wszystkich stabilnych izotopów danego pierwiastka, ze względu na ich występowanie na Ziemi. Powłoka walencyjna Ostatnia, najdalej odsunięta od jądra powłoka elektronowa atomu. Elektrony na niej są najsłabiej związane z atomem i mogą uczestniczyć w tworzeniu wiązań chemicznych. W przypadku elektronów znajdujących się niżej zazwyczaj nie jest to możliwe, choć są od tego liczne wyjątki. Podstawowe pojęcia

5 Liczba masowa (A) to wartość opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów) w jądrze (w nuklidzie) danego izotopu atomu danego pierwiastka. Liczby masowej nie należy mylić z masą atomową pierwiastka, która wyznaczana jest metodami chemicznymi, ani też z masą pojedynczego izotopu.

6 Próby klasyfikacji pierwiastków chemicznych
1815 W.Prout zauważył, że masy atomowe większości pierwiastków są w przybliżeniu liczbami całkowitymi i postulował, aby za podstawowy budulec wszystkich z nich przyjąć najlżejszy – wodór. 1829 Johann Wolfgang Döbereiner zestawił grupy składające się z trzech pierwiastków, o podobnych własnościach chemicznych i cyklicznie wzrastających masach atomowych – triady Döbereinera (znanych było 50 pierwiastków). Średnia arytmetyczna mas pierwiastków skrajnych była w przybliżeniu równa masie atomowej środkowego pierwiastka Oto pięć triad znalezionych przez Döbereinera (w nawiasach podano przybliżone masy atomowe). Pierwiastki te i dzisiaj sąsiadują ze sobą w grupach układu okresowego. Li (7) Ca (40) P (31) S (32) Cl (35,5) Na (23) Sr (87,5) As (75) Se (79) Br (80) K (39) Ba (137,5) Sb (122) Te (127,5) I (127)

7 1863 Antoine Beguyer de Chancourtois narysował na bębnie spiralnie wznoszący się łańcuch nazw pierwiastków. Średnica bębna była tak dobrana, że łańcuch tworzył pełen obrót spirali co osiem pierwiastków. Dzięki temu, patrząc wzdłuż linii prostopadłych do podstawy bębna na jego powierzchni bocznej widziało się zawsze pierwiastki o podobnych własnościach chemicznych. "Wynalazek" bębna chemicznego jednak nikogo nie zainteresował i wydawał się zwykłym dziwactwem. 1865 John Newlands ułożył pierwiastki według rosnących mas atomowych. i spostrzegł, że co ósmy z nich wykazuje podobne własności. Jednakże tylko nieliczne pierwiastki, które trafiły do tej samej „oktawy” Newlandsa, były faktycznie do siebie podobne. Ich twórca popełnił błąd, ustawiając jeden za drugim (bez przerw) wszystkie znane wtedy pierwiastki, na skutek czego w jednej oktawie znalazły się również całkiem odmienne substancje proste.

8 Prawo okresowości pierwiastków(1869 r.)
Własności pierwiastków (a także utworzonych przez nie substancji prostych i złożonych), uporządkowanych według wzrastających mas atomowych, zmieniają się w sposób okresowy w zależności od wielkości mas atomowych. Mendelejew zrobił następujące założenia: Nieznane dotąd pierwiastki zostaną odkryte. Należy poprawić wartości mas atomowych wielu pierwiastków. Przejście od pierwiastka o własnościach wyraźnie niemetalicznych do pierwiastka o własnościach wyraźnie metalicznych nie może być zbyt gwałtowne. W układzie stworzonym przez Mendelejewa było zebranych ponad 90 pierwiastków, a ponadto zostawił on wolne miejsca dla pierwiastków które jeszcze nie zostały odkryte, tam gdzie różnice między masami atomowymi znanych przez niego pierwiastków były znaczne. Te puste pola zapełniały się pierwiastkami jeszcze za życia rosyjskiego uczonego, a właściwości i masy atomowe tych pierwiastków były zgodne z przewidywaniami.

