Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Prezentace se nahrává, počkejte prosím

Výstavbový princip Periodickou tabulku lze využít také pro určení elektronové konfigurace prvku. Př.: Popište elektronovou konfiguraci H a He H  1s 1.

Podobné prezentace


Prezentace na téma: "Výstavbový princip Periodickou tabulku lze využít také pro určení elektronové konfigurace prvku. Př.: Popište elektronovou konfiguraci H a He H  1s 1."— Transkript prezentace:

1 Výstavbový princip Periodickou tabulku lze využít také pro určení elektronové konfigurace prvku. Př.: Popište elektronovou konfiguraci H a He H  1s 1 ;  He  1s 2 ;  Př.: Popište elektronovou konfiguraci prvků ve čtvrté periodě. Zkrácený zápis: např. elektronová konfigurace arsenu je [Ar]4s 2 3d 10 4p 3.

2 Příklady elektronových konfigurací valenčních slupek

3 Anomální elektronové konfigurace Existuje několik výjimek z výstavbového principu. Stabilní konfigurace jsou např. také: –Z poloviny zaplněná podslupka d: Cr má konfiguraci [Ar]4s 1 3d 5 ; Mo má konfiguraci [Kr] 5s 1 4d 5 –Zcela zaplněná podslupka d: Cu má konfiguraci [Ar]4s 1 3d 10 Ag má konfiguraci [Kr]5s 1 4d 10. Au má konfiguraci [Xe]6s 1 4f 14 5d 10 Výjimky se objevují u větších prvků které mají blízké energie orbitalů.

4 Příklady elektronových konfigurací valenčních slupek

5 Příklady elektronových konfigurací iontů Na [Ne]3s 1 Na + [Ne] Ca [Ar]4s 2 Ca 2+ [Ar] Al [Ne]3s 2 3p 1 Al 3+ [Ne] H 1s 1 H - 1s 2 or [He] F 1s 2 2s 2 2p 5 F - 1s 2 2s 2 2p 6 ([Ne]) O 1s 2 2s 2 2p 4 O 2- 1s 2 2s 2 2p 6 ([Ne]) N 1s 2 2s 2 2p 3 N 3- 1s 2 2s 2 2p 6 ([Ne]) Fe: [Ar]4s 2 3d 6 Fe 2+ : [Ar]4s 0 3d 6 ([Ar]3d 6 ) Fe 3+ : [Ar]4s 0 3d 5 ([Ar]3d 5 ) Mn: [Ar]4s 2 3d 5 Mn 2+ : [Ar]4s 0 3d 5 ([Ar]3d 5 )

6 Periodicita chemických vlastností prvků Chemické a mnohé fyzikální vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich atomových čísel. Periodické vlastnosti nacházíme i v řadách analogických sloučenin. Mendělejev (1869) navrhl periodickou tabulku prvků seřazených podle atomového čísla (resp. M r ) horizontálně a podle chemických vlastností vertikálně. Např. alkalické kovy tvoří ionty s nábojem +1, kovy alkalických zemin s nábojem + 2 V tabulce zůstávaly neobsazené pozice prvků, které by měly existovat – postupně byly tyto prvky skutečně objeveny. Univerzálnost vlastností je ve skutečnosti dána elektronovou konfigurací valenční sféry.

7 Periodická tabulka Pořadí v tabulce je dáno výstavbovým principem (po řádcích). Prvky ve stejných sloupcích mají stejnou elektronovou konfiguraci valenční slupky.

8

9 Základní trendy Dominantní podobnost je vertikální: - klesá efektivní náboj jádra - vzrůstá velikost atomů - klesá ionizační energie a elektronová afinita - klesá elektronegativita - postupně zesilují kovové vlastnosti - vzrůstá reaktivita

10 Periodicita chemických vlastností Protože mají prvky ve stejné skupině stejnou konfiguraci valenčních elektronů, měly by být podobné i jejich chemické vlastnosti. Př.: 2 Li(s) + Cl 2 (g)  2 LiCl(s) 2 Na(s) + Cl 2 (g)  2 NaCl(s) 2 K(s) + Cl 2 (g)  2 KCl(s)

11 Izoelektronové látky a excitované stavy Částice se stejným počtem elektronů jsou izoelektronové. Př.: P 3 , S 2 , Cl , Ar, K +, Ca 2+. V excitovaném (vybuzeném) stavu se alespoň jeden elektron nachází ve vyšší energetické hladině než odpovídá základnímu stavu. Př.: [Ar]4s 1 3d 9 4p 1 odpovídá konfiguraci excitovaného stavu Cu.

