Układ okresowy pierwiastków.

Początkowo wiedza chemiczna stanowiła zbiór pewnych informacji na temat różnych poznanych substancji.. Nagromadzenie znacznego materiału, sprawiło, że chemicy XVIII/XIX wieku odczuli potrzebę uporządkowania tego zbioru i dokonania pewnych klasyfikacji.
Pierwsza tego typu klasyfikacja dzieliła pierwiastki na metale i niemetale. Wkrótce jednak okazało się, że podział ten nie jest wystarczający, bowiem wiele pierwiastków wyłamywało się z niego.
W początkach XIX wieku Dobereiner zauważył, że można pogrupować podobne pod względem właściwości pierwiastki w tzw.traidy (trójki), wg. wzrastających mas atomowych. Okazało się, że masa atomowa środkowego pierwiastka stanowiła w przybliżeniu średnią arytmetyczną mas atomowych pierwiastków skrajnych.
W drugiej połowie XIX wieku Newlands zauważył, że jeżeli znane pierwiastki ułoży się według wzrastających mas atomowych, to co ósmy pierwiastek w takim szeregu ma podobne właściwości. ( TEORIA OKTAW).
W roku 1869 Dymitr Mendelejew uszeregował podobnie jak Newlands wszystkie znane pierwiastki, a stworzony przez niego układ okresowy pierwiastków jest najlepszy z dotychczas poznanych systemów porządkujących wiedzę z chemii ogólnej i organicznej.Za kryterium porządkujące Mendelejew przyjął właściwości fizyczne i chemiczne pierwiastków oraz ich liczbę atomową. Stwierdził on między innymi, że właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków, ułożonych według wzrastających mas atomowych zmieniają się w sposób ciągły, a jednocześnie powtarzają się pejrodycznie, czyli okresowo ( najpierw, co 8, później, co 18 pierwiastków). Jest to tzw. PRAWO PEJRODYCZNOŚCI MENDELEJEWA.
PRAWO OKRESOWOŚCI MOSELEY’A
Właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków nie są funkcją ich mas atomowych, natomiast zależą od liczby porządkowej Z ( liczba atomowa)
Układ okresowy Mendelejewa powstał już prawie 50 lat wcześniej niż model budowy atomu wg. Rutherforda – Bohra, a jednak swoje uzasadnienie znalazł w budowie atomu. W ciągu ostatnich lat ulegał on ciągłym uzupełnieniom i przemianom,, dzięki którym z krótkiej wersji Mendelejewa zmienili się we współczesną „ długą” wersję UOP, mającą postać krzyżujących się w pionie i poziomie kolumn.
We współczesnym układzie okresowym pierwiastków zawarte są kolumny pionowe zwane grupami i kolumny poziome zwane okresami. Każdy okres rozpoczyna się od bardzo reaktywnego metalu, a kończy niemetalem. Wyróżniamy 7 okresów, oznaczonych kolejno cyframi arabskimi od 1-7. Część grup pierwiastków rozpoczynających się od okresu 1 lub 2 zalicza się to tzw. grupy głównej UOP i oznacza się cyframi rzymskimi z literą A. Mamy, więc 8 grup głównych oznaczonych kolejno symbolami:. IA,IIA,IIIA,IVA,VA,VIA,VIIA,VIII.
Inne grupy rozpoczynają się od okresu 4 i nazywamy je grupami pobocznymi. Oznacza się je cyframi rzymskimi z literą B ( mamy 8 grup pobocznych). Na dole układu okresowego znajdują się lantanowce i aktynowce, zwanych pierwiastkami ziem rzadkich.
Każda z grup oznaczona jest nie tylko liczbami (rzymskimi lub arabskimi),ale również nosi nazwę od swojego przedstawiciela o najniższej masie atomowej : 1-litowce
2- berylowe
3 – borowce
4 – węglowce
5- azotowce
6- tlenowce
7- fluorowce
Każdy pierwiastek UOP ma swoje miejsce, w którym obok symbolu i nazwy pierwiastka, umieszczone są jego masa i liczba atomowa. Liczbę atomową uznaje się za podstawę uszeregowania pierwiastków – liczba atomowa Z = liczba protonów w jądrze.
Pierwiastki danej grupy stanowią niejako wspólną rodzinę, bowiem posiadają podobne właściwości fizyczne i chemiczne. Biorąc pod uwagę dwie krańcowo rozmieszone grupy główne IA i VIIA, możemy dostrzec pewne charakterystyczne kierunki zmian właściwości pierwiastków.
Pierwiastki grupy 1 są metalami, mają właściwości zasadotwórcze, ich wodorotlenki są mocnymi zasadami i to tym mocniejszymi, im pierwiastek znajduje się bliżej lewego dolnego narożnika UOP. Reaktywność tych metali również zwiększa się w tym kierunku. Wodorki litowców i same litowce w stanie wolnym są silnymi reduktorami i to tym silniejszymi, im większa jest masa atomowa pierwiastka. W tym samym kierunku (lewy, dolny narożnik) zmniejsza się elektroujemność pierwiastków i rośnie promień atomu.
