1) s-blok w układzie okresowym pierwiastków - powłoka elektronowa, który obejmuje pierwsze dwie warstwy s-elektronów. Blok ten obejmuje metale alkaliczne, metale ziem alkalicznych, wodór i hel. Pierwiastki te różnią się tym, że w stanie atomowym wysokoenergetyczny elektron znajduje się na orbicie s. Z wyjątkiem wodoru i helu, elektrony te są bardzo łatwo przenoszone i formowane w jony dodatnie Reakcja chemiczna. Konfiguracja helu jest bardzo stabilna chemicznie, dlatego hel nie ma stabilnych izotopów; czasami ze względu na tę właściwość łączy się go z gazami obojętnymi. Pozostałe pierwiastki posiadające ten blok są bez wyjątku silnymi środkami redukującymi i dlatego nie występują w przyrodzie w postaci wolnej. Pierwiastek w postaci metalicznej można otrzymać jedynie poprzez elektrolizę soli rozpuszczonej w wodzie. Davy Humphrey w latach 1807 i 1808 jako pierwszy odłączył sole kwasowe z metali bloku S, z wyjątkiem litu, berylu, rubidu i cezu. Beryl został po raz pierwszy niezależnie oddzielony od soli przez dwóch uczonych: F. Wooler i A.A. Bazi w 1828 r., lit zaś został oddzielony dopiero w 1854 r. przez R. Bunsena, który po zbadaniu rubidu oddzielił go 9 lat później. Cez w czystej postaci wyizolowano dopiero w 1881 roku, po elektrolizie cyjanku cezu Carla Setterberga. Twardość elementów posiadających blok S w postaci zwartej (w normalnych warunkach) może wahać się od bardzo niskiej (wszystkie metale alkaliczne - można je ciąć nożem) do dość wysokiej (beryl). Z wyjątkiem berylu i magnezu, metale te są bardzo reaktywne i mogą być stosowane w stopach z ołowiem w małych ilościach (<2 %). Бериллий и магний, ввиду их высокой стоимости, могут быть ценными компонентами для деталей, где требуется твёрдость и лёгкость. Эти металлы являются чрезвычайно важными, поскольку позволяют сэкономить средства при добыче титана, циркония, тория и тантала из их минеральных форм; могут находить своё применение как восстановители в органической химии.
Niebezpieczeństwo i przechowywanie
Wszystkie elementy posiadające osłonę typu S są substancjami niebezpiecznymi. Są niebezpieczne pożarowo i wymagają specjalnego gaszenia, z wyjątkiem berylu i magnezu. Należy przechowywać w obojętnej atmosferze argonu lub węglowodorów. Reaguje gwałtownie z wodą, produktem reakcji jest wodór, np.:
Z wyjątkiem magnezu, który reaguje powoli i berylu, który reaguje dopiero po usunięciu warstwy tlenkowej za pomocą rtęci. Lit ma podobne właściwości do magnezu, ponieważ znajduje się w układzie okresowym obok magnezu.
Blok P w układzie okresowym pierwiastków to powłoka elektronowa atomów, których elektrony walencyjne o najwyższej energii zajmują orbital p.
Blok p obejmuje sześć ostatnich grup, z wyłączeniem helu (który znajduje się w bloku s). Blok ten zawiera wszystkie niemetale (z wyjątkiem wodoru i helu) i półmetale, a także niektóre metale.
Blok P zawiera elementy o różnych właściwościach, zarówno fizycznych, jak i mechanicznych. Niemetale bloku P są z reguły substancjami silnie reaktywnymi o silnej elektroujemności, metale p są metalami umiarkowanie aktywnymi, a ich aktywność wzrasta w kierunku dołu tabeli pierwiastków chemicznych
Właściwości pierwiastków d i f. Daj przykłady.
Blok D w układzie okresowym pierwiastków to powłoka elektronowa atomów, których elektrony walencyjne o najwyższej energii zajmują orbital d.
Ten blok jest częścią układu okresowego; zawiera elementy z grup od 3 do 12. Elementy tego bloku wypełniają powłokę d d-elektronami, co dla elementów zaczyna się od s2d1 (grupa trzecia) i kończy się na s2d10 (grupa dwunasta). Są jednak pewne nieprawidłowości w tej kolejności, np. w chromie s1d5 (ale nie s2d4) cała jedenasta grupa ma konfigurację s1d10 (ale nie s2d9). Jedenasta grupa ma wypełnione elektrony s i d.
Elementy bloku D są również znane jako metale przejściowe lub pierwiastki przejściowe. Jednak dokładne granice oddzielające metale przejściowe od innych grup pierwiastków chemicznych nie zostały jeszcze wytyczone. Chociaż niektórzy autorzy uważają, że pierwiastki zawarte w bloku d są pierwiastkami przejściowymi, w których d-elektrony są częściowo wypełnione lub w obojętnych atomach lub jonach, gdzie stopień utlenienia wynosi zero. IUPAC obecnie uznaje takie badania za wiarygodne i podaje, że dotyczy to jedynie 3-12 grup pierwiastków chemicznych. Metale grupy 12 nie mają jasno określonych właściwości chemicznych i fizycznych, tłumaczy się to niepełnym wypełnieniem podpowłoki d, dlatego można je również uznać za metale po przejściu przejściowym. Poprawiono także historyczne użycie terminu „elementy przejściowe” i blok d.
