SISTEMUL PERIODIC AL ELEMENTELOR

A fost descoperit de Mendeleev. Cele 62 elemente cunoscute în acea perioadă au fost aşezate într-un tabel în ordinea masei lor atomice. Proprietățile elementelor variază periodic în funcţie de masa lor atomică - legea periodicităţii (Mendeleev), una dintre legile fundamentale ale naturii.

În tabelul lui Mendeleev elementele sunt aşezate în şiruri orizontale denumite perioade şi verticale denumite grupe.

Moseley - criteriu nou de clasificare a elementelor în sistemul periodic, numărul atomic (Z) - proprietăţile elementelor variază periodic în funcţie de sarcinile lor nucleare. Pe baza structurii electronice a elementelor pot fi explicate proprietăţile chimice fundamentale şi variaţia periodică a acestora.

Sistemul periodic al elementelor:

7 perioade (notate 1

7);

16 grupe [(8 grupe principale (IA-VIIIA) şi 8 secundare (IB-VIIIB)].

Grupele principale conţin metale, semimetale şi nemetale iar cele secundare metale tranziţionale. Lantanidele şi actinidele sunt două familii de câte 14 elemente care se intercalează, prima după La în perioada 6, a doua după Ac în perioada 7. Primul element din fiecare perioadă este un metal alcalin iar ultimul un gaz rar cu excepţia primei perioade (H) şi ultimei perioade; nu se cunoaşte ultimul element-118 (UUO).

Numărul perioadei indică numărul straturilor electronice ale atomilor:

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 etc.

1869 Dmitri Ivanovich Mendeleev, 1834 – 1907

Google Play - Periodic Table - Socratica, LLC; JQ Soft, Android Gems

iOS Apps Store - TheElements

Corelaţia dintre structura învelişului de electroni şi poziţia elementelor în sistemul periodic

Configuraţia electronică - descrierea amplasării în orbitali a electronilor într-un atom neexcitat.

Pentru comportarea chimică contează numai electronii de pe ultimul strat; pentru simplificare, notaţia interioară se înlocuieşte cu simbolul gazului nobil anterior, între paranteze pătrate.

Perioada 1 (H, He) - se completează stratul K, orbitalul 1s:

H: Z=1; 1e-; 1s1 He: Z=2; 2e-; 1s2

Perioada 2 (Li – Ne) - se completează K şi L, orbitalii 1s, 2s şi 2p:

Li: Z=3; 3e-; 1s2 2s1 sau [He] 2s1……….. Ne: Z=10; 10e-; [He] 2s22p6

Perioada 3 (Na-Ar) cu Z=11-18, se completează K, L şi M, orbitalii 1s, 2s, 2p, 3s şi 3p:

Na: [Ne]3s1 ………… Ar: [Ne]3s23p6

Perioada 4 (K-Kr) cu Z=19-36, se completează K, L, M şi N. E4s<E3d şi ca urmare se completează întâi orbitalul 4s şi apoi 3d urmat de 4p:

K: [Ar]4s1 ………… Kr: [Ar]4s23d104p6

Perioada 5 (Rb-Xe) cu Z= 37-54, se completează K, L, M, N şi O; E5sE4d:

Rb: [Kr]5s1 ……………. Xe: [Kr]5s24d105p6

Perioada 6 (Cs-Rn) conţine 32 elemente, se completează K, L, M, N, O şi P; E6sE4f E5d :

Cs: [Xe]6s1 …………… Rn: [Xe]6s24f145d106p6

Perioada 7 începe la elementul Fr , se completează K, L, M, N, O, P şi Q:

Fr: [Rn] 7s1 ………….. Mt: [Rn] 7s25f146d7!!!!!!!!!

Electronii de pe ultimul strat energetic se numesc electroni de valenţă.

Gazele rare au 2 (He) sau 8 (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) electroni de valenţă fiind stabile chimic (dublet sau octet).

1

H

1,008

Hidrogen

Z

A

Curs 3

După tipul de orbital în care se plasează electronul distinctiv elementele se pot grupa în 4 blocuri:

► blocul s – electronul distinctiv într-un orbital de tip s; ultimul strat are structura ns1…2

(elementele gr. IA, IIA)

► blocul p – electronul distinctiv într-un orbital de tip p; ultimul strat are structura

ns2np1…6 (elementele gr. IIIA-VIIIA)

► blocul d – electronul distinctiv într-un orbital de tip d; ultimul strat are structura

ns2(n-1)d1….10 (elementele gr. IB-VIIIB, elementele tranziţionale)

► blocul f - electronul distinctiv într-un orbital de tip f; ultimul strat are structura ns2(n-1)d1-10(n-2)f1….14

-lantanide (4f)

-actinide (5f)

Proprietăţilor elementelor chimice: neperiodice - determinate de nucleele atomice ale elementelor (număr atomic, masa atomică relativă); periodice - determinate de configuraţia electronică a elementelor şi structura învelişului electronic exterior.