17 grupa UOP to fluorowce, pierwiastki niemetaliczne, tworzące kwasy. Zarówno kwasy tlenowe, jak i beztlenowe fluorowców są mocnymi kwasami. Najmocniejsze kwasy tlenowe tworzą pierwiastki znajdujące się w prawym górnym narożniku UOP. Najmocniejszym kwasem tlenowym jest kwas chlorowy (VII) - HClO4, zaś w przypadku kwasów beztlenowych moc kwasów można przedstawić następująco: HCl < HBr < HI
Reaktywność chemiczna fluorowców rośnie w kierunku prawego, górnego narożnika UOP.
W tym samym kierunku rośnie elektroujemność pierwiastków, a więc ich niemetaliczność.
W obrębie okresów układu okresowego pierwiastków obserwuje się (wraz ze wzrostem liczby
atomowej) zmianę właściwości od metalicznych do niemetalicznych oraz wzrost elektroujemności.
Granica między metalami i niemetalami, (choć trudno mówić o jakiejś precyzyjnej granicy,
jest to raczej dość płynne przejście) przebiega ukośnie przez układ okresowy pierwiastków. Na granicy tej znajdują się pierwiastki o charakterze przejściowym. Takie pierwiastki nazywamy amfoterami. Każdy okres zamknięty jest gazem szlachetnym, tworzącym grupę VIIIA.
W taki sposób łatwo można odczytać z położenia w UOP właściwości pierwiastków grup: 1, 2, 13–17, czyli tzw. grup głównych.
Pierwiastki grup 3 – 12 (IIIB - VIIB) to na ogół metale o właściwościach bardziej złożonych W grupach pobocznych mieszczą się, bowiem wyłącznie metale, czyli pierwiastki tworzące zasady, i tzw. metaloidy, zwane niekiedy półmetalami, czyli pierwiastki metaliczne z tendencją do tworzenia kwasów na wyższych stopniach utlenienia ( wyższej wartościowości). Takie pierwiastki jak wanad, chrom, mangan, tylko na niższych stopniach utlenienia ( niższej wartościowości) zachowują się jak metale. W miarę wzrostu stopnia utlenienia ich charakter metaliczny maleje, natomiast wzrasta charakter niemetaliczny.
Bardzo ważnym elementem poza właściwościami fizycznymi i chemicznymi, dla każdego chemika jest z pewnością wartościowość.
Wartościowością określa się zdolność atomu do utworzenia określonej liczby pojedynczych wiązań w cząsteczce.
Liczbę tę można odczytać z układu okresowego, a dokładnie z grup głównych. Numer grupy informuje, bowiem o maksymalnej wartościowości pierwiastków wchodzących w różne związki chemiczne. Tak np. pierwiastek węgiel jest wpisany w czwartek grupie UOP, stąd jego max. wartościowość w związkach wynosi IV; natomiast chlor jest wpisany w siódmej grupie – ma, zatem w związkach max. wartościowość VII. Poza tym pierwiastki zapisane w grupach, oznaczone liczbą parzystą, przyjmują w związkach wartościowość parzystą, natomiast pierwiastki znajdujące się w grupach o liczbach nieparzystych mają wartościowość nieparzystą. Istnieje jednak kilka wyjątków od tej reguły. Np.tlen jest w związkach najczęściej II-wartościowy, mimo że jest w grupie VI, fluor I-wartościowy, choć znajduje się w grupie VII. Trudniej jest ustalić wartościowość, jaką przyjmują w związkach pierwiastki wpisane w gr. poboczne. Wyprowadzane reguły są mniej ścisłe, więcej jest w nich wyjątków. Jedna z reguł mówi, że prawie wszystkie pierwiastki grup pobocznych przyjmują w związkach wartościowość II. Można również przyjąć regułę, że większość tych pierwiastków osiąga maksymalną wartościowość odpowiadającą liczbie grupy, w której są umieszczone. Z odczytywaniem informacji o max. wartościowości trzeba być jednak szczególnie ostrożnym w stosunku do pierwiastków ulokowanych w grupach oznaczonych wyższymi liczbami. Tak np. tylko 2 pierwiastki gr. ósmej tworzą związki , w których są VIII wartościowe, jest to ruten i osm ( Ru i Os). Wszystkie pozostałe są najczęściej II i III wartościowe.
• WARTOŚCIOWOŚĆ WZGLĘDEM WODORU
NaH, MgH2, AlH3, SiH4, PH5, H2S, HCl
wartościowość względem wodoru rośnie do 4 grupy, a później spada.
• WARTOŚCIOWOŚĆ WZGLĘDEM TLENU
Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7
Wartościowość względem tlenu rośnie od 1-7 grupy.

