Život je džungle. Člověk se pořád za něčím honí.

Maturitní otázky-2 (2.část)

1. března 2007 v 22:29 |  Maturitní otázky z chemie
PRAVIDLA ZAPLŇOVÁNÍ ORBITALŮ
1) Pauliho princip (W. Pauli, 1925) - každý stav (orbital) charakterizovaný třemi kvantovými čísly (n, l, m) může být obsazen nejvýše dvěma elektrony, s opačným spinem, v jedné vrstvě může být maximálně 2n2 elektronů, žádné dva elektrony v atomu nemohou mít stejné hodnoty čtyř kvantových čísel
orbital s p d f
počet elektronů 1 6 10 14
2) Výstavbový princip (princip minimální energie) - elektrony obsazují hladiny postupně tak, aby výsledný systém měl co nejnižší energii:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
3) Hundovo pravidlo (F. Hund, 1925) - stavy (orbitaly) se stejnou energií, tj. degenerované, se obsazují nejprve všechny po jednom elektronu a potom teprve elektronem s opačným spinem

Periodická soustava chemických prvků

Mendělejevův periodický zákon

Ø podle původního znění periodického zákona (D. I. Mendělejev, 1869), na němž je založen systém prvků, jsou fyzikální a chemické vlastnosti prvků i sloučenin, které prvky tvoří, periodicky závislé na relativní atomové hmotnosti prvku
Ø po objasnění struktury atomu a významu protonového čísla byla ve formulaci zákona relativní atomová hmotnost nahrazena protonovým číslem:
Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla. Chemické vlastnosti prvků se periodicky mění v závislosti na vzrůstajícím protonovém čísle.
Ø pořadí prvků podle protonového čísla je až na několik výjimek (Te-I, Co-Ni, Ar-K, Th-Pa) stejné jako podle relativních atomových hmotností
Ø v řadě prvků uspořádaných podle rostoucí hodnoty protonového čísla jsou vždy po určitém počtu prvků (po určitém úseku řady - periodě) prvky navzájem podobné
Ø úsek, po kterém se v řadě objevují např. vzácné plyny činí 8, 8, 18, 18, 32

Tabulka periodické soustavy prvků

Ø tabulka je grafickým vyjádřením periodického zákona, podává stručný přehled o vztazích mezi prvky periodického systému
Ø prvky jsou uspořádány do sedmi vodorovných řad - period 16 svislých sloupcích - skupinách označených římskými čísly I. až VIII. A odlišených písmeny A nebo B
Ø prvky zařazené ve skupinách B se společně nazývají přechodné(vedlejší) (d-prky), prvky ve skupinách A se nazývají nepřechodné (základní, hlavní) (s- a p-prvky)
Ø aby tabulka nebyla příliš dlouhá, vyčleňuje se z 6. periody 14 prvků následující za lanthanem (lanthanoidy, 58Ce - 71Lu) a ze 7. periody 14 prvků za aktiniem (aktinoidy, 90Th - 103Lr)
Ø lanthanoidy a aktinoidy jsou prvky vnitřně přechodné (f-prvky)

