Publicidad
Publicidad

Más contenido relacionado

Publicidad

Más de Grigore T. Popa University of Medicine and Pharmacy, 16 Universitatii Street, Iasi, 700115, Romania(20)

Publicidad

Curs nr. 2 chimie anorganica

  1. 1 Curs 2 Şef Lucr. Dr. Gavăt Cristian Sistemul Periodic al Elementelor. Stabilirea configuraţiei electronice a elementelor. Periodicitatea proprietăţilor elementelor
  2. 2 Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834 – 1907)  chimist rus foarte celebru pentru contribuţiile sale majore aduse n domeniul legilor chimei şi pentru faptul că a descoperit Sistemul Periodic al Elementelor pe care l-a dezvoltat ulterior;  el a aşezat elementele la locurile lor corecte în Tabelul Periodic şi a arătat că greutățile lor atomice (masele lor atomice) au fost măsurate incorect iniţial;
  3. 3 Sistemul Periodic iniţial descoperit de Mendeleev - 57 elemente
  4. 4  pe lângă descoperirea legii periodicităţii şi întocmirea Sistemului Periodic al Elementelor, Mendeleev a realizat lucrări importante în domeniul studiului soluţiior, tehnologiei petrolului, definirea temperaturii critice a gazelor, gazificării subterane a cărbunilor, introducerea sistemului metric de măsură în Rusia etc. În 1868 a publicat “Bazele chimiei”, în care chimia anorganică este tratată în lumina legii periodicităţii. 1. Sistemul Periodic al Elementelor.  Mendeleev a creat o versiune fidelă a Tabelului Periodic al Elementelor, pe care a folosit-o pentru a corecta proprietățile unor elemente deja descoperite și, de asemenea, pentru a prezice proprietățile a opt elemente care urmau să fie descoperite.;  D.I.Mendeleev (1869) a ordonat cele 63 de elemente cunoscute la acea vreme în ordinea crescătoare a maselor lor atomice pe baza legii periodicităţii. A constatat că : “proprietatile fizico-chimice ale elementelor se repetă periodic în funcţie de maselor lor atomice,” sunt funcţii periodice ale maselor lor atomice
  5. 5  Moseley (1913), pe baza teoriilor cu privire la strcutura atomului ale lui N. Bohr, a formulat un enunţ modern , actualizat al legii periodicităţii, care este acceptat şi astăzi: „ proprietăţile fizico-chimice ale elementelor se repetă în funcţie de sarcinile nucleelor atomice ale elementelor,” deci sunt funcţii periodice ale numărului lor atomic Z”, (variază periodic în funcţie de sarcina lor nucleară).  Sistemul Periodic al elementelor este alcătuit din 7 şiruri de elemente ( pe orizontală) numite perioade şi din 18 coloane de elemente (pe verticală) denumite grupe. (8 grupe principale şi 10 grupe secundare).  tabelul periodic a fost realizat în strânsa corelaţie cu structura învelişului electronic al elementelor; în tabel, elementele sunt aşezate în ordinea crescătoare a numărului lor atomic Z, (care indică numărul de protoni din nucleu, egal cu numărul de electroni din învelişul electronic al atomului), pe orizontală, în perioadă, de la stânga la dreapta. 1.a. Structura şi configuraţia Sistemului Periodic al Elementelor  în perioadă fiecare element din dreapta altui element conţine un proton în plus în nucleu şi un electron în plus în învelişul electronic.  electronul din învelişul electronic prin care un element chimic se deosebeşte de cel precedent se numeşte electron distinctiv (electron de valenţă); electronul distinctiv se află pe nivelul energetic cel mai ridicat (cel mai bogat în energie, la distanţa cea mai mare faţă de nucleul atomic) → situat pe ultimul strat = strat de valenţă
  6. 6 Plasarea electronului distinctiv (electron de valenţă) - atomii elementelor primelor 3 perioade ale Sistemului Periodic  în tabel, elementele sunt aşezate în ordinea crescătoare a numărului lor atomic Z, (a sarcinii nucleare a atomilor elementelor) Perioada 1 - a: Z= 1 H; Z= 2 He Perioada 2 - a: Z= 3 Li Z= 4 Be Z= 5 B Z= 6 C Z= 7 N Z= 8 O Z= 9 F Z= 10 Ne Perioada 3 - a: Z= 11 Na Z= 12 Mg Z= 13 Al Z= 14 Si Z = 15 P Z= 16 S Z= 17 Cl Z= 18 Ar  în tabelul periodic, în afară de cele 8 grupe principale, 10 grupe secundare şi 7 perioade, mai există două şiruri orizontale separate situate sub tabel: lantanidele şi actinidele
  7. 7
  8. 8  au fost descoperite patru noi elemente şi clasificate în Sistemul periodic al elementelor IUPAC (“ Imternational Union of Pure and Applied Chemistry”) a iniţiat procesul de formalizare a numelor şi simbolurilor pentru aceste elemente, denumite provizoriu Ununtrium, (Uut sau elementul Z = 113), Ununpentium (Uup, elementul Z = 115), Ununseptium (Uus, elementul Z= 117), şi Ununoctium (Uuo, elementul Z = 118) (cu roşu). Sistemul periodic numără acum 118 elemente chimice ( iulie 2009 ).
  9. 9 Ununoctium (Uuo, elementul Z = 118; A = 294 ) redenumit actualmente Oganesson (Og) → ultimul element descoperit .  118 protoni în nucleu;  118 electroni în învelişul electronic distribuiţi pe toate cele 7 straturi (K, L, M, N, O, P şi Q); → perioada a 7-a  176 de neutroni în nucleu.;  configuraţie stabilă de octet (8 electroni pe ultimul strat Q) → grupa a 8-a principală;  este un gaz rar (nobil).
  10. 10 Grupele Sistemului Periodic  reprezentate de coloanele verticale, numite şi familii, conţin elemente cu proprietăţi fizice şi chimice asemănătoare, care au aceeaşi configuraţie electronică pe stratul de valenţă. - sunt notate cu cifre arabe de la 1 la 18, conform recomandărilor IUPAC din 1986; până atunci grupele principale erau notate cu cifre romane de la I la VIII şi litera A, iar grupele secundare era notate cu cifre romane de la I la VIII şi litera B. Numărul grupei în care se găseşte un element este egal cu numărul electronilor din stratul de valenţă al atomilor elementului respectiv Pentru a afla numărul de electroni din stratul de valenţă, în cazul elementele grupelor 13 – 18, se scade numărul 10 din numărul grupei; de exemplu fosforul se găseşte în gupa 15 a sistemului periodic, deci are 15-10 = 5 electroni în stratul de valenţă, aşa cum se observă şi din scrierea configuraţiei electronice 15 P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 – grupa a 5-a principală Perioadele Sistemului Periodic  corespund nivelelor energetice ale atomilor elementelor;  Sistemul Periodic conţine 7 perioade corespunzătoare celor 7 nivele energetice notate cu cifre arabe de la 1 la 7 asimilate celor 7 straturi ale atonului unui element (K, L, M, N, O, P şi Q) Numărul perioadei în care se află un element este egal cu numărul de nivele energetice (straturi) ocupate cu electroni, sau cu valoarea numărului cuantic principal „n” pentru stratul exterior de valenţă al atomului unui element.
  11. 11  perioada 1 – elementele au numai stratul electronic K ● perioada 2 – elementele au straturile electronice K, L ● perioada 3 – elementele au straturile electronice K, L, M ● perioada 4 – elementele au straturile electronice K, L, M, N  perioada 5 – elementele au straturile electronice K, L, M, N, O  perioada 6 - elementele au straturile electronice K, L, M, N, O, P  perioada 7 - elementele au straturile electronice K, L, M, N, O, P şi Q.
