SISTEMUL PERIODIC AL ELEMENTELOR

• Structura sistemului periodic

• Încercari de clasificare a elementelor chimice:• Clasificarea cea mai ingenioasa a elementelor a fost

propusa de Mendeleev[10] în anii 1869-1871. Pe vremea acestei mari descoperiri, notiunea de numar atomic nu era cunoscuta. La baza clasificarii lui Mendeleev a stat masa atomica a elementelor. Considerând sirul elementelor în ordinea crescatoare a maselor atomice, se constata ca din loc în loc apar elemente cu proprietati chimice asemanatoare. 242i89c În consecinta se poate scrie sirul elementelor pe mai multe rânduri, asa încât elementele cu proprietati asemanatoare sa se potriveasca unele sub altele.

• Se obtine astfel un tabel numit sistemul periodic al elementelor. În tabel apar neregularitati numai în trei locuri si anume: plasând în coloanele verticale elementele cu proprietati asemanatoare, apar în tabel trei perechi de elemente, Co-Ni, Ar-K si Te-I, în ordinea inversa a maselor lor atomice crescatoare (dar în ordinea corecta a numerelor atomice). Aceste neregularitati sunt fara însemnatate, fiindca nu masa atomica si numarul atomic determina locul unui element în sistemul periodic, multe elemente fiind amestecuri de izotopi cu mase atomice diferite.

• Exista mai multe forme tabelare pentru a reprezenta sistemul periodic al elementelor, fiecare din ele cu anumite avantaje si dezavantaje. Forma adoptata aici (tabelul 6) este întrucâtva diferita de cea initiala a lui Mendeleev, de asemenea putin schimbata:

• grupa gazelor nobile, numita de obicei grupa 0 (pornind de la parerea ca aceste elemente nu formeaza combinatii chimice si deci au valenta 0) este notata aici VIIIA (pentru a se tine seama de structura învelisului electronic al acestor elemente si de faptul ca unele dintre aceste elemente formeaza combinatii cu fluorul si cu oxigenul);

• cele trei familii de elemente tranzitionale, Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd si Os, Ir, Pt, cuprinse înainte într-o singura grupa (grupa VIII) sunt încadrate aici în trei subgrupe, notate cu VIIIB, IXB, XB[12].

• Aceasta varianta a sistemului periodic al elementelor (forma lunga) a fost propusa de Werner si prezinta avantajul de a reflecta cauza interna a periodicitatii.

• Utilizarea formei lungi a sistemului periodic a fost propusa în anul 1985 de catre IUPAC, ulterior fiind adoptata definitiv. Majoritatea savantilor sustin si solicita utilizarea acestui tabel în cercetare, precum si în procesul de învatamânt.

Tabelul 6.Sistemul periodic al elementelor (forma lunga)

IA (1)

IIA (2)

IIIB (3)

IVB (4) VB (5) VIB (6) VIIB (7)

VIIIB (8)

IXB (9) XB (10)

IB (11)

IIB (12)

IIIA (13)

IVA (14)

VA (15)

VIA (16)

VIIA (17)

VIIIA (18)

H He Li Be B C N O F Ne Na

Mg

Al Si P S Cl Ar

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb

Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe

Cs Ba La* Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr

Ra

Ac*

* Unq[13]

Unp[14]

Unh[15]

Uns[16]

Uno[17]

Une[18]

• Numarul de ordine al fiecarui element este numarul care marcheaza succesiunea elementelor în sistemul periodic. În acest caz este valabila relatia:

• Numarul de ordine= numarul de sarcini nucleare = numarul protonilor din nucleu = numarul de electroni din învelisul electronic

• Perioada este sirul orizontal din sistemul periodic. Exista 7 perioade care se noteaza cu cifre arabe. Elementele ai caror atomi au acelasi numar de straturi electronice ocupate sunt ordonate în aceeasi perioada:

• Numarul de straturi electronice ocupate = numarul stratului electronic exterior = numarul perioadei.

• Grupa - coloana verticala care cuprinde elementele cu aceeasi configuratie electronica pe ultimul strat. Forma lunga a sistemului periodic cuprinde 18 grupe ( 8 principale si 10 secundare).

