Układ okresowy

Ojcem układu okresowego został okrzyknięty rosyjski chemik Dmitrij L. Mendelejew, żyjący w latach 1834 -1907. Opracowanie sposobu ułożenia pierwiastków w układzie jest jednym z czołowych osiągnięć chemii.

Dmitrij L. Mendelejew przedstawił jedno z najważniejszych praw w chemii, tzw. prawo okresowości, mówiące o tym, że właściwości pierwiastków chemicznych ułożonych kolejno wraz ze wzrostem liczb atomowych (Z) powtarzają się periodycznie (okresowo).

Układ okresowy posiada 7 okresów, leżących poziomo, oraz 18 grup ułożonych pionowo. Wszystkie pierwiastki będące w naturze oraz sztucznie syntetyzowane są uporządkowane według rosnącej liczby atomowej.

W dwóch dodatkowych okresach zostały umieszczone pierwiastki z szeregu lantanowców (liczba Z jest z zakresu 57 - 71)a także do szeregu aktynowców (Z = {89 - 103}). Grupy dzieli się na grupy główne i grupy poboczne. W grupach głównych okresy występują, co osiem kolejnych atomów, co wynika z faktu, że na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści się dokładnie 8 elektronów.

Ogólnie układ podzielono na kilka bloków:

  1. blok s znajdują się tam pierwiastki grup 1 i 2, w których atomy na walencyjnej powłoce elektronowej (zewnętrznej) oznaczanej jako 'n' elektrony zapełniają tylko orbitale (podpowłoki typu ns) a więc maksymalnie mają po dwa elektrony
  2. blok p posiada pierwiastki z grup 13 - 18 i posiadają wypełnione elektronami walencyjnymi podpowłoki typu ns i np; orbital typu p maksymalnie może przyjąć do 6 elektronów;
  3. blok d zawiera pierwiastki z grup pobocznych o numerze 3 - 12, ich atomy posiadają na zewnętrznej powłoce elektronowej zapełniony orbital typu ns (jednym lub dwoma elektronami), zaś pozostałe elektrony zapełniają podpowłokę wewnętrzną typu (n - 1)d, która może pomieścić do 10 elektronów,
  4. blok f tworzony jest przez lantanowce oraz aktynowce; atomy tych pierwiastków maja zapełnione zewnętrzne powłoki a wiec następne elektrony wypełniają podpowłokę typu (n-2) f, na tym orbitalu maksymalnie może znajdować się 14 elektronów;

Układ okresowy daje bardzo dużo wiadomości na temat budowy atomu, i tak:

  • Numer grupy informuje o ilość elektronów walencyjnych, a wiec o ich wartościowości;
  • Numer okresu informuje o liczbie powłok elektronowych atomu pierwiastka
  • Liczba atomowa mówi nam o ilości protonów, a wiec i elektronów danego atomu;
  • Liczba neutronów w jądrze jest to różnica między liczbą masową a liczbą atomową tego pierwiastka;

Elektroujemność pierwiastków

Elektroujemność jest ona miarą dążenia atomów danego pierwiastka do przyciągania elektronów. Podlega ona prawu okresowości, czyli rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej w okresach i maleje w grupach układu okresowego. Pierwiastki metaliczne mające mało elektronów, ponieważ posiadają niską elektroujemność, łatwo oddają elektrony, zaś niemetale charakteryzujące się wysoką elektroujemnością przyjmują elektrony.

Elektroujemność jest określana w liczbach stosownie do skali Linusa Paulinga, ułożonej na podstawie wartości energii wiązań między atomami, liczby te mogą przyjmować wartość od 0,7 dla atomu fransu aż do 4 dla atomu fluoru.

Tworzenie się wiązań chemicznych jest skutkiem dążności atomów, które reagują ze sobą do całkowitego wypełnienia elektronami ostatniej (walencyjnej) powłoki elektronowej albo do zredukowania elektronów w celu uzyskania najbardziej trwałego stanu, a więc konfiguracji elektronowej najbliższego gazu szlachetnego (helowca). Pierwiastki należące do helowców na ostatniej powłoce posiadają 8 elektronów (oktet elektronowy) albo w przypadku helu dwa elektrony (dublet elektronowy).

