V ZTAHY A ZÁKONITOSTI V PSP RNDr. Marta Najbertová.

Prezentace na téma: "V ZTAHY A ZÁKONITOSTI V PSP RNDr. Marta Najbertová."— Transkript prezentace:

1 V ZTAHY A ZÁKONITOSTI V PSP RNDr. Marta Najbertová

2 Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Název školy Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Adresa školy Sokolovská 1638 IČO 620 330 26 Operační program Operační program Vzdělávání pro konkurenceschopnost Registrační číslo CZ.1.07/1.1.28/01.0050 Označení vzdělávacího materiálu K_INOVACE_1.CH.13 Vzdělávací oblast Člověk a příroda Vzdělávací obor Chemie Tematický okruh Periodický systém prvků Zhotoveno Ročník Vyšší stupeň osmiletého gymnázia a čtyřleté gymnázium (RVP – G) Anotace Materiál je určen jako studijní materiál v předmětu chemie. Je zaměřen na odvození zákonitostí, vyplývajicí z postavení prvků v periodockém systému. Předpokládá zvládnutí teorie atomového obalu, chemické vazby, oxidačně- redukčních dějů a obecné chemie. Materiál je určen pro seminář chemie, lze jej využít i v hodinách chemie.

3 Trochu historie Ve starověku (15. stol. př.n.l. a dříve) bylo známo celkem 10 prvků: 8 kovů + 2 nekovy – C, Cu, Au, Sb, Pb, Ag, Fe, Sn. Do 18. století přibyly pouze 4 další prvky S, Hg, As, P. Během 18. století (hlavně v druhé polovině) bylo objeveno 20 nových prvků, z toho 4 důležité nekovy (H, Cl, O, N). V roce 1800 tedy bylo známo 32 chemických prvků, z toho 6 nekovů. Do r. 1868 přibylo dalších asi 30 prvků - Mendělejev znal tedy přes 60 prvků. Do roku 1900 bylo objeveno dalších 20 prvků = celkem bylo známo přes 80 prvků. 60. léta 19. století – snaha o klasifikaci prvků – často nezávisle na sobě.

4 Co předcházelo periodické tabulce 18. 4. 1787 – A. L. Lavoisier (de Morveau, Berthollet, Fourcroy) – odlišili prvky od sloučenin, zavedli pojem kov a nekov, základy názvosloví – kyseliny, zásady, soli. 1813 – Berzelius – pro prvky zavedl označení symbolem – 1843 definitivně přijato. 1862 – A. E. B. de Chancourtois – seřadil prvky podle stoupajících atomových hmotností – trojrozměrně. 1865 – J. A. R. Newlands – periodický zákon – vyvozen z atomových vah. Zákon oktáv. 1864 – 69 – L. Meyer – vynechal místa pro neznámé prvky. 1864 – W. Odling – hlavní a vedlejší skupiny – vynechal místo pro neobjevené, seřadil prvky podle vlastností – telur před jod. 1867 – 69 – G. D. Hinrichs - obdoba Odlinga - Amerika

5 Periodický systém prvků 1869– D. I. Menděljev – sestavil prvky podle atomových hmotností, podobnosti vlastností a podobnosti vlastností sloučenin (krátká tabulka – 63 prvků). Periodický zákon – prvky sestavené podle velikostí atomové váhy jeví zřetelnou periodičnost vlastností. Vynechal místa pro neobjevené prvky, předpověděl vlastnosti neobjevených prvků a vlastnosti jejich sloučenin s větší přesností, než jejich následní objevitelé. 1913 – H. Moseley – rentgenová spektra – později vedla k objevu protonu. Periodický zákon opraven – Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich atomového čísla (dnes protonové číslo). PSP – dlouhá tabulka(evropská, anglická, americká) – prvky seřazeny podle periodicky se opakujícího počtu valenčních elektronů.