  12. 12
  13. 13
  14. 14
  15. 15 1. Fiecare perioadă începe cu atomi ai elementelor care au în curs de completare cu electroni orbitalii de tip ns şi se termină cu atomi ai elementelor care îşi completează orbitalii de tip np. Ocuparea completa a orbitalilor s şi p duce la configuraţii de octet ns2 np6 a gazului rar cel mai apropiat. Ex: Li (Z = 3), 1s2 2s1 elementul cu care începe perioada a 2-a ; respectiv Ne (Z= 10), 1s2 2s2 2p6 - elementul cu care se termină perioada a 2-a. 2. Toate elementele din aceeaşi grupă au aceeaşi configuraţie electronică a ultimului şi/sau penultimului strat. Exemple: Li (Z = 3), 1s2, 2s1, are aceeaşi configuraţie electronică de pe ultimul strat cu potasiu , K (Z = 19), 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 situat în aceeşi grupă a I-a principală (1 electron pe ultimul strat) 3. Numărul perioadei în care se afla un element este egal cu numărul nivelelor electronice (straturi) ocupate sau în curs de ocupare cu electroni Ex: K(Z = 19), 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 este situat în perioada a 4-a. 4. Repetarea periodică a proprietăţilor elementelor este determinată de repetarea, după un număr de elemente, a configuraţiei electronice exterioare (a ultimului strat al acestora) . 5. Numărul electronilor de valenţă (de pe ultimul strat) este egal cu numărul grupei principale. Ex:emple: Na (Z = 11) cu configuraţia electronică 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 este situat în grupa a I-a principală, perioada a 3-a; Mg (Z = 12), are configuraţia 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, localizat în grupa a II-a principală, perioada a 3-a; S (Z = 16), 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p4, este situat în grupa a VI-a principală, perioada a 3-a.
  16. 16  fiecare perioadă începe cu un metal alcalin şi se termină cu un gaz rar (nobil), cu excepţia celor două şiruri orizontale separate, ocupate de Lantanide şi Actinide;  prin parcurgerea perioadei de la stânga la dreapta se constată pierderea treptată a caracterului metalic, o dată cu creşterea numărului grupei şi apariţia caracterului nemetalic (de la grupa a 4-A) până la limita gazului nobil ce încheie perioada (până la grupa a 7-A inclusiv);  în tabelul periodic predomină caracterul metalic în blocul elementelor s, d şi f (care au în curs de completare cu electroni orbitalii substraturilor de tip s, d şi f);  metalele grupelor principale şi hidrogenul (H = nemetal) → au în curs de completare cu electroni orbitalii substraturilor de tip s (grupele 1-A, 2-A) şi orbitalii substraturilor de tip p (grupa a 3-A) Exemple: perioada a 3-a  grupa 1-A: Na (Z = 11), 1s2, 2s2, 2p6, 3s1;  grupa 2-A: Mg (Z = 12), 1s2, 2s2, 2p6, 3s2;  grupa 3-A: Al (Z = 13), 1s2, 2s2, 2p6, 3s2; 3p1 H (Z = 1), 1s1
  17. 17  grupele principale au denumiri consacrate precum: - grupa 1 – grupa metalelor alcaline; -grupa 2- grupa metalelor alcalino-pământoase sau alcalino- teroase; - grupa 6 - grupa calcogenilor (a sulfului); - grupa 7 – grupa halogenilor; - grupa 8 - grupa gazelor rare (sau nobile).  nemetalele grupelor principale inclusiv semimetalele (metaloizii) → au în curs de completare cu electroni numai orbitalii substraturilor de tip p (grupele 4-A, 5-A, 6-A, 7-A) Exemple: perioada a 2-a  grupa 4-A: C (Z = 6), 1s2, 2s2, 2p2;  grupa 5-A: N (Z = 7) , 1s2, 2s2, 2p3;  grupa 6-A: O (Z = 8), 1s2, 2s2, 2p4;  grupa 7-A: F (Z = 9), 1s2, 2s2, 2p5,
  18. 18
  19. 19 O împărţire riguroasă a elementelor din Sistemul Periodic:  metale (grupele principale 1 – III),  nemetale (grupa IV – VII principală),  metale tranziţionale, (grupele secundare, I - X).  gazele rare - grupa a VIII- a principală (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) şi He cu configuraţii electronice stabile pe ultimul strat -He de dublet iar celelalte - de octet.  două şiruri orizontale separate cuprind Lantanidele şi Actinidele (Lantaniu şi Actiniu ce încep şirurile).  semimetalele sau metaloizii (au caracteristici cuprinse între cele ale metalelor şi nemetalelor) sunt: Bor (B), Siliciu (Si), Germaniu (Ge), Arseniu (As), Seleniu (Se), Stibiu (Sb), Telur (Te), Astatin (At).  fiecare element al Sistemului Periodic tinde să realizeze configuraţia stabilă de dublet a heliului sau de octet a gazului rar cel mai apropiat.
  20. 20
  21. 21 2. Stabilirea configuraţiei electronice a elementelor. Grupa a 1-a principală → grupa metalelor alcaline Grupa 1-a principală (denumită şi grupa metalelor alcaline) cuprinde elementele: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr,  are 3 protoni în nucleu, 3 electroni în învelişul electronic;  4 neutroni localizaţi în nucleu Z = 3 Li A = 7  configuraţia electronică a litiului Li este; 1s2 2s1, ;  2 straturi : K şi L  este situat în grupa a 1-a principală, perioada a 2-a Z = 11 Na A = 23  are 11 protoni în nucleu, 11 electroni în învelişul electronic;  12 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică a sodiului Na este; 1s2 2s2 2p6 3s1, ;  3 straturi : K , L şi M  este situat în grupa a 1-a principală, perioada a 3-a
  22. 22Litiul (Li) Potasiul ( K ) Cinfiguraţia electronică a sodiului
  23. 23 Silicat natural de litiu, (Li)
  24. 24 Z = 19 K A = 39  19 protoni în nucleu, 19 electroni în învelişul electronic;  20 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică a potasiului K este; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ;  4 straturi : K , L , M şi N.  este situat în grupa a 1-a principală, perioada a 4-a Z = 37 Rb A = 85  37 protoni în nucleu, 37 electroni în învelişul electronic;  48 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică a rubidiului Rb este; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 ;  5 straturi : K , L , M , N şi O  este situat în grupa a 1-a principală, perioada a 5-a Z = 55 Cs A = 133  55 protoni în nucleu, 55 electroni în învelişul electronic;  78 neutroni localizaţi în nucleu
  25. 25 Grupa a 2-a principală → grupa metalelor alcalino-pământoase (alcalino-teroase) Grupa 2-a principală cuprinde elementele: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.  configuraţia electronică -cesiul Cs: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 ;  6 straturi : K , L , M , N, O şi P.  este situat în grupa a 1-a principală, perioada a 6-a Z = 4 Be A = 9  4 protoni în nucleu, 4 electroni în învelişul electronic;  5 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică -Beriliu Be: 1s2 2s2 ;  2 straturi : K şi L  este situat în grupa a 2-a principală, perioada a 2-a
  26. 26 Z = 12 Mg A = 24  12 protoni în nucleu, 12 electroni în învelişul electronic;  12 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică -magneziu Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2;  3 straturi : K . L şi M.  este situat în grupa a 2-a principală, perioada a 3-a Z = 20 Ca A = 40  20 protoni în nucleu, 20 electroni în învelişul electronic;  20 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică-calciu Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2;  4 straturi : K . L, M şi N  este situat în grupa a 2-a principală, perioada a 4-a Z = 38 Sr A = 88  38 protoni în nucleu, 38 electroni în învelişul electronic;  50 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică-stronţiu Sr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2;  5 straturi : K . L, M, N şi O