W bloku s i bloku p układu okresowego z reguły nie obserwuje się podobnych właściwości w różnych okresach: najważniejsze właściwości są wzmocnione pionowo w dolnych elementach tych grup. Warto zauważyć, że różnice pomiędzy elementami zawartymi w bloku d poziomo, poprzez okresy, stają się coraz bardziej wyraźne.
Lutet i lawren znajdują się w bloku d i nie są uważane za metale przejściowe, ale IUPAC uważa za takie metale lantanowce i aktynowce. Chociaż dwunasta grupa pierwiastków chemicznych znajduje się w bloku d, uważa się, że zawarte w niej pierwiastki są pierwiastkami poprzejściowymi
Ćwiczenie 1
1) Prawo okresowe D.I.Mendelejewa, jego współczesne sformułowanie. 2) Budowa układu okresowego z punktu widzenia budowy atomu 3) Okresowość zmian właściwości atomu: energia jonizacji, elektroujemność, środki energii do elektronu. 4) Główne klasy związków chemicznych. 5) Klasyfikacja pierwiastków biogennych. 6) Jakościowa i ilościowa zawartość makro- i mikroelementów w organizmie człowieka. 7) Pierwiastki są organogenami.
Prawo okresowe- podstawowe prawo natury, odkryte przez D.I. Mendelejewa w 1869 r. porównując właściwości znanych wówczas pierwiastków chemicznych z wartościami ich mas atomowych.
Sformułowanie prawa okresowego podane przez D.I. Mendelejew stwierdził, że właściwości pierwiastków chemicznych okresowo zależą od mas atomowych tych pierwiastków. Współczesne sformułowanie stwierdza: właściwości pierwiastków chemicznych są okresowo zależne od ładunku jądra tych pierwiastków. Takie wyjaśnienie było konieczne, ponieważ w czasie, gdy Mendelejew ustalał prawo okresowości, struktura atomu nie była jeszcze znana. Po wyjaśnieniu budowy atomu i ustaleniu wzorców rozmieszczenia elektronów na poziomach elektronowych stało się jasne, że okresowa powtarzalność właściwości pierwiastków jest powiązana z powtarzalnością struktury powłok elektronowych.
Układ okresowy– graficzne przedstawienie prawa okresowości, którego istota polega na tym, że wraz ze wzrostem ładunku jądra struktura powłoki elektronowej atomów okresowo się powtarza, co oznacza, że właściwości pierwiastków chemicznych i ich związków będą się okresowo zmieniać .
Właściwości pierwiastków, a także formy i właściwości związków pierwiastków okresowo zależą od ładunków jąder i atomów.
Energia jonizacji– rodzaj energii wiązania, reprezentuje najmniejszą energię potrzebną do usunięcia elektronu z wolnego atomu w jego najniższym stanie energetycznym (podstawowym) do nieskończoności.
Energia jonizacji jest jedną z głównych cech atomu, od której w dużej mierze zależy charakter i siła wiązań chemicznych tworzonych przez atom. Właściwości redukujące odpowiedniej substancji prostej również w znacznym stopniu zależą od energii jonizacji atomu. Energię jonizacji pierwiastków mierzy się w elektronowoltach na atom lub dżulach na mol.
Powinowactwo elektronowe- energia uwalniana lub absorbowana w wyniku przyłączenia elektronu do izolowanego atomu w stanie gazowym. Wyrażane w kilodżulach na mol (kJ/mol) lub elektronowoltach (eV). Zależy to od tych samych czynników, co energia jonizacji.
Elektroujemność- względna zdolność atomów pierwiastka do przyciągania elektronów do siebie w dowolnym środowisku. Zależy to bezpośrednio od promienia lub rozmiaru atomu. Im mniejszy promień, tym silniej będzie przyciągał elektrony z innego atomu. Dlatego im wyżej i bardziej na prawo znajduje się pierwiastek w układzie okresowym, tym mniejszy jest jego promień i większa elektroujemność. Zasadniczo elektroujemność określa rodzaj wiązania chemicznego.
Związek chemiczny- złożona substancja składająca się z chemicznie związanych atomów dwóch lub więcej pierwiastków. Dzielą się na klasy: nieorganiczne i organiczne.
Związki organiczne– klasa związków chemicznych zawierających węgiel (są wyjątki). Główne grupy związków organicznych: węglowodory, alkohole, aldehydy, ketony, kwasy karboksylowe, amidy, aminy.
Związki nieorganiczne– związek chemiczny, który nie jest organiczny, czyli nie zawiera węgla. Związki nieorganiczne nie mają szkieletu węglowego charakterystycznego dla związków organicznych. Dzielimy je na proste i złożone (tlenki, zasady, kwasy, sole).
Pierwiastek chemiczny– zbiór atomów o tym samym ładunku jądrowym i liczbie protonów, zgodnych z liczbą kolejną (atomową) w układzie okresowym. Każdy pierwiastek chemiczny ma swoją własną nazwę łacińską i symbol chemiczny, składający się z jednej lub pary liter łacińskich, regulowanych przez IUPAC i wymienionych w układzie okresowym pierwiastków Mendelejewa.
W materii żywej odkryto ponad 70 pierwiastków.
Składniki odżywcze- pierwiastki niezbędne organizmowi do budowy i funkcjonowania komórek i narządów. Istnieje kilka klasyfikacji składników odżywczych:
A) Zgodnie z ich rolą funkcjonalną:
1) organogeny, 97% z nich w organizmie (C, H, O, N, P, S);
2) pierwiastki tła elektrolitu (Na, K, Ca, Mg, Cl). Te jony metali stanowią 99% całkowitej zawartości metali w organizmie;
3) mikroelementy - biologicznie aktywne atomy centrów enzymów i hormonów (metale przejściowe).
