Układ okresowy pierwiastków − co można z niego wyczytać ?

Chemia nieorganiczna, Metale, niemetale i ich związki

1. Układ okresowy − jak się po nim poruszać ?

Układ okresowy to potężny wynalazek, stanowiący dla Ciebie niesamowitą ściągawkę. Problem jest taki, że trzeba umieć z niego korzystać. Zaczniemy od przypomnienia takich praktycznych podstaw, ponieważ ciągle je używamy.

➦ Liczba elektronów walencyjnych oraz liczba powłok elektronowych

Lokalizujemy pierwiastek w układzie okresowym, niech to będzie magnez (Mg). Znajduje się on w trzecim okresie i drugiej grupie. Będzie miał zatem trzy powłoki elektronowe (K, L, M) oraz dwa elektrony walencyjne. Elektrony walencyjne to były te, które znajdowały się na ostatnie powłoce, a interesowały nas dlatego, że najłatwiej coś z nimi zrobić (np. oddać i stworzyć wiązanie jonowe).

Jak odczytać liczbę powłok elektronowych oraz liczbę elektronów walencyjnych dla atomu na podstawie układu okresowego ?

➦ Wartościowość i stopień utlenienia

Te dwa pojęcia są ze sobą mylone i często na początku nauki nawet traktowane jako to samo. O tym, czym jest wartościowość i czym różni się od stopnia utlenienia mówiliśmy w osobnym poście. Obie wartości będziemy odczytywać na podstawie grupy, w której leży pierwiastek.

Litowce i berylowce będą miały wartościowość równą odpowiednio I oraz II, a ich stopnie utlenienia w związkach będą wynosiły +I oraz +II. W grupie 13. również będzie przyjemnie : borowce maja wartościowość III oraz stopień utlenienia w związkach równy +III.

Związek	NaH	BeCl₂	AlCl₃
Wartościowość atomu centralnego	I	II	III
Stopień utlenienia atomu centralnego	+I	+II	+III

Przykłady związków pierwiastków z 1. , 2. oraz 13. grupy.

Od grupy 14. robi się gorzej, bo wartościowość jest równa IV, ale dla cyny i ołowiu jest jeszcze możliwa wartość II, podobnie jest ze stopniami utlenienia : główny to +IV, ale jest jeszcze +II (typowo dla cyny i ołowiu).

Związek	CCl₄	SnCl₄	SnCl₂	PbO₂	PbO
Wartościowość atomu centralnego	IV	IV	II	IV	II
Stopień utlenienia atomu centralnego	IV	+IV	+II	+IV	+II

Dla grupy czternastej klasycznie mamy wartościowość IV oraz stopień utlenienia +IV, ale możliwe są także ,,dwójki” , zwłaszcza dla cyny i ołowiu.

Od piętnastej grupy to dopiero zaczyna się zabawa. Tutaj jeśli chodzi o wartościowość to możliwe są wartości III oraz V, natomiast ze stopniami utlenienia jest więcej możliwości, bo mamy +3, + 5 oraz także −3. Jeśli chodzi o piątki to spoko, bo widzimy to po numerze grupy. Trójka bierze się natomiast stąd, że możemy zrobić trzy wiązania i mamy oktet elektronowy (3 + 5 = 8).

Związek	NH₃	NH₄Cl	Mg₃N₂	PCl₃	PCl₅	Ca₃P₂
Wartościowość atomu centralnego	III	V	III	III	V	III
Stopień utlenienia atomu centralnego	− III	−III	− III	III	V	− III

Dla grupy piętnastej mamy wartościowości równe III lub V, natomiast stopnie utlenienia to głównie +3 oraz +5

Jak jesteśmy już po przerobieniu kwasów tlenowych, to nawet te stopnie utlenienia bardzo łatwo zapamiętać. Przecież mamy kwas fosforowy (V) oraz kwas fosforowy (III), podobnie z kwasami azotowymi. Dalej nawet w grupie 16. to się powtarza, są przecież kwasy siarkowe (IV) oraz (VI). Wiemy zatem czego możemy się spodziewać w tlenowcach, sprawdźmy sami.