  27. 27  stronţiu este situat în grupa a 2-a principală, perioada a 5-a Z = 56 Ba A = 137  56 protoni în nucleu, 56 electroni în învelişul electronic;  81 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- bariu Ba: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2  6 straturi : K . L, M, N, O şi P  bariu este situat în grupa a 2-a principală, perioada a 6-a Grupa a 3-a principală → grupa aluminiului (Al) Grupa 3 -a principală cuprinde elementele: B, Al, Ga, In, Tl (Taliu) Z = 5 B A = 11  5 protoni în nucleu, 5 electroni în învelişul electronic;  6 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- bor B: 1s2 2s2 2p1  2 straturi : K şi L  borul este situat în grupa a 3-a principală, perioada a 2-a → metaloid
  28. 28 Z = 13 Al A = 26  13 protoni în nucleu, 13 electroni în învelişul electronic;  13 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- aluminiu Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1  3 straturi : K, L şi M  aluminiul este situat în grupa a 3-a principală, perioada a 3-a Z = 31 Ga A = 70  31 protoni în nucleu, 31 electroni în învelişul electronic;  39 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- galiu Ga: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1  4 straturi : K, L, M şi N  galiul este situat în grupa a 3-a principală, perioada a 4-a Z = 49 In A = 115  49 protoni în nucleu, 49 electroni în învelişul electronic;  66 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- indiu In: : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p1 ; → 5 straturi : K, L, M, N şi O Indiul In este situat în grupa a 3-a principală, perioada 5-a
  29. 29 Na. - 1 e- Na+ (grupa a I-a principalã) Mg. - 2 e- Mg2+ (grupa a II-a principalã) . Al . . . 1s2, 2s2 , 2p6 , 3s1 Z = 11 1s2, 2s2 , 2p6 (Ne) Z = 12 1s2, 2s2 , 2p6 , 3s2 1s2, 2s2 , 2p6 (Ne) 1s2, 2s2 , 2p6 , 3s3 Z = 13 Al3+ (grupa a III-a principalã) 1s2, 2s2 , 2p6 (Ne) - 3 e- Metalele din grupele principale (1A-3A) tind să cedeze, 1 e-, 2 e-, 3 e- de valenţă şi să formeze cationi, au caracter metalic (electropozitiv) Ecemple:
  30. 30 Grupa a 4-a principală → grupa carbonului (C) Grupa 4 -a principală cuprinde : C (nemetal) Si, Ge ( metaloide), Sn, Pb (metale) Z = 6 C A = 12  6 protoni în nucleu, 6 electroni în învelişul electronic;  6 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- carbon C: 1s2 2s2 2p2  2 straturi : K, şi L  carbonul este situat în grupa a 4-a principală, perioada a 2-a Z = 14 Si A = 28  14 protoni în nucleu, 14 electroni în învelişul electronic;  14 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- siliciu Si : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2  3 straturi : K,, L şi M  siliciul este situat în grupa a 4-a principală, perioada a 3-a
  31. 31 Z = 32 Ge A = 73  32 protoni în nucleu, 32 electroni în învelişul electronic;  41 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- germaniu Ge : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2  4 straturi : K,, L, M şi N  germaniul este situat în grupa a 4-a principală, perioada a 4-a Z = 50 Sn A = 119  50 protoni în nucleu, 50 electroni în învelişul electronic;  69 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- staniului Sn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2  5 straturi : K,, L, M, N şi O  staniul este situat în grupa a 4-a principală, perioada a 5-a
  32. 32 Z = 82 Pb A = 207  82 protoni în nucleu, 82 electroni în învelişul electronic;  125 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- plumb Pb : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d10 4f 14 6p2  6 straturi : K,, L, M, N, O. P  plumbul este situat în grupa a 4-a principală, perioada a 6-a Grupa 5 -a principală cuprinde : N, P (nemetale) , As, Sb ( metaloide), Bi (metal) Grupa a 5-a principală → grupa azotului (N) Z = 7 N A = 14  7 protoni în nucleu, 7 electroni în învelişul electronic;  7 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- azot N : 1s2 2s2 2p3  2 straturi : K şi L  azotul este situat în grupa a 5-a principală, perioada a 2-a
  33. 33 Z = 15 P A = 31  15 protoni în nucleu, 15 electroni în învelişul electronic;  16 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- fosfor P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3  3 straturi : K, L şi M  fosforul este situat în grupa a 5-a principală, perioada a 3-a Z = 33 As A = 75  33 protoni în nucleu, 33 electroni în învelişul electronic;  42 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- arsen As : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3  4 straturi : K, L, M şi N  arsenul este situat în grupa a 5-a principală, perioada a 4-a Z = 51 Sb A = 122  51 protoni în nucleu, 51 electroni în învelişul electronic;  71 neutroni localizaţi în nucleu
  34. 34  configuraţia electronică- stibiu Sb : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p3  5 straturi : K, L, M, N şi O  stibiul este situat în grupa a 5-a principală, perioada a 5-a Z = 83 Bi A = 209  83 protoni în nucleu, 83 electroni în învelişul electronic;  126 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- bismut Bi : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d10 4f 14 6p3  6 straturi : K, L, M, N, O şi P  bismutul este situat în grupa a 5-a principală, perioada a 6-a Grupa a 6-a principală → grupa calcogenilor ( a sulfului) Grupa 6 -a principală cuprinde : O, S (nemetale) , Se, Te ( metaloide), Po (metal)
  35. 35 Z = 8 O A = 16  8 protoni în nucleu, 8 electroni în învelişul electronic;  8 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- oxigen O : 1s2 2s2 2p4  2 straturi : K şi L  oxigenul este localizat în grupa a 6-a principală, perioada a 2-a Z = 16 S A = 32  16 protoni în nucleu, 16 electroni în învelişul electronic;  16 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- sulf S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4  3 straturi : K, L şi M  sulful este localizat în grupa a 6-a principală, perioada a 3-a Z = 34 Se A = 79  34 protoni în nucleu, 34 electroni în învelişul electronic;  45 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- seleniu Se: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4  4 straturi :electronice : K, L. M şi N
  36. 36  seleniul este localizat în grupa a 6-a principală, perioada a 4-a Z = 52 Te A = 128  52 protoni în nucleu, 52 electroni în învelişul electronic;  76 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- telur Te: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4  5 straturi electronice : K, L. M , N şi O  telurul este localizat în grupa a 6-a principală, perioada a 5-a Z = 84 Po A = 209  84 protoni în nucleu, 84 electroni în învelişul electronic;  125 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- poloniu Po: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d10 4f 14 6p4  6 straturi electronice : K, L.M ,N, O şi P  poloniu este localizat în grupa a 6-a principală, perioada a 6-a
