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]

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.