B) Według stężenia pierwiastków w organizmie:
1) makroelementy – zawartość przekracza 0,01% masy ciała (Fe, Zn, I, Cu, Mn, Cr, F, Mo, Co, Ni, B, V, Si, Al, Ti, Sr, Se, Rb, Li)
2) mikroelementy – zawartość wynosi około 0,01%. Większość z nich znajduje się głównie w tkance wątroby. Niektóre mikroelementy wykazują powinowactwo do niektórych tkanek (jod – do tarczycy, fluor – do szkliwa zębów, cynk – do trzustki, molibden – do nerek). (Ca, Mg, Na, K, P, Cl, S).
3) ultramikroelementy – zawartość poniżej 10-5%. Dane dotyczące ilości i roli biologicznej wielu pierwiastków nie zostały w pełni poznane.
Narządy magazynujące mikroelementy:
Fe – Kumuluje się w czerwonych krwinkach, śledzionie i wątrobie
K - Gromadzi się w sercu, mięśniach szkieletowych i gładkich, osoczu krwi, tkance nerwowej, nerkach.
Mn - narządy depotowe: kości, wątroba, przysadka mózgowa.
P - narządy magazynowe: kości, substancje białkowe.
Ca - narządy magazynujące: kości, krew, zęby.
Zn – narządy magazynujące: wątroba, prostata, siatkówka.
I - Narządy depotowe: tarczyca.
Si - narządy depotowe: wątroba, włosy, soczewka oka.
Mg – narządy magazynujące: płyny biologiczne, wątroba
Cu - narządy spichrzowe: kości, wątroba, pęcherzyk żółciowy
S - narządy magazynowe: tkanka łączna
Ni - narządy depotowe: płuca, wątroba, nerki, trzustka, osocze krwi.
Biologiczna rola makro- i mikroelementów:
Fe – bierze udział w hematopoezie, oddychaniu, reakcjach immunobiologicznych i redoks. Z niedoborem rozwija się anemia.
K - bierze udział w oddawaniu moczu, powstawaniu potencjałów czynnościowych, utrzymaniu ciśnienia osmotycznego, syntezie białek.
Mn - Wpływa na rozwój układu kostnego, bierze udział w reakcjach immunologicznych, hematopoezie i oddychaniu tkankowym.
P - łączy w sobie kolejne nukleotydy w niciach DNA i RNA. ATP służy jako główny nośnik energii komórek. Tworzy błony komórkowe. Wytrzymałość kości zależy od obecności w nich fosforanów.
Ca - uczestniczy w powstawaniu pobudzenia nerwowego, w funkcjach krzepnięcia krwi, zapewnia ciśnienie osmotyczne krwi.
Co - Tkanki, w których najczęściej gromadzi się mikroelement: krew, śledziona, kości, jajniki, wątroba, przysadka mózgowa. Pobudza hematopoezę, uczestniczy w syntezie białek i metabolizmie węglowodanów.
Zn – bierze udział w hematopoezie, bierze udział w czynności gruczołów dokrewnych.
I - Niezbędna do prawidłowego funkcjonowania tarczycy, wpływa na zdolności umysłowe.
Si – wspomaga syntezę kolagenu i tworzenie tkanki chrzęstnej.
Mg - bierze udział w różnych reakcjach metabolicznych: syntezie enzymów, białek itp. koenzym do syntezy witamin z grupy B.
Cu - Wpływa na syntezę hemoglobiny, czerwonych krwinek, białek, koenzymu do syntezy witamin z grupy B.
S - Wpływa na stan skóry.
Ag - Aktywność przeciwdrobnoustrojowa
Ni - stymuluje syntezę aminokwasów w komórce, zwiększa aktywność pepsyny, normalizuje zawartość hemoglobiny, poprawia wytwarzanie białek osocza.
Elementy organogeniczne- pierwiastki chemiczne stanowiące podstawę związków organicznych (C, H, O, N, S, P). W biologii organogenami nazywane są cztery pierwiastki, które łącznie stanowią około 96-98% masy żywych komórek (C, H, O, N).
Węgiel- najważniejszy pierwiastek chemiczny związków organicznych. Związki organiczne z definicji są związkami węgla. Jest czterowartościowy i może tworzyć między sobą silne wiązania kowalencyjne.
Rola wodór w związkach organicznych polega głównie na wiązaniu tych elektronów atomów węgla, które nie biorą udziału w tworzeniu wiązań międzywęglowych w składzie polimerów. Jednakże wodór bierze udział w tworzeniu niekowalencyjnych wiązań wodorowych.
Razem z węglem i wodorem tlen jest zawarty w wielu związkach organicznych jako część takich grup funkcyjnych jak hydroksyl, karbonyl, karboksyl i tym podobne.
Azot często zawarte w substancjach organicznych w postaci grupy aminowej lub heterocyklu. Jest obowiązkowym pierwiastkiem chemicznym w składzie. Azot jest również częścią zasad azotowych, których pozostałości zawarte są w nukleozydach i nukleotydach.
Siarka wchodzi w skład niektórych aminokwasów, w szczególności metioniny i cysteiny. W białkach powstają wiązania dwusiarczkowe między atomami siarki reszt cysteiny, zapewniając utworzenie struktury trzeciorzędowej.
Fosforan grupy, to znaczy reszty kwasu ortofosforowego są częścią takich substancji organicznych, jak nukleotydy, kwasy nukleinowe, fosfolipidy, fosfoproteiny.