  37. 37 Grupa a 7-a principală → grupa halogenilor Grupa a 7-a principală cuprinde: F, Cl, Br, I, (nemetale), At (Astatiniu - metaloid)  fluorul F şi clorul Cl sunt gaze, bromul Br este lichid, iar iodul I este solid cristalin Z = 9 F A = 19  9 protoni în nucleu, 9 electroni în învelişul electronic;  10 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- fluor F: 1s2 2s2 2p5  2 straturi electronice : K şi L  fluorul este situat în grupa a 7-a principală, perioada a 2-a Z = 17 C l A = 35,5  17 protoni în nucleu, 17 electroni în învelişul electronic;  19 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- clor Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5  3 straturi :electronice : K, L şi M  clorul este situat în grupa a 7-a principală, perioada a 3-a
  38. 38 Z = 35 Br A = 80  35 protoni în nucleu, 35 electroni în învelişul electronic;  45 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- brom Br: : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5  4 straturi electronice : K, L, M şi N  bromul este situat în grupa a 7-a principală, perioada a 4-a Z = 53 I A = 127  53 protoni în nucleu, 53 electroni în învelişul electronic;  74 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- iod I: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s 2 4d10 5p 5  5 straturi electronice : K, L, M . N şi O  iodul este situat în grupa a 7-a principală, perioada a 5-a
  39. 39 Nemetalele din grupele principale (5A -7 A) tind să accepte 3e- , 2 e-, 1 e- (de la metale) şi să formeze anioni, pentru a realiza configuraţia stabilă pe ultimul strat a gazului rar cel mai apropiat (au caracter nemetalic, electronegativ). O Z = 8 . ... .. + 2e- O.... .. .. 2- 1s2 , 2s2 , 2p4 1s2, 2s2 , 2p6 (Ne) (grupa a VI-a principalã) Z = 9 . ... .. + 1e- .... .. .. 1s2 , 2s2 , 2p5 1s2, 2s2 , 2p6 (Ne) (grupa a VII-a principalã) .F F -1 Ecemple:
  40. 40 Grupa a 8-a principală → grupa gazelor rare (nobile) Grupa a 8-a principală cuprinde: Ne, Ar, Kr, Xe, Rn  He (heliul) prezintă configuraţie stabilă de dublet de electroni Z = 2 He A = 4  2 protoni în nucleu, 2 electroni în învelişul electronic;  2 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- heliu He: 1s2  1 strat :electronic : K cu dublet stabil de electroni  Li (Z =3; 1s2 2s1 ) Be (Z =4; 1s2 2s2) , B (Z =5; 1s2 2s3 ) → tind să atingă configuraţia stabilă de dublet a heliului He (1s2) – atomi ai elementelor perioadei a 1-a. Z = 1 H A = 1  configuraţia electronică- hidrogenului H: 1s1  1 strat :electronic : K cu un singur electron de valenţă  1 protoni în nucleu, 1 electroni în învelişul electronic;  He şi H situate separat în tabelul periodic – perioada a 1-a
  41. 41  H este un gaz ușor inflamabil, incolor, insipid, inodor, iar în natură se întâlnește mai ales sub formă de moleculă diatomică, H2  este cel mai simplu element al Sistemului Periodic Structura atomică a hidrogenului H Z = 10 Ne A = 20  10 protoni în nucleu, 10 electroni în învelişul electronic;  10 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia electronică- Neon (Ne) : 1 s2, 2s2, 2p6  2 straturi :electronice : K şi L  Ne - grupa a 8-a principală, perioada a 2-a
  42. 42 Z = 18 Ar A = 40  18 protoni în nucleu, 18 electroni în învelişul electronic;  22 neutroni localizaţi în nucleu  configuraţia e - Argon (Ar): 1 s2, 2s2, 2p6, 3s2. 3p6  3 straturi electronice : K. L, M  Ar - grupa a 8-a principală, perioada a 3-a C (Z = 6, 1s 2, 2 s2, 2p 2 ) ; N (Z = 7, 1 s2, 2s2 , 2p 3); O (Z = 8 , 1 s2, 2s2 , 2p 4); F (Z = 9, 1s2, 2s2 , 2p 5 ) → tind întotdeauna spre configuraţia stabilă de octet de pe ultimul strat a Ne (Z = 10; 1s2, 2s2 , 2p 6) –atomi ai elementelor perioadei a 2-a. Na (Z = 11; 1 s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 1 ); Mg (Z = 12;1s 2 ,2s 2 , 2p 6 , 3s 2 ) ; Al (Z = 13;1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 1 ); Si (Z = 14; l s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 2 ) ; P (Z = 15; 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 3 ); S (Z = 16; 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 4 ); Cl (Z = 17; 1 s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 ,3p 5 ) → tind întotdeauna spre configuraţia stabilă de octet de pe ultimul strat a Ar (Z = 10; 1s 2 , 2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 ) – atomi ai elementelor perioadei a 3-a.
  43. 43 Z = 36 Kr A = 84  configuraţia electronică: Kripton ( Kr): 1 s2, 2s2, 2p6 , 3s2 , 3p6 , 4s2, 3d10, 4p6  4 straturi :electronice : K. L, M . N  Kr - grupa a 8-a principală, perioada a 4-a  36 protoni în nucleu, 36 electroni în învelişul electronic;  48 neutroni localizaţi în nucleu  atomi ai elementelor perioadei a 4-a: → tind întotdeauna spre configuraţia stabilă de octet de pe ultimul strat a Kr : Z = 36; 1s 2 ,2s 2 , 2p 6 , 3s 2 , 3p 6 ,4s 2 ,3d 10 , 4p 6
  44. 44  Xe - grupa a 8-a principală, perioada a 5-a configuraţia electronică: Xenon (Xe): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6  5 straturi electronice : K. L, M . N. O Z = 54 Xe A = 131  atomi ai elementelor perioadei a 5-a: → tind întotdeauna spre configuraţia stabilă de octet de pe ultimul strat a Xe : Z = 54 , 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 Z = 86 Rn A = 222  Rn - grupa a 8-a principală, perioada a 6-a  configuraţia electronică: Radon (Rn): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d10 4f 14 6p6 ; 6 straturi :electronice : K. L, M . N. O, P
  45. 45  atomi ai elementelor perioadei a 6-a: → tind întotdeauna spre configuraţia stabilă de octet de pe ultimul strat a Radon (Rn): Z = 86 , 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 10 4f 14 6p 6 Elementele de la Scandiu (Sc) până la Zinc (Zn) (perioada a 4-a) la care electronul distinctiv (de valenţă) se plasează în substratul 3d, sunt elemente (metale) tranziţionale de tip d. Un astfel de metal formează cel puţin 2 ioni cu sarcini diferite. Ex: Fierul Fe formează ioni feroşi (Fe2+) şi ferici (Fe3+). Dacă cedează cei 2 electroni din 4s rezultă Fe2+; dacă cedează 2 electroni din 4s şi un electron din 3d rezultă Fe 3+. Fe (Z = 26) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 - 2e- 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6 Fe2+ Fe (Z = 26) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6 - 3e- 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d5 Fe3+ Fierul (Fe) este situat în grupa a 8 a- secundară, perioada a 4-a Metalele tranziţionale → situate în grupele secundare
  46. 46
  47. 47 Cuprul (Cu) este situat în grupa a I -B, perioada a 4-a, salt din 4s în 3d. Dacă cedează 1 electron din 4s formează ionul Cu +; dacă cedează 1 electron din 4s şi 1 electron din 3d formează ionul cupric Cu2+. Cu (Z = 29) 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10 Cu+ 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 - 2e- 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d 9 - 1e- Cu (Z = 29) Cu2+ Metalele tranziţionale formează săruri anorganice - compuşi ionici, (sulfaţi, cloruri, nitraţi, fosfaţi) în care multe din aceste metale se prezintă sub formă de ioni (cationi) aflaţi în cel puţin 2 stări de oxidare.  intră de asemenea, în structura combinaţiilor complexe . Paladiu Pd, Z = 46 situat în perioada a 5-a grupa are configuraţia electronică: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s0 4d10 Metalele tranziţionale din grupele secundare au în curs de completare cu electroni orbitalii substraturilor de tip d (3d – elemetele perioadei a 4-a ; 4d – cele din perioada 5-a) Elementele cuprinse între Lu (Z =71) şi Au (Z = 79) -în curs de completare orbitalii substratului 5d (perioada a 6-a).
