profil

satysfakcja 51 % 134 głosów

Klasyfikacja pierwiastków. Właściwości pierwiastków na tle układu okresowego.

drukuj
Treść
Obrazy
Wideo
Opinie

Klasyfikacja pierwiastków.
Pierwsze próby klasyfikacji pierwiastków podjął Dbereiner. Wykazał on, że można wyodrębnić „triady” pierwiastków (po 3 według wzrastających mas atomowych), gdzie masa atomowa środkowego pierwiastka jest w przybliżeniu średnią arytmetyczną mas atomowych pierwiastków skrajnych.
Angielski alchemik Newlands zauważył, że po ułożeniu pierwiastków wg. Wzrastających mas atomowych następuje okresowe powtarzanie się pierwiastków o podobnych właściwościach chemicznych. Pierwszy pierwiastek w szeregu li Li (bez wodoru i nie znanych wówczas gazów szlachetnych) ma (podobne właściwości do ósmego z kolei sodu Na, drugi po licie – beryl Be wykazuje zbliżone właściwości do 9 – magnezu Mg. Prawidłowość ta powtarza się aż do wapnia – Ca. Wykazaną zależność Newlands nazwał „prawem oktaw”.
Pod koniec XIX w. Mendelejew, korzystając z prawa „triad” i „oktaw”, ułożył znane wówczas pierwiastki w tabelę z wyodrębnieniem okresów i grup. W ten sposób powstał układ okresowy pierwiastków. Mendelejew wykazał zależność właściwości fizycznych i chemicznych pierwiastków od ich położenia w układzie okresowym (zwane później prawem okresowości Mendelejewa), a także przewidział istnienie wielu nieznanych wówczas pierwiastków. W późniejszych latach następował stopniowy rozwój układu okresowego zaproponowanego przez Mendelejewa i pojawiały się różne jego odmiany dla celów dydaktycznych.
Właściwości pierwiastków zmieniają się stopniowo, w zależności od ich miejsca w ukł. Okresowm. Jest to prawo okresowości. Właściwości pierwiastków zależą przede wszystkim od liczby atomowej, liczby powłok elektronowych oraz liczby elektronów walencyjnych w atomach.
Im więcej powłok elektronowych ma atom, tym bardziej oddalone i mniej przyciągane są elektrony walencyjne przez dodatnie jądro. Elektrony z zewnętrznej powłoki dużych atomów mogą więc łatwiej ulec jonizacji. Stąd można wnioskować, że ze wzrostem masy atomowej pierwiastków w grupie maleje ich potencjał jonizacji, tzn. wzrasta metaliczność pierwiastków. Ogólnie można powiedzieć, że cechą metaliczności jest: przewodnictwo prądu elektrycznego i ciepła, skłonność do tworzenia kationów i wodorotlenków. Natomiast cechą niemetali jest brak przewodnictwa elektrycznego, dążność do tworzenia anionów ( duża elektroujemność) i zdolność tworzenia kwasów. Wspomniana wyżej regularność występuje we wszystkich grupach głównych układu okresowego. Na przykład w grupie IIA beryl jest niemetalem, a niżej znajdujący się magnez jest typowym metalem. Podobnie w grupie VA azot i fosfor są niemetalami, arsen i antymon wykazują częściowo właściwości pośrednie, a bizmut jest już typowym metalem.
Natomiast ze wzrostem l.elektronów walencyjnych w okresie od gr. IA do VIIA wzrastają siły wzajemnego przyciągania między ujemnymi elektronami a dodatnimi protonami w jądrach atomów. W wyniku tego wzrasta potencjał jonizacji pierwiastków od litowców do fluorowców. W związku z tym zanikają stopniowo właściwości metaliczne, a pojawiają się w podanym kierunku właściwości niemetaliczne. Najaktywniejsze niemetale ( wiążące duzą siłą elektrony zewnętrzne) znajdują się w prawym górnym rogu (gr VIIA), a najaktywniejsze metale w lewym dolnym rogu (gr. IA) ukł. Okresowego. W środkowej części układu znajdują się pierwiastki, które mogą wykazywać właściwości metaliczne i niemetaliczne, np. german, cyna, arsen i inne.


Autor jaja45
Przydatna praca? Tak Nie
(0) Brak komentarzy


Serwis stosuje pliki cookies w celu świadczenia usług. Korzystanie z witryny bez zmiany ustawień dotyczących cookies oznacza, że będą one zamieszczane w urządzeniu końcowym. Możesz dokonać w każdym czasie zmiany ustawień dotyczących cookies. Więcej szczegółów w Serwis stosuje pliki cookies w celu świadczenia usług. Więcej szczegółów w polityce prywatności.