Zadanie 2,3,4
Biogenne pierwiastki s i p. Związek pomiędzy strukturą elektronową pierwiastków s i p a ich funkcjami biologicznymi. Związki s- i p- w medycynie.
Pierwiastki w układzie okresowym Mendelejewa dzielą się na s-, p-, d-elementy. Podziału tego dokonuje się na podstawie tego, ile poziomów ma powłoka elektronowa atomu pierwiastka i na jakim poziomie kończy się zapełnianie powłoki elektronami.
DO elementy S zawierać elementy Grupy IA – metale alkaliczne. Wzór elektroniczny powłoki walencyjnej atomów metali alkalicznych ns1. Stabilny stopień utlenienia wynosi +1. Elementy Grupy IA mają podobne właściwości ze względu na podobną budowę powłoki elektronowej. Wraz ze wzrostem promienia w grupie Li-Fr wiązanie między elektronem walencyjnym a jądrem słabnie, a energia jonizacji maleje. Atomy pierwiastków alkalicznych łatwo oddają swój elektron walencyjny, co charakteryzuje je jako silne czynniki redukujące.
Właściwości redukujące rosną wraz ze wzrostem numeru seryjnego.
DO elementy p zawierać 30 elementów Grupy IIIA-VIIIA układ okresowy; elementy p znajdują się w drugim i trzecim mniejszym okresie, a także w czwartym do szóstego głównego okresu. Elementy Grupy IIIA mieć jeden elektron na orbicie p. W IVA-VIIIA-grupy obserwuje się wypełnienie podpoziomu p maksymalnie 6 elektronami. Ogólny wzór elektroniczny p-elementów ns2np6. W okresach zwiększonego ładunku jądrowego zmniejszają się promienie atomowe i jonowe pierwiastków p, wzrasta energia jonizacji i powinowactwo elektronowe, wzrasta elektroujemność, wzrasta aktywność oksydacyjna związków i właściwości niemetaliczne pierwiastków. W grupach promień atomów wzrasta. Od elementów 2p do elementów 6p energia jonizacji maleje. Właściwości metaliczne pierwiastka p w grupie rosną wraz ze wzrostem liczby atomowej.
DO elementy d Układ okresowy zawiera 32 elementy Okresy główne IV–VII. W Grupa IIIB atomy mają pierwszy elektron na orbicie d, w kolejnych grupach B podpoziom d jest wypełniony aż do 10 elektronami. Wzór ogólny na zewnętrzną powłokę elektronową (n-1)dansb, gdzie a=1?10, b=1?2. Wraz ze wzrostem liczby porządkowej właściwości pierwiastków d nieznacznie się zmieniają. Pierwiastki d powoli zwiększają promień atomowy, a także mają zmienną wartościowość związaną z niekompletnością zewnętrznego podpoziomu d-elektronów. Na niższych stopniach utlenienia pierwiastki d wykazują właściwości metaliczne, wraz ze wzrostem liczby atomowej w grupach B zmniejszają się. W roztworach pierwiastki d o najwyższym stopniu utlenienia wykazują właściwości kwasowe i utleniające i odwrotnie na niższych stopniach utlenienia. Pierwiastki o pośrednich stopniach utlenienia wykazują właściwości amfoteryczne.
8. Wiązanie kowalencyjne. Metoda wiązań walencyjnych
Wiązanie chemiczne tworzone przez wspólne pary elektronów powstające w powłokach związanych atomów o spinach antyrównoległych nazywa się wiązanie atomowe lub kowalencyjne. Wiązanie kowalencyjne jest dwuelektronowe i dwucentrowe (zatrzymuje jądra). Tworzą go atomy jednego typu - kowalencyjne niepolarny– nowa para elektronów, powstająca z dwóch niesparowanych elektronów, staje się wspólna dla dwóch atomów chloru; oraz atomy różnego typu, o podobnym charakterze chemicznym - kowalencyjne polarny. Pierwiastki o większej elektroujemności (Cl) będą odciągać wspólne elektrony z pierwiastków o mniejszej elektroujemności (H). Atomy z niesparowanymi elektronami o równoległych spinach odpychają się - nie powstaje wiązanie chemiczne. Nazywa się sposób tworzenia wiązania kowalencyjnego mechanizm wymiany.
Właściwości wiązań kowalencyjnych. Długość łącza – odległość międzyjądrowa. Im krótsza ta odległość, tym silniejsze wiązanie chemiczne. Energia komunikacji – ilość energii potrzebna do rozerwania wiązania. Krotność wiązania jest wprost proporcjonalna do energii wiązania i odwrotnie proporcjonalna do długości wiązania. Kierunek komunikacji – specyficzny układ chmur elektronów w cząsteczce. Nasycalność– zdolność atomu do tworzenia określonej liczby wiązań kowalencyjnych. Nazywa się wiązaniem chemicznym utworzonym przez nakładanie się chmur elektronów wzdłuż osi łączącej środki atomów ?-połączenie. Wiązanie utworzone przez nakładanie się chmur elektronów prostopadle do osi łączącej środki atomów nazywa się ?-połączenie. Orientację przestrzenną wiązania kowalencyjnego charakteryzują kąty między wiązaniami. Kąty te nazywane są kąty wiązania. Hybrydyzacja – proces restrukturyzacji chmur elektronów o nierównym kształcie i energii, prowadzący do powstania chmur hybrydowych identycznych pod względem tych samych parametrów. Wartościowość– liczba wiązań chemicznych (kowalencyjny ), przez który atom jest połączony z innymi. Nazywa się elektrony biorące udział w tworzeniu wiązań chemicznych wartościowość. Liczba wiązań między atomami jest równa liczbie jego niesparowanych elektronów uczestniczących w tworzeniu wspólnych par elektronów, dlatego wartościowość nie uwzględnia polaryzacji i nie ma znaku. W związkach, w których nie ma wiązania kowalencyjnego, występuje stopień utlenienia – konwencjonalny ładunek atomu, oparty na założeniu, że składa się on z jonów naładowanych dodatnio lub ujemnie. Pojęcie stopnia utlenienia dotyczy większości związków nieorganicznych.