9 Współczesny układ okresowy (tablica Wernera)
Dopiero: odkrycie jądra atomu przez Ernesta Rutherforda (1911) opublikowanie w 1913 roku przez jego ucznia, Henry'ego Moseleya, tabeli liczby protonów, neutronów i elektronów w kolejnych pierwiastkach, zaproponowanie koncepcji orbit i sfer elektronowych przez Bohra, sformułowanie zakazu Pauliego, dało układowi okresowemu logiczne uzasadnienie oraz wyjaśniło pochodzenie własności chemicznych pierwiastków. Prawo Moseleya W obrębie okresu liczba ładunków w jądrze atomu wzrasta o jedność przy przejściu od jednego pierwiastka do następnego. Współczesna interpretacja prawa okresowości Własności fizyczne i chemiczne pierwiastków są periodyczną funkcją ich liczby atomowej (liczby protonów w jądrze). Okresowy charakter zmian własności pierwiastków wynika stąd, że liczby elektronów w zewnętrznych powłokach zmieniają się w sposób okresowy.

10 Układ okresowy w naturalny sposób dzieli się na bloki s, p, d i f, odpowiadające różnej konfiguracji elektronów na zewnętrznej powłoce atomów poszczególnych pierwiastków. Do bloków s i p należą pierwiastki grup głównych, do bloku d pierwiastki przejściowe, zaś do bloku f lantanowce i aktynowce. Pierwiastki bloku s Pierwiastki bloku d Pierwiastki bloku p Pierwiastki bloku f

11 Grupy i bloki w układzie okresowym
Pionowe kolumny w układzie okresowym nazywamy grupami. W najnowszej, obowiązującej obecnie wersji układu wyróżniamy 18 grup pierwiastków. Pierwiastki w każdej grupie mają podobne konfiguracje zewnętrznych powłok elektronowych i dlatego mają podobne własności. Budowa elektronowa jest podstawą podziału pierwiastków na bloki: Blok s obejmuje pierwiastki grup 1 i 2. W grupach tych zewnętrzne elektrony są na orbitalach s. Blok p obejmuje pierwiastki grup W grupach tych rozbudowa zewnętrznych powłok następuje przez umieszczanie nowych elektronów na orbitalach p. Dlatego do bloku p należy sześć grup pierwiastków. Blok d obejmuje pierwiastki grup Leżą one między pierwiastkami bloków s i p. Cechą charakterystyczną pierwiastków z bloków d jest rozbudowa podpowłok d do 10 elektronów. Dlatego blok d obejmuje 10 grup pierwiastków. Pierwiastki bloku d są czasem nazywane pierwiastkami przejściowymi, bo w układzie okresowym są jakby pomostem między blokami s i p.

12 W atomach pierwiastków bloku f następuje rozbudowa podpowłok f do 14 elektronów.
Pierwiastki te występują w okresach 6 i 7. Ze względów praktycznych na rysunkach układu okresowego pierwiastki bloku f umieszcza się osobno a nie w okresach, do których należą. Blok f umieszcza się w grupie 3. 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. 1 2 13 14 15 16 17 18 IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIII A 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB

13 Nazewnictwo grup 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) Pierwiastki bloku d: 3 - skandowce 4 - tytanowce 5 - wanadowce 6 - chromowce 7 - manganowce 11 - miedziowce 12 - cynkowce W grupach 8, 9 i 10 są umieszczone tzw. triady, tj. żelazowce, platynowce lekkie, platynowce ciężkie. Pierwiastki bloku f : czternaście pierwiastków, leżących w grupie trzeciej, są to lantanowce (okres szósty) i aktynowce (okres siódmy).

14 Okresy w układzie okresowym
Poziome szeregi w okresowym układzie pierwiastków nazywamy okresami. Liczba okresów wynosi 7. Numer okresu odpowiada ilości powłok elektronowych w atomach pierwiastków tego okresu. Okres 1 Okres pierwszy ma tylko dwa pierwiastki, bo przy n = 1 powłoka elektronowa mieści tylko dwa elektrony. Powłoka ta jest zatem całkowicie zapełniona w atomie helu Okres 2 W okresie tym wypełnianie powłoki n = 2 kończy się na atomie neonu, w którym powłoka ta ma 8 elektronów. n=2 mieści 8 elektronów i dlatego tyle właśnie pierwiastków jest w okresie Okres 3 W okresie trzecim wypełnianie powłoki n = 3 przebiega tak samo i kończy się po osiągnięciu konfiguracji ośmioelektronowej w atomie argonu. W okresie trzecim nie następuje rozbudowa powłoki n = 3 do 18 elektronów przez wypełnienie orbitali l = 2 (orbitali d). Zgodnie z regułą rozbudowy konfiguracji orbitale o niższych energiach mają pierwszeństwo w przyjmowaniu elektronów, a więc w okresie trzecim elektrony nie mogą zajmować podpowłoki d

