Chimie Atom

5/11/2018 Chimie Atom - slidepdf.com

http://slidepdf.com/reader/full/chimie-atom 1/6

VARIAŢIA PROPRIETĂŢILOR ELEMENTELOR CHIMICE

ÎN TABELUL PERIODIC

1. INTRODUCERE

Elementele dintr-o grupă a tabelului periodic au aceeaşi configuraţie electronică a stratuluide valenţă şi deci proprietăţi chimice asemănătoare.

Elementele din aceeaşi perioadă diferă unul de vecinul său prin electronul distinctiv, acestlucru având drept consecinţă proprietăţi chimice diferite.

Numărul atomic Z corespunde numărului total de electroni. În anul 1913, fizicianulenglez Henry G.J. Moseley a reformulat legea periodicităţii elementelor chimice, astfel:

Proprietăţile elementelor chimice sunt funcţii periodice ale numărului atomic Z .Sensul fizic al legii periodicităţii constă în aceea că se revine periodic la distribuţii

electronice identice pe ultimul strat numit strat de valenţă.Proprietăţile elementelor sunt determinate de configuraţiile lor electronice şi pot fi

clasificate ca în schema de mai jos:

PROPRIETĂŢILE ELEMENTELOR CHIMICE

NEPERIODICE PERIODICE

10 numărul atomic Z 20 numărul de masă A30 spectre de raze X FIZICE CHIMICE

10 raza atomică şi volumulatomic

20 raza ionică şi volumulionic

30 energia de ionizare40 afinitatea pentru electroni50 spectre optice60 puncte de topire şi

puncte de fierbere

10 caracter electropozitiv (metalic)20 caracter electronegativ (nemetalic)30 valenţa40 numărul de oxidare N.O.

2. PROPRIETĂŢI NEPERIODICE

Proprietăţile neperiodice ale elementelor chimice sunt determinate de nucleele atomilor prin valoarea numărului atomic Z şi prin valoarea numărului de masă A .

2.1. NUMĂRUL ATOMIC

Numărul atomic, notat Z , reprezintă numărul protonilor p11+

din nucleu, numărul

electronilor e0

1− din învelişul electronic şi căsuţa (numărul de ordine) din tabelul periodic al

elementelor chimice, e p Z ==

. Numărul atomic creşte continuu în tabel de la 1 la 112.

2.2. NUMĂRUL DE MASĂ



Numărul de masă, notat A , reprezintă suma dintre numărul de protoni şi numărul deneutroni din nucleu: n p A += , adică n Z A += , unde n reprezintă numărul de neutroni.

OBSERVAŢIE : Pentru orice specie de atomi, numărul de masă A , fiind o sumă de particule, este un număr întreg. Pentru aplicaţii numărul de masă se va stabili rotunjind parteazecimală a masei atomice relative, prin adaus atunci când aceasta este mai mare decât 0,5 şi prinlipsă atunci când aceasta este mai mică decât 0,5.

Izotopii , (lb. greacă: isos = acelaşi şi topos = loc) sau nuclizi , notaţi X A Z , sunt atomii

aceluiaşi element chimic X , cu acelaşi număr de protoni (acelaşi număr atomic Z ), dar cu număr diferit de neutroni (număr de masă A diferit).

De exemplu, hidrogenul are 3 izotopi: H 1

1 - protiu (un proton şi zero neutroni) ; H 2

1 -

deuteriu (un proton şi un neutron); H 3

1 - tritiu (un proton şi doi neutroni).Izotopii unui element chimic ocupă acelaşi loc în tabelul periodic al elementelor.

Elementele chimice cu numărul atomic Z impar pot avea maxim 2 izotopi, iar cele cu numărulatomic par pot avea mai mult de 2 izotopi.

În cazul carbonului au fost identificaţi 12 izotopi. Dintre aceştia, cel mai stabil esteizotopul C 12

6 (conţine în nucleu 6 protoni şi 6 neutroni), fapt pentru care a fost ales ca izotop dereferinţă.

Separarea izotopilor se realizează doar prin metode speciale deoarece diferă puţin prin proprietăţile lor.

3. PROPRIETĂŢILE PERIODICE

Proprietăţile periodice ale elementelor chimice sun determinate de învelişul electronic.

3.1. PROPRIETĂŢILE FIZICE PERIODICE

3.1. RAZA ATOMICĂ ŞI VOLUMUL ATOMIC

Raza atomică este o mărime care caracterizează atomul şi este egală cu jumătate dindistanţa dintre nucleele a doi atomi vecini dintr-un eşantion de material în care atomii nu suntionizaţi.

