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]

budowa układu okresowego

Grupy klasyfikacji pierwiastków w XIX wieku:
mK = 39u
mRb = ?
mCs = 133u

mRb = (mK+mCs)/2 = 86u

Twórcą układu okresowego był D. Mendelejew. Układał pierwiastki według rosnących mas atomowych: wyjątki to Ar i K oraz Co i Ni. O właściwościach pierwiastków nie decyduje masa atomowa lecz budowa wewnętrzna atomu, której przejawem jest liczba atomowa.

Prawo okresowości - właściwości chemiczne pierwiastków ułożonych według rosnącej liczby atomowej zmieniają się okresowo.

Układ okresowy składa się z:
-pionowych kolumn zwanych grupami:
                                              -grupy główne: od I, II i od XIII do XVIII
                                              -grupy poboczne: od III do XII
-poziomych szeregów zwanych okresami

Konfiguracja elektronowa atomów i jonów

Jak widać z wyżej umieszczonego diagramu, kolejność obsadzania kolejnych poziomów energetycznych (orbitali) nie jest liniowa. Trzeba pamiętać,że np po 3p kolejnym poziomem NIE jest 3d lecz poziom 4s, po którym dopiero następuje poziom 3d. Dlatego właśnie 4s może być szybciej obsadzone elektronami niż poziom 3d, gdyż posiada mniejszą energię,a co za tym idzie elektron obsadzający ten poziom też ma mniejszą energię (czyli to powiązanie będzie bardziej trwałe niż 3d).

Przykładowa konfiguracja dla jonów (kation - jon o ładunku dodatnim, anion - jon o ładunku ujemnym):
w poprzednim poście są przedstawione konfiguracje elektronowe obojętnych atomów - tu zostanie przedstawiona konfiguracja jonu:

chloru (Cl)

(¹⁷Cl) K²(1s²) L⁸(2s² 2p⁶) M⁷(3s² 3p⁵) + 1e^- -----> Cl^- (K²(1s²) L⁸(2s² 2p⁶) M⁷(3s² 3p⁶) => [Ar] =Cl^-

widać,że gdy chlor przyjmie jeden elektron, staje się on anionem chlorkowym i jego konfiguracja elektronowa przybiera konfigurację elektronową Argonu. Mają wtedy jednakową konfigurację, a różnią się jedynie tym,że anion chlorkowy posiada jeden proton mniej niż atom argonu.

Stany kwantowe elektronów w atomach

Zakaz Pauliego – w atomie NIE mogą istnieć 2 elektrony o identycznych stanach kwantowych, tzn o jednakowych wartościach liczb kwantowych – oznacza to, że muszą się różnić co najmniej jedną liczbą kwantową (np spinową liczbą kwantową).

Obrazowanie orbitali w pełni obsadzonych:

Orbital s = 2 elektrony ( strzałki obrazują elektrony i ich kierunek określa,że mają przeciwne spiny)

↑↓

Orbitale p = 6 elektronów

↑↓

↑↓

↑↓

Orbitale d = 10 elektronów

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

Orbitale f = 14 elektronów

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

Reguła Hunda – liczba niesparowanych elektronów w danej podpowłoce powinna być możliwie największa. Pary elektronów tworzą się dopiero po zapełnieniu się wszystkich poziomów danej podpowłoki przez elektrony niesparowane.

Dla wodoru (₁H) :

K¹ -----> 1s¹

↑

Dla helu (₂He) :

K² -----> 1s²

↑↓

Dla litu (₃Li) :

K² L¹ -----> 1s² 2s¹

↑↓

↑

Dla berylu (₄Be) :

K² L² -----> 1s² 2s²

↑↓

↑↓

Dla boru (₅B) :

K² L³ -----> 1s² 2s² 2p¹

↑↓

↑↓

↑

Dla węgla (₆C) :

K² L⁴ -----> 1s² 2s² 2p²

↑↓

↑↓

↑

↑

Dla azotu (₇N) :

K² L⁵ -----> 1s² 2s² 2p³

↑↓

↑↓

↑

↑

↑

Dla glinu (₁₃Al) :

K² L⁶ M³ -----> 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

Dla fosforu (₁₅P) :

K² L⁶ M⁵ -----> 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑↓

↑

↑

↑

Elementy mechaniki kwantowej - w ujęciu jakościowym

Podstawy teorii kwantowej:

-dualizm korpuskularno-falowy:

