1

Corelatii între pozitia elementului în Tabelul Periodic siproprietatile lui fizice si chimice

În functie de felul în care variaza de la un element la altul, proprietatileelementelor sunt:

-neperiodice – variaza continuu de la un element la altul: numarul atomic simasa atomica;

-periodice – se repeta la un numar de elemente si sunt functii periodice denumar atomic Z. Sunt determinate de invelisul electronic.

Proprietatile periodice sunt:- fizice: raza atomica, raza ionica, energie de ionizare, afinitate pentru electroni,

densitate, puncte de fierbere si de topire etc.- chimice: caracter electropozitiv (metalic), caracter electronegativ (nemetalic),valenta, numar de oxidare N.O.

CHIMIE: CURS 4

2

Periodicitatea proprietăţilor fizice ale elementelor

1. Razele atomice – funcţii periodice ale numărului atomic alelementelor, Z.

În cadrul unei perioade, în grupele principale, razele atomice scad cucreşterea numărului de ordine Z!!!Exemplu: într-o perioadă, metalele alcaline au cele mai mari raze atomice, urmatede metale alcalino – pământoase şi gaze rare; metalele tranziţionale din mijloculfiecărei perioade au cele mai mici raze atomice dintre elementele unei perioade.

În grupe, razele atomice cresccu creşterea numarului atomicZ!!!

În grupele secundare, razeleatomice cresc uşor cu creştereanumărului atomic Z, existând odiferenţă mică între razele atomiceale elementelor din perioada a 5-a şia 6-a.

3

2. Razele ionice – functii periodice ale numărului atomic alelementelor, Z.

Raza ionică – raza cationului sau a anionului din compuşii ionici cristalini.Raza ionică – dimensiunea relativă a unui ion într-un cristal ionic.Raza cationului (ion pozitiv) – mai mică decât raza atomului de la care a provenit(atomul pierde electroni, se transforma în cation cu aceeaşi sarcină nucleara, vaatrage un număr mai mic de electroni ce implică scăderea razei).

Raza unui anion (ion negativ) – mai mare decât raza atomului din care provine(atomul accepta electroni, se transforma în anion cu aceeaşi sarcină nucleară ca aatomului, atrage un număr mai mare de electroni, cresc respingerile electrostatice şivor determina extinderea norului electronic şi creşterea razei ionului).

4

3. Volumul atomic – se modifică periodic cu numărul de ordine Z al elementelor.Volumul atomilor scade în perioade de la stânga la dreapta şi creşte în grupe de susîn jos.

4. Energia de ionizare (potenţial de ionizare), I (eV)- energia consumată la îndepărtarea unuia sau a mai multor electroni dintr-un atomizolat în fază gazoasă;- în perioadă, energia de ionizare creşte de la grupa 1 la grupa 18 (de la stânga ladreapta); o dată cu creşterea numărului atomic Z.- în grupe, energia de ionizare scade cu creşterea numărului atomic Z (o dată cucreşterea numărului de straturi ocupate cu electroni şi cu micşorarea atracţieielectrostatice a nucleului asupra electronilor din stratul exterior ca urmare adepărtării de nucleu).

5

5. Afinitatea pentru electroni, A (eV)- energia degajată (consumată) de un atom izolat în fază gazoasă care accepta unelectron şi se transforma în ion negativ; acceptarea a doi sau mai mulţi electroni înconfiguraţia unui atom se face cu consum de energie.

- în perioadă, afinitatea pentru electroni creşte o dată cu creşterea lui Z (excepţieelementele din grupa 2 şi 18);-în grupe, afinitatea pentru electroni scade cu creşterea numărului atomic Z(electronul se adaugă pe un nivel energetic a cărei distanţă de la nucleu creşte odată cu numărul de straturi).

Alte proprietăţi care pot fi considerate funcţii periodice ale numerelor atomice:densitatea, punct de topire, punct de fierbere, structură cristalină etc.

6

Periodicitatea proprietăţilor chimice ale elementelor

Caracterul electrochimic al elementelor

1. Caracterul electropozitiv (electropozitivitatea) elementelor

- tendinţa atomilor de a ceda electroni şi de a forma ioni pozitivi;- manifestat de elemente cu character metalic (metale alcaline şi alcalino –pământoase);- creşte o dată cu creşterea caracterului metalic şi cu scăderea energiei de ionizare.

În grupele principale, caracterul electropozitiv creşte de sus în jos, odată cu creşterea numărului atomic Z, deci cu creşterea numărului de straturiocupate de electroni.

În perioade, caracterul electropozitiv scade de la grupa 1 la 14, o datăcu creşterea numărului atomic Z şi cu creşterea numărului de electroni cedaţi.