6 Periodický zákon Vzrůst protonového čísla – každý následující prvek má protonové číslo o jedno vetší.

7 Valenční elektrony n1n1 ns 2 n - 1d 1 - n - 1d 10 np 1 np 2 np 3 np 4 np 5 np 6 n-2f 1 – n-2f 14 Periodicita počtu valenčních elektronů – prvky se stejným počtem valenčních elektronů tvoří skupiny.

8 Náboj kationtu V periodách vzrůstá náboj centrálního kationtu.

9 Náboj aniontu V periodách klesá náboj centrálního aniontu Pravidlo má smysl uplatňovat pro nekovy.

10 Poloměry atomů a iontů Poloměry atomů a iontů závisí na vzájemném silovém působení kladně nabitého jádra a záporně nabitého obalu, respektive odpuzování elektronů v obalu. Součet poloměrů atomů (kovalentní nepolární vazba) nebo iontů ve vazbě (iontová vazba) je jedním z hledisek pro odvození pevnosti vazby. Platí pravidla: Na stejné kvantové hladině beze změny náboje se poloměr částice příliš nemění (nepatrně klesá). Zvýšení kvantové hladiny znamená zvětšení poloměru. Kation má menší poloměr než elektricky neutrální atom, od kterého je odvozen. Anion má větší poloměr než elektricky neutrální atom, od kterého je odvozen.

11 Poloměr kationtu V periodě se poloměr kationtů se stejným nábojem nepatrně zvětšuje (d prvky). Ti 2+ Mn 2+ Zn 2+

12 Poloměr kationtu Ve skupině se poloměr kationtů se stejným nábojem se vzrůstajícím Z zvětšuje. Mg 2+ Ca 2+ Ba 2+

13 Poloměr kationtu Tvoří-li prvek více kationtů, pak nejmenší poloměr má kation s největším nábojem. Cl Cl 5+ Cl 7+ Cl 3+ Cl 1+

14 Poloměr kationtů Ve skupině izoelektronových kationtů má nejmenší poloměr kationt s největším nábojem. K + Ca 2+ Sc 3+ Ti 4+ K+K+ Ca 2+ Sc 3+ Ti 4+

15 Poloměr aniontů Obdobné závislosti platí i pro anionty: Ve skupinách se vzrůstajícím Z poloměr aniontů roste. F-F- Cl - Br - I-I- Ve skupině izoelektronových aniontů má největší poloměr aniont s největším nábojem. Cl - S 2- P 3-

16 Stabilita iontů Schopnost zachovat si svou elektronovou konfiguraci a nepodléhat redoxním reakcím nebo kovalentním interakcím. Nejstabilnější iont má konfiguraci vzácného plynu nebo zpola zaplněného orbitalu. U d prvků je stabilní oxidační číslo II a III Síra z nestálé konfigurace s 2 p 0 přechází do stálejší konfigurace s 0 p 0 předcházejícího vzácného plynu Ne a s 2 p 6 následujícího vzácného plynu Ar. s2p0s2p0 s0p0s0p0 s2p6s2p6 Mangan z nestálého oxidačního čísla VII přechází do stálého oxidačního čísla II.

17 Elektrochemická řada napětí kovů Beketovova řada, řada standardních redoxních potenciálů. Li Rb K Cs Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Ti Zn Cr Fe Cd In Tl Co Ni Sn Pb H 2 Bi Cu Os Ru Ag Hg Pt Au neušlechtilé kovy ušlechtilé kovy záporný elektrodový potenciálkladný elektr. potenciál Li Rb K Cs Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Ti Zn Cr Fe Cd In Tl Co Ni Sn Pb H 2 Bi Cu Os Ru Ag Hg Pt Au snadno tvoří kationty redukční vlastnosti

