Otázka: Periodická soustava prvků
Předmět: Chemie
Přidal(a): Claire Rye
Periodický zákon: Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla. (vyplývá z pravidel, jimiž se řídí výstavba elektronového obalu atomu)
Historie
- 1864 – John Newlands – „Zákon oktáv“ (opakují se podobné vlastnosti)
- 1772 – 1. pokus o PT – Louis-Bernard Guyton de Morveau
- 1857 – Jean-Baptiste Dumas – publikována zákl. periodická tabulka o 32 prvcích v 8 sloupcích (poukazovala na společné vlastnosti)
- 1858 – objev periodické tabulky – Stanislao Cannizzaro (seřazení prvku dle vzrůstajících „atomových vah“)- 1862 – Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois – seřazení prvků dle atomové hmotnosti
- 1864 – Julius Lothar Meyer – tabulka mocenství pro 49 prvků
- William Oding – téměř správná tabulka, 17 sloupců, 57 prvků
- 1869 – Dmitrij Ivanovič Mendělejev – formuluje periodický zákon a různé formy periodické tabulky o 63 prvcích, o 2 roky později ji vylepšil a předpověděl objev 10 prvků (Sc, Ga, Ge, Tc, Re, Po, Fr, Ra, Ac a Pd)
Periodická tabulka prvků
- grafické vyjádření periodického zákona
- vyjadřuje závislost vlastností prvků na struktuře elektronových obalů jejich atomů, lze z ní odvodit výstavbu elektronových obalů atomů každého prvku
Členění tabulky
Tabulka je členěna na periody (ve vodorovném směru) a na skupiny (ve svislém směru).
Periody
- je jich celkem 7
- prvky jsou v nich umístěny tak, aby prvky nad a pod sebou tvořily svislé skupiny prvků s podobnými vlastnostmi
- prvky jedné periody mají stejný počet obsazovaných elektronových vrstev, tento počet je roven hlavnímu kvantovému číslu (HKČ) nejvyšší obsazované vrstva, která je v krajním případě obsazena úplně, jinak částečně
- podle HKČ nejvyšší obsazované vrstvy rozdělujeme prvky do jednotlivých period, HKČ dané periody přisuzuje atomům prvků v této periodě určitou elektronovou konfiguraci
- rozlišujeme 4 typ orbitalů – s, p, d, f
- elektronová konfigurace se řídí výstavbovým principem
- n=1, prvek leží v 1. periodě (K) … teoreticky zcela zaplněná vrstva 1s2 (obsahuje 2 prvky)
- n=2, prvek leží v 2. periodě (L) … teoreticky zcela zaplněná vrstva 2s2 2p6 (obsahuje 8 prvků)
- n=3, prvek leží ve 3. periodě (M) … teoreticky zcela zaplněná vrstva 3s2 3p6 (obsahuje 8 prvků)
- n=4, prvek leží ve 4. periodě (N) … teoreticky zcela zaplněná vrstva 4s2 3d10 4p6 (obsahuje 18 prvků)
- n=5, prvek leží v 5. periodě (O) … teoreticky zcela zaplněná vrstva 5s2 4d10 5p6 (obsahuje 18 prvků)
- n=6, prvek leží v 6. periodě (P) … teoreticky zcela zaplněná vrstva 6s2 4f14 5d10 6p6 (obsahuje 32 prvků)
- n=7, prvek leží v 7. periodě (Q) … teoreticky zcela zaplněná vrstva 7s2 5f14 6d10 7p6 (obsahuje 32 prvků, ale ve skutečnosti jen 26, protože je neúplná)
- všechny periody kromě poslední končí vzácným plynem
- prvky téže periody mají různý počet i uspořádání valenčních elektronů, tudíž mají rozdílné vlastnosti
Skupiny
- je jich celkem 16
- prvky jsou v nich umístěny pod sebou a vykazují podobné vlastnosti
- starším způsobem označovány římskými číslicemi – VIII., dále rozděleny na dva typy skupin – A (hlavní) a B (vedlejší); prvky skupin A jasou nepřechodné, prvky skupin B jsou přechodné
- nově označovány arabskými číslicemi 1-18
- podobné vlastnosti prvků jsou způsobeny podobnou konfigurací poslední obsazované vrstvy jejich atomů, atomy téže skupiny mají v této vrstvě stejný počet valenčních elektronů, které jsou umístěny do stejného typu orbitalu, tento orbital se liší pouze HKČ
- vlastnosti prvků se opakují po určitých periodách