Elektroujemność
Związki chemiczne, a także niektóre pierwiastki występują w postaci cząsteczek. Atomy tworzące cząsteczki są połączone wiązaniami chemicznym. Rodzaj utworzonego wiązania zależy od elektroujemności łączących się atomów.
Elektroujemnością pierwiastka nazywamy zdolność przyciągania elektronów.
Do ilościowego określenia elektroujemności powszechnie stosuje się skalę opracowaną przez Linusa Paulinga. Skala ta to niemianowane liczby od 0,7 dla fransu i cezu do 4,0 dla fluoru.
Dużą elektroujemnością charakteryzują się niemetale. Atomy tych pierwiastków silniej wiążą własne elektrony walencyjne, a w reakcjach chemicznych wykazują tendencję do przyłączania obcych elektronów tworząc jony ujemne.
Metale mają małą elektroujemność, co jest równoznaczne ze zdolnością ich atomów do oddawania elektronów. Aomy tych pierwiastków słabo łączą elektrony walencyjne i w związku z tym w reakcjach chemicznych łatwo je oddają , przekształcając się w jony dodatnie ( kationy). Co wskazuje, że mają niską elektroujemność. Pierwiastki tego typu mają charakter metaliczny.
W układzie okresowym elektroujemność rośnie w danym okresie wraz z numerem grupy (wzrostem masy atomowej), a w grupie maleje ze wzrostem numeru okresu (wzrostem masy atomowej). Elektroujemność wodoru znacznie różni się od elektroujemności innych pierwiastków 1 grupy. Wodór nie jest więc litowcem.
Wprowadzona przez Paulinga skala elektroujemności umożliwia określenie rodzaju i trwałości wiązań pomiędzy atomami pierwiastków.

Promień atomu

Promień atomu w dół każdej grupy rośnie, w okresie natomiast natomiast strony lewej do prawej maleje. Promienie jonów są mniejsze lub większe od promieni atomów tworzących te jony. Dla pierwiastków elektrododatnich promienie jonów są mniejsze od promieni atomów, natomiast pierwiastkom elektroujemnym odpowiadają promienie jonów większe od promieni ich atomów.




Energia jonizacji

Energia jonizacji, energia odpowiadająca usunięciu najsłabiej związanego elektronu z atomu lub cząsteczki. Rozróżnia się pierwszą, drugą,. .. itd. energię jonizacji - odpowiadające usunięciu kolejnych elektronów. Mierzy się ją za pomocą pomiarów spektroskopowych i podaje w eV/atom.
Pierwsza energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania pierwszego elektronu z powłoki walencyjnej atomu wbrew siłom przyciągania przez ładunek.
Im mniejszy jest promień atomu, czyli im bliżej jądra znajduje się elektron, tym większej energii potrzeba do jego oderwania. Wzdłuż danego okresu, wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastka maleje promień atomu, a więc potencjał jonizacji rośnie (potrzeba więcej energii) osiągając największą wartość u atomów mających oktet elektronowy w powłoce zewnętrznej, czyli u gazów szlachetnych.
W obrębie tej samej grupy układu okresowego, od góry ku dołowi, wraz ze zwiększeniem się liczby powłok elektronowych, wzrasta promień atomu, ale maleje potencjał jonizacji.
Druga, trzecia i dalsze potencjały jonizacji określające energię potrzebną do oderwania każdego następnego elektronu są wyższe, ponieważ potrzebna jest większa energia do oderwania elektronu z jonu dodatniego niż z elektroobojętnego atomu.