  48. 48 Cupru, (Cu)
  49. 49 Sn (Z = 50) 1s2 2s2, 2p6, 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 - 2e- 1s2 2s2, 2p6, 3s2 3p6 4s2, 3d10 4p6 5s2 4d10 Sn2+ 1s2 2s2, 2p6, 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 - 4e- 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 3d10 4p6 Sn4+Sn (Z = 50) 5s2 4d8 Sn2+: în SnF2, SnCl2, SnBr2; Sn4+ în SnH4, SnCl4 şi în combinaţii complexe. Compuşii Sn2+ → cei mai stabili. Sn Sn2+ Sn4+
  50. 50 Exemple: completarea orbitalilor substratului 3d → perioada a 4-a  grupa 1-B (a 3-a): Sc (Z = 21), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 ;  grupa 2-B (a 4-a): Ti (Z = 22), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 ;  grupa 3-B (a 5-a): V (Z = 23), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 ; Blocul metalelor tranziţionale cu orbitalii substraturilor de tip d în curs de completare cu electroni → grupele secundare 1 -10 B (I –X B) Exemple: completarea orbitalilor substratului 3d → perioada a 4-a  grupa 4-B (a 6-a): Cr (Z = 24), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 ;  grupa 5-B (a 7-a): Mn (Z = 25), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 ;  grupa 6-B (a 8-a): Fe (Z = 26), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ; Exemple: completarea orbitalilor substratului 3d → perioada a 4-a  grupa 7-B (a 9-a): Co (Z = 27), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 ;  grupa 8-B (a 10-a): Ni (Z = 28), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 ;  grupa 9-B (a 11-a): Cu (Z = 29), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 ;  grupa 10-B (a 12-a): Zn (Z = 30), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 ;
  51. 51 Argintul, Ag, Z = 47 situat în perioada a 5-a, grupa a 1-B are configuraţia electronică 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10, cu substratul 5s în curs de completare. Toate elementele tranziţionale din perioada 5-a, cu numărul atomic Z cuprins între Z = 39 Ytriu (Y) şi Z = 46 Paladiu (Pd) au în curs de completare substratul 4d, iar cu începere de la Niobiu (Nb) Z = 41, până la Z = 45 Rodiu (Rh) inclusiv 5s cuplat cu 4d este în curs de completare.  de la Paladiu (Pd) Z = 46 şi până la Cadmiu (Cd) Z = 48 , substratul 5 s revine la configuraţia completă (2 e- pe ultimul strat).  prima serie orizontală de 14 elemente situate imediat sub Tabelul Periodic sunt toate asemănătoare Lantanului, motiv pentru care se mai numesc lantanide (sau pământuri rare) şi ar trebui sa fie plasate toate deasupra lantanului.  a doua serie de 14 elemente pe orizontală localizate sub lantanide sunt toate asemanatoare Actiniului, motiv pentru care se mai numesc şi actinide si ar trebui sa fie plasate deasupra actiniului. Atât lantanidele cât şi actinidele (şiruri care încep cu Lantan şi Actiniu) au în curs de completare cu electroni orbitalii corespunzători substraturilor de tip f (4f, 5f). Lantanide şi Actinide
  52. 52 lantanidele actinidele LaZ = 57 A = 139 AcZ = 89 A = 227 Lantanidele: reprezintă acele elemente chimice care fac parte, ca și actinidele din grupa metalelor tranziționale de tip f. Caracteristica lantanidelor este că au electronul sau electronii de valență în substratul 4f, iar actinidele → în orbitalii substratului 5f. Uranium, U (Z = 92): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d10 4f14 6p6 7s2 6d 1 5f 3. Neodim, Nd (Z = 60): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f 4.
  53. 53 3. Periodicitatea proprietăţilor elementelor Elementele chimice prezintă două tipuri de proprietăţi:  neperiodice ;  periodice. Proprietăţi neperiodice - determinate de nucleele atomice ale elementelor (număr atomic, masa atomică relativă, spectre Rontgen). Proprietăţi periodice - determinate de configuraţia electronică a elementelor şi structura învelişului electronic exterior. Proprietăţile periodice : fizice şi chimice. Proprietăţi periodice fizice : volumul atomic, raza atomică şi raza ionică, energia de ionizare, afinitatea pentru electroni densitatea, puncte de fierbere, puncte de topire. Proprietăţi periodice chimice: caracterul electrochimic al elementelor (electropozitiv şi electronegativ) ce determină caracterul bazic al hidroxizilor şi caracterul acid al hidracizilor , valenţa elementelor
  54. 54 3.1. Proprietăţi periodice fizice – variaţia lor în grupe şi perioade 3.1.a. Volumul atomic: raportul dintre masa atomică (A) şi densitatea (ρ) a unui element oarecare. Are valori maxime pentru elementele din grupa metalelor alcaline (grupa 1-A) şi cele mai mici valori - în cazul atomilor metalelor tranziţionale din grupele secundare (partea de mijloc-stânga a Sistemului Periodic). Valori foarte scăzute, dar intermediare – pentru atomii gazelor rare (grupa a 8-A)  scade în perioadă de la stânga la dreapta, cu începere de la grupa a 1-A ;  în grupele principale, volumul atomic al elementelor creşte de sus în jos, în acelaşi sens cu razele atomice ale atomilor elementelor 3.1.b. Raza atomică:  caracterizează dimensiunile relative ale atomilor;  este definită ca distanţa dintre nucleu şi zona de densitate maximă a electronilor din orbitalul atomic al substratului ce aparţine stratului exterior (de valenţă)  este caracterizată ca jumătatea distanţei dintre nucleele a doi atomi identici, vecini,din compuşi care conţin atomi în nodurile reţelei cristaline;  în grupele secundare, razele atomice cresc uşor cu creşterea numărului atomicZ; există o diferenţă mică între razele atomice ale elementelor din seriile 4d (perioada a 5-a) şi 5d (perioada a 6-a)
  55. 55  în perioadele ce cuprind atomii elementelor din grupele principale, metalele alcaline au cele mai mari raze atomice, urmate de metalele alcalino-pământoase, metalele grupei a 3-A, halogenii şi de gazele rare; metalele tranziţionale din mijlocul fiecărei serii au cele mai mici raze atomice dintre elementele unei perioade.(razele scad de la stânga la dreapta în Sistemul Periodic, odată cu creşterea numărului atomic Z) : cu cât creşte valoarea lui Z, creşte şi numărul de straturi ; cele interioare sunt mai puternic atrase de nucleu, ceea ce conduce la scăderea razelor atomice în perioadele Sistemului Periodic Raza atomică creşte semnificativ în grupele principale, odată cu creşterea numărului atomic Z (odată cu creşterea numărului de straturi electronice), de sus în jos în grupă.  în blocul elementelor „d” (metalele tranziţíonale), se constată o scădere a razelor atomice de la grupa a 3-a secundară până la grupele secundare 8-10, apoi o uşoară creştere → la elementele grupelor 11 şi 12 secundare.  în blocul elementelor „f” (lantanidele), se constată o scădere uşoară a razelor atomice odată cu creşterea numărului atomic Z, deci se observă „contracţia lantanidelor” Exemplu grupa a 1-A: Li (Z =3), Na (Z =11), K (Z =19), Rb, (Z =37), Cs (Z =55), Fr (Z = ), raza atomică creşte odată cu creşterea numărului atomic Z, de la Litiu (Li ) la Franciu Fr (de sus în jos):
  56. 56 3.1.c. Raza ionică:  caracterizează dimensiunile relative ale ionilor. În funcţie de Z, în grupă, razele cationice şi anionice ale elementelor cresc de sus în jos odată cu creşterea numărului atomic Z , cu creşterea numărului de straturi electronice. În perioadă, razele cationilor scad de la stânga la dreapta de la grupa a 1-A (metalele alcaline) la grupa a 3-A, odată cu creşterea lui Z. Ionii pozitivi (cationii) au raze ionice mai mici decât atomii de la care provin şi se micşorează odată cu creşterea sarcinii pozitive (aceeaşi sarcină nucleară atrage un număr mai mic de electroni) iar ionii negativi (anionii) au raze mai mari, faţă de atomii neutri din care provin.