Teoria Newtona	Teoria Huygensa
Światło to strumień cząstek materialny(korpuskuł)	Światło jest zbiorem fal o określonych długościach
Charakter korpuskularny światła	Charakter falowy światła

-zasada nieoznaczoności Heisenberga – nie można jednocześnie określić jednocześnie położenia i pędu elektronu w atomie ( a przynajmniej z zadowalającą dokładnością. Wielkości te ze sobą komutują, gdy mierzymy jedną wielkość to naruszamy tak mocno badany układ,że otrzymana druga wartość jest obarczona dość dużym błędem)

-orbital atomowy – obszar wokół jądra atomowego, w którym istnieje największe prawdopodobieństwo (90%) znalezienia elektronu

Stan elektronu w atomie jest definiowany przez takie wielkości jak:

-energia,

-moment pędu.

Elektron w atomie opisuje się za pomocą funkcji falowej: ψ (czyt. psi)

Każdy elektron w atomie opisywany jest przez 4 liczby kwantowe: główna liczba kwantowa, poboczna liczba kwantowa, magnetyczna liczba kwantowa i spinowa liczba kwantowa.

n – główna liczba kwantowa, określa energię elektronu, czyli odległość elektronu od jądra i związana jest z numerem powłoki.

Patrząc od jądra, kolejne powłoki elektronowe nazywane są literami: K, L, M, N, O, P, Q.

A kolejnym literom przypisana jest odpowiednia liczna n(główna l.k.):

dla powłoki K, n=1

dla powłoki L, n=2

dla powłoki M, n=3

dla powłoki N, n=4

dla powłoki O, n=5

dla powłoki P , n=6

dla powłoki Q, n=7

Czyli im dalej od jądra znajduje się elektron(na dalszej powłoce) tym główna liczba kwantowa jest większa.

l-poboczna liczba kwantowa(orbitalna liczba kwantowa), związana jest z orbitalnym momentem pędu elektronu – określa podpowłokę i kształt orbitalu.

0 ≤ l ≤ n-1 

 

n = 1 -----> l=0 (podpowłoka – s [ma kształt kuli])

n = 2   -----> l = 0 (s)

                     l = 1 (podpowłoka - p (są trzy: px, py, pz) [kształt dwóch połączonych kul])

n = 3   -----> l = 0 (s)

                     l = 1 (p)

                     l = 2 (podpowłoka -d (jest ich pięć: d_xy, d_xz, d_yz, d_x² _-y², d_z²)

 n = 4   -----> l = 0 (s)

                      l = 1 (p)

                      l = 2 (d)

                      l = 3 (podpowłoka - f (jest ich 7)

m - magnetyczna liczba kwantowa, związana jest z zachowaniem elektronu w zewnętrznym polu magnetycznym

-l ≤ m ≤ l

 (s) l = 0   m = 0

(p) l = 1   m = -1; 0; 1

(d) l = 2   m = -2; -1; 0; 1; 2

(f) l = 3   m = -3;  -2; -1; 0; 1; 2; 3

m_s – spinowa liczba kwantowa, określa własny moment pędu elektronu (można powiedzieć,że określa obrót "wokół własnej osi")

m_s = -¹/₂ ; ¹/₂ -to oznacza,że na każdym orbitalu mogą się znaleźć 2 elektrony ( o przeciwnych spinach)

 

Symbol powłoki	n	l	m	ms	Liczba stanów kwantowych (liczba elektronów)
K	1	0	0	-1/2 ; 1/2	2
L	2	0 1	-1 0 1	-1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2	8
M	3	0 1 2	-2 -1 0 1 2	-1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2 -1/2 ; 1/2	18

Reguła Fajansa i czas połowicznego rozpadu

Reguła Fajansa: 

– w trakcie promieniowania α liczba atomowa danego pierwiastka zmniejsza się o 2 i dany pierwiastek przemienia się w inny będący w układzie 2 pozycje w lewo,

-podczas przemiany +β pierwiastek przemienia się w pierwiastek będący zaraz na lewo obok niego,

-podczas promieniowania – β pierwiastek przechodzi w pierwiastek będący zaraz po jego prawej stronie w okresowym pierwiastków chemicznych.

Zadanie

Jądro ₈₄²¹⁸Po przekształciło się w wyniku kolejnych przemian w jądro ₈₄²¹⁴Po. Podać jakie cząstki zostały wyemitowane + równania reakcji.

