Upload
ionu-mihai
View
243
Download
1
Embed Size (px)
DESCRIPTION
Arhitectura navala
Citation preview
CHIMIE
CURS NR. 3
1
SISTEMUL PERIODIC AL ELEMENTELOR
2
LEGEA PERIODICITĂŢII
- o lege fundamentală a naturii, stă la baza clasificării
elementelor.
- a fost enunţată de D. I. Mendeleev în 1869:
„Proprietăţile fizice şi chimice ale elementelor se
repetă periodic în funcţie de masele lor atomice”.
- i-a permis lui Mendeleev ordonarea celor 63 de
elemente cunoscute la aceea vreme, în ordinea
crescătoare a maselor lor atomice, într-un tabel numit
sistemul periodic al elementelor.
3
MENDELEEV 1877
4
5
LEGEA PERIODICITĂŢII
La începutul secolului al XX-lea, legea a fost
reformulată de Moseley (1913):
„Proprietăţile elementelor sunt funcţii periodice ale
numărului atomic Z”
Sistemul periodic actual: Alfred Werner - 1905.
Cuprinde 18 coloane verticale şi 7 şiruri orizontale,
fiind o reflectare obiectivă a structurii electronice a
elementelor.
6
Coloanele verticale, numite grupe conţin elemente cu
proprietăţi fizice şi chimice asemănătoare, care au
aceeaşi configuraţie electronică în stratul de valenţă.
Ele sunt notate cu cifre arabe de la 1 la 18, conform
recomandărilor IUPAC din 1986; până atunci grupele
principale erau notate cu cifre romane de la I la VIII şi
litera A, iar grupele secundare erau notate cu cifre
romane de la I la VIII şi litera B.
Numărul grupei în care se găseşte un element este
egal cu numărul electronilor din stratul de valenţă al
atomilor elementului respectiv.
7
Şirurile orizontale ale sistemului periodic,
cuprinzând elementele dintre două gaze rare succesive,
se numesc perioade.
Sistemul periodic conţine şapte perioade
corespunzătoare celor şapte niveluri energetice notate
cu cifre arabe de la 1 la 7.
Numărul perioadei în care se află un element este
egal cu numărul de niveluri energetice (straturi)
ocupate cu electroni, sau cu valoarea numărului
cuantic principal „n” pentru stratul exterior al atomului
unui element.
8
PERIODICITATEA PROPRIETĂŢILOR
ELEMENTELOR
În strânsă legătură cu poziţia lor în sistemul
periodic, se constată că elementele prezintă:
1. PROPRIETĂŢI NEPERIODICE – DETERMINATE
DE STRUCTURA NUCLEULUI:
numărul atomic Z, cu valori de la 1 la 112
masa atomică A, cu valori cuprinse între 1,008
(1H) şi 277 (112Cn).
9
2. PROPRIETĂŢI PERIODICE – DETERMINATE DE
CONFIGURAŢIA ELECTRONICĂ A ATOMILOR:
- fizice:
-rază atomică
-rază ionică
-energie de ionizare
-afinitate pentru electroni
- chimice:
- caracter electropozitiv (metalic)
- caracter electronegativ (nemetalic)
- valenţă
- număr de oxidare (N.O.).
10
1. Raza atomică este jumătatea distanţei dintre
nucleele a doi atomi identici, vecini, dintr-o moleculă sau
dintr-un cristal metalic.
Atom de He 11
Este o mărime caracteristică fiecărui atom,
determinată prin metode cristalografice (difracţie cu
raze X), pe baza structurilor cristaline ale combinaţiilor
în care se găsesc atomii respectivi.
12
În cadrul unei perioade, în grupele principale,
razele atomice scad cu creşterea numărului atomic Z.
