profil

Uklad okresowy pierwiastków

drukuj
satysfakcja 63 % 43 głosów

Treść
Obrazy
Wideo
Komentarze

Układ okresowy pierwiastków zwany jest również Tablicą Mendelejewa. Dymitr Mendelejew, który żył w latach (1834 – 1907) był to rosyjski chemik, profesor chemii technicznej i nieorganicznej uniwersytetu w Petersburgu, członek Polskiej Akademii Umiejętności. Ten wybitny człowiek jest twórcą Prawa Okresowości w 1869r. Zaproponował graficzne zestawienie znanych ówcześnie pierwiastków. Prowadził też badania nad katalizą, ropą naftową i roztworami a także w dziedzinie meterologi. Opracował metodę produkcji prochu bezdymnego.
Stwierdza, że własności chemiczne i fizyczne ulegają cyklicznym zmianą od pierwiastków o niższych masach atomowych do pierwiastków o wyższych masach atomowych ,we współczesnym sformułowaniu prawa okresowości masa atomowa została zamieniona liczbą atomową. W tabeli układu okresowego przewidziane były miejsca dla prawdopodobnie istniejących, a nie odkrytych jeszcze pierwiastków. W kilku miejscach przestawiono kolejność pierwiastków, uznając podobieństwo właściwości pierwiastków w tej samej grupie za ważniejsze od ich masy atomowej (np. jod o masie 126,9 u został umieszczony za tellurem o masie 127,6 u aby zgodnie z właściwościami, znaleźć się w tej samej grupie, co fluor, chlor i brom. Mendelejew pozostawił miejsce np. przed glinem, dla eka – glinu lub krzemem dla eka – krzemu. Ponadto na podstawie ich położenia w swojej tabeli określił, jakie powinny być ich przybliżone masy atomowe i właściwości.

Układ okresowy pierwiastków podany przez Mendelejewa składał się z rzędów poziomych ”okresów” i pionowych „grup”, przy czym grupy tworzyły pierwiastki o zbliżonych własnościach. Puste miejsca zostały pozostawione dla odkrytych później. Część grup rozpoczyna się od okresu 1 lub 2. Są to tzw. GRUPY GŁÓWNE. Rozmieszczone są one z lewej i prawej strony układu okresowego i oznaczone są liczbami 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18, tworzące bloki s i p, przy czym pierwiastki z 18 grupy to pierwiastki gazowe o całkowicie zapełnionej ostatniej powłoce elektronowej, nazywane gazami szlachetnymi.
Pierwiastki grup głównych – bloków s i p zajmują po lewej części tablicy Mendelejewa. W części środkowej znajdują się pierwiastki grup przejściowych czyli pierwiastki bloku d. Pierwiastki bloku f zostały wyodrębnione w dwa szeregi u dołu tablicy jako lantanowce i aktynowce. Nazwy grup głównych wywodzą się od nazw pierwiastka w grupie.

1 LITOWCE-Wodór i metale
2. BERYLOWCE-Metale należące do 2 grupy układu okresowego.
3. BOROWCE.
4. WĘGLOWCE-Główny pierwiastek tej grupy jest węgiel
5. AZOTOWCE-Głównym pierwiastkiem znajdującym się w tej grupie jest azot
6. TLENOWCE
Tlen – pierwszy pierwiastek z tej grupy występuje w stanie wolnym w powietrzu
7. FLUOROWCE
Żaden fluorowiec nie występuje w stanie wolnym
8. HELOWCE-To wszystkie gazy szlachetne

Pierwiastki tzw. Grup głównych, należące do okresu n
MIEDZIOWCE
CYNKOWCE
SKANDOWCE
TYTANOWCE
WANADOWCE
CHROMOWCE
MANGANOWCE
ŻELAZOWCE
KOBALTOWCE
NIKLOWCE

Pierwiastki chemiczne najogólniej dzielimy na metale, niemetale i półmetale. Większość z nich występuje we Wszechświecie w związkach chemicznych lub w postaci mieszaniny izotopów. Natomiast pierwiastki chemiczne o liczbie atomowej większej od 92 otrzymywane są w wyniku sztucznych reakcji jądrowych. Obecnie znanych jest 118 pierwiastków (usystematyzowanych w układzie okresowym pierwiastków chemicznych) odpowiadających liczbom atomowym od 1 do 118.
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 oraz zazwyczaj również ciepła.

