Układ okresowy - tabela zawierająca uporządkowane według wzrastających liczb atomowych pierwiastki chemiczne. Właściwości pierwiastków zmieniają się okresowo, stąd nazwa układu

Prawo okresowości zostało sformułowane przez Dimitrija Mendelejewa w roku 1869. Początkowo porządkowało pierwiastki według wzrastających mas atomowych, współcześnie wiadomo, że właściwości pierwiastków zmieniają się okresowo ( ze zmienną liczbą okresu: 2, 8, 8, 18, 18, 32, 32) i są ułożone według wzrastających liczb atomowych.

W układzie okresowym pionowe kolumny to grupy i są one oznaczane liczbami od 1 do 18 lub według starszej nomenklatury oznaczane cyframi rzymskimi od I do VIII i podzielone na grupy główne (A) i grupy poboczne (B). Pierwiastki znajdujące się w jednej grupie charakteryzują się podobnymi właściwościami chemicznymi; posiadają identyczną ilość elektronów walencyjnych.

Poziome wiersze w układzie okresowym to okresy. Oznaczane są cyframi od 1 do 7. Pierwiastki znajdujące się w jednym okresie posiadają jednakową liczbę powłok zapełnionych elektronami; numer okresu odpowiada liczbie tych powłok.

Powinowactwo elektronowe - ilość energii, jaka zostaje wydzielona przy przejściu atomu w anion ( w czasie przyłączania elektronu).

ATOM + e- → ANION + Energia (powinowactwo elektronowe)

Wzrost powinowactwa elektronowego pierwiastki (zdolność przyłączanie elektronów) wiąże się ze wzrostem numeru grupy oraz zmniejszeniem numeru okresu. Najłatwiej elektrony przyłącza fluor, chlor, tlen.

Energia jonizacji - minimalna ilość energii potrzebna do oderwanie elektronu od atomu.

Energia potrzebna do przejścia atomu w kation.

ATOM + Energia (energia jonizacji) → KATION + e-

Najmniejszą energie jonizacji posiadają pierwiastki grupy IA i IIB (najłatwiej przeprowadzić je w kationy).

Elektroujemność - zdolność atomów do przyciągania elektronów.

Najbardziej rozpowszechnioną skalą elektroujemności jest skala Paulinga. Jest to skala bezwymiarowa określająca łatwość przyciąganie elektronów przez atomy. Według niej najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor, a elektroujemność maleje w dół grupy oraz w lewą stronę okresu.

Energia wiązania chemicznego - energia, jaką trzeba dostarczyć, aby rozerwać wiązanie chemiczne lub energia wydzielona w czasie powstawanie wiązania chemicznego.

Wiązania chemiczne:

  1. Wiązanie kowalencyjne (atomowe)

Wiązanie kowalencyjne polega na uwspólnieniu pary elektronowej, która jest przyciągana z jednakową siłą przez oba jądra atomowe. W przypadku tego wiązanie wartościowość pierwiastka określana jest ilością wspólnych par elektronowych. Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności od 0 do 0,4.

Przykłady: H2, O2, CH4

  1. Wiązanie atomowe spolaryzowane

Wiązanie atomowe spolaryzowane polega na swarzeniu wspólnych par elektronowych, a następnie na przesunięciu ich w stronę atomu o większej elektroujemności. W przypadku tego wiązania wartościowość pierwiastków określana jest ilością przesuniętych, wspólnych par elektronowych. Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności od 0,4 do 1,9.

Przykłady: HBr, MgO

* polaryzacja - przesunięcie ładunku elektrycznego

  1. Wiązanie jonowe

Wiązanie jonowe polega na przekazaniu elektronów od pierwiastka bardziej elektrododatniego do pierwiastka bardziej elektroujemnego, w wyniku czego tworzą się jony: kationy i aniony. W tym przypadku wartościowość pierwiastków określana jest liczbą oddanych lub przyjętych elektronów (ładunkiem jonów w związku o budowie jonowej). Powstaje między atomami o różnicy elektroujemności większej niż 1,9 oraz we wszystkich solach.

Przykłady: NaCl, MgSO4 (wiązanie między magnezem, a tlenem)

  1. Wiązanie koordynacyjne (donorowo- akceptorowe)

Wiązanie koordynacyjne powstaje między atomem posiadającym wolną parę elektronów, a atomem posiadającym lukę elektronową (wolne miejsce na elektrony). Donorem nazywa się atom dysponujący wolną parą elektronową, zaś akceptorem atom mający lukę elektronową.

Przykłady: SO2 (wiązanie między jednym atomem tlenu a atomem siarki), HNO3 (wiązanie między jednym atomem tlenu, a atomem azotu)

  1. Wiązanie wodorowe (wiązanie międzycząsteczkowe)

Wiązanie wodorowe występuje między dwoma (lub więcej) cząsteczkami o budowie polarnej (w wodzie - dipolowym), polega ona na wzajemnym przyciąganiu się odmiennie naładowanych części różnych cząsteczek. Wiązanie to występuje najczęściej między atomami wodoru w jednej cząsteczce, a atomami tlenu w drugiej cząsteczce

Wiązanie wodorowe jest słabsze od wiązań powstających między atomami jednej cząsteczki.

Obecność wiązania wodorowego w cząsteczkach substancji powoduje, że mają ona na ogół wyższe temperatury przejść fazowych od substancji charakteryzujących się podobną masą i wzorem sumarycznym.