Elementele unei grupe principale contin în atomii lor acelasi numar de electroni pe ultimul strat. Numarul grupei corespunde, în cazul grupelor principale ale sistemului periodic, sumei electronilor s si p de pe stratul exterior (ultimul strat) al atomului:

•Numarul electronilor de pe ultimul strat = numarul grupei principale

• În perioade, numarul electronilor de pe ultimul strat al atomilor elementelor din grupele principale se schimba continuu, o data cu numarul de sarcini nucleare.

• Pozitia fiecarui element în sistemul periodic se bazeaza pe structura atomului sau

Legatura dintre ◘ Sulf Structura atomului Pozitia elementului în

sistemul periodic Structura atomului

Pozitia elementului în sistemul periodic

Numarul protonilor= numarul electronilor =

Numarul de ordine 16 protoni

16 electroni

numarul de ordine 16

Numarul straturilor electronice ocupate = numarul ultimului strat electronic= Numarul perioadei

3 straturi electronice ocupate

al 3-lea strat electronic

Perioada a 3-a

Numarul electronilor de pe ultimul strat =

Numarul grupei principale

6 electroni pe ultimul strat

Grupa a VI-a principala

• În perioade, numarul electronilor de pe ultimul strat al atomilor elementelor din grupele principale de schimba continuu, o data cu numarul de sarcini nucleare. La trecerea dintr-o perioada în urmatoarea, numarul electronilor se modifica brusc.

• La atomii elementelor din grupele secundare se completeaza treptat un subnivel d (cu maxim 10 electroni), la atomii lantanidelor si actinidelor un subnivel f (cu maxim 14 electroni).

•

• Proprietati periodice ale elementelor• Legea periodicitatii (Mendeleev, 1869): proprietatile

fizice si chimice ale elementelor sunt functii periodice ale maselor lor atomice. În baza lucrarilor fizicianului englez Moseley si a fizicianului danez N. Bohr, privind structura atomului, legea periodicitatii a obtinut o noua formulare, moderna: proprietatile fizice si chimice ale elementelor sunt functii periodice ale sarcinilor nucleelor atomice ale elementelor.

• Proprietatile aperiodice (nepriodice) sunt proprietatile determinate de nucleu, care variaza liniar.

• ◘ Exemplu: numar izotopic, masa atomica, spectru raze X.• Proprietatile periodice sunt proprietatile determinate de

configuratia electronica periferica a atomilor.• ◘ Exemplu: volum atomic, raze atomice, energie de ionizare,

valenta, caracter metalic, caracter nemetalic etc.

• Raza covalenta (atomica) a atomului

• Consideram o molecula A2 (pentru ca la ea avem legatura covalenta). Se poate determina exact distanta dintre cele doua nuclee. Daca cele doua nuclee sunt identice, prin conventie se considera ca jumatate din distanta dintre cele doua nuclee va fi raza covalenta. Raza covalenta ne arata pâna la ce distanta se poate apropia un atom de o molecula vecina. Cel mai bine se defineste raza covalenta la moleculele formate din atomi identici. Pentru ca tot din atomi identici, dar fara sa formeze molecule, sunt alcatuite si metalele, jumatate din distanta dintre doua nuclee vecine reprezinta raza atomica.

• S-a constatat ca distanta dintre anumite nuclee de atomi este constanta. ◘ Exemplu:

• distanta C-C din combinatiile alifatice si din diamant este întotdeauna

• 1,54 Å;

• distanta C-Cl : 1,77 Å;

• distanta C-H: 1,09 Å;

• distanta Si-Si: 2,34 Å.

• Astfel de distante sunt egale mereu, ceea ce a dus la presupunerea ca aceasta distanta este suma razelor celor doi atomi (razele covalente sunt aditive).

• ◘ Exemplu: C-Si

• - experimental: d = 1,92 Å

• - calculat: d = 0,77 Å+ 1,17 Å = 1,94 Å

• Rezulta o eroare neglijabila.

• Razele covalente sunt aditive, dar ele nu mai ramân unice daca atomul respectiv da mai multe tipuri de legaturi.

• ◘ Exemplu:

• C-C d=1,54 Å rC = 0,77 Å

• C=C d=1,35 Å rC = 0,675 Å

• d= 1,20 Å rC = 0,60 Å.