O przynależności elementu do rodziny elektronów decyduje charakter wypełnienia podpoziomów energetycznych:
s-elementy – wypełnienie zewnętrznego podpoziomu s w obecności dwóch lub ośmiu elektronów na poziomie przedzewnętrznym, np.:
Li 1s 2 2s 2
S-pierwiastki to metale aktywne, których charakterystyczne stopnie utlenienia są liczbowo równe liczbie elektronów na ostatnim poziomie:
1 dla metali alkalicznych i +2 dla pierwiastków drugiej grupy
elementy p – wypełnienie zewnętrznego podpoziomu p, np.:
F 1s 2 2s 2 2p5
Elementy B do Ne włącznie tworzą pierwszą serię P-elementy (elementy głównych podgrup), w których atomach elektrony znajdujące się najdalej od jądra znajdują się na drugim podpoziomie zewnętrznego poziomu energii.
d-elementy – wypełnienie podpoziomu przedzewnętrznego d, np.:
V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 3
pierwiastki d należą do metali.
f-elementy – wypełnienie podpoziomu f drugiego poziomu na zewnątrz, np.:
Nd 1s 2 2s 2 2p 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 4
Elementy f są elementami rodzin aktynowców i lantanowców.
Mechanika kwantowa porównując konfiguracje elektronowe atomów dochodzi do następujących wniosków teoretycznych:
1. Struktura zewnętrznej powłoki atomu jest okresową funkcją liczby ładunku atomu Z.
2. Ponieważ o właściwościach chemicznych atomu decyduje budowa powłoki zewnętrznej, z poprzedniego akapitu wynika: właściwości chemiczne pierwiastków okresowo zależą od ładunku jądra.
Pytania kontrolne
1. Jądrowy model budowy atomu. Izotopy (radionuklidy).
2. Kwantowy - mechaniczny model budowy atomu.
3. Liczby kwantowe (główne, orbitalne, magnetyczne, spinowe).
4. Budowa powłok elektronowych atomów. Zasada Pauliego. Zasada najmniejszej energii. Reguła Hunda.
5. Elektronowe wzory strukturalne atomów. Hybrydyzacja orbitali atomowych.
6. Charakterystyka atomu. Promień atomowy. Elektroujemność. Powinowactwo elektronowe. Energia jonizacji. S, p, d, f – rodziny elektronowe atomów.
Typowe zadania
Problem nr 1. Promienie jonów Na + i Cu + są takie same (0,098 nm). Wyjaśnij różnicę w temperaturach topnienia chlorku sodu (801°C) i chlorku miedzi(I) (430°C).
Przy tych samych ładunkach i rozmiarach jonów Na + i Cu +, jon Cu + ma 18-elektronową powłokę zewnętrzną i silniej polaryzuje anion Cl - niż jon Na +, który ma strukturę elektronową gazu szlachetnego. Dlatego w chlorku miedzi(I) w wyniku polaryzacji większa część ładunku elektronowego jest przenoszona z anionu do kationu niż w chlorku sodu. Efektywne ładunki jonów w krysztale CuCl stają się mniejsze niż NaCl, a oddziaływanie elektrostatyczne między nimi staje się słabsze. Wyjaśnia to niższą temperaturę topnienia CuCl w porównaniu z NaCl, którego sieć krystaliczna jest zbliżona do typu czysto jonowego.
Zadanie nr 2. Jak wskazuje się stan elektronu: a) przy n=4,L=2; b) przy n=5,L=3.
Rozwiązanie: Podczas zapisywania stanu energetycznego numer poziomu (n) jest oznaczony liczbą, a charakter podpoziomu (s, p, d, f) jest oznaczony literą. Dla n=4 i L=2 piszemy 4d; dla n=5 i L=3 piszemy 5f.
Zadanie nr 3. Ile w sumie orbitali odpowiada trzeciemu poziomowi energii? Ile elektronów jest na tym poziomie? Na ile podpoziomów dzieli się ten poziom?
Rozwiązanie: Dla trzeciego poziomu energii n=3 liczba orbitali atomowych wynosi 9(3 2), co
jest sumą 1(s) +3(p) +5(d)=9. Zgodnie z zasadą Pauliego liczba elektronów na tym poziomie wynosi 18. Trzeci poziom energii dzieli się na trzy podpoziomy: s, p, d (liczba podpoziomów pokrywa się z liczbą wartości głównej liczby kwantowej) .
Zadanie nr 4. Do jakich rodzin elektronicznych zaliczają się pierwiastki chemiczne?