Tylko nieliczne pierwiastki występują w przyrodzie w stanie atomowym. Większość wiąże się z innymi atomami, tworząc w ten sposób cząsteczki. Mogą to być cząsteczki pierwiastków, zbudowane z takich samych atomów, albo też cząsteczki związków chemicznych, tworzone przez atomy różnych pierwiastków. Takie zachowanie atomów jest zgodne z ich dążnością do uzyskania konfiguracji elektronów na zewnętrznej powłoce elektronowej, zapewniając im minimum energetyczne i bierność chemiczną. Warunek ten jest spełniony, gdy zewnętrzne orbitale atomowe osiągną konfiguracje elektronową nieaktywnych chemicznie pierwiastków grupy 18. Pożądaną konfigurację atomy uzyskują, wchodząc w kontakt z innymi atomami. Dochodzi wówczas do wzajemnego oddziaływania elektronów walencyjnych tych atomów, a takie oddziaływania noszą nazwę wiązania chemicznego.

Niska elektroujemność cechuje pierwiastki metaliczne, a wysoka niemetale. Zgodnie z tym najbardziej metalicznym pierwiastkiem jest cez o elektroujemności 0,7 który najsłabiej przyciąga elektrony i łatwo oddaje w kontaktach z innymi atomami. Przeciwnie zachowuje się najbardziej elektroujemny fluor, o elektroujemności 4. pierwiastki metaliczne o niskiej elektroujemności nazywa się pierwiastkami, elektrododatnimi, czyli łatwo oddającymi elektrony. Elektroujemność pierwiastków zależy od ich położenia w układnie okresowym.


Podstawę współczesnego układu pierwiastków stanowi ich konfiguracja elektronowa wyznaczająca podział na bloki: s, p, d, f.
- Blok s obejmuje pierwiastki grupy 1 i 2. Atomy tych pierwiastków w zewnętrznej powłoce elektronowej n mają tylko jedną podpowłokę (orbital) s zapełnioną jednym (s1) lub dwoma elektronami (s2)
- Blok p obejmuje pierwiastki grup od 13 do 18. Zewnętrzna powłoka elektronowa n atomów tych pierwiastków składa się z dwóch podpowłok (orbiitali): zapełnionej podpowłoki s (s2) i podpowłoki p, zawierającej od 1 do 6 elektronów (od p1 do p6)
- Pierwiastki grupy 18, kończące kolejne okresy układu, maja zapełnione podpowłoki s (s2 – w przypadku helu) lub podpowłoki s i p (s2p6 – pozostałe pierwiastki grupy)
- Blok d obejmuje pierwiastki grup od 3 do 12. atomy tych pierwiastków w zewnętrznej powłoce elektronowej n mają jedną podpowłokę s zajętą przez 1 lub 2 elektrony. Kolejne elektrony uzupełniają wewnętrzną (n – 1) podpowłokę d, która może przyjąć od 1 do 10 elektronów (od d1 do d10).
- Blok f tworzą lantanowce i aktynowce. W atomach tych pierwiastków, przy zapełnionych powłokach zewnętrznych, kolejne elektrony umieszczone są na wewnętrznej (n – 2) podpowłoce f, tworząc konfiguracje elektronową ( od f4 do f14).

Okresowość fizycznych i chemicznych właściwości pierwiastków spowodowana jest regularnym powtarzaniem się analogicznych konfiguracji walencyjnych. O strukturze układu okresowego decyduje kolejność zapełniania elektronami poszczególnych powłok i podpowłok. Pierwiastki o wspólnej konfiguracji walencyjnej, tworzące grupę, mają zbliżone własności chemiczne. Niewielkie różnice we właściwościach tych pierwiastków uwarunkowane są odmienną budową rdzenia. Wynika z tąd wniosek o dominującym wpływie elektronów walencyjnych na właściwości pierwiastków i drugi wniosek, że budowa rdzenia nie pozostaje bez wpływu na cechy chemiczne, ale wpływ ten jest wielokrotnie słabszy. Masy atomowe pierwiastków nie zmieniają się w sposób okresowy, jak inne właściwości, praktycznie, bowiem nie zależą od liczby elektronów tylko od jądra.
Masa atomowa jest, bowiem uzależniona od składu jądra. O objętości atomu decyduje, zatem czynnik zupełnie inny niż masa. W miarę przybywania elektronów rośnie ładunek jądra, elektrony są coraz silniej przyciągane przez jądro i kurczą się rozmiary chmury elektronowej. Dlatego w obrębie okresu następuje systematyczne zmniejszanie się promieni atomowych. Ponowny wzrost promienia atomowego w atomie pierwiastka rozpoczynającego okres jest wywołany pojawieniem się nowej powłoki elektronowej.

Układ Okresowy nie jest układem zamkniętym, ponieważ przewiduje się miejsca dla dalszych pierwiastków, które mogą być w przyszłości odkryte, czy tez wytworzone sztucznie.


Bibliografia
Maria Litwin, Joanna Szymańska-Chemia Ogólna i Nieorganiczna dla liceum i technikum.
Wikipedia- Wielka encyklopedia.


Przydatna praca? Tak Nie
(0) Brak komentarzy