Proprietăţile periodice sunt fizice (volum atomic, rază atomică, rază ionică, energie de ionizare, afinitate pentru electroni, spectre optice, densitate, temperaturi de fierbere şi topire) şi chimice.

. - +

- +

Grupe 1 ( IA ) 2 ( IIA ) 3 ( IIIB ) 4 ( IVB ) 5 ( VB ) 6 ( VIB ) 7 ( VIIB ) 8 ( VIIIB ) 9 ( VIIIB ) 10 ( VIIB 11 ( IB ) 12 (II B) 13 ( IIIA ) 14 ( IVA 0

15 ( VA ) 16 ( VIA ) 17 ( VIIA ) 18 ( VIIIA )

Perioade

1

1

H 1.008

2

He 4.0026

2

3

Li 6.94

4

Be 9.0122

5

B 10.81

6

C 12.011

7

N 14.007

8

O 15.999

9

F 18.998

10

Ne 20.180

3

11

Na 22.990

12

Mg 24.305

13

Al 26.982

14

Si 28.085

15

P 30.974

16

S 32.06

17

Cl 35.45

18

Ar 39.948

4

19

K 39.098

20

Ca 40.078

21

Sc 44.956

22

Ti 47.867

23

V 50.942

24

Cr 51.996

25

Mn 54.938

26

Fe 55.845

27

Co 58.933

28

Ni 58.693

29

Cu 63.546

30

Zn 65.38

31

Ga 69.723

32

Ge 72.63

33

As 74.922

34

Se 78.96

35

Br 79.904

36

Kr 83.798

5

37

Rb 85.468

38

Sr 87 .62

39

Y 88.906

40

Zr 91.224

41

Nb 92.906

42

Mo 95.96

43

Tc [97.91]

44

Ru 101.07

45

Rh 102.91

46

Pd 106.42

47

Ag 107.87

48

Cd 112.41

49

In 114.82

50

Sn 118.71

51

Sb 121.76

52

Te 127.60

53

I 126.90

54

Xe 131.29

6

55

Cs 132.91

56

Ba 137.33

*

71

Lu 174.97

72

Hf 178.49

73

Ta 180.95

74

W 183.84

75

Re 186.21

76

Os 190.23

77

Ir 192.22

78

Pt 195.08

79

Au 196.97

80

Hg 200.59

81

Tl 204.38

82

Pb 207.2

83

Bi 208.98

84

Po [208.98

85

At [209.99

86

Rn [222.02

7

87

Fr [223.02

88

Ra [226.03

*

*

103

Lr [262.11]

104

Rf [265.12

105

Db [268.13

106

Sg [271.13

107

Bh [270]

108

Hs [277.15

109

Mt [276.15

110

Ds [281.16

111

Rg [280.16

112

Cn [285.17

113

Uut [284.18

114

Fl [289.19

115

Uup [288.19

116

Lv [293]

117

Uus [294]

118

Uuo [294]

CARACTER NEMETALIC

CARACTER METALIC

AFINITATE ELECTRONICĂ

ENERGIE DE IONIZARE

RAZ Ă ATOMICĂ

ENERGIE DE IONIZARE

AFINITATE ELECTRONICĂ

RAZ Ă ATOMICĂ

Periodicitatea proprietăţilor chimice

1. Caracterul electrochimic – proprietatea elementelor de a ceda (electropozitive) sau accepta electroni (electronegative).

În perioade, caracterul electropozitiv (metalic) scade de la stânga la dreapta şi creşte cel electronegativ (nemetalic). În stânga sistemului periodic se află metale, elemente cu caracter electropozitiv pronunţat, iar în dreapta nemetale, elemente cu caracter electronegativ pronunţat. În grupele de la mijlocul tabelului caracterul electric se atenuează astfel încât elementele din grupa IVA , în special carbonul, sunt electroneutre.

În grupe electronegativitatea scade de sus în jos în timp ce electropozitivitatea creşte în acelaşi sens. În grupele principale ale sistemului periodic paralel cu creşterea caracterului metalic, scade caracterul nemetalic. În grupele secundare se află metalele tranziţionale a căror electropozitivitate variază invers decât în grupele principale.

2. Caracterul bazic al hidroxizilor - creşte de sus în jos în grupele principale odată cu creşterea caracterului electropozitiv al elementelor. Spre ex. gr. IIA: 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

În perioade caracterul bazic al compuşilor scade de la stânga la dreapta pentru ca treptat să apară caracterul acid. Spre ex. perioada 2: LiOH - caracter bazic puternic; Be(OH)2 - caracter amfoter; B(OH)3 - caracter slab acid

3. Caracterul acid al compuşilor cu H creşte în grupă de sus în jos. Ex. tăria acizilor halogenaţi creşte de la HF la HI

În perioade caracterul acid creşte o dată cu numărul grupei

4. Tăria acizilor oxigenaţi creşte în perioade de la stânga la dreapta.

H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4

În grupe scade de sus în jos.