Rozwiązanie: Wszystkie pierwiastki chemiczne można podzielić na 4 typy w zależności od charakteru wypełnianych podpoziomów:
elementy s wypełniają podpoziom ns elektronami;
elementy p - wypełnij podpoziom np elektronami;
d-elementy - wypełniają podpoziom (n-1)d elektronami;
f-elementy – wypełniają podpoziom (n-2)f elektronami;
Zadanie nr 5. Który podpoziom zostanie zapełniony atomem elektronami po zapełnieniu podpoziomu: a) 4p; b) 4s
Rozwiązanie: A) podpoziom 4p odpowiada sumie (n+1) równej 4+1=5. Ta sama suma charakteryzuje podpoziomy 3d (3+2=5) i 5s (5+0=5). Jednakże stanowi 3d odpowiada mniejsza wartość n (n=3) niż stanowi 4p, więc podpoziom 3d zostanie zapełniony wcześniej niż podpoziom 4p. W konsekwencji po zapełnieniu podpoziomu 4p zapełniony zostanie podpoziom 5s, co odpowiada większej o jeden wartości n(n=5).
B) podpoziom 4s odpowiada sumie n+1=4+0=4. Ta sama suma n+1 charakteryzuje podpoziom 3p, jednak wypełnienie tego podpoziomu poprzedza wypełnienie podpoziomu 4s, gdyż ta ostatnia odpowiada większej wartości głównej liczby kwantowej. W konsekwencji po podpoziomie 4s zostanie wypełniony podpoziom o sumie (n+1)=5, a spośród wszystkich możliwych kombinacji n+l odpowiadających tej sumie (n=3, l=2; n=4; l= 1; n=5; l=0), jako pierwsza zostanie zrealizowana kombinacja z najmniejszą wartością głównej liczby kwantowej, czyli po podpoziomie 4s zapełniony zostanie podpoziom 3d.
Wniosek: zatem zapełnienie podpoziomu d jest opóźnione o jeden poziom kwantowy, zapełnienie podpoziomu f jest opóźnione o dwa poziomy kwantowe.
Aby zapisać wzór elektroniczny pierwiastka należy: wskazać numer poziomu energetycznego cyframi arabskimi, wpisać wartość literową podpoziomu oraz wpisać liczbę elektronów jako wykładnik.
Na przykład: 26 Fe 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
Formuła elektroniczna jest opracowywana z uwzględnieniem konkurencji podpoziomów, tj. zasady dotyczące minimalnej energii. Bez uwzględnienia tego ostatniego zapisze się wzór elektroniczny: 26 Fe 4 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 4s 2.
Zadanie nr 6. Strukturę elektronową atomu opisuje wzór 1s22s22p63s23d74s2. Jaki to element?
Rozwiązanie: Pierwiastek ten należy do elektronicznego typu d-elementów czwartego okresu, ponieważ podpoziom 3D jest zbudowany przez elektrony; liczba elektronów 3d 7 wskazuje, że jest to siódmy element w kolejności. Całkowita liczba elektronów wynosi 27, co oznacza, że liczba atomowa wynosi 27. Pierwiastkiem tym jest kobalt.
Zadania testowe
Wybierz poprawną odpowiedź
01. ELEKTRONICZNA FORMUŁA ELEMENTU TO… 5S 2 4D 4. WSKAZANIE LICZBY ELEKTRONÓW W POZIOMIE ZEWNĘTRZNYM
02. CZY W ATOMIE ISTNIEJĄ DWA ELEKTRONY Z TYM SAMYM ZBIOREM WSZYSTKICH CZTERECH LICZB KWANTOWYCH?
1) nie mogę
Mogą
3) może tylko w stanie wzbudzonym
4) może tylko w stanie normalnym (niepobudliwym).
03. JAKI PODPOZIOM JEST WYPEŁNIONY PO PODPOZIOMIE 4D?
04. ELEKTRONICZNA FORMUŁA ELEMENTU TO: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2. OKREŚL LICZBĘ ELEKTRONÓW WALENCYJNYCH
05. ELEKTRONICZNA FORMUŁA ELEMENTU TO: 1S 2 2S 2 2P 6 3S 2 3P 6 4S 2 3D 7. JAKI TO ELEMENT?
06. JAKI PODPOZIOM JEST WYPEŁNIONY PRZED PODPOZIOMEM 4D?
07. WŚRÓD KONFIGURACJI ELEKTRONICZNYCH WYMIENIONYCH PONIŻEJ OKREŚL NIEMOŻLIWE
08. STRUKTURA ELEKTRONICZNA ATOMU ELEMENTU WYRAŻONA WZOREM: 5S 2 4D 3. OKREŚL CO TO JEST ELEMENT.
s-, p-Elementy znajdują się w głównych podgrupach układu okresowego D.I. Mendelejew (podgrupa A). Każdy okres rozpoczyna się od dwóch elementów s, a ostatnie sześć (z wyjątkiem pierwszego okresu) to elementy p. W przypadku pierwiastków s i p elektronami walencyjnymi są elektrony i orbitale zewnętrznej warstwy atomu. Liczba elektronów zewnętrznych jest równa numerowi grupy (z wyjątkiem i ). Gdy w tworzeniu wiązań biorą udział wszystkie elektrony walencyjne, pierwiastek wykazuje najwyższy stopień utlenienia, który jest liczbowo równy numerowi grupy. Związki, w których elementy grup nieparzystych wykazują nieparzyste stopnie utlenienia, a pierwiastki grup parzystych wykazują parzyste stopnie utlenienia, są bardziej stabilne energetycznie (Tabela 8).