18 Elektrochemická řada napětí kovů Kov stojící vlevo je schopen kov (v kladném oxidačním stavu) stojící vpravo zredukovat a sám se oxiduje. Kov (v kladném oxidačním stavu) stojící vpravo je schopen prvek stojící vlevo zoxidovat a sám se redukuje. Kov stojící vlevo od vodíku je schopen vodík vytěsnit ze sloučenin (reakce s kyselinami). Zn + CuSO 4 Cu + ZnSO 4 CuO + H 2 Cu + H 2 O Zn + 2HCl H 2 + ZnCl 2

19 Prvek Ionizační energie (kJ.mol -1 ) prvnídruhátřetíčtvrtápátá Na (1 valenční e - )4964560 Mg (2 valenční e - )73814507730 Al (3 valenční e - )5771816288111600 Si (4 valenční e - )78615773228435416100 Další ionizační energie stejného prvku je vždy výrazně větší, u nevalenčních elektronů výrazný skok. V periodě vzrůstá, ve skupině klesá. Ionizační energie Množství energie, které musíme dodat na odtržení elektronu z obalu atomu v plynné fázi. Charakterizuje schopnost atomu tvořit kationty.

20 Ionizační energie Př.: Vysvětlete průběh hodnot prvních ionizačních energií ve skupinách a periodách periodického systému prvků. P protonové číslo Z ionizační energie I

21 Elektronová afinita Charakterizuje energetickou bilanci připojení elektronu k atomu. Elektronegativní prvky (nekovy) – snadno tvoří anionty, jejich elektronová afinita je kladná, energie se při vzniku aniontu uvolní. Nejvyšší hodnotu mají halogeny. Elektropozitivní prvky (kovy) – nesnadno tvoří anionty, jejich elektronová afinita může být i záporná, energie na tvorbu aniontu v tomto případě musí být dodána. Zápornou hodnotu má i elektronová afinita v případě, že z aniontu vzniká anion s vyšším nábojem.

22 Elektronegativita Charakterizuje distribuci náboje podél vazeb = schopnost atomu poutat vazebné elektronové páry. Značí se χ (chí). Paulingova definice – vychází z hodnot disociačních energií vazeb. je rozdíl elektronegativit, musela být stanovena absolutní stupnice. Mullikenova definice – vychází z hodnot ionizační energie a elektronové afinity. Platí vztah:

23 Vliv elektronegativity na vlastnosti sloučenin Čím větší rozdíl elektronegativity, tím stálejší sloučenina. XClO n < XBrO n < XIO n KClO 3 explozivně se rozkládá, využití v pyrotechnice KBrO 3 silné oxidační činidlo KIO 3 za vyšších teplot se rozkládá za vzniku kyslíku

24 Vliv elektronegativity na vlastnosti sloučenin Je-li halogen ve sloučenině v záporném oxidačním čísle, potom lehčí halogen vytěsní těžší. Je-li halogen ve sloučenině v kladném oxidačním čísle, potom těžší halogen vytěsní lehčí. Tady je oboustranná výměna výhodná.

25 Odvození acidobazických vlastností Acidobazické vlastnosti jeví zřetelnou závislost na postavení prvků v periodickém systému prvků. Acidobazické vlastnosti lze odvodit z pevnosti vazby podle pravidel: 1. Pevnost vazby vzrůstá s klesající délkou vazby (součet poloměrů iontů). 2. Pevnost vazby vzrůstá se vzrůstajícím součtem nábojů atomů ve vazbě. 3. Čím větší je rozdíl elektronegativity atomů ve vazbě, tím snadněji se vazba heterolyticky štěpí působením molekul polárního rozpouštědla. Vzniklé ionty následně ovlivňují koncentraci H 3 O + a OH -.