15 Kolejność zapełniania powłok elektronowych
Okres 4 Po wypełnieniu podpowłoki 3p rozbudowuje się podpowłoka 4s, czyli. zaczyna się następny okres, w którym po wypełnieniu orbitalu 4s rozbudowuje się podpowłoka 3d 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. Dla pierwiastków bloku s elektrony walencyjne to: ns Dla pierwiastków bloku p elektrony walencyjne to: ns, np. Dla pierwiastków bloku d elektrony walencyjne to: ns, (n-1)d Dla pierwiastków bloku f elektrony walencyjne to: ns, (n-1)d, (n-2)f Kolejność zapełniania powłok elektronowych

16 blok d 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 (promocja elektronu)
Informacje o pierwiastku wynikające z jego liczby atomowej, położenia w grupie i w okresie. Symbol Nazwa Liczba atomowa Masa atomowa Grupa Okres Konfiguracja elektronowa K potas 19 39,1u 1 (IA) 4 blok s 1s22s2p63s2p64s1 I jod 53 126,9u 17 (VIIA) 5 blok p 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 5s2 5p5 Cu miedź blok d 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s1 (promocja elektronu) Ce cer 58 140,1u 3 6 Blok f 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 4d10 4f2 5s2 5p6 6s2

17 Na skróty Współczesny układ okresowy polega na uszeregowaniu pierwiastków według wzrastających liczb atomowych Z. Liczba powłok elektronowych równa jest numerowi okresu, do którego należy dany pierwiastek. Liczba elektronów w powłoce walencyjnej pierwiastków grup głównych jest równa numerowi grupy ( wyjątek stanowi hel). Ze względu na konfigurację elektronową atomów pierwiastków układ okresowy dzieli się na bloki energetyczne ( związane z lokalizacją elektronów walencyjnych): pierwiastki grup głównych – blok s (1, 2 grupa oraz He); blok p (13 -18) pierwiastki przejściowe – blok d ( 3 – 12 grupa) Lantanowce i aktynowce – blok f Okres jest zbiorem pierwiastków uporządkowanych według wzrastających liczb atomowych, które zawierają identyczną ilość powłok atomowych. Grupa jest szeregiem uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych o tej samej konfiguracji elektronowej zewnętrznych powłok, mających zbliżone właściwości chemiczne. W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym okresie od strony lewej do prawej. W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem liczb atomowych.

18 Energia jonizacji (potencjał jonizacji)
Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania jednego elektronu od atomu. W zależności od liczby oderwanych elektronów rozróżnia się pierwszą, drugą itp. energię jonizacji. Energia potrzebna do oderwania elektronu zależy od jego odległości od jądra atomowego oraz od ładunku jądra (prawo Coulomba). Wraz ze wzrostem ładunku jądra rośnie siła przyciągania elektronów i dlatego energia jonizacji powiększa się w obrębie okresu. Gdy jednak zaczyna się nowy okres, to energia jonizacji gwałtownie maleje, bo nowy elektron pojawia się na powłoce o większym promieniu. Następne elektrony w nowym okresie coraz silniej odczuwają wzrost ładunku jądra i dlatego znów mamy wzrost energii jonizacji w obrębie okresu. W tej samej grupie układu okresowego maleje energia jonizacji przy wzroście promienia atomowego.

19 Powinowactwo elektronowe
Powinowactwo elektronowe jest to efekt energetyczny towarzyszący przyłączaniu przez atom danego pierwiastka dodatkowego elektronu do powłoki walencyjnej. Wraz ze wzrostem liczby atomowej: 1. W obrębie okresu powinowactwo elektronowe wzrasta ( maleje promień atomu). 2. W obrębie grupy powinowactwo elektronowe maleje ( wzrasta promień atomu). 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.

20 Elektroujemność pierwiastków
Elektroujemność jest to zdolność atomu do przyciągania elektronów obecnych w wiązaniu chemicznym. Trudno stworzyć zadawalającą miarę liczbową elektroujemności, gdyż nie jest ona właściwością atomów jako takich, ale zależy do pewnego stopnia od połączeń chemicznych, w których biorą one udział. Niemniej jednak stworzono kilka skal elektroujemności. Skala elektroujemności Paulinga Opiera się na energii wiązań. Przy jej tworzeniu wykorzystano obserwacje doświadczalne. Historycznie była to najwcześniej zastosowana skala elektroujemności i choć brak jej ścisłego uzasadnienia teoretycznego, jest ona nadal szeroko stosowana. Skala elektroujemności pozwala na przybliżone szacowanie trwałości i mocy wiązania.