Elementy s. Atomy pierwiastków s 1 mają pojedynczy elektron na ostatnim poziomie i wykazują stopień utlenienia zaledwie +1, są silnymi reduktorami, najbardziej aktywnymi metalami. W związkach dominuje wiązanie jonowe. Z tlenem tworzą tlenki. Tlenki powstają przy braku tlenu lub pośrednio poprzez nadtlenki i ponadtlenki (wyjątek). Nadtlenki i ponadtlenki są silnymi utleniaczami. Tlenki odpowiadają mocnym rozpuszczalnym zasadom - zasadom, dlatego nazywane są pierwiastki s 1 metale alkaliczne . Metale alkaliczne reagują aktywnie z wodą według następującego schematu: . Sole metali s 1 są na ogół dobrze rozpuszczalne w wodzie.
Pierwiastki s grupy II wykazują stopień utlenienia +2. Są to również dość aktywne metale. Na powietrzu utleniają się do tlenków, które odpowiadają zasadom. Rozpuszczalność i zasadowość zasad wzrastają od do. Związek wykazuje właściwości amfoteryczne (tab. 8, 9). Beryl nie reaguje z wodą. Magnez reaguje z wodą po podgrzaniu, inne metale reagują według następującego schematu: tworząc zasady i tzw ziemia alkaliczna.
Ze względu na swoją wysoką aktywność metale alkaliczne i niektóre metale ziem alkalicznych nie mogą występować w atmosferze i są przechowywane w specjalnych warunkach.
Podczas interakcji z wodorem pierwiastki S tworzą wodorki jonowe, które w obecności wody ulegają hydrolizie:
r-Elementy zawierają od 3 do 8 elektronów na ostatnim poziomie. Większość pierwiastków p to niemetale. W typowych niemetalach powłoka elektronowa jest bliska ukończenia, tj. są w stanie przyjąć elektrony do ostatniego poziomu (właściwości utleniające). Zdolność oksydacyjna pierwiastków wzrasta w okresie od lewej do prawej, a w grupie - od dołu do góry. Najsilniejszymi utleniaczami są fluor, tlen, chlor i brom. Niemetale mogą również wykazywać właściwości redukujące (z wyjątkiem F2), na przykład:
; 
Wodór, bor, węgiel, krzem, german, fosfor, astat i tellur wykazują głównie właściwości redukujące. Przykłady związków o ujemnym stopniu utlenienia niemetalu: borki, węgliki, azotki, siarczki itp. (Tabela 9).
W pewnych warunkach niemetale reagują ze sobą, tworząc na przykład związki z wiązaniem kowalencyjnym. Niemetale tworzą lotne związki z wodorem (wył.). Wodorki grup VI i VII wykazują w roztworach wodnych właściwości kwasowe. Kiedy amoniak rozpuszcza się w wodzie, tworzy się słaba zasada.
p-Pierwiastki znajdujące się na lewo od przekątnej bor-astat są klasyfikowane jako metale. Ich właściwości metaliczne są znacznie mniej wyraźne niż w przypadku pierwiastków S.
Z tlenem pierwiastki p tworzą tlenki. Tlenki niemetali mają charakter kwaśny (z wyjątkiem nietworzących soli). Metale P charakteryzują się związkami amfoterycznymi.
Właściwości kwasowo-zasadowe zmieniają się okresowo, np. w okresie III:
| tlenki | |||||
| wodorotlenki | |||||
| charakter połączeń | amfoteryczny | słaby kwas | kwas średnio mocny | mocny kwas | bardzo mocny kwas |
Wiele pierwiastków p może wykazywać zmienne stopnie utlenienia, tworząc tlenki i kwasy o różnym składzie, na przykład:
Właściwości kwasowe rosną wraz ze wzrostem stopnia utlenienia. Na przykład kwas jest silniejszy, silniejszy, – amfoteryczny, – tlenek kwasowy.
Kwasy utworzone przez pierwiastki na najwyższym stopniu utlenienia są silnymi utleniaczami.
d-Elementy nazywane są także przejściowymi. Znajdują się one w dużych okresach, pomiędzy elementami s i p. W elementach d dziewięć energetycznie bliskich orbitali to orbitale walencyjne.
Na zewnętrznej warstwie znajdują się 1-2 e 
elektron (ns), reszta znajduje się w warstwie przedzewnętrznej (n-1)d.
Przykłady wzorów elektronicznych: .
Ta struktura elementów określa ogólne właściwości. Proste substancje utworzone przez pierwiastki przejściowe to metale . Wyjaśnia to obecność jednego lub dwóch elektronów na poziomie zewnętrznym.
Obecność częściowo wypełnionych orbitali d w atomach pierwiastków d decyduje o ich różne stopnie utlenienia . Dla prawie wszystkich możliwy jest stopień utlenienia +2 - w zależności od liczby elektronów zewnętrznych. Najwyższy stopień utlenienia odpowiada numerowi grupy (z wyjątkiem żelaza, pierwiastków z podgrup kobaltu, niklu i miedzi). Związki o wyższym stopniu utlenienia są trwalsze i mają podobną formę i właściwości do podobnych związków z głównych podgrup:
Tlenki i wodorotlenki danego pierwiastka d na różnych stopniach utlenienia mają różne właściwości kwasowo-zasadowe. Istnieje wzór: wraz ze wzrostem stopnia utlenienia charakter związków zmienia się z zasadowego, poprzez amfoteryczny, na kwaśny . Na przykład:
| stopień utlenienia | |||
| tlenki | |||
| wodorotlenki | |||
| nieruchomości | podstawowy | amfoteryczny | kwaśny |
Ze względu na różnorodność stopni utlenienia w chemii pierwiastków d charakteryzuje się reakcjami redoks. Na wyższych stopniach utlenienia pierwiastki wykazują właściwości utleniające, a na stopniu utlenienia +2 – właściwości redukujące. W stopniu pośrednim związki mogą być zarówno środkami utleniającymi, jak i redukującymi.
elementy d mają dużą liczbę wolnych orbitali i dlatego są dobrymi środkami kompleksującymi, W związku z tym są częścią złożonych związków. Na przykład:
– heksacyjanożelazian (III) potasu;
– tetrahydroksozinian sodu (II);
– chlorek diaminosrebra(I);
– kobalt trichlorotriaminowy.