7

2. Caracterul electronegativ (electronegativitatea) al elementelor

- tendinţa atomilor elementelor de a primi electroni şi de a forma ioni negativi;- elementele au caracter electronegativ mai accentuat cu cât accepta un număr maimic de electroni pe un strat mai apropiat de nucleu, unde forţa de atracţie este maimare;- aceste elemente sunt nemetale, îşi manifestă caracterul nemetalic.

În grupe, caracterul electronegativ scade de sus în jos, o dată cucreşterea numărului atomic Z, deci cu creşterea numărului de straturi ocupate deelectroni.

În perioade, caracterul electronegativ creşte de la grupa 14 la 17, odată cu creşterea numărului atomic Z, cu micşorarea numărului de electroni captaţişi creşterea sarcinii nucleare.

F - elementul cel mai electronegativ din sistemul periodic.

8

3. Valenţă. Număr de oxidare

-noţiunea de număr de oxidare (stare de oxidare) N.O. înlocuieşte conceptulde valenţă, desemnând numărul de sarcini positive sau negative care se potatribui unui atom într-o combinaţie, în funcţie de sarcinile electrice reale sauformale ale celorlalţi atomi cu care este combinat.

Numărul de oxidare al elementelor în combinaţie cu alte elemente maielectronegative decât ele prezintă valori pozitive, deoarece pot ceda acestora, totalsau parţial, electronii lor de valenţă.

- În majoritatea cazurilor, numărul maxim de oxidare pozitiv al unui element esteegal cu numărul grupei sistemului periodic din care face parte elemental respectiv.

- În combinaţiile cu alte elemente, mai electropozitive decât ele, elementeleprezintă un singur număr de oxidare negativ egal cu (8 – n), în care n este numărulgrupei din care face parte elementul respectiv.

9

10

Reguli pentru stabilirea numerelor de oxidare

Numerele de oxidare se stabilesc dupa urmatoarele reguli:1. Elementele în stare libera (atomi sau molecule) au numarul de oxidare zero.

2. În compusii ionici elementele au numarul de oxidare egal cu numarul deelectroni cedati sau acceptati în procesul de formare a ionilor.

3. În compusii covalenti, de regula, atomului de hidrogen i se atribuie N.O.+ 1 si atomului de oxigen N.O. -2;- numarul de oxidare al celorlalte elemente se stabileste tinând seama deregula urmatoare: suma algebrica a numerelor de oxidare ale tuturorelementelor componente ale compusului covalent este egala cu zero.

11

4. Într-un ion poliatomic atomul de hidrogen are totdeauna N.O. +1 si cel deoxigen N.O. -2. Suma algebrica a N.O. ale tuturor elementelor componente aleionului poliatomic este egala cu sarcina sa.

5. Exceptii: în peroxizi atomul de oxigen are N.O. -1.

În hidruri ale metalelor alcaline si alcalino-pamântoase atomul de hidrogenare N.O. -1.

12

Configuraţiile electronice ale atomilor

Principiul energiei minime – nivelele energetic existente se ocupă în ordineacrescătoare a energiei lor.

Regula tablei de şah

13

14

Exemple ale configuraţiilor electronice pentru unele elemente chimice:

15

In natura elementele chimice se gasesc in general combinate intre ele,reprezentând substante simple sau compuse, cu exceptia gazelor raresi a unor metale aflate in stare nativa.

In general atomii care au un numar mic de electroni periferici,nu pot exista ca specii izolate; se stabilizeaza prin interactie cuelectronii altor atomi formand configuratii electronice de stabilitatemaxima prin modificarea invelisului electronic periferic generandlegatura chimica.

Rezulta o varietate de sisteme complexe: substante elementare sicombinatii chimice. Aceasta varietate depinde de modul de organizareal atomilor in agregate complexe (retele) precum si de natura diferita afortelor de interactie intre atomi.

LEGĂTURI CHIMICE

16

Legătura chimică – forţa care menţine împreună atomii în moleculeşi determină structura, şi proprietăţile substanţelor. Estedeterminată de învelişul electronic exterior al atomilor.

Atomii:- instabili în stare liberă;-în stare fundamentală au învelişuri atomice incomplete şi au tendinţa de a selega între ei.Din punct de vedere structural, substanţele pot fi formate din: atomi, ioni,molecule (macromolecule) legate prin diferite tipuri de legături chimice.

Legături intramoleculare:Legătura ionică (electrovalentă);Legătura covalentă (atomic);Legătura metalică.

Legături intermoleculare:Legături (punţi) de hidrogen;Legături (forţe) van der Waals.

17

Legătura ionică (electrovalentă)W. Kossel – bazele legăturii ionice.