- ve & 3. periodě po 8 prvcích
- ve & 5. periodě po 18 prvcích
- v & 7. periodě po 32 prvcích
- pro některé skupiny jsou zaužívané triviální názvy
- A (1) – alkalické kovy … (H,) Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
- A (2) – kovy alkalických zemin … (Be, Mg,) Ca, Sr, Ba, Ra
- A (13) – triely … B, Al, Ga, In, Tl
- A (14) – tetrely … C, Si, Ge, Sn, Pb
- A (15) – pentely … N, P, As, Sb, Bi
- A (16) – chalkogeny …O, S, Se, Te, Bi, (Po)
- A (17) – halogeny … Cl, F, Br, I, At, (At )
- A (18) – vzácné plyny … He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
- B (8 + 9 + 10 – tvoří ji tři sloupce) – triviální názvy period těchto sloupců
- triáda železa … Fe, Co, Ni
- lehké platinové kovy … Ru, Rh, Pd
- těžké platinové kovy … Os, Ir, Pt
- z úsporných důvodů se z tabulky na zvláštní řádky vyčlenilo
- 14 prvků 6. periody následujících za lanthanem = lanthanoidy
- 14 prvků 7. periody následujících za aktiniem = aktinoidy
- souhrnný název pro lanthanoidy a aktinoidy = vnitřně přechodné prvky
- nejsou součástí žádné skupiny
Rozdělení prvků podle valenčních elektronů
- valenční elektrony = energeticky nejvýše položené elektrony atomu prvku
- zásadně ovlivňují schopnost atomu slučovat se s atomy jiného prvku
- umístěny na různých hladinách (orbitalech), podle orbitalu, ve které jsou umístěny, rozlišujeme:
- n … číslo periody
- s-prvky = prvky s valenčními elektrony v orbitalu s – ns1-2
- prvky a II. A (1 a 2) skupiny
- p-prvky = prvky s valenčními elektrony v orbitalech s a p – ns2 np1-6
- prvky – VIII. A (13 – 18) skupiny
- společné označení pro s-prvky a p-prvky = nepřechodné prvky
- prvky A skupin
- římské číslo skupiny = počet valenčních elektronů u prvků dané skupiny = maximální kladné oxidační číslo prvků dané skupiny (pozn. maximální záporné oxidační číslo získáme tak, že od čísla 8 odečteme číslo skupiny) – najdeme zde kovy, polokovy i nekovy
- d-prvky = prvky s valenčními elektrony v orbitalech s a d – ns2 (n – 1)d1-10
- prvky skupin B (3 – 12)
- označení pro d-prvky = přechodné prvky
- najdeme zde pouze kovy
- vlastnosti:
- schopnost tvořit koordinační (komplexní) sloučeniny
- f-prvky = prvky s valenčními elektrony v orbitalech s (někdy i d) a f – ns2 (n – 2)f1-14
- lanthanoidy & aktinoidy
- označení pro f-prvky = vnitřně přechodné prvky
- najdeme zde pouze kovy o velmi podobných vlastnostech
Rozdělení prvků na kovy, polokovy a nekovy
1) Kovy
- Všechny přechodné a vnitřně přechodné prvky + některé nepřechodné prvky
- 80% prvků v přírodě jsou kovy
- Mezi kovy se řadí prvky, které mají většinu těchto vlastností:
- Fyzikální
- charakteristický vzhled – kovový lesk
- elektrická a tepelná vodivost (způsobeno volným pohybem elektronů v krystalové mřížce)
- kujnost a tažnost (vyplývá z kovové vazby)
- Chemické
- nízká elektronegativita -> snadná tvorba kationtů (např. Na+, K+, Ca2+ …), redukční účinky
- malá ionizační energie
- zásadotvorný charakter -> tvorba zásad (např. NaOH, Ca(OH)2 …)
- krystalizují v kovových strukturách
- v PSP stoupá charakter kovů směrem doleva
- umělé dělení kovů:
- typické kovy (kovy nepřechodných prvků a některé přechodné prvky), mají výše uvedené vlastnosti
- ostatní kovy (většina přechodných prvků a vnitřně přechodné prvky), můžou mít výše uvedené vlastnosti + jiné, které závisí na postavení prvku v PSP a oxidačním čísle
- Becketova řada kovů = uspořádání kovů podle jejich redoxních potenciálů
- Fyzikální
- Kovy nalevo od vodíku jsou neušlechtilé kovy a reagují s bezkyslíkatými i kyslíkatými kyselinami (za vzniku vodíku)