  57. 57Variaţia razelor ionice ale cationilor şi anionilor în grupe şi perioade .Ratele anionilor scad în perioadă de la stânga la dreapta, cu creşterea lui Z, (de la grupa 5-A → la grupa a 7-A), Cele mai mici raze anionice le au halogenii (grupa a 7- A), iar cele mai mari raze anionice le prezintă atomii elementelor grupei a 5-A.
  58. 58 3.1.d. Densitatea elementelor (ρ) se defineşte ca fiind raportul dintre masa atomică şi volumul atomic (atom-gram/cm3). Aceasta creşte în grupe de sus în jos, odată cu creşterea numerelor atomice Z, iar în perioade, aceasta creşte de la extremităţi spre centrul sistemului periodic (grupa 9). Metalele sunt clasificate în metale uşoare, adică cu densitate scăzută, până la valoarea de 5 atom-gram/cm3 şi metale grele cu ρ > 5 atom-gram/cm3. Elementul cu cea mai mică densitate este Li (ρ = 0.53at-g/cm3), iar cel mai greu metal este Osmiu - Os (ρ = 22.6 atom-gram/cm3). Pentru elementele solide, densităţile cresc cu valorile maselor atomice (A), iar în perioadă, cresc de la stânga la dreapta, dar numai pentru elementele solide şi scad progresiv în blocul p al elementelor din Sistemul Periodic Toate metalele tranziţionale au densităţi mari din cauza legăturilor metalice puternice stabilite între atomii elementelor din nodurile reţelelor metalice.  pentru acelaşi element, raza cationului scade cu creşterea sarcinii sale electrice: raza cationului Fe2+ este mai mare decât raza cationului Fe3+  Exemplu: în perioada a 3-A, razele anionilor scad cu creşterea numărului atomic Z (sarcinii electrice) : P3- → O2- → Cl- , de la fosfor la clor (de la stânga la dreapta)
  59. 59 3.1.e. Temperaturile de topire (p.t.) (temperaturile necesare pentru a transforma substanţele din stare solidă în stare lichidă) şi temperaturile de fierbere (p.f.) (valorile maxime ale temperaturilot necesare pentru a trece substanţele din stare lichidă în stare de vapori) variază periodic deoarece depind de caracteristicile atomilor (volum, sarcină, rază atomică etc.). Atomii elementelor cu volum mic, care se leagă covalent (puternic) se topesc la temperaturi mai ridicate decât atomii cu volum mare care se leagă ionic. În perioade, temperaturile de topire şi temperaturile de fierbere cresc la extremităţi, către grupa a 14 şi în grupele 3 –12 cresc cu valorile numărului atomic Z. Exemple: Mercurul (Hg) are p.t.- - 38.84°C; p.f. = 357°C (cel mai uşor ajunge în stare de vapori dintre toate metalele); Wolfram (W ) are p.t. = 3410°C (este cel mai refractar); p.f. = 5930°C ( cel mai greu ajunge în stare de vapori).  cele mai mici valori ale punctelor de topire le au următoarele metale: Hg (-38°C), Ga (29.8°C), Cs (28.7°C)  cele mai mari puncte de topire le au metalele tranziţionale, ale căror valori cresc în ordinea: de la Tantal (Ta) – la Niobiu (Nb) şi de la Wolfram (W) - la Molibden (Mo), deoarece acestea formează reţelele metalice cele mai compacte H (0.0089 g/cm3), C (3.52 g/cm3); valori mici: Li (0.53 g/cm3), K (0.86 g/cm3), valori mari: Os (22.5 g/cm3) - Exemple de valori ale densităţilor elementelor
  60. 60 3.1.f. Energia de ionizare, Ei – variaţia în grupe şi perioade  energia consumată la îndepărtarea unuia sau a mai multor electroni de pe ultimul strat (de valenţă) al unui atom izolat aflat în stare gazoasă, cu formarea unui ion pozitiv (cation) din atomul liber;  se măsoară în electron-volţi (eV) Energia de ionizare măsură a caracterului electropozitiv al atomilor elementelor
  61. 61 Energiile de ionizare ale atomilor, cresc în perioade, cu mici excepţii, de la stânga la dreapta de la grupa a 1-A la grupa a 8-A principală odată cu creşterea nmărului atomic Z (datorită creşterii sarcinii nucleului, a numărului de electroni de valenţă şi ecranării reciproce din ce în ce mai slabe a electronilor din acelaşi strat exterior; electronii de valenţă pot fi cedaţi tot mai greu, necesită consumuri din ce în ce mai mari de energie), iar în grupe descresc de sus în jos odată cu creşterea numărului atomic Z, a numărului de straturi electronice (datorită ecranării de către un număr tot mai mare de electroni din straturile interioare, electronii de valenţă sunt tot mai puţini şi mai îndepărtaţi de nucleu; sunt atraşi tot mai slab de acesta şi pot fi cedaţi tot mai uşor, necesită energii de ionizare din ce în ce mai mici).  cele mai mari energii de ionizare le au gazele rare – grupa a 8-A (valorile descresc în grupă de la He la Rn), apoi halogenii (grupa a 7-A), atomii elementelor grupei a 6- A, elementele din grupa a 5-A etc.  cele mai mici energii de ionizare le prezintă metalele alcaline (grupa a 1-A), întrucât pe ultimul strat al învelişului electronic se află un singur electron (1e-) a cărui cedare (îndepărtare) se realizează foarte uşor şi necesită consumul celei mai mici cantităţi de energie.  cele mai mari energii de ionizare se întâlnesc la elementele din grupele 7-A şi 8-A principale, pentru că au 7 e- şi respectiv 8 e- electroni pe ultimul strat (necesită consumuri extrem de mari de energie).
  62. 62  elementele a căror configuraţie electronică prezintă o stabilitate mare au valori ridicate ale energiei de ionizare (gazele rare din grupa a 8-A principală)  în grupa a 1-A principală, energia de ionizare scade de la Litiu (Li) la Franciu (Fr), de sus în jos;  elementele care formează uşor ioni pozitivi (au energie de ionizare mică) prezintă caracter electropozitiv sau metalic pronunţat  elementele cu energie de ionizare mare, formează greu ioni pozitivi, au caracter electronegativ, nemetalic pregnant
  63. 63 3.1.g. Afinitatea pentru electroni, Ae – variaţia în grupe şi perioade  energia degajată la acceptarea 1 e-, 2 e-, 3e- electroni de către atomii elementelor electronegative pentru formarea ionilor negativi (anioni), cu configuraţie de gaz rar pe ultimul strat;  este o măsură a caracterului electronegativ al elementelor;  creşte în perioade de la stânga la dreapta (de la grupa a 1-A la grupa a 7-a principală) este nulă pentru metalele alcaline şi maximă pentru halogeni (grupa a 7-A); scade brusc în cazul gazele rare (grupa a 8-A) datorită inerţiei lor chimice;  afinitatea pentru electroni a unui element este energia degajată de un atom în fază gazoasă atunci când acceptă un electron; cu cât valoarea afinităţii pentru electroni este mai mare cu atât se degajă o energie mai mare.  elementele care au afinitate mare pentru e - au tendinţa ridicată de a accepta electroni şi de a forma ioni negativi (anioni), se numesc elemente electronegative sau nemetale. În perioadă, metalele alcalino-pămîntoase (grupa a 1-A) au valorile cele mai mici ale afinităţii pentru electroni (aproape nulă) deoarece au orbitalii de tip ns parţial ocupaţi cu e- (1e-) şi pentru acceptarea cel puţin a unui electron este necesară degajarea unei energii maxime.  în perioadă, afinitatea pentru electroni scade de la grupa a 7-A → la grupa a 1-A principală, de la dreapta la stânga.