Li Be B C N O F
Numărul
atomic (Z) 3 4 5 6 7 8 9
Nivel 1 2e 2e 2e 2e 2e 2e 2e
Nivel 2 1e 2e 3e 4e 5e 6e 7e
R.A. (A) 1.34 0.90 0.82 0.77 0.75 0.73 0.72
13
A
Z n R.A. (pm) Li 3 2 134 Na 11 3 154 K 19 4 196 Rb 37 5 211 Cs 55 6 225
În grupele principale ale sistemului periodic, razele
atomice cresc semnificativ cu creşterea numărului
atomic Z.
14
2. Raza ionică este raza cationului, respectiv a anionului
în compuşii ionici cristalini; este dimensiunea relativă a
unui ion într-un cristal ionic.
Raza cationului este totdeauna mai mică decât raza
atomului din care provine (pierzând electroni, un atom
se transformă într-un cation cu aceeaşi sarcină nucleară
ca a atomului, care atrage un număr mai mic de
electroni, ceea ce are ca rezultat scăderea razei).
15
Raza anionului este mereu mai mare decât raza atomului
din care provine (acceptând electroni, un atom se
transformă într-un anion cu aceeaşi sarcină nucleară ca
a atomului, care atrage un număr mai mare de electroni,
între care se manifestă şi respingerile electrostatice, fapt
ce determină extinderea norului electronic şi deci
creşterea razei).
16
Mărimea razelor ionice variază asemănător cu mărimea
razelor atomice.
În cadrul unei perioade, atât pentru anioni cât şi pentru
cationi, se constată scăderea razei ionice cu creşterea
numărului atomic Z.
Na+ Mg
2+ Al
3+ P
3- S
2- Cl
-
11p 12p 13p 15p 16p 17p
10e- 10e
- 10e
- 18e
- 18e
- 18e
-
scade raza cationului cu creşterea Z scade raza anionului cu creşterea Z
17
În grupă, razele ionilor cu aceeaşi sarcină cresc cu
creşterea numărului atomic Z.
Pentru acelaşi element, raza cationului scade cu
creşterea sarcinii cationului (raza Fe2+ este mai mare
decât raza Fe3+). 18
Raze atomice şi ionice / Å
19
3. Energia de ionizare reprezintă energia consumată la
îndepărtarea unuia sau mai multor electroni dintr-un
atom izolat în stare gazoasă sau energia absorbită la
formarea unui ion pozitiv din atomul liber; se măsoară în
electronvolţi (eV).
În perioadă, energia primară de ionizare creşte odată cu
creşterea numărului atomic Z.
În grupe, energia primară de ionizare scade cu creşterea
numărului atomic Z, deci odată cu creşterea numărului
de straturi ocupate cu electroni şi cu micşorarea
atracţiei electrostatice a nucleului asupra electronilor
din stratul exterior ca urmare a depărtării de nucleu.
20
Energia primară de ionizare, kJ/mol
Număr atomic
21
4. Afinitatea pentru electroni reprezintă energia degajată
(sau consumată) de un atom izolat în fază gazoasă care
acceptă un electron şi se transformă într-un ion negativ,
un anion.
Acceptarea a doi sau mai mulţi electroni în configuraţia
unui atom se face cu consum de energie.
22
În perioadă, afinitatea pentru electron creşte, este din ce
în ce mai negativă, pe măsură ce creşte numărul atomic
Z (excepţie fac elementele grupei 2 şi 18).
În grupe, afinitatea pentru electron scade cu creşterea
numărului atomic Z, deoarece electronul se adaugă pe
un nivel a cărui distanţă de la nucleu creşte odată cu
numărul de straturi.
23
5. Caracterul electrochimic este o măsură directă a
tendinţei elementelor de a forma ioni în soluţie.
Metalele formează ioni pozitivi, prin cedare de electroni,
conform reacţiei:
şi prezintă caracter electropozitiv.
nne MM
24
Caracterul electropozitiv reprezintă proprietatea atomilor
elementelor de a ceda electroni şi de a forma ioni
pozitivi.