Raza atomică este de ordinulm A

100

101−

=şi, în grupele principale, creşte de sus în jos,

o dată cu creşterea numărului de straturi.În perioadă, la elementele din grupele principale, raza atomică scade de la stânga la

dreapta, o dată cu creşterea numărului atomic Z , deoarece electronii nou intraţi se aşează în acelaşisubstrat situat la aceeaşi distanţă de nucleu, în timp ce sarcina nucleară creşte.

Mărimea razelor atomice influenţează puternic caracterul electrochimic al elementelor şiunele proprietăţi fizice.

Volumul atomic reprezintă raportul dintre masa atomică şi densitatea unui element.Volumul atomic, în perioadă descreşte de la stânga la dreapta, iar în grupe creşte de sus în josdatorită creşterii numărului de straturi.

2.2. RAZA IONICĂ

Raza ionică este o mărime care caracterizează dimensiunea relativă a unui ion într-uncristal ionic.

Atomii elementelor au tendinţa de a-şi realiza, pe ultimul strat, configuraţii electronice

stabile de dublet şi de octet, asemănătoare gazului rar cel mai apropiat:- prin punerea în comun a electronilor de pe ultimul strat cu electronii altor atomi identicisau diferiţi, realizând astfel legături covalente;

- prin cedare sau acceptare de electroni şi formarea de ioni.



Ionul este atomul încărcat cu sarcină electrică pozitivă sau negativă datorită număruluidiferit de electroni de pe ultimul strat în comparaţie cu cel al protonilor din nucleu.

Procesul de formare a ionilor se numeşte ionizare.Prin cedare de electroni, atomul unui element se transformă in ion pozitiv numit cation, iar

prin acceptare de electroni, atomul elementului chimic se transformă în ion negativ, numit anion.În grupă, razele ionilor pozitivi şi negativi cresc de sus în jos, o dată cu creşterea numărul

de straturi, în acelaşi sens cu razele atomice.

În perioadă, razele ionilor pozitivi şi negativi scad de la stânga la dreapta, o dată cucreşterea numărului atomic Z .Între razele atomice şi cele ionice există relaţia:

anionatomcation r r r

Fie ionii: −++ e p Na 1011:

−++ e pMg 1012:

2

−++ e p Al 1013:

3

−−+ e p As 3633:

3

−−+

e pSe3634:

2

−−+ e p Br 3635:

Se observă că un număr egal de electroni este atras de un număr din ce în ce mai mare de protoni. Acest lucru explică micşorarea razei ionice în perioadă de la stânga la dreapta.

2.3. ENERGIA DE IONIZARE

Energia de ionizare, notată i E şi măsurată în mol kJ / sau în electronvolţi( )mol kJ eV /49,961 = , reprezintă cantitatea de energie absorbită în procesul de îndepărtare aunuia sau a mai multor electroni dintr-un atom în faza gazoasă (energia consumată în procesul deformare a ionilor pozitivi):

−+→+ ne pozitivionionizaredeenergiaatom

Energia de ionizare poate fi primară (pentru îndepărtarea unui singur electron), secundară(pentru îndepărtarea celui de-al doilea electron de pe stratul de valenţă) etc.

Cu cât ionizarea este mai avansată, este necesară o energie mai mare pentru a îndepărtaîncă un electron:

321 iii E E E

În perioadă, energia de ionizare este cu atât mai mare cu cât numărul electronilor devalenţă este mai mare, adică ea creşte de la stânga la dreapta, o dată cu creşterea numărului atomic Z .

În grupele principale, energia de ionizare scade de sus în jos, o dată cu creşterea număruluide straturi.

Cu cât energia de ionizare este mai mică cu atât elementul este mai electropozitiv. Potenţialul de ionizare, notat I , reprezintă raportul dintre energia de ionizare i E şi

numărul atomic Z :

Z

E I

i= .

2.4. AFINITATEA PENTRU ELECTRONI



Afinitatea pentru electroni , notată e A , reprezintă energia care se degajă atunci când unatom acceptă un electron pentru a forma un ion negativ.

Afinitatea pentru electroni, în perioadă creşte de la stânga la dreapta, iar în grupă creşte de jos în sus. Cu cât afinitatea pentru electroni este mai mare, cu atât elementul este maielectronegativ.