- Kovy napravo od vodíku jsou ušlechtilé kovy a reagují pouze s kyslíkatými kyselinami (Pt a Au reagují pouze s lučavkou královskou = HNO3 + 3HCl)
- směrem doleva roste zápornější redoxní potenciál, z toho plyne, že kovy více vlevo mají silnější redukční účinky a jsou schopnější ze sloučeniny vyredukovat kov od nich napravo (kromě ušlechtilých kovů)
2) Nekovy
- vodík + prvky v pravém horním rohu PSP (jsou 1 – 4 místa před nejbližším vzácným plynem); typickým nekovem jsou halogeny
- vlastnosti:
- vysoká elektronegativita -> snadná tvorba aniontů (např. Cl–, S2- …) oxidační účinky
- velká ionizační energie
- kyselinotvorný charakter -> tvorba kyselin (např. H2SO4 …)
3) Polokovy
- tvoří rozhraní mezi kovy a nekovy – mají některé vlastnosti kovů a některé vlastnosti nekovů (záleží na oxidačním čísle)
- např. B, Si, Te, Sb, As, …
- Zákonitosti v PSP pro nepřechodné prvky = prvky A skupin
VE SVISLÉM SMĚRU
Elektronegativita … X
- směrem dolů klesá
- příčina: s rostoucím hlavním kvantovým číslem jsou valenční elektrony ve vzdálenější slupce od jádra, a tak jsou jádrem méně přitahovány a je snadnější je z elektronového obalu „vytrhnout“, snižuje se ionizační energie a elektronegativita
- s elektronegativitou souvisí tvorba iontů
- směrem dolů roste schopnost tvorby kationtů a směrem nahoru roste schopnost tvorby aniontů
- příčina: s klesající elektronegativitou klesá ionizační energie – čím je nižší, tím je snadnější „vytrhnout“ z obalu elektron a tím snadněji vzniká kationt
Kovový/nekovový charakter
- směrem dolů roste kovový charakter a směrem nahoru roste nekovový charakter
- dobře patrné na IV. A skupině: C … nekov
- Si, Ge … polokovy
- Sn, Pb … kovy
Oxidačně redukční schopnosti
- redukční schopnosti jsou charakteristické pro kovy – směrem dolů rostou
- oxidační schopnosti jsou charakteristické pro nekovy – směrem nahoru rostou
Acidobazický charakter = schopnost tvořit kyseliny/zásady
- kyselinotvorný charakter směrem nahoru roste a zásadotvorný charakter směrem dolů roste
- dobře patrné na III. A skupině: C – kyselina uhličitá
- Al – amfoterní (obojaký) – kyselina hlinitá, hydroxid hlinitý
- In – hydroxid inditý
- Tl – hydroxid thalitý
VE VODOROVNÉM SMĚRU
Elektronegativita … X
- směrem doprava roste
- příčina: se zvětšujícím se protonovým číslem přibývá elektronů v obalu a zvětšují se přitažlivé síly obal – jádro, tudíž je těžší elektrony z obalu „vytrhnout“, zvětšuje se ionizační energie a elektronegativita
- s elektronegativitou souvisí tvorba iontů
- směrem doleva roste schopnost tvorby kationtů a směrem doprava roste schopnost tvorby aniontů
- příčina: s rostoucí elektronegativitou roste ionizační energie – čím je větší, tím je těžší „vytrhnout“ z obalu elektron, tím hůř vzniká kationt
Kovový/nekovový charakter
- směrem doleva roste kovový charakter a směrem doprava roste nekovový charakter
Oxidačně redukční schopnosti
- redukční schopnosti jsou charakteristické pro kovy, směrem doleva rostou
- oxidační schopnosti jsou charakteristické pro nekovy, směrem doprava rostou
Acidobazický charakter = schopnost tvořit kyseliny/zásady
- kyselinotvorný charakter směrem doprava roste a zásadotvorný charakter směrem doleva roste
Ionizační energie (IE)
- Je změna vnitřní energie (∆U) spojená s odstraněním valenčního elektronu z elektronového obalu atomu v plynném stavu při T = 0 K:
- Pro odtržení elektronu je nutné energii dodat (tedy IE > 0) a platí, že každá další IE je vyšší než předchozí (IE1 < IE2 < IE3 …).