Metalele sunt ordonate în sensul descrescător al
caracterului electropozitiv în seria activităţii metalelor
(seria Beketov-Volta sau seria tensiunilor chimice):
25
26
Caracterul electropozitiv al elementelor variază astfel:
-în grupele principale creşte de sus în jos odată cu
creşterea numărului atomic Z, deci cu creşterea
numărului de straturi ocupate cu electroni,
-în perioade scade de la grupa 1 la grupa 14, odată cu
creşterea numărului atomic Z şi cu creşterea numărului
de electroni cedaţi.
Cel mai electropozitiv element din sistemul periodic este
franciul, Fr, dar pentru că este element radioactiv, cel
mai electropozitiv element este considerat cesiul, Cs.
27
Cu cât caracterul electropozitiv al unui element este mai
accentuat, cu atât reactivitatea chimică a elementului
respectiv este mai mare.
- reacţie Na cu apa este violentă la temperatura camerei:
2Na + 2H-OH → 2NaOH + H2
- reacţia Mg cu apa decurge la uşoară încălzire:
Mg + 2H-OH → Mg(OH)2 + H2
- reacţia Al cu apa decurge la încălzire puternică:
2Al + 6H-OH → 2Al(OH)3 + 3H2
28
CARACTERUL ELECTRONEGATIV:
-proprietatea atomilor elementelor de a capta electroni şi
de a forma ioni negativi;
- în grupe, scade de sus în jos, odată cu creşterea
numărului atomic Z, deci cu creşterea numărului de
straturi ocupate cu electroni
-în perioade, creşte de la grupa 14 la grupa 17, odată cu
creşterea numărului atomic Z, adică cu micşorarea
numărului de electroni captaţi şi creşterea sarcinii
nucleare.
- FLUORUL, F este elementul cel mai electronegativ din
sistemul periodic
29
6.Valenţa reprezintă capacitatea de combinare a atomilor
unui element cu atomii altui element.
Se foloseşte conceptul de stare de oxidare (număr de
oxidare), care faţă de conceptul de valenţă are avantajul
că nu face nici o presupunere referitoare la natura
legăturii chimice.
Valenţa elementelor este determinată de poziţia lor în
sistemul periodic: pentru elementele situate în grupele
1-4, valenţa este dată de numărul grupei, pentru
elementele situate în grupele 15-17, valenţa este dată de
diferenţa 8-numărul grupei, în timp ce metalele
tranziţionale prezintă mai multe stări de valenţă.
30
8. TEMPERATURA DE TOPIRE (punctul de topire):
-temperatura la care o substanţă solidă trece în stare
lichidă la presiunea de 760 mm Hg (temperatura normală
de topire)
- cele mai mici puncte de topire le au heliu (-272,1ºC) şi
hidrogenul (-259,23ºC)
- cele mai mari puncte de topire le au carbonul (forma
alotropică diamant 3500ºC) şi wolframul (3410ºC)
- singurele elemente lichide sunt bromul (-7,25ºC) şi mercurul
(-38,84ºC)
- elemente uşor fuzibile (topesc la temperaturi joase) sunt:
cesiul, galiul, rubidiul, fosforul alb, potasiul, sodiul, sulful
- elemente greu fuzibile (topesc la temperaturi înalte) sunt:
reniul, osmiul, molibdenul, borul.
31
7. DENSITATEA:
-masa unităţii de volum, este exprimată în gram/cm3
- în grupe se constată creşterea densităţilor elementelor
odată cu creşterea numărului atomic Z
- în perioade se constată creşterea densităţilor
elementelor de la extremităţi spre centru
-dintre nemetale, cel mai uşor element (densitatea cea
mai mică) este hidrogenul, urmat fiind de heliu; cele mai
grele nemetale (densităţile cele mai mari) sunt carbonul
şi iodul
- dintre metale, cel mai uşor este litiul (în general
metalele alcaline au densitate mică, subunitară); cele mai
grele metale sunt iridiul şi osmiul 32
Tabelul periodic
Caracterul nemetalic
Afinitatea pentru electroni
Cresterea energiei de ionizare
Cresterea razei atomice
Caracterul metalic
33