  64. 64 În perioadă, halogenii (grupa a 7-A) au valorile cele mai mari ale afinităţii pentru electroni (maximă) deoarece au orbitalii de tip np parţial ocupaţi cu e- (7 e-) şi pentru acceptarea unui electron este necesară degajarea unei energii foarte scăzute (minime).  cu cât atomii elementelor au mai puţini electroni pe ultimul strat şi un număr mai mare de straturi (numarul atomic Z mai mare), cu atât prezintă o afinitate mai scăzută pentru electroni (tendinţă foarte scăzută de a forma anioni) şi o energie de ionizare mai mică (capacitate foarte mare de a forma cationi) → elementele situate la partea inferioară a grupelor principale 1-A (metalele alcaline) şi apoi cele din grupa 2-A principală.  cu cât atomii elementelor au mai mulţi electroni de valenţă pe ultimul strat şi un număr mai mic de straturi (numarul atomic Z mai scăzut), cu atât prezintă o afinitate mai ridicată pentru electroni (tendinţă foarte ridicată de a forma anioni) şi o energie de ionizare mai mare (capacitate foarte scăzută de a forma cationi) → elementele situate în partea superioară a grupelor principale 7-A (halogenii) şi apoi grupa 6-A principală. În grupă, afinitatea pentru electroni a atomilor elementelor scade de sus în jos, odată cu creşterea numărului de straturi electronice (creşterea lui Z) şi direct proporţional cu micşorarea forţei de atracţie exercitată de nucleul atomic. Ex. În grupa halogenilor (grupa a 7-A), afinitatea pentru electroni scade în ordinea: F→ Cl → Br → I, de la Fluor la Iod, de sus în jos.
  65. 65 Caracterul electrochimic – proprietatea atomilor elementelor de a ceda electroni (electropozitiv) sau de a accepta electroni (electronegativ). În perioade, caracterul electropozitiv (metalic) scade de la stânga la dreapta şi creşte cel electronegativ (nemetalic). În partea stângă-sus a Sistemului Periodic se află metale (alcaline şi alcalino-pământoase) elemente cu caracter electropozitiv pronunţat, iar în dreapta-sus nemetale (halogenii, grupa calcogenilor), elemente cu caracter electronegativ pronunţat.  în grupele de la mijlocul tabelului caracterul electrochimic se atenuează, astfel încât elementele din grupa 4- A , în special carbonul, sunt electroneutre. Electropozitivitatea (caracterul electropozitiv):  este tendința atomilor de a ceda electronii de valenţă cei mai slab atraşi de nucleu ( unul, doi sau 3 e-) și de a forma ioni pozitivi, pentru a ajunge la o configurație electronică stabilă pe ultimul strat (de octet a gazului rar cel mai apropiat). Caracterul electrochimic al elementelor (electropozitiv şi electronegativ) Electropozitivitatea (caracterul electropozitiv - metalic)  scade în perioadă de la stânga la dreapta, de la grupa 1-A la grupa a 7-A principală; metalele alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) au caracterul electropozitiv cel mai puternic, iar halogenii grupei a 7-a (F, Cl, Br, I) au cel mai scăzut caracter electropozitiv (aproape nul )
  66. 66  creşte în grupă de sus în jos ;  din grupa a 1-A principală a metalelor alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) caracterul electropozitiv cel mai puternic, îl au Cesiu (Cs ), şi Franciu (Fr), care cedează cel mai uşor electronul de valenţă cu formare de cationi şi atingerea configuraţiei stabile de octet pe ultimul strat (valori mari ale lui Z, număr mare de straturi , electronul de valenţă este indepărtat de nucleu şi foarte slab atras de acesta);  cel mai scăzut caracter electropozitiv (metalic) îl au sodiul (Na) şi Litiul (Li ), care cedează cel mai greu electronul de valenţă, din cadrul grupe a 1-A (electronul de valenţă este puternic atras de nucleu, este foarte apropiat de nucleu; aceste elemente au un număr mic de straturi: Na = 3 straturi, → K, L, M, respectiv Li = 2 straturi → K şi L) Electropozitivitatea (caracterul electropozitiv - metalic)
  67. 67 - Caracterul bazic al hidroxizilor - creşte de sus în jos în grupele principale odată cu creşterea caracterului electropozitiv (metalic) al elementelor. Exemplu- grupa 2-A: Be(OH)2 - caracter amfoter; Mg(OH)2 - caracter slab bazic; Ca(OH)2 - caracter bazic mediu; Sr(OH)2 -caracter bazic pronunţat; Ba(OH)2 -caracter bazic puternic; caracterul bazic creşte de la Be(OH)2 → la Ba(OH)2 de sus în jos. În perioade caracterul bazic al compuşilor scade de la stânga la dreapta de la grupa a 1-A principală la grupa a 3-a principală, pentru ca treptat să apară caracterul acid. Exemplu: perioada 2: LiOH - caracter bazic puternic; Be(OH)2 - caracter amfoter; B(OH)3 - caracter slab acid Electropozitivitatea (caracterul electropozitiv - metalic) determină în mod direct caracterul bazic al hidroxizilor Metalele alcaline (grupa 1-A) formează hidroxizi cu cel mai pronunţat caracter bazic (Li, Na, K, Rb) după care urmează în ordinea descrescătoare a caracterului bazic - hidroxizii mealelor alcalino-pământoase (grupa a 2-A principală) şi hidroxizii metalelor din grupa a 3-A principală. (Ex: scade caracterul bazic de la NaOH, apoi Mg(OH)2, la Al (OH)3 în perioada a 3-a ). Caracterul bazic al hidroxizilor metalici scade în perioadă astfel: LiOH → Be(OH)2 → B(OH)3, de la Litiu la Bor, în perioada a 2-A, de la stânga la dreapta de la grupa a 1-A la grupa a 3-A.
  68. 68 Valorile electronegativităților elementelor din grupele principale conform lui Linus Pauling. Electronegativitatea (caracterul electronegativ - nemetalic)
  69. 69  cei mai electronegativi atomi sunt cei cărora le lipsesc 1 e-, 2 e-, sau 3 e- ; şi care acceptă uşor aceşti electroni pentru a forma configuraţii stabile de octet pe ultimul strat.  cele mai mici valori ale electronegativității le au atomii care pot realiza configurația de octet doar prin cedarea unui singur electron de valenţă (elementele din grupa 1-a principală); electronegativitatea are o variație în tabelul periodic similară cu energia de ionizare: cu cât un element este mai electronegativ, cu atât elementul respectiv are o energie de ionizare mai mare şi tendinţă foarte scăzută de a ceda e- şi a forma cationi. Variația electronegativității în tabelul periodic:  crește în perioadă de la stânga la dreapta; de la grupa a 1-a la grupa a 7-a principală ; Ex: metalele alcaline ( Li, Na, K, Rb = grupa a 1-A) au electronegativitatea cea mai scăzută (energia de ionizare cea mai scăzută – cedează cel mai uşor e- de valenţă), iar halogenii (F, Cl, Br, I) sunt cei mai electronegativi ;  electronegativitatea crește în grupă de jos în sus :  Ex: în grupa a 7-a principală, caracterul electronegativ creşte de la Iod (I), la fluor (F) , de jos în sus. Fluorul F este cel mai electronegativ element din Sistemul Periodic deoarece cei 7 electroni de valenţă sunt foarte apropiaţi de nucleu (stratul 2 – L) ; Fluorul are numai 2 straturi; forţele foarte puternice de atracţie exercitate de nucleu asupra electronilor de pe ultimului strat determină direct uşurinţa foarte ridicată cu care fluorul acceptă un electron , cu formarea anionului F-.