26 Odvození acidobazických vlastností Př.: Určete, jaké acidobazické vlastnosti budou mít sloučeniny NaOH a HClO. 1. Délka vazby – protože Na + a Cl + jsou na stejné kvantové hladině, délka vazby bude stejná a nebude mít na pevnost vazby vliv. 2. Součet nábojů – protože součet nábojů vazby O 2- -Na + a O 2- - Cl + je stejný, nebude mít na pevnost vazby vliv. 3. Elektronegativita Na + OH - ClO - H+H+ Zásada Kyselina

27 Odvození acidobazických vlastností V periodě a ve skupině se vzrůstajícím protonovým číslem vzrůstá kyselost hydridů. NH 3 H2OH2OHF zásadaamfoterní látkakyselina HFHClHBrHI nejslabšínejsilnější Rozhoduje vliv náboje a rozdílu elektronegativit. Rozhoduje vliv délky vazby i přes opačný vliv elektronegativity.

28 Odvození acidobazických vlastností Ve skupině se vzrůstajícím protonovým číslem klesá síla kyslíkatých kyselin. H 2 SO 4 >H 2 TeO 4 H 2 SeO 4 > > HClO HBrO HIO > Snížení kyselosti je způsobeno snížením elektronegativity kyselinotvorného prvku. Tvoří-li nekov více kyselin v různém oxidačním stupni, vzrůstá jejich síla se vzrůstajícím oxidačním stupněm prvku (platí i pro oxidy prvku). HClOHClO 2 HClO 3 HClO 4 <<< Zvýšení kyselosti je způsobeno zvýšením pevnosti vazby kyselinotvorného prvku s kyslíkem (součet nábojů) a snadnějším odštěpením protonu.

29 Odvození acidobazických vlastností Kyselost oxidů kovů stoupá se vzrůstajícím oxidačním stupněm kovu. MnO MnO 2 Mn 2 O 7 zásaditýamfoterníkyselý Mn(OH) 2 HMnO 4 silnější zásada Fe(OH) 2 Fe(OH) 3 slabší zásada

30 V periodě se vzrůstajícím Z klesá bazicita oxidů a hydroxidů. NaOHMg(OH) 2 nejslabšínejsilnější Odvození acidobazických vlastností Al(OH) 3 Ve skupině se vzrůstajícím Z vzrůstá bazicita oxidů a hydroxidů. LiOHNaOHKOH RbOH nejslabšínejsilnější

31 Odvození acidobazických vlastností Zásaditější je anion, který dá vznik slabší konjugované kyselině. Provedeme protonizaci aniontů a porovnáme sílu konjugovaných kyselin. CN - >HS - >Cl - HCN <H 2 S <HCl Zásaditější je anion, který má větší náboj. N 3- >O 2- >F -

32 Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Materiál je určen pro bezplatné používání pro potřeby výuky a vzdělávání na všech typech škol a školských zařízeních. Jakékoliv další využití podléhá autorskému zákonu. Zdroje a použitá literatura 1. OPAVA, Zdeněk. Chemie kolem nás: Pro čtenáře od 12 let. 1. vyd. Praha: Albatros, 1986. 318 s 2. ZÝKA, Jaroslav a KARPENKO, Vladimír. Prvky očima minulosti. 1. vyd. Praha: Práce, 1984. 237 s. Kamarád

33 Gymnázium a Jazyková škola s právem státní jazykové zkoušky Svitavy Materiál je určen pro bezplatné používání pro potřeby výuky a vzdělávání na všech typech škol a školských zařízeních. Jakékoliv další využití podléhá autorskému zákonu. 1. Periodická tabulka. In: Wikipedia: the free encyclopedia [online]. San Francisco (CA): Wikimedia Foundation, 2001- [cit. 2014-08-08]. Dostupné z: http://cs.wikipedia.org/wiki/Periodick%C3%A1_tabulka http://cs.wikipedia.org/wiki/Periodick%C3%A1_tabulka 2. TSEMII. Ionizační potenciál. In: Wikipedia: the free encyclopedia [online]. San Francisco (CA): Wikimedia Foundation, 2001- [cit. 2014-08-10]. Dostupné z: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:First_ionization_ener gies.png http://commons.wikimedia.org/wiki/File:First_ionization_ener gies.png