- Hodnota IE závisí na stabilitě elektronové konfigurace před odtržením e- a po něm.
- V periodě nalezneme nejvyšší hodnoty IE u vzácných plynů, kde narušujeme nejstabilnější elektronovou konfiguraci vůbec.
- Naopak nejnižší hodnota bude u alkalických kovů, protože odtržení jediného valenčního elektronu z orbitalu ns povede ke stabilní konfiguraci vzácného plynu.
- v periodě poroste hodnota IE zleva doprava.
- V rámci skupiny je elektronová konfigurace analogická, přičemž shora dolů roste hlavní kvantové číslo n.
S jeho zvyšující se hodnotou zároveň roste velikost daného orbitalu a jeho difúznost. Odtržení elektronu je tedy s rostoucím n stále snazší a v periodické tabulce shora dolů hodnota IE klesá. Nejvyšší IE nalezneme u helia.
Elektronová afinita (EA)
Je změna vnitřní energie při T = 0 K spojená s připojením elektronu k atomu nebo iontu:
- Proces připojení elektronu je exotermní (EA1 < 0), pokud vzniká stabilní anion, přičemž s rostoucí stabilitou aniontu roste množství uvolněné energie.
- Stabilitu aniontu posuzujeme podle dosažené elektronové konfigurace a na základě podobné úvahy jako v případě ionizačních energií lze konstatovat, že elektronová afinita roste (tj. její hodnota se stává negativnější) v periodě zleva doprava a ve skupině zdola nahoru.
- Narušení stabilní konfigurace vzácných plynů připojením dalšího elektronu vede k tomu, že jejich EA1 má kladnou hodnotu.
Elektronegativita (χ)
- je schopnost atomu přitahovat k sobě elektrony. Tuto vlastnost nelze přímo experimentálně měřit, je nutno ji spočítat a podle metody výpočtu rozlišujeme elektronegativitu: Paulingovu(χP), Mullikenovu (χM) a Allred-Rochowovu (χAR).
- Při znalosti změn Z* a velikostí atomů v periodické tabulce, můžeme odvodit, že elektronegativita roste v periodě zleva doprava a ve skupině zdola nahoru.
Struktura molekul
- U tříatomových a víceatomových molekul je jeden nebo více centrálních atomů. Vazby směřující od nich mohou svírat různé úhly.
- Jejich valenční orbitaly (vazebné i nevazebné) se vzájemně odpuzují. Proto jsou vazby vycházející z jednoho centrálního atomu orientovány tak, že jejich vazebné úhly mají největší možnou velikost.
- Při hlubším rozboru prostorové orientace a energie vazeb i tvaru těchto molekul se předpokládá, že dochází ke změně a sjednocení tvaru a energie valenčních orbitalů. Výsledný stav molekuly je pak energeticky nejchudší, což je nejvýhodnější pro její stabilitu. Podrobný výklad podává tzv. teorie hybridizace.
- Podle tohoto výkladu se budou nově vzniklé valenční orbitaly (vazebné i nevazebné) označovat jako hybridní orbitaly. Budou mít stejnou energii – jako orbitaly degenerované. Budou mít i stejný – kapkovitý tvar. Budou se lišit jen orientací v prostoru molekuly.
Hybridizace
- je sjednocení energeticky různých orbitalů daného atomu, přičemž vznikají nové orbitaly, tzv. orbitaly hybridní
- vysvětluje vznik rovnocenných kovalentních vazeb z energeticky rozdílných orbitalů a umožňuje předpovědět strukturu takto vzniklých látek
- pro každý typ hybridizace je charakteristické rozmístění hybridních orbitalů v prostoru, což určuje i prostorové uspořádání chemických vazeb
| Hybridní stav | Tvar molekuly | Úhel | Příklad |
| sp | Lineární | 180 | CO |
| sp2 | Rovnostranný trojúhelník | 120 | BCl3 |
| sp3 | Tetraedr | 109,5 | CH4, H2O, NH3 |
| sp3 d2 | Oktaedr | 90 | SF6 |
| dsp2 | čtverec | 90 | Ni(CN)4 |
| sp3 d | trigonální bipyramida/čtvercová pyramida | 3 x 120, 2 x 90 | PCl5 |
Další podobné materiály na webu:
