Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków, Streszczenia z Mechanika

Pobierz Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków i więcej Streszczenia w PDF z Mechanika tylko na Docsity! Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków SPIS TREŚCI - MODELE BUDOWY ATOMU - SKŁADNIKI ATOMU - Oznaczanie atomu pierwiastka - PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ I REAKCJE JĄDROWE - Emisja cząstek α - Przemiana β - - Przemiana β + - Wychwyt elektronu - Promieniowanie γ - KONFIGURACJE ELEKTRONOWE PIERWIASTKÓW - PRÓBY KLASYFIKACJI PIERWIASTKÓW CHEMICZNYCH - BUDOWA UKŁADU OKRESOWEGO PIERWIASTKÓW POŁOŻENIE PIERWIASTKA W UKŁADZIE OKRESOWYM A JEGO WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE - Przykłady określania właściwości pierwiastków z jego położenia w układzie okresowym - WIĄZANIA CHEMICZNE 1 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków - Reguła oktetu - Wiązanie jonowe - Wiązanie kowalencyjne (atomowe) - Wiązanie kowalencyjne polarne (atomowe częściowo spolaryzowane) - Wiązanie koordynacyjne - Wiązanie metaliczne - BUDOWA ATOMU A MECHANIKA KWANTOWA - Zasada nieoznaczoności Heisenberga - Liczby kwantowe i ich dopuszczalne wartości - Zakaz Pauliego - KONFIGURACJE ELEKTRONOWE A PODPOWŁOKI - Reguła Hunda - KONFIGURACJE ELEKTRONOWE A UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW - OBSZARY ORBITALNE - ORBITALE MOLEKULARNE - METODA VSEPR - Etapy określenia budowy cząsteczek - TEORIA HYBRYDYZACJI 2 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków Izotopami nazywamy odmiany tego samego pierwiastka o różnej liczbie masowej (liczbie nukleonów). Atomy izotopów tego samego pierwiastka różnią się więc ilością neutronów, lecz liczba protonów pozostaje taka sama. Masa atomowa pierwiastka jest średnią wynikającą z procentowej zawartości izotopów. Masę atomową można wyrazić za pomocą procentowych udziałów poszczególnych izotopów: gdzie: p1% ..., pn% - udziały procentowe poszczególnych izotopów. A1, ..., An - liczby masowe Oznaczanie atomu pierwiastka A - liczba masowa, Z - liczba atomowa, X - symbol pierwiastka. Atomy izotopów tego samego pierwiastka oznaczane są tym samym symbolem, np.: lub: Wyjątkiem są izotopy wodoru, dla których czasami stosowane są różne symbole: 5 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków gdzie: D - deuter, T - tryt. Symbol wody ciężkiej - D2O (ma ona zastosowanie jako moderator w reaktorach atomowych). PROMIENIOTWÓRCZOŚĆ I REAKCJE JĄDROWE Nietrwałe (promieniotwórcze) jądra atomowe ulegają przemianom, którym towarzyszy emisja promieniowania α, β lub γ. Emisja cząstek α Cząstki to jądra atomów helu i liczbie masowej 4, czyli cząstki zbudowane z dwóch protonów i dwóch neutronów, zatem emisja cząstek α powoduje powstanie jądra atomu z mniejszą ilością protonów i neutronów: Przemiana β- Nadmiar neutronów w jądrze ulega przemianie w protony: Neutron przekształca się w proton, elektron i antyneutrino (cząsteczka elementarna o zerowym ładunku i zerowej masie), górne indeksy przy neutronie i protonie odnoszą się do masy , dolne 6 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków do ładunku: W tej przemianie liczba masowa pozostaje ta sama, zwiększa się natomiast liczb atomowa. Przemiana β+ Protony przekształcają się w neutrony oraz dodatnie elektrony (pozytrony) i neutrina (antycząstka antyneutrina również ma zerową masę i ładunek): czyli w przemianie liczba masowa pozostaje ta sama, zmniejsz się liczba atomowa. Wychwyt elektronu Z powłoki elektronowej następuje wychwyt elektronu, co prowadzi do zmniejszenia protonów i zwiększenia liczby neutronów: czyli w przemianie liczba masowa pozostaje ta sama, zmniejsza się liczba atomowa. Promieniowanie γ występuje wtedy, gdy jądra znajdujące się w stanie wzbudzonym przechodzą do stanu podstawowego, czyli stanu o minimalnej energii. 