Start › Definicje i teoria › Chemia › Układ okresowy pierwiastków

∑ Matematyka ⚛ Fizyka ⬡ Chemia 📖 Język polski

Definicje: Układ okresowy pierwiastków

Prawo okresowości, bloki s, p, d, f, zmienność promienia atomowego, energia jonizacji i elektroujemność.

6 definicji

Układ okresowy pierwiastków SP · szkoła podstawowa

Temat lekcji: Układ okresowy pierwiastków

Układ okresowy to tabela, w której pierwiastki uporządkowano według rosnącej liczby atomowej. Pomaga odczytać wiele informacji o pierwiastku.

Budowa układu

okres — poziomy rząd; numer okresu = liczba powłok elektronowych,
grupa — pionowa kolumna; w grupach głównych numer grupy wiąże się z liczbą elektronów walencyjnych.

Co odczytamy o pierwiastku

Symbol, liczbę atomową (protony), masę atomową oraz — z położenia — liczbę powłok i elektronów walencyjnych. Pierwiastki w tej samej grupie mają podobne właściwości.

Twórcą pierwszego układu okresowego był Dmitrij Mendelejew.

Bloki konfiguracyjne s, p, d, f LO · szkoła średnia

Temat lekcji: Bloki konfiguracyjne s, p, d, f

Blok konfiguracyjny to część układu okresowego, w której elektrony zapełniają tę samą rodzaj podpowłoki jako ostatnią. Wyróżniamy bloki $s$, $p$, $d$ i $f$.

Charakterystyka bloków

Blok $s$ — grupy 1 i 2 (oraz hel). Ostatni elektron na podpowłoce $ns$. To metale aktywne (litowce, berylowce).
Blok $p$ — grupy 13–18. Ostatni elektron na $np$. Zawiera niemetale, półmetale i metale.
Blok $d$ — grupy 3–12, metale przejściowe. Zapełniana podpowłoka $(n-1)d$.
Blok $f$ — lantanowce i aktynowce (wydzielone pod tablicą). Zapełniana podpowłoka $(n-2)f$.

Jak rozpoznać blok? Popatrz na podpowłokę zapełnianą jako ostatnią w konfiguracji. Np. $\text{[Ar]}4s^2\,3d^5$ — ostatnia to $3d$, więc blok $d$ (mangan).

Elektroujemność pierwiastków LO · szkoła średnia

Temat lekcji: Elektroujemność pierwiastków

Elektroujemność to zdolność atomu do przyciągania elektronów wspólnej pary wiązania. Najczęściej podaje się ją w skali Paulinga, w której fluor ma wartość najwyższą ($4{,}0$).

Zmienność elektroujemności

W okresie (w prawo) elektroujemność rośnie — maleje promień i rośnie ładunek jądra.
W grupie (w dół) elektroujemność maleje — rośnie promień atomowy.

Najbardziej elektroujemny pierwiastek to fluor; najmniej — pierwiastki z lewego dolnego rogu (cez, frans). Metale mają niską, a niemetale wysoką elektroujemność.

Różnica elektroujemności a typ wiązania

Różnica elektroujemności $\Delta E$ dwóch łączących się atomów decyduje o charakterze wiązania:

$\Delta E \lt 0{,}4$ — wiązanie kowalencyjne (niespolaryzowane),
$0{,}4 \le \Delta E \le 1{,}7$ — wiązanie kowalencyjne spolaryzowane,
$\Delta E > 1{,}7$ — wiązanie jonowe.

Uwaga: granice $\Delta E$ są umowne — traktuj je jako orientacyjne kryterium, a nie sztywną regułę.

Energia jonizacji i powinowactwo elektronowe LO · szkoła średnia

Temat lekcji: Energia jonizacji i powinowactwo elektronowe

Energia jonizacji ($I$) to energia potrzebna do oderwania elektronu od atomu w stanie gazowym: $\text{X} \rightarrow \text{X}^+ + \text{e}^-$. Powinowactwo elektronowe to zmiana energii przy przyłączeniu elektronu: $\text{X} + \text{e}^- \rightarrow \text{X}^-$.

Zmienność energii jonizacji

W okresie (w prawo) energia jonizacji rośnie — atom mniejszy, silniej przyciąga elektrony, trudniej je oderwać.
W grupie (w dół) energia jonizacji maleje — elektron walencyjny jest dalej od jądra i słabiej związany.

Najniższą energię jonizacji mają litowce (łatwo tworzą kationy), najwyższą — gazy szlachetne.

Kolejne energie jonizacji

Każdy kolejny elektron odrywa się trudniej: $I_1 \lt I_2 \lt I_3 \ldots$ Gwałtowny skok wartości pojawia się, gdy zaczynamy odrywać elektrony z trwałego rdzenia gazu szlachetnego — to wskazuje liczbę elektronów walencyjnych.

Powinowactwo elektronowe jest największe (najwięcej energii się wydziela) dla fluorowców — chętnie przyłączają elektron, tworząc trwały oktet.

Prawo okresowości LO · szkoła średnia

Temat lekcji: Prawo okresowości

Prawo okresowości (współczesne): właściwości pierwiastków oraz ich związków są okresową funkcją liczby atomowej $Z$. Powtarzalność wynika z powtarzającej się konfiguracji elektronów walencyjnych.

Budowa układu okresowego

Okres (rząd poziomy) — pierwiastki o tej samej liczbie powłok elektronowych. Numer okresu = główna liczba kwantowa ostatniej powłoki $n$.
Grupa (kolumna pionowa) — pierwiastki o podobnej konfiguracji walencyjnej, a więc podobnych właściwościach. W grupach głównych numer grupy (1, 2, 13–18) wiąże się z liczbą elektronów walencyjnych.

Grupy główne i poboczne

Grupy 1, 2 oraz 13–18 to grupy główne (bloki $s$ i $p$). Grupy 3–12 to grupy poboczne — metale przejściowe (blok $d$). Litowce (grupa 1), berylowce (2), fluorowce (17), helowce/gazy szlachetne (18) mają własne nazwy.

Dlaczego Na i K są podobne? Bo leżą w tej samej grupie (1) i mają po 1 elektronie walencyjnym ($ns^1$) — to konfiguracja walencyjna decyduje o chemii pierwiastka.

Zmienność promienia atomowego LO · szkoła średnia

Temat lekcji: Zmienność promienia atomowego

Promień atomowy to umowna miara wielkości atomu (połowa odległości między jądrami dwóch związanych atomów). Zmienia się regularnie w układzie okresowym.

Zmienność promienia atomowego

W okresie (w prawo) promień maleje. Elektrony dobudowują się na tej samej powłoce, a rosnący ładunek jądra ($Z$) coraz silniej je przyciąga.
W grupie (w dół) promień rośnie. Przybywa powłok elektronowych, więc atom jest większy.

Promień jonowy

Kation jest mniejszy od atomu — po oddaniu elektronów maleje odpychanie, a często znika cała powłoka.
Anion jest większy od atomu — dodatkowe elektrony zwiększają odpychanie w powłoce walencyjnej.

Największe atomy znajdują się w lewym dolnym rogu układu (np. frans, cez), a najmniejsze w prawym górnym (poza gazami szlachetnymi) — np. fluor.

← Budowa atomu Wiązania chemiczne →