Výstavbový princip Periodickou tabulku lze využít také pro určení elektronové konfigurace prvku. Př.: Popište elektronovou konfiguraci H a He H  1s1;  He  1s2;  Př.: Popište elektronovou konfiguraci prvků ve čtvrté periodě. Zkrácený zápis: např. elektronová konfigurace arsenu je [Ar]4s23d104p3.

Příklady elektronových konfigurací valenčních slupek

Anomální elektronové konfigurace Existuje několik výjimek z výstavbového principu. Stabilní konfigurace jsou např. také: Z poloviny zaplněná podslupka d: Cr má konfiguraci [Ar]4s13d5; Mo má konfiguraci [Kr] 5s14d5 Zcela zaplněná podslupka d: Cu má konfiguraci [Ar]4s13d10 Ag má konfiguraci [Kr]5s14d10. Au má konfiguraci [Xe]6s14f145d10 Výjimky se objevují u větších prvků které mají blízké energie orbitalů.

Příklady elektronových konfigurací valenčních slupek

Příklady elektronových konfigurací iontů Na [Ne]3s1 Na+ [Ne] Ca [Ar]4s2 Ca2+ [Ar] Al [Ne]3s23p1 Al3+ [Ne] H 1s1 H- 1s2 or [He] F 1s22s22p5 F- 1s22s22p6 ([Ne]) O 1s22s22p4 O2- 1s22s22p6 ([Ne]) N 1s22s22p3 N3- 1s22s22p6 ([Ne]) Fe: [Ar]4s23d6 Fe2+: [Ar]4s03d6 ([Ar]3d6) Mn: [Ar]4s23d5 Fe3+: [Ar]4s03d5 ([Ar]3d5) Mn2+: [Ar]4s03d5 ([Ar]3d5)

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. Mr) 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.

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

Dominantní podobnost je vertikální: - klesá efektivní náboj jádra 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

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) + Cl2(g)  2 LiCl(s) 2 Na(s) + Cl2(g)  2 NaCl(s) 2 K(s) + Cl2(g)  2 KCl(s)

Částice se stejným počtem elektronů jsou izoelektronové. Izoelektronové látky a excitované stavy Částice se stejným počtem elektronů jsou izoelektronové. Př.: P3, S2, Cl, Ar, K+, Ca2+. V excitovaném (vybuzeném) stavu se alespoň jeden elektron nachází ve vyšší energetické hladině než odpovídá základnímu stavu. Př.: [Ar]4s13d94p1 odpovídá konfiguraci excitovaného stavu Cu.

Elektrony jsou přitahovány k jádru ale také se navzájem odpuzují. 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 Zeff = Z  Zshield Z – počet protonů Zshield – počet elektronů mezi jádrem a příslušným elektronem (nevalenční elektrony)

Atomový poloměr Atomové poloměry pro hlavní prvky 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).

Závislost atomového poloměru na Z

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: P3, S2, Cl, Ar, K+, Ca2+.

Srovnání atomových a iontových poloměrů

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

Iontové poloměry

Ionizační energie Ionizační energie, Ei: minimální energie potřebná k odtržení elektronu od atomu v základním stavu v plynné fázi. M(g) + h  M+ + e. Ei 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 Zeff. Výjimky: B, Al, Ga, atd.: ionizační energie těchto prvků jsou o něco nižší než prvků v periodě předcházejících. Před ionizací ns2np1. Po ionizaci ns2. Vyšší energie  menší poloměr. Prvky skupiny 6A. Před ionizací ns2np4. Po ionizaci ns2np3 a každý p elektron je v jiném orbitalu (Hundovo pravidlo).

Závislost ionizační energie na Z

Vyšší ionizační energie Energie potřebná k odtržení dalších elektronů od atomu se postupně zvyšuje. Např. druhá ionizace odpovídá reakci M+(g) + h  M2+ + e Ei2. Největší nárůst ionizační energie nastává u stabilních konfigurací typu vzácného plynu.

Elektronová afinita Elektronová Afinita, Eea, je energetická změna při přijetí elektronu atomem. Např. Cl + e  Cl Eea = 348.6 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 Eea.

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

Elektronegativita Elektronegativita je míra schopnosti atomu přijímat nebo ztrácet elektrony. Je přímo úměrná ionizační tendenci a schopnosti vytvářet konfiguraci vzácného plynu. Výpočet: kde Ei = ionizační energie Eea = 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.

Závislost elektronegativity na Z

Hodnoty elektronegativit prvků

Skupina 1A (ns1, n  2) Reaktivita prvků 1. skupiny M M+1 + 1e- 2M(s) + 2H2O(l) 2MOH(aq) + H2(g) 4M(s) + O2(g) 2M2O(s) Increasing reactivity

Skupina 2A (ns2, n  2) Reaktivita prvků 2. skupiny M M+2 + 2e- Be(s) + 2H2O(l) nereaguje Mg(s) + 2H2O(g) Mg(OH)2(aq) + H2(g) M(s) + 2H2O(l) M(OH)2(aq) + H2(g) M = Ca, Sr, Ba Increasing reactivity

2Al(s) + 6H+(aq) 2Al3+(aq) + 3H2(g) Reaktivita prvků 3. skupiny Skupina 3A (ns2np1, n  2) 4Al(s) + 3O2(g) 2Al2O3(s) 2Al(s) + 6H+(aq) 2Al3+(aq) + 3H2(g)

Increasing reactivity Reaktivita prvků 7. skupiny Skupina 7A (ns1np5, n  2) X + 1e- X-1 X2(g) + H2(g) 2HX(g) Increasing reactivity