5. 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 I la grupa IV, fiind egală cu numărul grupei, şi scade de la grupa IV la grupa VII.

Valenţa maximă faţă de O2 creşte şi este egală cu numărul grupei principale din care face parte elementul.

Faţă de F2 - valenţa elementelor creşte de la 1 la 8 şi este egală cu numărul grupei.

STRUCTURA MOLECULELOR

Legătura chimică - ansamblu de interacţiuni care se exercită între atomi, ioni sau molecule care conduce la formarea unor specii moleculare independente.

Legături chimice: - tari (ionică, covalentă, metalică)

- slabe (legătura de hidrogen, legătura van der Waals)

Legătura ionică

Elementele din grupele IA şi IIA pierd uşor 1 respectiv 2 electroni în timp ce elementele grupelor VIIA şi VIA câştigă 1 respectiv 2 electroni realizând configuraţii stabile de octet.

În urma transferului de electroni de la un element electropozitiv la un element electronegativ rezultă ioni de semn contrar care se atrag prin forţe electrostatice până la distanţa minimă permisă de repulsiile între învelişurile lor electronice.

Se poate considera că formarea legăturii ionice decurge în două etape:

1. formarea ionilor de semn contrar;

2. atracţia ionilor prin forţe electrostatice rezultând compusul ionic.

Ionii participanţi la legătura ionică pot fi monoatomici sau poliatomici.

Ex: reacţia dintre un halogen şi un metal alcalin :

Na + Cl Na+ + Cl- Na+Cl-

Combinaţiile ionice nu sunt molecule ci reţele ionice datorită atracţiei electrostatice dintre ioni (forţe fizice nedirijate în spaţiu) care determină ansamblul să adopte o dispoziţie regulată corespunzătoare reţelei cristaline. Ionii se află în nodurile reţelei cristaline şi fiecare ion tinde să se înconjoare cu un număr maxim de ioni de semn opus. Formulele brute atribuite combinaţiilor ionice (NaCl, NaF, CaCl2 etc.) nu reprezintă compoziţia adevărată a substanţei ci raportul de combinare a ionilor.

Legătura ionică nu este dirijată în spaţiu, nu este rigidă permiţând dizolvarea compuşilor ionici în solvenţi polari şi înlocuirea uşoară a ionilor din reţea cu alţi ioni.

Spre grupele centrale ale sistemului periodic deosebirile între caracterul electrochimic al elementelor se atenuează ceea ce conduce la diminuarea caracterului ionic al legăturilor în combinaţiile elementelor respective.

Combinaţiile ionice tipice sunt sărurile (NaCl, KCl), unii oxizi bazici (Na2O, K2O, CaO) şi unele baze (NaOH, KOH, Ca(OH)2.

Legătura covalentă

Teoria electronică a covalenţei

Legătura covalentă se realizează între atomii elementelor identice sau puţin diferite din punct de vedere al caracterului electrochimic, prin punerea în comun a unui acelaşi număr de electroni necuplaţi de către fiecare dintre cei doi participanţi la legătură. Rezultă molecule sau reţele atomice.

Perechea de electroni de legătură - pereche de electroni participanţi. Ambii atomi participanţi realizează o configuraţie electronică stabilă deoarece dubletele de electroni rezultate le aparţin în egală măsură deplasându-se pe orbite care cuprind amândouă nucleele.

O legătură covalentă se reprezintă printr-o liniuţă.

În funcţie de natura atomilor participanţi, legătura covalentă poate fi: nepolară – atomii participanţi sunt de acelaşi tip; perechea de electroni de legătură aparţine în egală măsură

ambilor atomi; norul electronic este distribuit simetric între cele două nuclee; se formează molecule nepolare diatomice (H2, Cl2 etc.) sau cu simetrie geometrică (CH4, CCl4, CO2 etc.);

polară – atomii participanţi sunt diferiţi; perechea de electroni de legătură este atrasă mai puternic de atomul mai electronegativ; densitatea norului electronic este mai mare în jurul atomului mai electronegativ, molecula rezultată este alungită şi prezintă 2 poli (dipol); apar sarcini electrice parţiale (cu valoare fracţionară, notate cu δ+ sau δ-); legătura covalentă polară are caracter parţial ionic;

H2 + Cl2 2Hδ+ - Clδ-

coordinativă - se realizează printr-o pereche de electroni neparticipanţi ai unuia dintre atomii participanţi la legătură (atom donor); această pereche de electroni este pusă în comun cu un alt atom care este deficitar în electroni (atom acceptor); este un caz particular al legăturii covalente şi se simbolizează printr-o săgeată cu vârful îndreptat către atomul acceptor; acest tip de covalenţă se întâlneşte la formarea ionilor poliatomici şi a combinaţiilor complexe.

.

H HH H+. . .. H H

H N

H

N

+ B

F

F

F

= H N

H

N

B

F

F

F