Prin combinare, atomii au tendinţa de a ceda sau de a accepta unulsau mai mulţi electroni pentru a dobândi o strucutură electronicastabilă, corespunzătoare gazului rar.

Formarea legăturii ionice implică 2 etape:- Transformarea atomilor în ioni;-Atracţia electrostatic între ioni.

Formarea ionilor are loc prin cedare sau acceptare de electroni.

Metalele puternic electropozitive, cu număr mic de electroni pe ultimul strat (maiales grupele IA şi IIA) cedează electronii de pe stratul de valenţă trecând în ionipozitivi (cationi). Aceştia vor avea configuraţia stabilă a gazului rar precedent.

18

Nemetalele, puternic electronegative, cu deficit de electroni faţă de configuraţia degaz rar, primesc electroni, trecând în ioni negativi (anioni). Aceştia vor aveaconfiguraţia electronic a gazului rar următor.

Legătura ionică se formează prin cedare/accceptare de electronide la atomii elementelor electropozitive la atomii elementelorelectronegative sau de la atomii metalelor la atomii nemetalelor.

19

Legătura ionică se formează intre elemente cu caracter chimic diferit –electronegativităţi diferite - elemente aflate la extremităţi în sistemulperiodic.

Elemetele de la mijlocul sistemului periodic (metale sau nemetale) pot ceda sauprimi un număr limitat de electroni. Starea de oxidare a elementelor în combinaţiiionice este egală cu sarcina ionului respectiv şi nu poate fi mai mare ca 4.

Tipuri de ioni:a) Ioni monoatomici – rezultaţi din atomi care au cedat sau primit electroni.

b) Ioni poliatomici sau ioni complecşi – se aseamănă cu molecule care poartăsarcina electrica, legătura dintre atomii componenţi din ionii complecşi fiindcovalentă sau covalent – coordinativă.

20

Un atom trece în stare ionică cu atât mai uşor cu cât:• Configuraţia electronică realizată - mai stabilă;• Sarcina ionului - mai mică;• Raza cationului - mai mare, iar raza anionului - mai mică.

La elementele din grupele principale, electrovalenţa poate fi dedusă dinregula octetului, fiind egală cu numărul de electroni cedaţi sau acceptaţi de atompentru a avea configuraţia de octet. Pentru hidrogen este valabilă reguladubletului.

Metalelele tranziţionale (blocul de elemente d)- nu realizează întotdeauna configuraţii de gaz nobil. Pot realiza configuraţii de 14,16 sau 18 electroni devenind ioni pozitivi;- au o pronunţată tendinţă de a da mai multe stări de oxidare;- legătura ionică se formează la S.O. = +1 sau +2.

2121

Na(s) + Cl2 (g) NaCl

Formarea clorurii de sodiu - NaCl

ClCl

NaNae

eo

017

11

22

23

Caracteristicile legăturii ionice

- natură fizică - atracţie electrostatică între ioni;- neorientată în spaţiu, nu este rigidă – dizolvarea substanţelor ionice în solvenţipolari şi substituirea uşoară a ionilor din reţea cu alţi ioni;-nesaturată,formează asociaţii deschise.

Fiecare ion se înconjoară cu un număr maxim de ioni de semn contrar – număr decoordinaţie (N.C.) dispuşi la o distanţă minimă permisă de echilibrarea forţelor deatracţie dintre ionii de semn contrar şi forţele de repulsie dintre învelişurileelectronice ale ionilor în contact. Se formează reţele cristaline ionice.

N.C. depinde de raportul razelor cation/anion, are valoare relativ mare.

Legătura ionică este puternică şi scade cu creşterea distanţei dintreioni.

Nu există legătură ionică pură. Datorită polarizaţiei mutuale a ionilor, apare uncaracter parţial covalent. Legătura ionică este cazul limită a legăturii covalentepolare. Convenţional, se considera ionică o legătură dintre elemente ale cărorelectronegativităţi diferă cu mai mult de 1,8; procentul de caracter ionic mai mare de55%.

24

Proprietăţile substanţelor ionice

Substanţe ionice, în general: săruri, oxizi metalici, hidroxizi alcalini şi alcalino –pământoşi.

Aceste substanţe au unele proprietăţi comune:- caracter salin (majoritatea sunt săruri), iar din soluţii separă cristale;- puncte de topire şi puncte de fierbere ridicate;- se dizolvă în solvanţi polari (apă);- greu solubile în solvenţi nepolari;- in soluţie apoasă are loc fenomenul de hidratatre a ionilor prin care ioniise înconjoară cu moleculele de apă bipolare;- prezintă în soluţie sau în topitură conductivitate electric mare (electroliţisau conductor electrici de ordinal II).

25

Exemple de substante ionice

NaCl

PbI2CaO

Cu(CO3)2 Cu(OH)2