Wiązania chemiczne

W cząsteczkach (powstałych poprzez związanie się przynajmniej dwóch atomów) elektrony wypełniają orbitale molekularne, inaczej zwanych orbitalami cząsteczkowymi. Orbitale te powstają w wyniku zbliżenia oraz nałożenia się orbitali pojedynczych atomów, orbitali atomowych. Aby nastąpiło powstanie orbitalu cząsteczkowego, orbitale atomowe muszą spełniać warunki, czyli:

  • mieć podobną energię;
  • muszą mieć identyczną symetrię wzdłuż osi łączącej oba jądra atomowe;

Jeśli nastąpi nałożenie się dwóch orbitali typu s, albo dwóch typu p albo jeden s a drugi p powstaje tzw. orbital molekularny sigma (s). Natomiast boczne nałożenie się orbitali typu py czy też typu pz powoduje powstanie słabszego wiązania i powstaje orbital typu pi (p).

W zależności od elektroujemności obu atomów tworzących wiązanie, wyróżniamy:

  1. wiązanie kowalencyjne (atomowe) niespolaryzowane; tworzą je atomy tego samego pierwiastka, a więc mające taką sama elektroujemność, w związku z tym, że one nie są w stanie oddać sobie nawzajem elektronów, aby uzupełnić powłoki elektronowe do konfiguracji gazu szlachetnego tworzą tzw. wspólne pary elektronowe, należące zarówno do jednego jak i drugiego atomu tworzącego to wiązanie, pary te leżą w takiej samej odległości od jąder obu atomów a gęstość elektronowa i ładunek jest rozmieszczony symetrycznie; takie wiązanie ma np. cząsteczka tlenu, azotu;
  1. wiązanie atomowe spolaryzowane; powstaje w wyniku połączenia się atomów o zbliżonej, ale nie identycznej elektroujemności, a więc uwspólniona para elektronowa jest przesunięta w kierunku jądra atomu bardziej elektroujemnego, w wyniku czego ładunek jest rozmieszczony niesymetrycznie; te cząsteczki mają budowę dipolową (polarną), czyli cząsteczka posiada dwa bieguny: dodatni (+) będący przy atomie o mniejszej elektroujemności oraz biegun ujemny (-) przy atomie bardziej elektroujemnym; jest to np. cząsteczka woda;
  1. wiązanie koordynacyjne; jest to specyficzne wiązanie atomowe, w którym istniejąca wspólna para elektronowa pochodzi od jednego atomu, jest to tzw. dawca (donor), a atom, który ją przyjmuje jest nazywany akceptorem (biorcą) pary elektronowej; przykładem cząsteczki z takim typem wiązania jest H2SO4, HNO3, CO, SO2 oraz w jonach NH4+ i SO42-;
  1. wiązanie jonowe (polarne); tworzą je atomy o bardzo dużej różnicy elektroujemności, wynoszącej przynajmniej 1,7; a więc wiązanie powstaje między metalem a niemetalem; przy tak znacznej różnicy w elektroujemnościach, elektrony walencyjne elektrododatniego atomu są przyciągane przez atom elektroujemny tak mocno, że w końcu przeskakują ze swego na orbital walencyjny tego atomu; w wyniku tego atom mający nadmiar elektronów staje się anionem zaś drugi, który stracił elektrony jest kationem i w ten sposób (poprzez oddanie albo przejęcie) oba atomy uzyskują konfigurację najbliższego gazu szlachetnego; powstałe różnoimienne jony poprzez oddziaływania elektrostatyczne przyciągają się tworząc wiązanie jonowe; w ciele stałym związki tego typu tworzą tzw. sieć krystaliczną a nie cząsteczki; najbardziej znanym związkiem jonowym jest chlorek sodu (NaCl), którego kryształy są zbudowane z naprzemiennie ułożonych kationów Na+ i anionów Cl-;