Elektroujemność pierwiastków

Elektroujemność pierwiastków - jest to miara przyciągania elektronów przez dany pierwiastek podczas tworzenia wiązania z innym pierwiastkiem. Im wyższą wartość ma elektroujemność danego pierwiastka tym silniej przyciąga on elektrony w wiązaniu w swoją stronę- w rezultacie czego powstaje polaryzacja wiązania. Używa jest zazwyczaj skala elektroujemności wg Paulinga. Gdy jakiś pierwiastek słabo przyciąga elektrony, jak np potas, to możemy powiedzieć, że jest to elektrododatni pierwiastek. W układzie okresowym elektroujemność pierwiastków wzrasta z dołu do góry w grupie i z lewej do prawej w okresie (czyli tak samo jak charakter kwasowy pierwiastków i niemetaliczny). Trzeba pamiętać również o tym,że nie są to sztywno przypisane wartości, gdyż w zależności od otoczenia danego pierwiastka wartość jego elektroujemności może się nieznacznie zmieniać. Na wartość elektroujemności może wpływać rodzaj hybrydyzacji, wiązania, stopień utlenienia pierwiastka czy też rodzaju pierwiastka z jakim tworzy dany pierwiastek wiązanie.

Wartościowość grup głównych względem tlenu i wodoru

Grupa układu okresowego	I	II	XIII	XIV	XV	XVI	XVII	XVIII
Wzór połączenia z tlenem	Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7	-
Maksymalna wartościowość względem tlenu	I	II	III	IV	V	VI	VII	0
Wzór połączenia z wodorem	NaH	MgH2	AlH3	SiH4	PH3	H2S	HCl	-
Maksymalna wartościowość względem wodoru	I	II	III	IV	III	II	I	0

Badanie aktywności metali

Doświadczenie:

      Do trzech probówek wlewamy wodę. Do każdej z nich dodajemy kilka kropel fenoloftaleiny ( abyśmy mogli sprawdzić odczyn {kwasowy/zasadowy] roztworu,który powstanie). Do kolejnych probówek dodajemy:
1. Sód (Na)
2.Potas (K)
3.Magnez (Mg)

Obserwacje dla probówki:

1. Sód w zetknięciu z wodą zaczyna się "kręcić" po powierzchni i rozpuszczać się
2.Potas w zetknięciu z wodą zaczyna gwałtownie się palić  - reakcja następuje błyskawicznie
3.Magnez z wodą reaguje wyjątkowo wolno - by przyspieszyć reakcję możemy podgrzać roztwór

W każdym przypadku roztwór zabarwiał się na malinowo (pod wpływem fenoloftaleiny) oznacza to,że powstający roztwór posiada odczyn zasadowy.

1. 2Na + 2H₂O -----> 2NaOH + H₂ ↑                  -powstaje wodorotlenek sodu

2. 2K + 2H₂O -----> 2KOH + H₂ ↑                     -powstaje wodorotlenek potasu

3. Mg + 2H₂O -----> Mg(OH)₂ + H₂ ↑                 -powstaje wodorotlenek magnezu

gdzie: ↑ - oznacza,że powstający gazowy wodór ulatuje do atmosfery

Wnioski z doświadczenia:

Potas jest bardziej aktywny od sodu, natomiast sód jest bardziej aktywny od magnezu. Można więc stwierdzić,że aktywność metali wzrasta od góry do dołu w grupie i od prawej do lewej w okresie (w układzie okresowym).

Budowa atomu,a położenie pierwiastka w układzie okresowym

₁₁Na ----> 1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₁ - 1e_- => Na₊ [1s₂ 2s₂ 2p₆ ] => Na₊ [Ne]

Jeżeli atom sodu odda jeden swój elektron (np w wyniku wiązania jonowego) to jego konfiguracja staje się taka sama jak konfiguracja neonu.

₁₇Cl ----> 1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₂ 3p₅ + 1e_- => Cl_- [1s₂ 2s₂ 2p₆ 3s₂ 3p₆] => [Ar]

Jeżeli atom chloru przyjmie jeden elektron (powstaje anion – czyli jon ujemnie naładowany( przeciwieństwem jest kation -tak jak dla sodu)) to jego konfiguracja przyjmuje konfigurację argonu.