Pytania kontrolne
261. Opisać laboratoryjne i przemysłowe metody wytwarzania wodoru. Jaki stopień utlenienia może wykazywać wodór w swoich związkach? Dlaczego? Podaj przykłady reakcji, w których gazowy wodór pełni rolę a) utleniacza; b) środek redukujący.
262. Jakie związki magnezu i wapnia stosuje się jako wiążące materiały budowlane? Co decyduje o ich właściwościach ściągających?
263. Jakie związki nazywane są wapnem palonym i wapnem gaszonym? Zapisz równania reakcji potrzebne do ich przygotowania. Jaki związek powstaje podczas kalcynacji wapna palonego z węglem? Jakie są utleniacze i reduktory w ostatniej reakcji? Zapisywanie równań elektronowych i molekularnych.
264. Zapisz wzory chemiczne następujących substancji: soda kaustyczna, soda krystaliczna, soda kalcynowana, potas. Wyjaśnij, dlaczego wodne roztwory wszystkich tych substancji można stosować jako odtłuszczacze.
265. Napisz równanie hydrolizy nadtlenku sodu. Jak w technologii nazywa się roztwór nadtlenku sodu? Czy roztwór zachowa swoje właściwości po ugotowaniu? Dlaczego? Zapisz odpowiednie równanie reakcji w postaci elektronicznej i molekularnej.
266. Na jakich właściwościach aluminium opiera się jego zastosowanie: a) jako materiału konstrukcyjnego; b) do produkcji betonu komórkowego; c) jako część termitów podczas spawania na zimno. Zapisz równania reakcji.
267. Jaka jest agresywność wody naturalnej i przemysłowej w stosunku do aluminium i cementu glinowego? Narysuj odpowiednie równania reakcji.
268. Jakie związki nazywane są węglikami? Na jakie grupy się dzielą? Napisz równania reakcji oddziaływania węglików wapnia i glinu z wodą, gdzie się je stosuje?
269. Zapisz równania reakcji, za pomocą których można przeprowadzić następujące przekształcenia:
Co to jest agresywny dwutlenek węgla?
270. Dlaczego w technologii cynę rozpuszcza się w kwasie solnym, a ołów w kwasie azotowym? Zapisz odpowiednie równania reakcji w formie elektronicznej i molekularnej.
271. Zapisz równania reakcji, które należy wykonać, aby przeprowadzić przekształcenia:
Gdzie te substancje są wykorzystywane w technologii?
272. Napisz równania molekularne i elektroniczne reakcji amoniaku i hydrazyny z tlenem. Gdzie stosuje się te reakcje?
273. Jakie właściwości wykazuje kwas siarkowy w reakcjach redoks? Zapisz w formie molekularnej i elektronicznej równania następujących oddziaływań: a) rozcieńczony kwas siarkowy magnezem; b) stężony kwas siarkowy z miedzią; c) stężony kwas siarkowy z węglem.
274. Aby usunąć dwutlenek siarki ze spalin, można zastosować następujące metody: a) adsorpcja stałym tlenkiem magnezu; b) konwersja do siarczanu wapnia w wyniku reakcji z węglanem wapnia w obecności tlenu; c) przemiana w wolną siarkę. Jakie właściwości chemiczne wykazuje dwutlenek siarki w tych reakcjach? Zapisz odpowiednie równania. Gdzie można wykorzystać powstałe produkty?
275. Jakie szczególne właściwości ma kwas fluorowodorowy? Zapisz równania reakcji, które należy wykonać, aby przeprowadzić przekształcenia:
Nazwij substancje. Gdzie stosuje się te przekształcenia?
276. Kiedy chlor reaguje z wapnem gaszonym, powstaje wybielacz. Napisz równanie reakcji, wskaż utleniacz i reduktor. Podaj nazwę chemiczną powstałego produktu i zapisz jego wzór strukturalny. Gdzie stosuje się wybielacz?
277. Rozważ cechy pierwiastków D na przykładzie manganu i jego związków. Potwierdź swoją odpowiedź równaniami reakcji. Dla reakcji redoks sporządzić wagę elektroniczną, wskazać środek utleniający i reduktor.
278. Która zasada jest silniejsza lub? Dlaczego? Jakie właściwości wykazuje po stopieniu z tlenkami metali alkalicznych i zasadowych? Napisz kilka przykładów wytwarzania takich związków. Jak nazywają się powstałe produkty?
279. Które sole żelaza znajdują największe zastosowanie praktyczne, gdzie i do czego są stosowane? Potwierdź swoją odpowiedź równaniami reakcji.
280. Nadaj nazwy substancjom, ułóż równania reakcji, które należy przeprowadzić, aby przeprowadzić przemiany:
Dla reakcji redoks ułóż równania elektroniczne, wskaż środek utleniający i reduktor. Jakie środowisko należy zachować podczas wytrącania wodorotlenku chromu(III)? Dlaczego?