Powinowactwo elektronowe

Powinowactwo elektronowe, wartość efektu energetycznego towarzyszącego powstaniu ujemnego jonu przez przyłączenie elektronu do atomu lub cząsteczki. Przyłączaniu następnych elektronów odpowiadają kolejne powinowactwa elektronowe.
Największe powinowactwo elektronowe atomów w poszczególnych okresach układu okresowego posiadają fluorowce.
Powinowactwo elektronowe jest to efekt energetyczny towarzyszący przyłączeniu przez atom dodatkowego elektronu do swojej powłoki walencyjnej.
Im mniejszy jest promień atomu, tym silniej oddziałuje dodatnie jądro na elektron i tym większe jest powinowactwo elektronowe tego atomu.
W obrębie danego okresu, idąc w układzie okresowym od lewej strony do prawej ,zmniejszaniu się promienie atomowych towarzyszy wzrost powinowactwa elektronowego atomu.
W obrębie tej samej grupy, ze wzrostem promieni atomowych powinowactwo elekt. Będzie malało.


Metale
• dobrze przewodzące ciepło i elektryczność
• pierwiastki chemiczne, odznaczające się zazwyczaj kowalnością i charakterystycznym połyskiem.
• Mają najczęściej niską elektroujemność
• w reakcjach chemicznych wykazują tendencję do oddawania elektronów
• W temperaturze pokojowej wszystkie metale, z wyjątkiem rtęci, występują w stałym stanie skupienia (tworzą tzw. kryształy metaliczne).
Na 111 znanych obecnie pierwiastków 88 stanowią metale. Zależnie od gęstości metale dzieli się na metale lekkie oraz metale ciężkie. Z uwagi na położenie w układzie okresowym pierwiastków (wynikające z budowy ich atomów) można je podzielić na metale grup głównych, wraz z cynkowcami, oraz metale przejściowe
Półmetale, pierwiastki posiadające charakter pośredni pomiędzy metalami i niemetalami: bor, krzem, german, arsen, antymon, selen, tellur. Półmetale są półprzewodnikami.
Niemetale
• niepoprawnie metaloidy
• pierwiastki chemiczne będące słabymi przewodnikami elektryczności (izolatorami bądź półprzewodnikami) oraz zazwyczaj również ciepła (wyraźnym wyjątkiem jest tu diament).
• W stanie stałym kruche i bez połysku metalicznego
• Mają najczęściej wysoką elektroujemność - w reakcjach chemicznych (z wyjątkiem gazów szlachetnych: helu i neonu, które nie wchodzą w żadne reakcje) wykazują tendencję do przyłączania elektronów pochodzących od atomów metali albo do uwspólniania elektronów, w przypadku tworzenia wiązań z innymi niemetalami.
• Niemetale stanowią mniejszość wśród pierwiastków, są zazwyczaj kwasotwórcze, a w roztworach wodnych występują najczęściej (oprócz kationu wodorowego, jonu amonowego, kationu nitrozyliowego itp.) w postaci anionów (prostych lub złożonych).
• Za typowe niemetale są uważane: wszystkie pierwiastki występujące w temperaturze pokojowej w stanie gazowym: helowce (hel, neon, argon, krypton, ksenon i radon) oraz wodór, azot, tlen, fluor i chlor, ciekły (w normalnych warunkach) brom, z ciał stałych zaś: bor, węgiel (wszystkie jego odmiany alotropowe: grafit, diament, fullereny i in.), siarka i jod, a zazwyczaj również krzem, fosfor i selen. Do niemetali bywają też zaliczane m.in. arsen żółty i tellur bezpostaciowy. Z kolei krzem, z uwagi na jego półprzewodnikowe własności (i przewodnictwo właściwe zbliżone do germanu), jest czasem zaliczany już raczej do półmetali, podobnie jak odmiany fosforu czarnego oraz selen szary (czyli tzw. metaliczny, który wykazuje własności fotoprzewodnikowe).
Tak więc jeden z podstawowych podziałów pierwiastków na metale, półmetale i niemetale daje się dokładniej przeprowadzić dopiero po oddzielnym sklasyfikowaniu poszczególnych odmian alotropowych (alotropia) każdego pierwiastka.