Podział grup na przynależności metaliczne:

1 X_* -1e_- => X₊ -metale

2 X : -2e_- => X₂₊ -metale

13 _*X: -3e_- => X₃₊ -metale

14 :X: -metale i niemetale

15 :X:_* +3e_- => X_3- -niemetale

16 _*:X:_* +2e_- => X_2- -niemetale

17 _**:X:_* +1e_- => X_- -niemetale

18 _**:X:_** -gazy szlachetne

To ile dany pierwiastek jest w stanie oddać lub przyjąć elektronów podyktowane jest tzw regułą oktetu elektronowego. Oznacza to, że każdy pierwiastek w układzie okresowym dąży do tego aby jego konfiguracja elektronowa przypominała tą, którą posiada najbliższy temu pierwiastkowi gaz szlachetny – to znaczy,że poza pierwiastkami, którym najbliżej jest do do helu ( tu obowiązuje regułą dubletu = 2elektrony), wszystkie chcą mieć na powłoce walencyjnej 8 elektronów (ns₂ np₆).

Spoglądając na układ okresowy możemy stwierdzić, że:

-od prawej do lewej wzrasta charakter metaliczny pierwiastków

-od lewej do prawej wzrasta charakter niemetaliczny pierwiastków

-od góry do dołu wzrasta charakter metaliczny pierwiastków

-od dołu do góry wzrasta charakter niemetaliczny pierwiastków

Mg -----> MgO -----> Mg(OH)₂

S -----> SO₂ -----> H₂SO₃

2Mg + O₂ -----> 2MgO

MgO + H₂O -----> Mg(OH)₂

S + O₂ -----> SO₂

SO₂ + H₂O ------> H₂SO₃

Mg(OH)₂ + H₂SO₃ -----> MgSO₃ + 2H₂O

Podział układu okresowego na bloki: s, p, d, f

Elektrony walencyjne – elektrony znajdujące się na ostatniej najbardziej zewnętrznej powłoce elektronowej – zwanej powłoką walencyjną

Blok s – są to pierwiastki grupy I i II. Elektrony walencyjne mają konfigurację ns (gdzie "n" to odpowiednia powłoka)

np ⁵⁶Ba [⁵⁴Xe] 6s²

- dla baru mamy do czynienia z konfiguracją taką samą jak dla gazu szlachetnego (ksenonu) + dodatkowo są jeszcze dwa elektrony, które są na ostatniej powłoce (s). Na ostatniej (szóstej) powłoce są elektrony tylko na orbitalu s ,stad też nazwa - blok s, ponieważ wszystkie pierwiastki znajdujące się w nim posiadają elektrony walencyjne tylko na orbitalu s.

Blok p – są to pierwiastki grup od XIII do XVIII. Konfiguracja elektronów walencyjnych tych pierwiastków ma postać: ns np

np ¹⁶S [¹⁰Ne] 3s² 3p⁴

Blok d – ten blok tworzą pierwiastki grup III – XII (tak zwane grupy poboczne). Ich konfiguracja walencyjne przedstawia się następująco: ns (n-1)d

np ₄₀Zr [₃₆Kr] 5s² 4d²

Blok f – należą do niego lantanowce i aktynowce, dla których konfiguracja elektronów walencyjnych ma postać: ns (n-1)d¹ (n-2)f

Przykłady:

₁₉K – potas leży w 4 okresie układu okresowego i pierwszej grupie,a więc w skrócie jego konfiguracja elektronowa przedstawia się następująco:

[₁₈Ar] 4s₁

₂₃V – wanad także leży w 4 okresie,ale w bloku d,więc jego konfiguracja będzie wyglądać:

[₁₈Ar] 4s₂ 3d₃

₂₀Ca – wapń leży również w 4 okresie lecz w drugiej grupie:

[₁₈Ar] 4s₂

₂₁Sc – skand, 4 okres, 3 grupa:

[₁₈Ar] 4s₂ 3d₁

Wyjątki:

₂₄Cr – chrom, 4 okres, 6 grupa:

[₁₈Ar] 4s₁ 3d₅

₂₉Cu – miedź, 4 okres, 11 grupa:

[₁₈Ar] 4s₁ 3d₁₀

Dla wyjątków mamy do czynienia z tak zwaną promocją elektronową. Przyczyną takiego stanu jest to,że korzystniej (energetycznie) jest uzupełnić do końca orbitale d, niż wypełniać do końca najpierw orbital s (który powinien być uzupełniany w pierwszej kolejności).
[to oczywiście nie są wszystkie wyjątki - ale są to te,które są użyteczne w liceum]