7 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków Prawu okresowości podlegają nie tylko właściwości chemiczne, ale i fizyczne pierwiastków, np. ich gęstość, temperatura topnienia, twardość, objętość molowa, przewodnictwo elektryczne i cieplne. BUDOWA UKŁADU OKRESOWEGO PIERWIASTKÓW Układ okresowy to tablica składająca się z poziomych okresów i pionowych grup. Grupy dzielą się na główne i poboczne (nazywane też podgrupami). Grupy numeruje się liczbami rzymskimi dodając literę A w przepadku grup głównych, a B w przypadku grup pobocznych. Nazwy grup głównych i pobocznych wywodzą się od nazwy pierwszego pierwiastka w grupie (wyjątkiem jest pierwsza grupa układu , gdzie pominięty został jako pierwszy pierwiastek wodór, stąd nazwa tej grupy litowe, od drugiego pierwiastka w grupie - litu). Wyróżnia się osiem grup głównych IA - litowce, IIA - berylowce, IIIA - borowce itd. oraz osiem grup pobocznych: IIB - miedziowce, IIB - cynkowce itd. Pierwiastki znajdujące się w tej samej grupie charakteryzują się podobnymi właściwościami chemicznymi (nie dotyczy to jednak pierwiastków o tym samym numerze grupy, lecz innym oznaczeniu literowym A lub B). Obecnie istnieje siedem okresów. W pierwszym znajdują się dwa pierwiastki: wodór i hel. W drugim osiem, poczynając od litu a kończąc na neonie, w trzecim okresie również osiem - od sodu do argonu, w czwartym i piątym okresie znajduje się już po osiemnaście pierwiastków, w szóstym - 32 pierwiastki. W układzie umieszczono ponadto (u dołu tablicy) dwa szeregi pierwiastków: lantanowce i aktynowce. Początkowo rozpowszechniona była tzw. forma krótka układu okresowego pierwiastków, w której grupy główne i poboczne umieszczone są obok siebie. Wadą takiego podejścia jest 10 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków sąsiedztwo pierwiastków grup głównych i pobocznych; przykładowo aktywnie chemiczne litowce oraz nieaktywne miedziowce umieszczone są obok siebie. Istnieje jednak pewne podobieństwo między wartościowością pierwiastków grup głównych i odpowiednich pierwiastków podgrup oraz między budową odpowiednich związków chemicznych. Obecnie rozpowszechniona jest długa forma układu okresowego, opracowana przez Alfreda Wernera. Wersja ta powstała już po poznaniu złożonej budowy atomu i lepiej opisuje budowę atomów poszczególnych pierwiastków. W wersji tej grupy główne i poboczne zostały umieszczone w oddzielnych kolumnach. Poczynając od lewej strony układu okresowego umieszczono w nim: 2 grupy główne: litowce i berylowce, następnie 10 grup pobocznych: skandowce i tytanowce aż do miedziowców i cynkowców, następnie znowu 6 grup głównych: borowce, węglowce, azotowe, tlenowce, fluorowce i helowce. Po poznaniu budowy atomów okazało się, że prawo okresowości związane jest, obok masy atomowej, przede wszystkim z liczbą porządkową pierwiastków. Liczba porządkowa odpowiada bowiem liczbie atomowej, czyli ilości elektronów i protonów w atomach (masa atomowa jest natomiast średnią arytmetyczną liczb masowych izotopów danego pierwiastka). Właściwości chemiczne pierwiastków zależą od budowy ich atomów, a liczba porządkowa odpowiada pewnym cechom ich budowy. W miarę wzrostu liczby porządkowej, a wzrost następuje okresami od strony lewej do prawej, wzrasta złożoność atomów danego pierwiastka i zmieniają się jego właściwości chemiczne. W czasach, kiedy Mendelejew budował swój układ okresowy znano około 60 pierwiastków chemicznych, obecnie znanych ich jest 118 (pierwiastki od 113 do 118 nie mają jeszcze ustalonych nazw, zostały otrzymane w Niemczech). Pierwiastki o liczbach porządkowych większych od 92 (liczbie atomowej 92 odpowiada uran) nie istnieją