2.5. SPECTRELE OPTICE

Spectrele optice ale elementelor chimice din aceeaşi grupă se aseamănă mult între ele şi sedeosebesc de spectrele optice ale elementelor chimice din alte grupe.

2.6. PUNCTELE DE TOPIRE ŞI DE FIERBERE

Punctele de topire şi de fierbere, în perioadă cresc de la extremităţi către grupa IVA, îngrupele IA, IIA, IIA, IVA cresc de jos în sus, iar în grupele VA, VIA, VIIA, VIIIA cresc de jos însus.

În grupele secundare punctele de fierbere cresc de sus în jos, cu excepţia grupelor IB şiIIB unde scad. Variaţia punctelor de topire în grupele secundare este neregulată.

3. PROPRIETĂŢILE CHIMICE PERIODICE

3.1. CARACTERUL ELECTROPOZIT

Electropozitivitatea reprezintă capacitatea atomilor cu puţini electroni pe ultimul strat(electroni de valenţă) de a-i ceda altor atomi şi a forma ioni pozitivi (numărul protonilor din nucleueste mai mare decât numărul electronilor din învelişul electronic).

În perioadă caracterul electropozitiv scade de la stânga la dreapta, iar în grupă creşte desus în jos.

3.2. CARACTERUL ELECTRONEGATIV

Termenul de electronegativitate a fost introdus în anul 1934 de R.S. Mulluken ca termenunic pentru a exprima în sens larg tendinţa atomilor de a forma ioni pozitivi şi negativi.

Electronegativitatea este o mărime care reprezintă capacitatea unui atom de a atrage spreel electroni cu scopul de a forma legături.

Pentru a calcula electronegativitatea Mulliken a pornit de la premisa că aceasta este egalăcu diferenţa dintre potenţialul de ionizare I şi afinitatea pentru electroni e A :

ei A

Z E A I ativitatea Electroneg −=−=

Chimistul american Linus Pauling a realizat o scală a electronegativităţii cu valoricuprinse între 1 şi 4. Electronegativitatea cea mai mică aparţine cesiului (elementul chimic cucaracterul metalic cel mai pronunţat) şi cea mai mare aparţine fluorului (elementul cu caracterulnemetalic cel mai accentuat).

Elementele situate în grupele principale IA, IIA şi IIIA îşi realizează configuraţia stabilăde electroni pe ultimul strat prin cedare de electroni. Aceste elemente au valori mici aleelectronegativităţii, mai mici decât 1,7.

Electronegativitate mare o au elementele care captează cu uşurinţă electroni.Elementele situate în grupele principale IVA – VIA îşi realizează configuraţia stabilă prin

punere în comun sau prin acceptare de electroni. Aceste elemente au electronegativităţi mai mari de1,7, având o tendinţă pronunţată de a atrage electroni.

În perioadă, electronegativitatea creşte de la grupa IA la VIIA o dată cu creşterea sarciniinucleare şi cu creşterea atracţiei nucleului.



În grupă, electronegativitatea creşte de jos în sus, o dată cu descreşterea numărului destraturi ocupate de electroni şi creşterea atracţiei nucleului.

3.3. VALENŢA

Valenţa este capacitatea unui atom de a lega sau substitui prin reacţii chimice un anumitnumăr de alţi atomi.

Valenţa este determinată de numărul electronilor care participă la legătura chimică. Numărul grupei principale indică valenţa maximă a elementelor.Valenţa se poate raporta la hidrogen sau la oxigen. Valenţa elementelor raportată la

hidrogen creşte în perioadă de la grupa IA la grupa IVA, apoi scade. Pentru elementele din grupeleV-VII valenţa faţă de hidrogen se stabileşte cu ajutorul relaţiei:

Valenţa = 8 - nr. grupei Electrovalenţa reprezintă valenţa elementelor care se transformă uşor în ioni şi est egală

cu numărul de electroni cedaţi sau acceptaţi.Covalenţa reprezintă valenţa exprimată prin numărul de electroni pe care un atom îi pune

în comun cu electronii altui atom. Covalenţa se notează cu cifre romane scrise în paranteză îndreapta simbolului chimic. De exemplu: H(I), O(II).