• Raza covalenta în perioada descreste cu cresterea numarului de ordine iar în grupa creste cu cresterea numarului de ordine.

• ◘ Exemplu:

• - în perioada: B - 0,91 Å , C - 0,77 Å, N - 0,71 Å

• - în grupa: F- 0,72 Å, Cl - 0,99 Å, Br - 1,14 Å, I - 1,33 Å.

• Când o legatura simpla este învecinata cu o legatura dubla sau tripla, ea se scurteaza.

• ◘ Exemplu:

• - în etan -C-H dC-H=1,094 Å

• - în etena =C-H dC-H=1,079 Å

• - în etina dC-H=1,057 Å.

• Raza covalenta a hidrogenului ramâne aceeasi, 0,31 Å.

• Razele covalente ale atomilor pot sa se modifice datorita:

• - legaturilor învecinate si pe care le fac ei;

• - coordinatiei elementului;

• - gradul de oxidare al elementului;

• - polaritatea moleculei;

• - respingerile dintre atomii care nu participa direct la legatura

• Razele ionice

• Nu toate substantele au caracter covalent. Sarurile în stare solida sunt alcatuite din ioni (un atom sau grupuri de atomi care au sarcina electrica). Prin metoda difractiei de raze X se determina distanta dintre doua nuclee contrare ca sarcina.

• Raza unui ion pozitiv (cation) este mai mica decât raza atomului de la care a provenit.

• ◘ Exemplu: K - 2,03 Å; K+ - 1,33 Å.

• Raza unui ion negativ (anion) este mai mare decât a raza atomului de la care a provenit.

• ◘ Exemplu: Cl - 0,99 Å; Cl- - 1,81 Å.

• Pe masura ce a pierdut mai multi electroni ionul pozitiv este mai mic si pe masura ce a primit mai multi electroni anionul devine mai mare.

• ◘ Exemplu: Li+ - 0,60 Å; Be2+ - 0,31 Å; B3+ - 0,20 Å;

• N3- - 1,71 Å; O2- - 1,40 Å; F- -1,36 Å.

• În grupa, raza ionica creste de sus în jos.

• ◘ Exemplu: Li+ - 0,60 Å; K+ - 1,33 Å.

Volumul atomic

Este definit prin relatia:

si este o functie periodica de numarul atomic.

Variatia densitatii elementelor chimice cu numarul de ordine este prezentata în figura 7.

Volumul atomic molar al unui element este definit ca raportul dintre masa molara medie a elementului si densitatea extrapolata la 0 K; la metalele alcaline (grupa I principala) se înregistreaza valorile cele mai mari, la elementele din grupele secundare, se înregistreaza în general, valori scazute.

• Figura 7. Variatia densitatii elementelor cu numarul atomic

• Energia de ionizare (I)

• Este energia pe care trebuie sa o dam unui atom izolat si aflat în stare fundamentala, pentru a pierde un electron. Se mai numeste potential de ionizare. Energia de ionizare se exprima de obicei în eV.

• Variatia energie de ionizare cu numarul atomic este prezentata în figura 8.

• Cele mai mici energii de ionizare le au metalele alcaline, deoarece ele pot pierde cel mai usor electronul de pe ultimul strat.

• De asemenea se constata ca o tendinta generala, o crestere a energiei de ionizare paralele cu cresterea lui Z pentru elementele din aceeasi perioada. Aceasta se explica prin cresterea puterii de atractie a electronilor de catre nucleu.

• Figura 8. Variatia energiei de ionizare cu numarul atomic

• Asa cum se poate elimina primul electron dintr-un atom, se poate elimina si al doilea, al treilea etc. Potentialul de ionizare (energia de ionizare) necesar creste foarte mult. Se constata ca unii electroni se elimina mai usor din atom decât altii; numarul acestora este egal cu numarul grupei si se numesc electroni de valenta.

Elementul Potential de ionizare la eliminarea: Primului electron (P1) Celui de-al doilea electron (P2)

Be 9,32 18,31 Sr 5,9 10,58 Li 5,39 75,62 Rb 4,18 27,36