₈₄²¹⁸Po ---> ₈₂²¹⁴Pb + ₂⁴ α

₈₂²¹⁴Pb ---> ₈₃²¹⁴Bi + _-1⁰ β

₈₃²¹⁴Bi ---> ₈₄²¹⁴Po + _-1⁰ β

Odp: Zostały wyemitowane cząstki: α, i dwie – β.

Czas połowicznego rozpadu – czas, po którym połowa atomów danego pierwiastka promieniotwórczego ulega rozpadowi.

Zadanie

Okres połowicznego rozpadu pewnego pierwiastka promieniotwórczego wynosi 15 dni. Po jakim czasie pozostanie 12,5% jąder tego pierwiastka?

Po 15 dniach pozostanie 50%, po 30 połowa z 50% czyli 25%,a po kolejnych 15 dniach polowa z 25% czyli 12,5%. 

Odp: Po 45 dniach

Zadanie

Czas połowicznego zaniku izotopu wynosi 5 dni. Jego masa początkowa to 16g. Ile pierwiastka rozpadnie się w ciągu 15 dni?

Po 5 dniach rozpadnie się 8g i 8g zostanie, po kolejnych pięciu czyli 10 jeszcze 4g się rozpadną,a po 15 dniach rozpadnie się jeszcze 2 gramy. W sumie: 8+4+2 = 14g

Odp:Rozpadowi uległo 14g pierwiastka.

Promieniotwórczość naturalna

Zjawisko promieniotwórczości naturalnej.

W miarę wzrostu liczby nukleonów (protony + neutrony) konieczna jest coraz większa liczba neutronów w stosunku do liczby protonów. Istnieje jedna pewna graniczna liczba protonów (Z >> 82) powyżej której jądra atomowe stają się nie trwałe i ulegają samorzutnemu rozpadowi. W wyniku tego rozpadu powstają jądra innych pierwiastków. Procesowi temu towarzyszy emisja cząstek: α, β oraz γ. Taki rozpad nazywamy rozpadem promieniotwórczym,a zjawisko promieniotwórczością naturalną.

Izotopy promieniotwórcze są w różnym stopniu trwałe. Ich trwałość charakteryzuje czas połowicznego rozpadu. Jest to czas, po którym połowa liczby atomów izotopu promieniotwórczego ulega rozpadowi.

Rodzaje promieniowania: α, β oraz γ i ich właściwości.

-promieniowanie α – są to jądra ₂⁴He (₂⁴ α) ,

-promieniowanie -β – są to elektrony e^- (_-1⁰ β)

-promieniowanie + β – są to pozytony e⁺ (₊₁⁰ β)

-promieniowanie γ – promieniowanie elektromagnetyczne

W polu magnetycznym promieniowania zachowują się następująco:

-promieniowanie α w polu magnetycznym odchyla się w stronę ujemnego bieguna (gdyż są to jądra atomowe,a jak wiadomo w jądrach jest tylko ładunek dodatni pochodzący od protonów)

-promieniowanie -β w polu magnetycznym odchyla się w stronę dodatniego bieguna, gdyż jest to strumień elektronów,a więc cząstek ujemnie naładowanych (przeciwne ładunki się przyciągają,a jednakowe się odpychają – warto pamiętać)

-promieniowanie γ – nie odchyla się w polu magnetycznym

Przemianie α ulegają pierwiastki o liczbie masowej A>>210 (równej/większej)

_Z/AX → _Z-2/A-4Y + _24/ α

W wyniku przemiany α powstaje pierwiastek o liczbie atomowej mniejszej o 2 i liczbie masowej mniejszej o 4. Jednocześnie zachodzi emisja cząsteczki α.

_88/226Ra → _86/222Rn + _2/4 α

Przemianie -β ulegają pierwiastki, które posiadają nadwyżkę neutronów nad protonami.

_Z/AX → _Z+/1AY + _-1/0 β

W wyniku rozpadu -β powstaje pierwiastek o liczbie atomowej większej o 1. Liczba masowa nie ulega zmianie. Wydziela się również cząsteczka -β.

Przemianie +β ulegają pierwiastki, których jądra posiadają nadmiar protonów nad neutronami. Nie występują w naturze (są sztucznie przygotowywane).

_Z/AX → _Z-1/AY + _+1/0 β

W wyniku przemiany +β powstaje pierwiastek o liczbie atomowej o 1 większej oraz cząsteczka +β (czyli pozyton)

_6/11C → _5/11B + _+1/0 β