3.4. NUMĂRUL DE OXIDARE

Numărul de oxidare, notat N.O., al unui atom sau ion:- este egal cu numărul de electroni proprii implicaţi în formarea de legături ionice sau

covalente heteroatomice;- reprezintă sarcini reale pentru ionii din compuşii ionici şi sarcini formale pentru compuşii

covalenţi;- este sarcina pe care ar avea-o un atom dacă electronii din fiecare legătură la care ia parte

acest atom ar fi atribuiţi atomului cel mai electronegativ.Atomii elementelor în stare liberă sau în compuşi pot prezenta diverse numere de oxidare.

Regulile de stabilire a N.O., stabilite prin convenţie, sunt:10 pentru substanţe chimice elementare (necombinate), atât pentru atomi, cât şi pentru

molecule N.O. = 0;20 pentru ionii monoatomici şi poliatomici N.O. = sarcina ionului (de exemplu, pentru:

2CaF , 2.. 2 +=

+Ca

O N şi 1.. −= F O N ; 4 NaSO , 1.. +=

+ Na

O N şi 2..4−=

SOO N );

30 pentru atomul de hidrogen din compuşii covalenţi N.O. = + 1 (de exemplu, pentru: HCl , 1.. += H O N ; O H

2 , 1.. += H O N ; 3 NH , 1.. += H O N ; 4

CH , 1.. += H O ; 42SO H ,

1.. += H O N ), pentru hidrurile ionice (ale metalelor alcaline) N.O. = - 1 (de exemplu, pentru: LiH , 1.. −= H O N ; NaH , 1.. −= H O N );

4 0 pentru atomul de oxigen din compuşii ionici sau covalenţi N.O. = - 2 (de exemplu, pentru: compuşii ionici O Na

2 , 2.. −=OO N ; CaO , 2.. −=OO N sau compuşii covalenţi

O H 2 , 2.. −=OO N ; 2

CO , 2.. −=OO N ; 2.. −=OO N ; 3SO , 2.. −=OO N ), cu excepţia

peroxizilor unde N.O. = - 1 (de exemplu, pentru: 22O H , 1.. −=OO N ; 22

O Na , 1.. −=OO N ;O F

2 , 2..2

+=O F O N );50 N.O, depinde de electronegativitatea elementelor cu care un alt element formează un

compus (de exemplu în cazul 4CH 4.. −=C O N , iar al 4

CCl 4.. +=C O N ;6 0 suma algebrică a N.O. ale tuturor elementelor dintr-o moleculă este zero;7 0 suma algebrică a N.O. dintr-un ion complex este egală cu sarcina ionului;80 în cazul carbonului din compuşii organici N.O. se calculează însumând pentru cele patru

legături ale carbonului, astfel:- 1 pentru fiecare legătură C - H0 pentru fiecare legătură C - C

+ 1 pentru fiecare legătură C - X, unde X este un heteroatom (F, Cl, Br, O, N)



90 dacă într-o substanţă, pentru un element, se obţin valori fracţionare ale N.O., înseamnăcă doi atomi ai aceluiaşi element din acea substanţă posedă numere de oxidare diferite. De exempluîn cazul 642

OS Na , avem: 5,2..0)2(6..4)1(2 =⇒=−+++S S

O N O N . Acest lucru se întâmplădeoarece există doi atomi de sulf cu N.O. = + 5 şi doi atomi de sulf cu N.O. = 0.

Elementele din grupele principale IA, IIA şi IIIA au N.O. pozitiv şi egal cu numărulgrupei.

Elementele din Grupele principale IVA, VA, VI, şi VIIA au N.O. în funcţie de caracterul

chimic al elementelor cu care se combină, astfel: N.O maxim pozitiv şi egal cu numărul grupei atunci când se combină cu un element mai

electronegativ; N.O. negativ şi egal cu diferenţa dintre 8 şi numărul grupei atunci când se combină cu un

element mai electropozitiv.

De exemplu, pentru elementele perioadei a 3-a:

N.O. în compuşii oxigenuluiCompusul O Na

2MgO

32O Al 2

SiO52

O P 3SO

72OCl

N.O. + 1 + 2 + 3 + 4 + 5 + 6 + 7 Nr. grupei IA IIA IIIA IVA V VI VII N.O. = nr. grupei

N.O. în compuşii hidrogenuluCompusul H Na

2 2MgH 3

AlH 4

SiH 3

PHO S H 2 HCl

N.O. + 1 + 2 + 3 - 4 - 3 - 2 - 1 Nr. grupei IA IIA IIIA IVA V VI VII

N.O. = nr. grupei N.O. = 8 - nr. grupei

Chimie Atom

Documents

Transcript of Chimie Atom