w przyrodzie i zostały otrzymane sztucznie. Ponadto cztery inne pierwiastki o mniejszych liczbach porządkowych również nie występują w przyrodzie (są nietrwałe); są to: technet, promet, frans i polon. POŁOŻENIE PIERWIASTKA W UKŁADZIE OKRESOWYM A JEGO WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE 11 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków Po prawej stronie układu okresowego, w górnej części położone są pierwiastki o właściwościach niemetalicznych, po lewej stronie układu - pierwiastki o właściwościach metalicznych. Między nimi znajdują się pierwiastki wykazujące właściwości częściowo metali, częściowo niemetali (tak zwane półmetale). Dwie pierwsze grupy główne to typowe, aktywne chemicznie metale (litowce są bardziej aktywne od berylowców). Wszystkie pierwiastki grup pobocznych są metalami (wśród nich znajdują się metale szlachetne: ruten, rod, pallad, srebro, ren, osm, iryd i złoto). Miedź zalicza się do metali półszlachetnych pierwiastki grup pobocznych nazywane są przejściowymi, gdyż stanowią przejście między pierwiastkami grup głównych (w wersji długiej układu okresowego). Grupa VIIIA to niemetale, gazy szlachetne (He, Ne, Ar itd.), nieaktywne chemicznie, nie występują tak jak inne gazy w postaci cząsteczkowej (np. tlen - O2), lecz są jednoatomowe. Grupa VIIA to typowe niemetale, w grupach IIIA - VIA tylko część pierwiastków jest niemetalami. Dwa wyodrębnione szeregi aktynowców i lantanowców to metale. O obrębie grupy, w miarę wzrostu liczby atomowej (czyli przesuwając się z góry w dół) rosną właściwości metaliczne pierwiastków, a maleją właściwości niemetaliczne. Numer grupy odpowiada liczbie elektronów walencyjnych atomów pierwiastków znajdujących się w grupie, a więc maksymalnej wartościowości pierwiastków. Tylko elektrony walencyjne mogą uczestniczyć w połączeniach między atomami i dlatego reakcje chemiczne w zasadzie ograniczają się do przemian związanych z elektronami walencyjnymi. 12 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków jądrach tych atomów. Masa atomowa 35,453 odczytana z układu pozwala przypuszczać, że jeden z izotopów chloru ma liczbę atomową 35, a zatem 35 nukleonów w jądrach atomów. Liczba neutronów w takim jądrze wynosi 35 - 17 = 18. Konfiguracja elektronowa atomów chloru - K 2 L 8 M 7 . Ponieważ chlor jest niemetalem, więc jego tlenki mają charakter kwasowy i po połączeniu z wodą tworzą odpowiednie kwasy: Cl2O7 - HClO4, Cl2O5 - HClO3 Potas - K Potas leży w grupie IA, a więc ma jeden elektron walencyjny i jedyną możliwą wartościowość 1. Przykłady związków: K2O, KH. Potas leży w czwartym okresie, ma więc 4 powłoki elektronowe. Jest to typowy aktywny chemiczny metal. Liczba porządkowa 19 (równa liczbie atomowej) - 19 elektronów i 19 protonów. Masa atomowa 39,098, czyli jeden z izotopów może mieć liczbę masową 39, a atomy odpowiedniego izotopy 39 nukleonów, czyli 20 neutronów (39 - 19). Konfiguracja elektronowa atomu potasu - K 2L8M8N 1. Tlenek potasu K2 O ma właściwości zasadowe i po połączeniu z wodą tworzy zasadę - KOH. WIĄZANIA CHEMICZNE Elektrony walencyjne, czyli te, które znajdują się na zewnętrznej powłoce elektronowej, decydują o wielu właściwościach pierwiastków, między innymi o wartościowości i aktywności chemicznej. Mechanizm wszelkich reakcji chemicznej oraz zasady budowy cząsteczek są 15 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków związane z elektronami walencyjnymi. Na przykład reakcje jądrowe, w czasie których mogą powstawać substancje o odmiennych właściwościach fizycznych i chemicznych, nie są zaliczane do reakcji chemicznych. W typowych reakcjach chemicznych uczestniczą tylko elektrony walencyjne. Pozostała część atomu, czyli jądro atomowe i elektrony wewnętrznych powłok nazywana jest rdzenie bądź zrębem atomowym. Jeśli atom oddaje z ostatniej powłoki elektronowej jeden lub więcej elektronów, wtedy w wyniku nadmiaru protonów w jądrze (w stosunku do elektronów) uzyskuje ładunek dodatni i staje się jonem dodatnim - kationem. Jeśli atom zyskuje na ostatniej powłoce elektronowej jeden lub więcej elektronów dodatkowych, to wtedy uzyskuje ładunek ujemny i jest nazywany jonem ujemnym - anionem. Elektroujemnością nazywamy zdolność atomów pierwiastków do wiązania własnych, lub przyłączonych dodatkowych elektronów. Pierwiastki słabo wiążące elektrony mają właściwości metaliczne, natomiast pierwiastki o właściwościach przeciwnych, tzn. takie, których atomy silnie wiążą własne elektrony i łatwo przyłączają elektrony dodatkowe, są niemetalami. Niemetale charakteryzują się wysoką elektroujemnością, a metale - niską. W układzie okresowym pierwiastków wzrost elektroujemności następuje zgodnie ze wzrostem charakteru niemetalicznego pierwiastków, czyli w ramach tego samego okresu, wraz ze wzrostem liczby atomowej; w tej samej grupie elektroujemność wzrasta w miarę malejącej liczby atomowej. W tym samym okresie atomy pierwiastków posiadają tę samą liczbę powłok elektronowych, czyli średnice atomów powinny być takie same. Jeśli jednak rośnie liczba atomowa, wtedy rośnie ładunek jądra, czyli liczba protonów. Elektrony są wówczas silniej przyciągane przez jądro, maleją średnice atomów i rośnie zdolność do wiązania elektronów, czyli elektroujemność. W tej samej grupie liczba elektronów walencyjnych atomów pierwiastków jest taka sama, jednak w miarę wzrostu liczby atomowej rośnie liczba powłok elektronowych, czyli średnice atomów. To powoduje, że elektrony zewnętrzne są coraz słabiej przyciągane przez jądra, maleje zatem zdolność do ich wiązania, czyli elektroujemność. 16 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków Istnieje wiele metod określania elektroujemności. Najczęściej stosowana jest skala wprowadzona przez Paulinga, według której najniższą elektroujemność ma cez (Cs) - 0,7, najwyższą fluor (F) - 4,0. Reguła oktetu Atomy dążą do tego, aby na swoich powłokach zewnętrznych osiągną trwałą konfigurację ośmiu elektronów, czyli konfigurację atomów najbliższego gazu szlachetnego. Wyjątkiem są tutaj atomy wodoru, które dążą od osiągnięcia konfiguracji atomów helu (najbliższego gazu szlachetnego), a więc dubletu elektronowego. W myśl powyższej reguły powstają jony i wiązania chemiczne. Wiązanie jonowe Powstaje między atomami pierwiastków różniących się znacznie elektroujemnościami. Atom o niskiej elektroujemności oddaje jeden lub więcej elektronów, atom o wyższej elektroujemności przyjmuje elektron, lub większą ich ilość. Powstałe jony o przeciwnych ładunkach przyciągają się. Przykłady: - konfiguracja elektronowa atomu sodu: Na - K 2L 8M 1, czyli [Ne] M 1 - konfiguracja elektronowa jonu sodu: Na+ - K 2L 8 , czyli [Ne] - konfiguracja elektronowa atomu chloru: Cl - K 2L 8M 7, czyli [Ne] M 7 - konfiguracja elektronowa jonu chloru: Cl- - K 2L 8M 7, czyli [Ar] Atom sodu posiada jeden elektron walencyjny. Aby osiągnąć konfigurację elektronową najbliższego gazu szlachetnego, czyli neonu , łatwo (niska elektroujemność - 0.9) pozbywa się jednego elektronu, stając się jonem dodatnim. Atom chloru, aby osiągnąć konfigurację neonu musiałby pozbyć się aż siedmiu elektronów, co przy jego wysokiej elektroujemności 3,0 nie jest energetycznie korzystne, przyłącza więc jeden elektron i uzyskuje konfigurację argonu jako jon ujemny. Jony Na + i Cl- o przeciwnych ładunkach przyciągają się, tworząc wiązanie jonowe. 17 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków BUDOWA ATOMU A MECHANIKA KWANTOWA Zasada nieoznaczoności Heisenberga mówi o tym, że nie można jednocześnie dokładnie położenia i pędu elektronu, bowiem im dokładniej wyznaczymy położenie elektronu, tym większym błędem będzie obarczony jego pęd i odwrotnie. W tej sytuacji traci sens pojęcie toru elektronu znane z teorii Rutherforda i Bohra. W mechanice kwantowej mówi się o prawdopodobieństwie występowania elektronu w określonym elemencie przestrzeni oraz o gęstości ładunku elektronowego. Zachowanie elektronów w atomie jest opisywane za pomocą tak zwanych funkcji falowych ψ (psi) nazywanych orbitalami lub za pomocą funkcji φ (fi) - spinorbitali. Funkcje opisujące zachowanie elektronów są charakteryzowane przez liczby kwantowe. Liczby kwantowe i ich dopuszczalne wartości: 1. Główna liczba kwantowa n - kolejne wartości liczb naturalnych: n = 1, 2, 3, 4, ..., ∞ Liczba n określa powłokę elektronową, elektrony o tej samej liczbie n należą do tej samej powłoki. 20 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków 2. Poboczna (orbitalna) liczba kwantowa l: l = 0, 1, 2, ..., (n-1) wartości te nie są przyjmowane dla określonej wartości n. Poboczne liczby kwantowe oznaczone są często literowo: s, p, d, f, co odpowiada liczbom l równym odpowiednio 0, 1, 2, 3. Elektrony o tej samej liczbie l, w obrębie określonej powłoki elektronowej (czyli również o ustalonym n), należą do tej samej podpowłoki elektronowej. 3. Magnetyczna liczba kwantowa: m = -l, -(l -1),..., -1, 0, 1, ..., (l -1), l m - dla określonej wartości l 4. Spinowa liczba kwantowa s przyjmuje dla elektronów zawsze wartość ½. 5. Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms przyjmuje dwie wartości: -½ oraz ½. Liczba n kwantuje energię elektronu, w atomie wodoru określoną równaniem: gdzie E1 - wartość energii elektronu w stanie podstawowym, czyli 13,6 eV. Liczba kwantowa n i kwantowanie energii wystąpiło już w modelu atomu Bohra. Liczba l kwantuje orbitalny moment pędu, liczba m orientację przestrzenną orbitalnego momentu pędu, zaś liczba s kwantuje wewnętrzny moment pędu elektronu (nazywany spinem), a m s - orientację przestrzenną wektora spinu. Zakaz Pauliego 21 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków W atomie nie mogą istnieć dwa elektrony o tych samych liczbach kwantowych n, l, m, oraz ms. Liczba kwantowa s (spinowa) nie ma tutaj znaczenia, ponieważ w przypadku elektronów zawsze przybiera tę samą wartość ½. Stosując zakaz Pauliego oraz reguły określające dozwolone wartości poszczególnych liczb kwantowych, można określić maksymalną liczbę elektronów na każdej z powłok n. Przykładowo dla powłoki n = 3 mamy: - dopuszczalne wartości l wynoszą 0, 1, 2 (ponieważ n - 1 = 2); - l = 0, wtedy m = 0 - l = 1, wtedy m = -1, 0, 1; - l = 2, to m = -2, -1, 0, 1, 2 Istnieją więc dla trzeciej powłoki następujące trójki liczb kwantowych n, l, m: 3, 0, 0; 3, 1,-1; 3, 1, 0; 3, 1, 1; 3, 2, -2; 3, 2, -1; 3, 2, 0; 3, 2, 1; 3, 2, 2 Każda z trójek odpowiada jednemu orbitalowi, a na każdym z orbitali mogą znaleźć się dwa elektrony o dwóch dozwolonych (ale nie takich samych zakaz Pauliego) liczbach ms, równych -½ oraz ½, czyli na trzeciej powłoce może być maksymalnie 18 elektronów (zgodnie z relacją 2n 2). Wracając do wskazanych powyżej trójek liczb kwantowych: - 3, 0, 0 - to podpowłoka 3s zawierająca jeden orbital wypełniony maksymalnie dwoma elektronami; - 3, 1, -1; 3, 1, 0; 3, 1, 1 - to podpowłoka 3p zawierająca trzy orbitale na których może się znaleźć 6 elektronów (lub mniej); - 3, 2, -2; 3, 2, -1; 3, 2, 0; 3, 2, 1; 3, 2, 2 - podpowłoka 3d, czyli pięć orbitali z maksymalna ilością 10 elektronów. 22 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków czyli 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4d, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d ... . Przykładowe konfiguracje elektronowe podano poniżej. Górne indeksy oznaczają liczby elektronów na podpowłokach elektronowych; są to maksymalne liczby elektronów z wyjątkiem ostatnich podpowłok, które nie mogą być do końca zapełnione. Przykładowe konfiguracje elektronowe z rozpisaniem podpowłok - atomu krzemu 14Si: 1s22s22p63s23p2 - atomu wapnia 20Ca: 1s22s22p63s23p64s2 W przypadku wapnia widać, że na powłoce czwartej znalazły się elektrony, mimo że nie została zapełniona do końca powłoka trzecia (podpowłoka 3d). W atomach od skandu do cynku elektrony zapełniają podpowłokę 3d,czyli zgodnie ze schematem podanym wcześniej. Jednak oddziaływanie elektronów powoduje, że energia podpowłok 4s i 3d zmienia się wzajemnie w zależności od ilości elektronów. Dla atomu tytanu 22Ti: 1s22s22p63s23p63d24s2 Mogą wystąpić inne nieregularności, jak na przykład dla atomu chromu 24Cr: 1s22s22p63s23p63d54s1 Orbital może zawierać maksymalnie dwa elektrony o przeciwnej wartości magnetycznej spinowej liczbie kwantowej ms.; mówimy wtedy, że elektrony te są sparowane. 25 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków O pojedynczych elektronach występujących na orbitalach mówimy, że są niesparowane. Reguła Hunda Podpowłoki elektronowe są obsadzone w ten sposób, alby liczba niesparowanych elektronów była maksymalna. Inne sformułowanie tej reguły: w podpowłokach pary elektronowe powstają powstają dopiero po obsadzeniu każdego orbitalu przez elektron. Korzystając z reguły Hunda oraz odpowiedniego zapisu konfiguracji elektronowych, można określić liczbę niesparowanych elektronów. Jest to ważne, gdyż liczba niesparowanych elektronów określa wartościowość pierwiastka. Konfiguracja sodu 11Na: Jeden niesparowany elektron wskazuje na to, że sód jest jednowartościowy. Konfiguracje chloru 17Cl: I tutaj niesparowany jeden elektron pokazuje, że chlor jest jednowartościowy, jak np. dla HCl. 26 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków W stanie wzbudzonym mamy tutaj trzy niesparowane elektrony i odpowiednio wzrastającą wartościowość chloru, jak w HClO2: Kolejne stany wzbudzone wskazują na wyższą możliwą wartościowość chloru: Pięć niesparowanych elektronów i odpowiednia wartościowość V chloru, jak w HClO3: Siedem niesparowanych elektronów i odpowiednia wartościowość chloru, jak w HClO4. Widzimy więc, że znając dodatkowo prawa wynikające z mechaniki kwantowej, można na podstawie położenie określonego pierwiastka w układzie okresowym podać o wiele więcej jego właściwości, niż pokazałem to poprzednio dla chloru i potasu. Rozpatrzymy przykładowo siarkę - S. Siarka - VI grupa główna układu okresowego - wartościowość VI, trzeci okres - trzy powłoki elektronowe, konfiguracja elektronowa w zapisie powłokowym: K2L8M6 Położenie w układzie okresowym wskazuje na właściwości niemetaliczne tego pierwiastka. Przykładowo tlenki SO2 i SO3 są bezwodnikami kwasowymi kwasu siarkowego (IV) - H2SO3 i kwasu siarkowego VI - H 2 SO 4 . Wartościowości IV i II można tłumaczyć w oparciu o reguły numer grupy (VI) minus 2 oraz 8 minus numer grupy (VI). Reguły te znajdują jednak uzasadnienie dopiero po dokładnym rozpatrzeniu konfiguracji elektronowych stanu podstawowego i stanów wzbudzonych 27 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków OBSZARY ORBITALNE Pojęcie toru elektronu zgodnie z zasadą nieoznaczoności Heisenberga nie ma sensu; sens ma tylko prawdopodobieństwo znalezienia elektronu w określonym elemencie objętości. Obszar orbitalny (często określany jako orbital) to część przestrzeni wokół jądra, na zewnątrz której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu jest małe; wewnątrz tego obszaru prawdopodobieństwo jest bliskie jedności. Z reguły obszar orbitalny definiuje część przestrzeni, wewnątrz której prawdopodobieństwo znalezienia elektronu wynosi 95%. Obszary orbitalne typu s mają kształt kuli, typu p - kształt „ósemek” a typów d i f są bardziej złożone. 30 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków ORBITALE MOLEKULARNE W cząsteczkach, tak jak i w atomach elektron opisywany jest za pomocą orbitalu. Orbitale molekularne są utworzone z elektronów walencyjnych atomów. Elektrony rdzeniowe opisywane są za pomocą orbitali atomowych. Elektrony walencyjne tworzące wspólne pary opisywane są orbitalami molekularnymi typu σ oraz π. Pojedyncze wiązanie występujące między atomami jest wiązaniem σ. Wiązanie π powstaje między atomami wówczas, gdy występuje już między nimi wiązanie σ. W wiązaniu σ obszar maksymalnego występowania elektronów wiążących rozciąga się wzdłuż linii łączącej jądra związanych atomów, obszar orbitalny typu σ charakteryzuje się symetrią osiową względem prostej łączącej jądra atomów. Obszary orbitalne typu π istniejące w przypadku podwójnego i potrójnego wiązania składające się z dwóch części leżących poza osią łączącą związane atomy. 31 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków METODA VSEPR Metoda VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion - odpychanie par elektronowych powłoki walencyjnej) pozwala przewidywać budowę przestrzenną cząsteczek. Pokarzę zastosowanie tej metody dla cząsteczek, w których można wskazać atom centralny, połączony z pojedynczymi atomami, tak zwanymi ligandami (pojęcia ligandu w metodzie VESPR nie należy mylić z pojęciem występującym w teorii budowy związków kompleksowych), a nie z grupami atomów (np. NO2, CN, OH itp.). Etapy określenia budowy cząsteczek: - obliczenie liczby elektronów walencyjnych cząsteczki - Lw; - obliczenie liczny wolnych par elektronowych atomu centralnego Lwp, Lwp = ½ Lw - 4n - m, gdzie n - liczba ligandów, które nie są atomami wodoru, m - liczba atomów wodoru; - określenie liczby przestrzennej Lp: Lp = Lwp + n + m - określenie budowy cząsteczki; Lp określa liczbę wolnych par elektronowych i par typu σ. Ze względu na odpychanie tych par powinny być one maksymalnie oddalone. Tak więc jeśli: L p = 2 mamy symetrię liniową cząsteczki L p = 3 - symetrię trygonalną, L p 32 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków Jeden niesparowany elektron wskazywałby na wartościowość I boru, jednak w stanie wzbudzonym 5B* Jeden orbital 2s i dwa orbitale 2p ulegają hybrydyzacji, tworząc trzy orbitale sp2; możliwe jest więc utworzenie cząsteczki Bcl 3 . - CH4 Konfiguracja elektronowa 6C: Dwa niesparowane elektrony wskazują na wartościowość II, która może występować w tlenku węgla CO, jednak większość związków węgla charakteryzuje się wartościowością IV, co tłumaczy konfiguracja wzbudzonego stanu 6C* Hybrydyzacji ulega jeden orbital 2s i trzy orbitale 2p, tworząc cztery orbitale sp3. Cztery niesparowane elektrony atomu węgla wskazują na wartościowość IV w CH 4 . Istnieją inne, bardziej złożone typy typy hybrydyzacji z udziałem elektronów typu d. Typ Budowa Przykłady hybrydyzacji cząsteczki sp liniowa BeH 2 , MgCl 2 sp 2 trygonalna BF 3 , AlCl 3 sp 3 tetraedryczna CH 4 , NH 3 , H 2 O 35 / 36 Budowa atomu i układ okresowy pierwiastków dsp 2 kwadratowa [PtCl 4 ] 2- [Ni(CN) 4 ] 2- sp 3 d bipiramida trygonalna PCl 5 sp 3 d 2 (d 2 sp 3 ) oktaedryczna [Zn(NH 3 ) 6 ] 2+ Typ hybrydyzacji można często określić, znając kąty między wiązaniami w cząsteczce. W hybrydyzacji sp3 charakterystycznym kątem jest 109,5* (lub kąt zbliżony, wynikający z deformacji spowodowanych nierównym odpychaniem wolnych par i par σ). Hybrydyzacja sp 2 charakteryzuje się kątem 120* (np., w cząsteczce etenu C 2 H 4 ); liniowość jest cechą hybrydyzacji sp (np. w cząsteczce acetylenu C 2 H 2 ) Artykuł napisał: Adam Rędzikowski (adam001d) 36 / 36