12 Orbitaly ve víceelektronových atomech Elektrony jsou přitahovány k jádru ale také se navzájem odpuzují. Repulzní síly způsobené dalšími elektrony stíní přitažlivý účinek atomového jádra. Efektivní náboj jádra: náboj který je skutečně pociťován elektronem Z eff = Z  Z shield Z – počet protonů Z shield – počet elektronů mezi jádrem a příslušným elektronem (nevalenční elektrony)

13 Atomový poloměr V rámci sérií atomové poloměry klesají vzhledem k rostoucímu efektivnímu náboji jádra. Uvnitř každé skupiny se atomový poloměr s rostoucím číslem periody zvětšuje (větší vzdálenost energetické hladiny od jádra). Atomové poloměry pro hlavní prvky

14 Závislost atomového poloměru na Z

15 Iontový poloměr Pokud je iont kladně nabitý, jeho poloměr se zmenší, pokud záporně nabitý, zvětší se (vztaženo k poloměru elektroneutrálního atomu). V rámci periody se kationty zmenšují. Když se objeví anionty, prudce se zvýší poloměr a následně pomalu klesá. Př.: Odhadněte která z následujících izoelektronových částic bude mít největší poloměr: P 3 , S 2 , Cl , Ar, K +, Ca 2+.

16 Srovnání atomových a iontových poloměrů

17 Změna atomových a iontových poloměrů Při přechodu elektronu dojde k podstatné změně velikosti částic

18 Iontové poloměry

19 Ionizační energie Ionizační energie, E i : minimální energie potřebná k odtržení elektronu od atomu v základním stavu v plynné fázi. M(g) + h  M + + e . E i má přímý vztah k elektronové konfiguraci. Stabilnější základní stav odpovídá vyšší ionizační energii. Ionizační energie je vždy kladná, k ionizaci je tedy třeba dodat energii. Ionizační energie je nepřímo úměrná atomovému poloměru a přímo úměrná Z eff. Výjimky: B, Al, Ga, atd.: ionizační energie těchto prvků jsou o něco nižší než prvků v periodě předcházejících. Před ionizací ns 2 np 1. Po ionizaci ns 2. Vyšší energie  menší poloměr. –Prvky skupiny 6A. Před ionizací ns 2 np 4. Po ionizaci ns 2 np 3 a každý p elektron je v jiném orbitalu (Hundovo pravidlo).

20 Závislost ionizační energie na Z

21 Vyšší ionizační energie Energie potřebná k odtržení dalších elektronů od atomu se postupně zvyšuje. Např. druhá ionizace odpovídá reakci M + (g) + h  M 2+ + e  E i2. Největší nárůst ionizační energie nastává u stabilních konfigurací typu vzácného plynu.

22 Elektronová afinita Elektronová Afinita, E ea, je energetická změna při přijetí elektronu atomem. Např. Cl + e   Cl  E ea =  kJ/mol Energie se v tomto procesu obvykle uvolňuje. Velikost uvolněné energie poukazuje na schopnost atomu přijímat elektron. Např. halogeny mají vysokou tendenci přijímat elektron a vytvářet záporné ionty, vzácné plyny a prvky skupin I & II mají nízkou E ea.

23 Závislost elektronové afinity na Z (pozn.: energie v grafu má opačné znaménko)

24 Elektronegativita Elektronegativita je míra schopnosti atomu přijímat nebo ztrácet elektrony. Je přímo úměrná ionizační tendenci a schopnosti vytvářet konfiguraci vzácného plynu. Výpočet: kde E i = ionizační energie E ea = elektronová afinita (obvykle záporná hodnota!) Např. Li má velmi nízkou ionizační energii i elektronovou afinitu, zatímco Cl má obě tyto hodnoty vysoké. Elektronegativita Cl bude tudíž vysoká a Li nízká. Nejvyšší elektronegativitu má fluor (4.0). Elektronegativita se zvyšuje v periodické tabulce diagonálně (odspodu nahoru a doprava). Rozdíl elektronegativit dvou prvků poskytuje představu o charakteru případné chemické vazby mezi nimi: Iontová vazba vzniká pokud   2 Kovalentní vazba vzniká pokud   1 Polárně kovalentní vazba vzniká pokud 1    2, vazba je přechodem mezi kovalentní a iontovou.

25 Závislost elektronegativity na Z

26 Hodnoty elektronegativit prvků

27 Reaktivita prvků 1. skupiny Skupina 1A (ns 1, n  2) M M e - 2M (s) + 2H 2 O (l) 2MOH (aq) + H 2(g) 4M (s) + O 2(g) 2M 2 O (s) Increasing reactivity

28 Reaktivita prvků 2. skupiny Skupina 2A (ns 2, n  2) M M e - Be (s) + 2H 2 O (l) nereaguje Increasing reactivity Mg (s) + 2H 2 O (g) Mg(OH) 2(aq) + H 2(g) M (s) + 2H 2 O (l) M(OH) 2(aq) + H 2(g) M = Ca, Sr, Ba

29 Reaktivita prvků 3. skupiny Skupina 3A (ns 2 np 1, n  2) 4Al (s) + 3O 2(g) 2Al 2 O 3(s) 2Al (s) + 6H + (aq) 2Al 3+ (aq) + 3H 2(g)

30 Reaktivita prvků 7. skupiny Skupina 7A (ns 1 np 5, n  2) X + 1e - X - 1 X 2(g) + H 2(g) 2HX (g) Increasing reactivity


Stáhnout ppt "Výstavbový princip Periodickou tabulku lze využít také pro určení elektronové konfigurace prvku. Př.: Popište elektronovou konfiguraci H a He H  1s 1."

Podobné prezentace


Reklamy Google