21 Skala elektroujemności pierwiastków Paulinga zawiera się w granicach od 0,7 (cez) do 4,0 (fluor).
Na podstawie różnicy elektroujemności pierwiastków tworzących wiązanie można określić typ tego wiązania: jeśli różnica jest mniejsza od 0,4 - wiązanie kowalencyjne jeśli różnica mieści się w zakresie od 0,4 do 1,7 - wiązanie kowalencyjne spolaryzowane jeśli różnica jest większa niż 1,7 - wiązanie jonowe

22 Charakter elektroujemny (niemetaliczny) pierwiastków zmienia się wraz ze wzrostem liczb atomowych. Maleje w grupie, a rośnie w okresie. Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor Charakter elektrododatni ( metaliczny) pierwiastków dotyczy zdolności atomów do oddawania elektronów. Wraz ze wzrostem liczb atomowych wzrasta w grupie, a maleje w okresie. Najbardziej elektrododatnim pierwiastkiem, wykazującym największy charakter metaliczny jest cez. Wzrost elektroujemności w UO Wzrost elektrododatniości w UO Reguła oktetu i dubletu Atomy dążą do uzyskania konfiguracji gazów szlachetnych, ponieważ jest stabilna. Nazwy takich konfiguracji to dublet elektronowy i oktet elektronowy.

23 Na skróty Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania jednego elektronu od atomu. Powinowactwo elektronowe jest to efekt energetyczny towarzyszący przyłączaniu przez atom danego pierwiastka dodatkowego elektronu do powłoki walencyjnej. Elektroujemność jest to zdolność atomu do przyciągania elektronów obecnych w wiązaniu chemicznym.

24 Metaliczność pierwiastków Niemetaliczność pierwiastków
Zmienność charakteru chemicznego pierwiastków grup głównych wynikająca z położenia w układzie okresowym. Metaliczność pierwiastków Niemetaliczność pierwiastków Charakter kwasowy tlenków i wodorków Charakter zasadowy tlenków i wodorków Wzrost maksymalnej wartościowości pierwiastka wobec tlenu Moc kwasów tlenowych Moc kwasów beztlenowych Wzrost mocy kwasów tlenowych i beztlenowych

25 Pierwiastki grupy 1 są metalami i mają właściwości zasadotwórcze.
17 grupa –fluorowce, pierwiastki niemetaliczne, tworzące kwasy. Zarówno kwasy tlenowe, jak i beztlenowe fluorowców są mocnymi kwasami. Najmocniejsze kwasy tlenowe tworzą pierwiastki znajdujące się w prawym górnym narożniku UOP,zaś w przypadku kwasów beztlenowych moc kwasów można przedstawić następująco: HCl < HBr < HI Reaktywność chemiczna fluorowców rośnie w kierunku prawego, górnego narożnika UOP. W obrębie okresów układu okresowego pierwiastków obserwuje się (wraz ze wzrostem liczby atomowej) zmianę właściwości od metalicznych do niemetalicznych. Granica między metalami i niemetalami, (choć trudno mówić o jakiejś precyzyjnej granicy, jest to raczej dość płynne przejście) przebiega ukośnie przez układ okresowy pierwiastków. Na granicy tej znajdują się pierwiastki o charakterze przejściowym (amfotery). Każdy okres zamknięty jest gazem szlachetnym, tworzącym grupę 18. Pierwiastki grup 3 – 12 to na ogół metale o właściwościach bardziej złożonych. W grupach pobocznych mieszczą się, bowiem wyłącznie metale, czyli pierwiastki tworzące zasady, i tzw. metaloidy, zwane niekiedy półmetalami, czyli pierwiastki metaliczne z tendencją do tworzenia kwasów na wyższych stopniach utlenienia ( wyższej wartościowości).

26

27 Własności elektryczne i magnetyczne pierwiastków

28 Źródło Program nauczania chemii dla liceum ogólnokształcącego, liceum profilowanego i technikum -Szarota Styka-Wlazło, Maria Litwin „ Chemia nieorganiczna” A.P. Cox „ Repetytorium chemia od A do Z” M. Klimaszewska Ilustracje: