Jak zmieniają się właściwości chemiczne i fizyczne ..., Publikacje z Chemia

Pobierz Jak zmieniają się właściwości chemiczne i fizyczne ... i więcej Publikacje w PDF z Chemia tylko na Docsity! Jak zmieniają się właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków w obrębie grup układu okresowego? Wprowadzenie Przeczytaj Film edukacyjny Sprawdź się Dla nauczyciela Właściwości fizyczne i chemiczne pierwiastków, znajdujących się w tych samych grupach, często zmieniają się w powtarzalny sposób. Oznacza to, że jeśli w 1. grupie układu okresowego rośnie promień atomowy, to tak samo dzieje się w grupie 17. Niesamowite, jak wiele tajemnic kryje się w układzie okresowym – wystarczy je odkryć. Twoje cele Sformułujesz wniosek dotyczący zmiany wartości promienia atomowego dla pierwiastków jednej grupy układu okresowego. Powiążesz zmianę wartości pierwszej energii jonizacji ze zmianą promienia atomowego dla pierwiastków jednej grupy układu okresowego. Sformułujesz wniosek dotyczący zmiany wartości powinowactwa elektronowego pomiędzy atomami pierwiastków należących do tej samej grupy układu okresowego. Uzasadnisz zmiany elektroujemności w grupie. Ocenisz, jakie czynniki mają wpływ na zmianę charakteru metalicznego i niemetalicznego pierwiastków. Pomnik układu okresowego w Bratysławie, który honoruje Dmitrija Mendelejewa, odkrywcę praw okresowości pierwiastków chemicznych. Źródło: mmmdirt, dostępny w internecie: commons.wikimedia.org, licencja: CC BY-NC-SA 2.0. Jak zmieniają się właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków w obrębie grup układu okresowego? Promień atomowy jest zdefiniowany jako połowa odległości pomiędzy jądrami dwóch atomów tego samego pierwiastka połączonych wiązaniem chemicznym. Ilustracja promienia atomowego Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0. Promienie atomowe a jonowe Zauważamy, że kolejne atomy w 2. grupie układu okresowego posiadają coraz większe wartości promienia atomowego. Ten sam efekt wzrostu wartości promienia atomowego obserwujemy w przypadku grupy berylowców. Przyjrzyjmy się teraz zmianie promieni jonowych. Zwróć uwagę, że jeśli chcesz porównać promienie jonowe dwóch jonów, to jony te muszą mieć ten sam ładunek. Analizując jony pierwiastków 2. grupy układu okresowego, będziemy porównywać promienie jonów o ładunku +2. Z układu możemy zatem odczytać, że promień jonu wynosi 34 pm, a promienie dwudodatnich kationów kolejnych berylowców są coraz większe. Polecenie 1 Przeanalizuj, jak zmieniają się wartości promieni atomowych i jonowych pierwiastków bloku p. Wartości promieni atomowych zwiększają się w grupach głównych. Również promienie jonów o tym samym ładunku rosną w dół grupy dla grup głównych układu okresowego Be 2+ Źródło: GroMar Sp. z o.o., na podstawie Pazdro K., Rola–Noworyta A.,Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów, Warszawa 2014., licencja: CC BY-SA 3.0. Po przeanalizowaniu zmian wartości promieni atomowych i jonowych, należących do atomów lub jonów (o tym samym ładunku) pierwiastków tworzących daną grupę układu okresowego, bez wątpienia można wyciągnąć wniosek, że ich wartości rosną w grupach głównych w dół grupy. Wynika to z faktu, że każdy kolejny atom lub jon posiada o jedną powłokę wypełnioną elektronami więcej od poprzedniego. Powinowactwo elektronowe Powinowactwo elektronowe to wielkość, która określa, jaka ilość energii wydzieli się na skutek przyłączenia elektronu do atomu lub cząsteczki Elektrony do atomu mogą być przyłączane kolejno, aż do uzyskania korzystnej energetycznie konfiguracji elektronowej. Wobec tego czasami, podobnie jak w przypadku energii jonizacji, definiuje się tzw. pierwsze powinowactwo elektronowe (energia wydzielona na skutek przyłączenia pierwszego elektronu do atomu), drugie powinowactwo elektronowe (energia wydzielona na skutek przyłączenie drugiego elektronu do jonu jednoujemnego) itd. Zwróć uwagę, że zgodnie z definicją dodatnie powinowactwo wskazuje energię wydzieloną. Istnieją jednak atomy, dla których pierwsze powinowactwo może przyjmować wartość ujemną. Oznacza to zatem, że na skutek przyłączenia elektronu nie następuje wydzielenie energii, ale energia to zostaje pochłonięta, a więc proces przyłączenia elektronu wymaga dodania energii. I powinowactwo elektronowe: II powinowactwo elektronowe: W rozważaniach zazwyczaj porusza się tylko kwestię I powinowactwa elektronowego, a o kolejnych dyskutuje się niezwykle rzadko. Stąd zwykle domyślnie nazwa powinowactwo elektronowe lub energia powinowactwa elektronowego dotyczy właśnie I powinowactwa elektronowego – innymi słowy pomija się w tej sytuacji podawanie numeru jeden. Również my ten system będziemy stosować w dalszych rozważaniach. E + e − → E − X + e − → X − X − + e − → X 2− Powinowactwo elektronowe pierwiastków grup głównych [eV] Źródło: GroMar Sp. z o.o., na podstawie Mizerski W., Tablice Chemiczne, Adamantan, 2004, licencja: CC BY-SA 3.0. Powinowactwo wskazuje nam zatem, jak „chętnie” anionem stanie się dany atom. Im wyższa, dodatnia wartość powinowactwa, tym większa „chęć” atomu do przyłączenia elektronu. Ujemne powinowactwo spotyka się w przypadku pierwiastków, które nie potrzebują i nie chcą przyłączać elektronu. Zwróć uwagę np. na powinowactwo neonu. Jest ono ujemne, ponieważ atom neonu posiada całkowicie obsadzoną elektronami drugą powłokę elektronową, a przyłączenie kolejnego atomu wiązałoby się z otwarciem trzeciej powłoki elektronowej. Atom neonu nie ma takiej potrzeby stąd jego powinowactwo jest dodatnie. Z kolei sąsiad neonu w układzie okresowym - fluor, wykazuje bardzo duże dodatnie powinowactwo. Fluor jest bowiem zainteresowany przyjęciem elektronu i w ten sposób zamknięciem drugiej powłoki elektronowej. Uzyska tym samym korzystną konfigurację elektronową, którą wykazuje właśnie neon. Na wartość powinowactwa elektronowego wpływa wiele czynników, których omówienie wykracza poza zakres materiału chemii w szkole. Zapamiętaj jednak, że w przypadku powinowactwa nie da się określić trendu jego zmiany w poszczególnych grupach i okresach. Elektroujemność Elektroujemność to zdolność do przyciągania elektronów. Atomy niemetali przyciągają do siebie elektrony, ponieważ w ten sposób są w stanie uzyskać korzystną energetycznie konfigurację elektronową. Jeśli porównamy między sobą dwa atomy niemetali, to ten, który silniej przyciąga elektron, posiada większą elektroujemność (jest bardziej elektroujemny). Atomy metali wykazują zwykle dużo niższe wartości elektroujemności od atomów niemetali. Wskazuje to, że zatem, że ich zdolność do przyciągania elektronów jest dużo mniejsza. Atomy metali chcą bowiem w normalnych warunkach raczej pozbywać się elektronów, niż je przyciągać. Znów wynika to z chęci osiągania korzystnych konfiguracji elektronowych, które atomy metali zwykle uzyskują przez przekształcenie się w kationy. Istnieje kilka skali elektroujemności, ale najpopularniejsza i najczęściej stosowana to tzw. skala Paulinga (oparta na badaniach przeprowadzonych przez Linusa Carla Paulinga). Przyjrzyj się poniższemu układowi okresowemu, przedstawiającemu wartości elektroujemności dla pierwiastków, a następnie zastanów się, jak zmienia się elektroujemność w grupie. Polecenie 2 Przeanalizuj poniższą tabelę i odpowiedz na pytanie: czy wartości kolejnych energii jonizacji (pierwszej, drugiej, trzeciej itd.) są coraz większe dla każdego pierwiastka chemicznego? Pierwiastek Energia jonizacji [eV] - pierwsza druga trzecia czwarta piąta szósta siódma H 13,6 He 24,6 54,4 Li 5,4 75,6 122,4 Be 9,3 18,2 153,9 217,7 B 8,3 25,2 37,9 251,4 340,2 C 11,3 24,4 47,9 64,5 391,9 489,8 N 14,5 29,6 47,4 77,4 97,8 551,9 Poniżej przedstawiono wykres przedstawiający wartości pierwszej energii jonizacji atomów pierwiastków chemicznych w zależności od ich liczby atomowej. Przeanalizuj wykres i zastanów się, jak zmienia się wartość pierwszej energii jonizacji dla atomów pierwiastków 1. grupy układu okresowego. Wykres przedstawiający wartości pierwszej energii jonizacji atomów pierwiastków chemicznych w zależności od ich liczby atomowej. Źródło: Sponk, zmienione, dostępny w internecie: commons.wikimedia.org, licencja: CC BY 3.0. Pierwiastek Energia jonizacji [eV] O 13,6 35,2 54,9 77,4 113,9 138,1 666,8 F 17,4 35,0 62,6 87,2 114,2 157,1 739,1 Ne 21,6 41,1 64,0 97,2 126,4 157,9 200,7 Pazdro K., Rola–Noworyta A., Chemia Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów, Warszawa 2014. Zacznijmy zatem nasze rozważania od atomu wodoru. Jego jedyny elektron znajduje się na pierwszej powłoce, blisko jądra atomowego. Oznacza to, że na elektron działa silne przyciąganie i trudno jest go oderwać – trzeba dostarczyć zatem dużo energii. W przypadku atomu wodoru energia jonizacji przyjmuje wysoką wartość i wynosi 13,58 eV. Kolejny pierwiastek w pierwszej grupie to lit. Atom litu posiada elektrony rozmieszczone na dwóch powłokach elektronowych. Najsłabiej związany z jądrem litu jest elektron walencyjny znajdujący się na drugiej powłoce elektronowej. Ponieważ elektron ten znajduje się dalej od jądra atomowego (druga powłoka) niż elektron odrywany uprzednio od wodoru (pierwsza powłoka), zatem działają na niego słabsze siły przyciągania niż obserwowaliśmy to w przypadku wodoru. Pierwsza energia jonizacji przyjmuje zatem mniejsza wartość dla litu (5,39 eV) niż dla wodoru (13,58 eV). Atom litu posiada niższą wartość energii jonizacji od atomu wodoru. Przyjrzyjmy się kolejnemu przedstawicielowi litowców – atomowi sodu. Tutaj elektron walencyjny zlokalizowany jest na trzeciej powłoce, więc jeszcze dalej niż w przypadku atomu litu. Oznacza to, że jeszcze łatwiej jest oderwać jego elektron, czyli wartość energii jonizacji jest niższa i wynosi 5,14 eV. Oderwanie jednego mola elektronów od jednego mola atomów sodu, z utworzeniem jednego mola kationów sodu, jest związane z dostarczeniem 5,14 eV energii. Podsumowując, ustaliliśmy, że wartość I energii jonizacji generalnie maleje dla kolejnych pierwiastków danej grupy. Te zjawisko obserwujemy w przypadku większości grup głównych układu okresowego. Wraz ze wzrostem odległości między elektronem a jądrem atomowym maleją bowiem oddziaływania, zgodnie ze wzorem:  . Co więcej, oddziaływanie pomiędzy danym elektronem a jądrem jest coraz słabsze, ponieważ elektrony zlokalizowane bliżej jądra osłabiają to oddziaływanie. Charakter metaliczny Charakter metaliczny pierwiastków polega na łatwym oddawaniu elektronu lub elektronów walencyjnych. Proces ten zachodzi łatwo, jeśli wymaga dostarczenia niewielkiej energii, a więc dotyczy pierwiastków charakteryzujących się niską wartością energii jonizacji. Właściwości metaliczne pierwiastków bloku s wynikają z faktu, że posiadają one jeden lub dwa elektrony walencyjne, czyli niewiele do odłączenia. Im dalej od jądra atomowego H+ 13,58 eV → H + + e − Li + 5,39 eV → Li + + e − Na + 5,14 eV → Na + + e − F~k |q 1 ⋅q 2 | r 2 Film edukacyjny Polecenie 1 Jak zmieniają się właściwości fizyczne i chemiczne pierwiastków w obrębie grup układu okresowego? Zapoznaj się z poniższym filmem i spróbuj rozwiązać ćwiczenia sprawdzające. Film dostępny pod adresem https://zpe.gov.pl/a/DCgE8UhK9 Film edukacyjny pt. „Jak zmieniają się właściwości pierwiastków w obrębie grup układu okresowego?" Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0. Film nawiązujący do treści materiału dotyczącego zmian właściwości pierwiastków w obrębie grup układu okresowego. Ćwiczenie 1 Odczytaj wartość powinowactwa elektronowego dla atomu berylu. Następnie określ, czy proces przyłączania elektronu jest endoenergetyczny, czy egzoenergetyczny. Źródło: GroMar Sp. z o.o., na podstawie Mizerski W., Tablice Chemiczne, Adamantan 2004., licencja: CC BY-SA 3.0. Ćwiczenie 2 Wyjaśnij, dlaczego neon ma ujemną wartość powinowactwa elektronowego. Powinowactwo elektronowe: Proces przyłączania elektronu: Odpowiedź: Ćwiczenie 3 Poniżej przedstawiono fragment układu okresowego pierwiastków z zaznaczonymi wartościami elektroujemności wg skali Paulinga, przedstawiający atomy znajdujące się w grupie 15. Wstaw strzałki, których groty będą przedstawiały w prawidłowym kierunku wzrost danej właściwości fizycznej. Źródło: GroMar Sp. z o.o., licencja: CC BY-SA 3.0. Ćwiczenie 2 Połącz w pary pierwiastki z odpowiadającymi im wartościami promieni atomowych. Źródło: GroMar Sp. z o.o., na podstawie Atkins P., Jones L., Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje, Warszawa 2016., licencja: CC BY-SA 3.0. Al 88 pm Ga 143 pm In 122 pm B 163 pm 輸 Ćwiczenie 3 Połącz w pary pierwiastki z odpowiadającymi im wartościami elektroujemności wg skali Paulinga. N 3,0 Sb 2,1 P 2,0 As 1,9 醙 Ćwiczenie 4 Uszereguj metale: , , według:K Na Li - rosnącej aktywności chemicznej (na górze najmniej aktywny): K Li Na - malejącego promienia atomowego (na górze o największym promieniu): Li Na K - rosnącej energii jonizacji (na górze o najmniejszej energii): Na K Li          醙 Dla nauczyciela Scenariusz zajęć Autor: Amanda Gałkowska, Krzysztof Błaszczak Przedmiot: chemia Temat: Jak zmieniają się właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków w obrębie grup układu okresowego? Grupa docelowa: uczniowie III etapu edukacyjnego, liceum, technikum, zakres podstawowy i rozszerzony; uczniowie III etapu edukacyjnego – kształcenie w zakresie podstawowym i rozszerzonym Podstawa programowa: Zakres podstawowy II. Budowa atomu a układ okresowy pierwiastków. Uczeń: 3) wskazuje związek między budową elektronową atomu a położeniem pierwiastka w układzie okresowym i jego właściwościami fizycznymi (np. promieniem atomowym, energią jonizacji) i chemicznymi. Zakres rozszerzony II. Budowa atomu a układ okresowy pierwiastków. Uczeń: 5) określa przynależność pierwiastków do bloków konfiguracyjnych: s, p i d układu okresowego na podstawie konfiguracji elektronowej; wskazuje związek między budową elektronową atomu a położeniem pierwiastka w układzie okresowym i jego właściwościami fizycznymi (np. promieniem atomowym, energią jonizacji) i chemicznymi. Kształtowane kompetencje kluczowe: kompetencje w zakresie rozumienia i tworzenia informacji; kompetencje matematyczne oraz kompetencje w zakresie nauk przyrodniczych, technologii i inżynierii; kompetencje cyfrowe; kompetencje osobiste, społeczne i w zakresie umiejętności uczenia się. Cele operacyjne Uczeń: formułuje wniosek dotyczący zmiany wartości promienia atomowego w grupie; łączy zmiany wielkości promieni atomowych w grupie ze zmianą energii jonizacji; formułuje wniosek dotyczący zmiany wartości powinowactwa elektronowego w grupie; uzasadnia zmiany elektroujemności w grupie; ocenia, jakie czynniki mają wpływ na zmianę charakteru metalicznego i niemetalicznego pierwiastków. Strategie nauczania: asocjacyjna. Metody i techniki nauczania: dyskusja dydaktyczna; burza mózgów; ćwiczenia uczniowskie; analiza materiału źródłowego; róża wiatrów; film edukacyjny. Formy pracy: praca zbiorowa; praca w grupach; praca w parach; praca indywidualna. Środki dydaktyczne: komputery z głośnikami, słuchawkami i dostępem do Internetu; zasoby multimedialne zawarte w e‐materiale; rzutnik multimedialny; tablica interaktywna/tablica i kreda/pisak. Przebieg zajęć Faza wstępna: 1. Zaciekawienie i dyskusja. Nauczyciel przedstawia uczniom model atomu litu, sodu, potasu przedstawiający wzrost promienia atomowego. Zadaje uczniom pytanie: czym te pierwiastki różnią się od siebie? 2. Rozpoznawanie wiedzy wyjściowej uczniów. Nauczyciel zapisuje na tablicy sformułowanie „właściwości fizyczne i chemiczne”. Uczniowie podają swoje propozycje poszczególnych właściwości, podchodzą do tablicy i odpowiednio je zapisują. 3. Ustalenie celów lekcji. Nauczyciel podaje temat zajęć i wspólnie z uczniami ustala cele lekcji, które uczniowie zapisują na kartkach i gromadzą w portfolio. Faza realizacyjna: 1. Uczniowie zapoznają się z treściami zawartymi w e‐materiale dotyczącymi właściwości fizycznych i chemicznych i konfrontują informacje swoje, które zapisali na tablicy w fazie wstępnej z tymi, o których dowiedzieli się się z e‐materiału. Jeżeli są rozbieżności, dopisują na tablicy nowe informacje. 2. Nauczyciel losowo przydziela uczniów do kilku czteroosobowych (pięcioosobowych) grup, rozdaje arkusze papieru A3, mazaki. Liderzy grup losują numer oznaczający grupę w układzie okresowych, której charakterystykę będą przeprowadzać. Na podstawie tablic chemicznych zbierają informacje dotyczące wartości promieni atomowych, energii jonizacji, elektroujemności i powinowactwa elektronowego pierwiastków należących do badanej grupy. Każdy z uczniów losuje nazwę pierwiastka, którego prezentację wykona. Uczniowie wspólnie wyciągają wniosek na temat zmian omawianych właściwości w grupie. Uczniowie w formie krótkiej prezentacji na forum klasy przedstawiają zebrane informacje. Nauczyciel obrazowo (na podstawie modeli atomów) wyjaśnia uczniom przyczynę zmian właściwości w grupie. 3. Uczniowie w parach oglądają film edukacyjny zawarty w e‐materiale i wykonują polecenia. 4. Nauczyciel tworzy burzę mózgów wokół pojęcia „charakter metaliczny”. Celem jest wyciągnięcie wniosku na temat zmiany charakteru metalicznego w grupie. 5. Nauczyciel proponuje uczniom burzę mózgów wokół pojęcia „charakter niemetaliczny” - Na czym polega charakter niemetaliczny pierwiastków chemicznych?. Celem jest wyciągnięcie wniosku na temat zmiany charakteru metalicznego w grupie. 6. Uczniowie samodzielnie sprawdzają swoją wiedzę, wykonując ćwiczenia zawarte w e‐materiale w sekcji „sprawdź się”. Faza podsumowująca: 1. Róża wiatrów (patrz materiały pomocnicze). Nauczyciel poprzez zastosowanie tego narzędzia może dokonać ewaluacji zajęć, umieszczając nazwy elementu podlegającego ocenie, np. atmosfera zajęć, przydatność materiałów, stopień zaangażowania uczniów, zainteresowanie tematem, stopień opanowania zagadnienia wynikający z zamierzonych do osiągnięcia celów lekcji, stopień trudności materiału, atrakcyjność lekcji i etc. Przygotowaną „różę” nauczyciel rozdaje uczniom i prosi o zaznaczenie na każdej osi punktu odpowiadającego ocenie. Następnie punkty na sąsiednich osiach uczniowie łączą ze sobą i w ten sposób każdy z uczniów otrzymuje swoją „różę”, którą wręcza prowadzącemu. Nauczyciel może odnieść się do tego ogólnie na podsumowanie, po wcześniej analizie.