  70. 70 Electronegativitatea (caracterul electronegativ- nemetalic) determină în mod direct caracterul acid al hidracizilor care conţin hidrogen H  atomii care cedeză electroni devin ioni pozitivi sau cationi , au caracter electropo zitiv sau metalic → energia de ionizare este o măsură a caracterului metalic al acestora - cu cât energia de ionizare este mai mică, cu atât atomii cedează mai uşor e- de valenţă – au caracter metalic mai pronunţat; atomii elementelor care acceptă electroni devin ioni negativi sau anioni, au caracter electronegativ sau nemetalic: afinitatea pentru electroni este o măsură a caracterului nemetalic (electronegativ) al acestora; - cu cât energia de ionizare este mai mare şi afinitatea pentru e- mai ridicată, cu atâr, atomii acceptă mai uşor e- pe ultimul strat – au caracter nemetalic mai pronunnţat  caracterul acid al compuşilor cu H (hidracizilor) scade în grupă de sus în jos., în acelaşi sens cu micşorarea caracterului electronegativ (nemetalic) al elementelor. Ex. caracterul acid al acizilor halogenaţi scade progresiv de la HF, HCl, HBr, la HI pentru acizii halogenaţi (grupa 7-A principală);  HF are cel mai puternic caracter acid din grupa a 7-a principală şi din Sistemul Periodic (F este cel mai electronegativ element, acceptă cel mai uşor un electron pentru a realiza configuraţia stabilă a gazului rar cel mai apropiat) În perioade caracterul acid creşte odată cu numărul grupei şi cu micşorarea caracterului bazic al elementelor, de la elementele grupei a 3-A → la halogenii grupe a 7-A, care au caracterul acid cel mai pronunţat din Sistemul Periodic.
  71. 71 Linus Pauling – consideră că electronegativitatea unui atom dintr-o moleculă reprezintă tendinţa atomului respectiv de a atrage mai puternic perechea de e- de legătură
  72. 72 Valenţa este capacitatea atomilor unui element de a se combina cu atomii altui element cu scopul atingerii configuraţiei de gaz inert, cu formarea unui nou compus chimic. Ea se numeste electrovalenţă în cazul în care configuraţia de gaz inert se realizează prin cedare sau acceptare de electroni, sau covalenţă în cazul în care configuraţia de gaz inert se realizează prin punere în comun de electroni. Elementele din tabelul periodic pot avea una sau mai multe valenţe în funcţie de partenerul la care se raportează.  valenţa elementelor din grupele principale 1-A, 2-A, 3-A faţă de hidrogen este egală cu numărul grupei;  valenţa elementelor din grupele 4-A, 5-A, 6-A, 7-A principale, de exemplu, este egală cu diferenţa dintre cifra 8 şi numărul grupei principale. Valenţa elementelor Elementele din aceeaşi grupă principală au aceeaşi valenţă maximă în combinaţie cu O2, H2 şi halogenii. Faţă de H2 , valenţa elementelor creşte în perioade de la grupa 1-A la grupa 4-A principală, fiind egală cu numărul grupei principale şi scade de la grupa 4-A la grupa 7-A principală., caz în care este egală cu diferenţa dintre 8 şi numărul grupei principale.
  73. 73 Valenţa elementelor prezintă capacitatea lor de combinare cu alte elemente. Valenţa maximă a unui element este numărul maxim de atomi de hidrogen sau echivalenţi ai acestuia, cu care elementul respectiv se poate combina. Valenţa 8 este atinsă în puţine combinaţii: RuO4, OsO4, OsF8, XeF8. În combinaţii de două elemente nu apar valenţe mai mari de 8. Valenţa pozitivă este caracteristică elementelor grupelor principale 1, 2, 13 (grupele 1- A, 2-A 3-A ),iar valenţa negativă pentru grupele 14 – 17 principale (grupele 4-A → 7-A). Metalele tranziţionale sunt aproape toate polivalente; în stare de valenţă superioară au comportament de nemetale iar în cea inferioară, de metale. Electrovalenţa reprezintă numărul de electroni cedaţi sau acceptaţi de atomii unui element în procesul de formare a ionilor, deci electrovalenţa reprezintă valenţa elementelor în combinaţii ionice. Covalenţa reprezintă numărul de electroni pe care atomii unui element îi pun în comun cu electronii altor atomi identici sau diferiţi. În tabelul periodic, valenţa maximă este aceeaşi pentru toate elementele din aceeaşi grupă, iar pentru grupele principale 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 (1-A, 2-A, 3-A, 4-A, 5-A, 6- A, 7-A), este egală cu numărul de electroni de pe ultimul strat.  valenţa unui element este dată de numărul de electroni ai acelui element care participă la formarea legăturilor chimice. Electronii de valenţă sunt toţi electronii unui element, ce pot participa la formarea de legături chimice
  74. 74  starea (numărul) de oxidare (N.O.) a unui element reprezintă sarcina electrică, reală sau formală, pe care o are elementul respectiv, într-o combinaţie chimică.  substituie noţiunea de valenţă şi este mai bine definită. Dacă se ţine cont de electroneutralitatea combinaţiilor, numerele de oxidare ale atomilor se stabilesc empiric după următoarele reguli: • N.O. = 0, pentru atomii din substanţele elementare, deoarece moleculele acestora se formează prin participare cu electroni şi nu prin transfer de electroni între atomi; • N.O. al ionilor monoatomici, în substanţele ionice, este egal cu numărul electronilor primiţi sau cedaţi; • N.O. al atomilor, în combinaţii covalente, se atribuie începând cu elementul cel mai electronegativ.Semnul sarcinii electrice atribuite elementului depinde de electronegativitatea celuilalt element din combinaţie. De exemplu: clorul este în stare de oxidare negativă (-1) în NaCl şi pozitivă (+1) în Cl2O. Fluorul şi oxigenul sunt electronegative în toate combinaţiile şi au stările de oxidare (-1) şi respectiv (-2). Metalele de tip s (grupele a 1-A şi a 2-A) posedă o sigură stare de oxidare, corespunzătoare cu numărul grupei. La metalele de tip p (grupa a 3-A), stările de oxidare pe care le manifestă diferă între ele prin două unităţi, iar la metalele tranziţionale d, stările de oxidare diferă între ele printr-o unitate Suma stărilor de oxidare maxime, în valoare absolută pozitive şi negative, în cazul elementelor care apar în mai multe stări de oxidare (exclusiv hidrogenul), este egală cu 8.
  75. 75 Bibliografie 1 Victoria Aldea, Valentina Uivarosi, Chimie Anorganică - Elemente şi Combinaţii, Editura Medicală, Bucureşti, 1999. 2. Victoria Aldea, Valentina Uivarosi, Chimie Anorganică – Principii Fundamentale, Editura Medicală, Bucureşti, 2000. 3. Catherine E. Housecroft; Alan G. Sharpe, Inorganic Chemistry, Editura: Pearson Education (U.S.), New York, 2012. 4. Alina Ştefanache, Alina Monica Miftode, Maria Miftode, Chimie Anorganică Experimentală, Editura Fundaţiei Axis, Iaşi, 2007. 5. Adrian Chiriac, Ciprian Radovan, Daniela Dascalu, Vlad Chiriac - Compendiu de chimie generală pentru licenţă, Editura Universităţii de Vest, Timişoara, 2005. 6. Cornelia Guran, Chimie Anorganică - Structura atomului. Legatura chimică., Volumul I, Editura ASAB, Bucureşti, 2017. 7. Mircea Stefan, Chimie anorganică. Note de curs, Editura Hamangiu, Bucureşti, 2017. 8. Peter Atkins, Tina Overton, Jonathan Rourke, Mark Weller, Fraser Armstrong, Inorganic Chemistry, Oxford University Press, Great Britain, 2014.
Publicidad