Związek	H₂S	H₂SO₃	H₂SO₄
Wartościowość atomu centralnego	II	IV	VI
Stopień utlenienia atomu centralnego	− II	+IV	+VI

Dla grupy szesnastej mamy wartościowości równe II , IV lub VI, natomiast stopnie utlenienia to głównie −2 , +4 oraz +6

I dojeżdżamy wreszcie do grupy 17, gdzie akurat jest też trochę problemów. Jeśli chodzi o fluor, to jako najbardziej elektroujemny pierwiastek jego stopień utlenienia wynosi zawsze −1, natomiast wartościowość I. Takie same wartościowości przybierają pozostałe fluorowce, z tym że one mają jeszcze więcej możliwości, bo możliwe są także wartościowości równe III, V oraz VII.

Związek	HF	HClO	HClO₂	HClO₃	HClO₄
Wartościowość atomu centralnego	I	I	III	V	VII
Stopień utlenienia atomu centralnego	− I	+I	+III	+V	+VII

Dla grupy siedemnastej mamy wartościowości równe I, III, V oraz VII. Tylko dla fluoru wynosi I.

➦ Liczba atomowa, masowa, liczba elektronów, protonów, neutronów

To było już omawiane osobno. Teraz tylko szybki look na przykładowy pierwiastek. Wziąłem wapń, ponieważ w Waszym maturalnym układzie okresowym jest on dokładnie opisany.

Jak odczytać liczbę masową, atomową oraz liczbę elektronów, protonów i neutronów w atomie?

➦ Charakter pierwiastka : metal, niemetal ?

To właśnie stało się znacznie prostsze, odkąd macie kolorowy układ okresowy.

Legenda do maturalnego układu okresowego.

2. Promień atomu/jonu

Popatrzmy na wycinek układu okresowego, gdzie schematycznie przedstawiono rozmiary atomów (kuli). Na razie po samych kulkach widzimy, że atomy rosną w dół grupy i w lewo w okresie. Teraz tylko pytanie dlaczego?

Rozmiary atomów w układzie okresowym. Podpisane liczby w prawym górnym rogu to promienie atomowe.

Jeśli chodzi o zmianę rozmiaru w grupie, to jest to łatwe do zrozumienia. Przechodząc w dół dodajemy przecież do atomu kolejne powłoki (kolejne warstwy cebuli), zatem promień się zwiększa, bo elektrony są coraz dalej od jądra. Można to też przyrównać do sytuacji, w której nakładamy na siebie ciągle kolejne bluzy, przez co robimy się ,,coraz grubsi”, dokładnie tak samo jak atomy.

Promień atomowy rośnie w dół grupy – wyjaśnienie.

W okresie jest zawsze ciężej. Przesuwając się w prawo mamy tyle samo powłok, dodajemy tylko na nie elektrony. Więc mogłoby się wydawać, że rozmiar atomu nie powinien się jakoś bardzo zmieniać. Zapominamy tylko o jednej rzeczy! Kiedy przesuwamy się w prawo o jeden pierwiastek, to dodajemy 1 elektron, ale także 1 proton! Protony, to elektrostatyczna kotwica atomu, która przyciąga do siebie elektrony.

Czyli idąc w prawo nie zwiększamy rozmiaru atomu (bo nie dodajemy żadnych powłok), ale za to zwiększa się siła przyciągania przez jądro. Wniosek − nasz atom się kurczy!

Promień atomowy rośnie w lewo okresu – wyjaśnienie. Rysunek jest oczywiście czysto schematyczny, nie uwzględnia wszystkich protonów i elektronów na wszystkich powłokach.

Sumarycznie możemy to podsumować na jednym obrazku :

Zależności rozmiaru atomów w układzie okresowym.

Na koniec jeszcze jedna, bardzo ważna sprawa.

tworząc kation zabieramy elektrony − zatem promień kationu będzie zawsze mniejszy od promienia atomu. Czyli na przykład : r_Mg²⁺ < r_Mg
tworząc anion dodajemy elektrony − zatem promień anionu będzie zawsze większy od promienia atomu. Czyli na przykład : r_S^2ー > r_S
a jak porównać atomy/jony , które są izoelektronowe (= to znaczy, że mają taką samą liczbę elektronów)? Na przykład jony Na⁺ , F⁻ oraz Mg²⁺ są izoelektronowe, ale ich promienie są różne!

Wtedy należy spojrzeć na ładunek jądra – im więcej jest tam protonów tym silniej będą przyciągać elektrony, zmniejszając promień. Jaki zatem będzie szereg powyższych izoelektronowych jonów? Który ma największy promień jonowy?

r_F^ー > r_Na⁺ > r_Mg²⁺

Dlatego, że fluor ma najmniej protonów (9), a magnez najwięcej (12), więc w magnezie mamy najsilniejsze przyciąganie elektronów, przez co jon jest najmniejszy.

3. Energia jonizacji, czyli jak bardzo chcesz być kationem ?

Energia jonizacji (E_j) jest to energia potrzebna do ,,odczepienia” 1 mola elektronów od 1 mola atomów (w stanie gazowym) lub jonów. Schemat procesu jonizacji przedstawiono poniżej :

M_(g) ⟶ M⁺_(g) + e^ー_(g)(indeks _(g) oznacza, że wszystko jest ,,gazem”).

Taki proces wymaga energii, ponieważ odczepiamy ujemne elektrony, które są przyciągane przez dodatnio naładowane jądro. Skoro jest to proces wymagający energii, wartość energii jonizacji jest zawsze dodatnia.

Wartość E_j określa czy dany pierwiastek chętniej będzie tworzyć kationy czy aniony.
Czego możemy się dowiedzieć z energii jonizacji ?

Niska wartość E_j = pierwiastek chętnie będzie tworzył kationy (skoro to tak mało kosztuje, to nie ma problemu”).

Wysoka wartość E_j = pierwiastek niechętnie będzie tworzył kationy (to jest bardzo drogie, niekorzystne, nieopłacalne, więc nie będę odszczepiał elektronu). W takim razie taki pierwiastek woli tworzyć aniony.

Jak zmienia się energia jonizacji w układzie okresowym? Na szczęście to bardzo prosta zależność, ponieważ jest to skorelowane z rozmiarem atomu. Innymi słowy, jeśli znasz zależności promieni atomowych, co omówiliśmy przed chwilą, to bez problemu wykminisz samodzielnie energię jonizacji!

Ogólną zależnością jest, że im większy rozmiar atomu, tym mniejsza energia jonizacji. Im większy atom, tym elektron walencyjny jest dalej od jądra i jest z nim słabiej związany.

Energia jonizacji jest do ustalenia na podstawie rozmiaru atomu! Jak znasz jedno, to znasz drugie!

Oczywiście od wszystkich trendów, które dzisiaj omawiamy będą wyjątki! Obserwujemy je chociażby w grupie 13.

Zależności energii jonizacji w układzie okresowym

4. Podsumowanie

Poniższa tabelka zbiera w całość wszystkie ważniejsze cechy, które zmieniają się okresowo.

Właściwość	Zmiana idąc w dół grupy	Wytłumaczenie zmiany w grupie	Zmiana idąc od lewej do prawej strony okresu	Wytłumaczenie zmiany w okresie
Promień (rozmiar)	↑	Zwiększa się rozmiar ostatniego orbitalu.	↓	Rośnie przyciąganie przez jądro
Energia jonizacji	↓	Elektrony walencyjne znajdują się dalej od jądra.	↑	Rośnie przyciąganie przez jądro
Powinowactwo elektronowe	brak trendu	Istnieje dużo nieregularności.	↓	Rośnie przyciąganie przez jądro
Elektroujemność	↓	Atom jest coraz większy, elektrony są słabo trzymane.	↑	Atom jest coraz mniejszy, jądro mocniej przyciąga elektrony.
Charakter metaliczny	↑	Maleje energia jonizacji − łatwiej oderwać elektrony.	↓	Rośnie wartość energii jonizacji.