Soustava prvků a elektronová konfigurace

Ø atomy prvků téže skupiny A mají stejnou konfiguraci vnější elektronové vrstvy
Ø prvky jedné periody mají stejný počet částečně nebo úplně obsazených elektronových vrstev, který je roven hlavnímu kvantovému číslu nejvyšší, alespoň zčásti obsazené vrstvy
Ø první perioda končí zaplněním jediné hladiny vrstvy K, a obsah. proto pouze 2 prvky
Ø ve druhé a třetí periodě, které mají po 8 prvcích, se zaplňují hladiny 2s, 2p a 3s, 3p
Ø kromě neúplné sedmé periody končí všechny vzácným plynem s konfigurací vnější vrstvy ns2np6, poslední obsazená vrstva s nejvyšším n tedy maximálně obsahuje 8 el,
Ø ve čtvrté periodě se po zaplnění hladiny 4s začíná obsazovat hladina 3d, a to v první řadě přechodných prvků (21Sc - 30Zn), potom se zaplňuje hladina 4p u dalších 6 prvků
Ø v páté periodě v druhé řadě přechodných prvků se zaplňuje hladina 4d a v šesté periodě v třetí řadě přechodných prvků hladina 5d
Ø každá řada přechodných prvků má 10 členů, protože na hladině d může být maximálně 10 elektronů, celý blok prvků d má tedy 30 členů, čtvrtá a pátá perioda má po 18 prvcích, 6. perioda má včetně lanthanoidů 32 prvků
Ø valná většina přechodných prvků má konfiguraci nejvyšší elektronové vrstvy ns2, výjimkou je v první řadě 24Cr: [Ar] 3d5 4s1 a 29Cu: [Ar] 3d10 4s1, ve druhé řadě mají konfiguraci 5s1 prvky 41Nb, 42Mo, 43Tc, 44Ru, 45Rh, 47Ag; 46Pd má konfiguraci [Kr] 4d10, ve třetí řadě mají konfiguraci 6s1 prvky 78Pt a 79Au
Ø u lanthanoidů se zaplňuje hladina 4f (La: [Xe] 5d 6s2) a tyto prvky mají konfiguraci [Xe] 4f2 - 7, 9 - 14 6s2, a6 na 64Gd: [Xe] 4f75d 6s2 a 71Lu: [Xe] 4f145d 6s2
Ø u aktinoidů se zaplňuje hladina 5f (89Ac: [Rn] 6d 7s2) a tyto prvky mají konfiguraci následující: [Rn] 5f0, 2 - 4, 6, 7, 9 - 14 6d0 - 2 7s2, dva elektrony na hladině 6d má v této řadě pouze 90Th: [Rn] 6d2 7s2, jeden elektron na hladině 6d mají 91Pa, 92U, 93Np, 96Cm, 103Lr
Ø aktinoidy a lanthanoidy společně tvoří blok f-prvků, všechny f-prvky mají konfiguraci nejvyšší elektronové vrstvy ns2, do f-prvků se počítají i La, Ac a Th (jako výjimky)

Valenční elektrony, s-, p-, d-, f-prvky

Ø valenční elektrony - vnější, tj. energeticky nejvýše položené elektrony atomu prvku, rozhodující měrou ovlivňují jeho schopnost slučovat se s atomy jiných prvků, mohou být umístěny na různých hladinách (valence - mocenství = slučovací schopnost prvků, mocenství udává, kolik atomů H je schopen atom daného prvku vázat nebo nahradit)
Ø prvky, které mají valenční elektrony pouze na hladině s se řadí mezi s-prvky
Ø prvky s valenčními elektrony na hladině s a p se jmenují p-prvky, nejvyšší obsazená hladina je v tom případě hladina p
Ø u s- a p-prvků, tj. prvků skupin A (nepřechodných), je počet valenčních elektronů roven číslu příslušné skupiny periodické soustavy, nepřechodné prvky svými elektrony zaplňují vnější slupku elektronového obalu (orbitaly s a p)
Ø do valenčních elektronů atomů d-prvků (přechodných) se zpravidla počítají jak elektrony ns, tak elektrony (n - 1)d, kde n je číslo periody, tedy např. elektrony 4s a 3d, přechodné prvky svými elektrony zaplňují předposlední slupku elektronového obalu (orbitaly d)
Ø valenční elektrony f-prvků (vnitřně přechodných) jsou na hladinách ns a (n - 2)f, popřípadě také (n - 1)d, vnitřně přechodné prvky svými elektrony zaplňují třetí slupku od povrchu elektronového obalu (orbitaly f)

Periodická závislost velikosti atomů, ionizační energie a elektronové afinity na elektronovém čísle

Ø ve velké vzdálenosti od jádra se elektronová hustota v atomu blíží nule
Ø velikost atomů nepřechodných prvků v jednotlivých periodách systému klesá se stoupajícím protonovým číslem, protože elektrony přibývající v jedné vrstvě jsou stále silněji přitahovány rostoucím nábojem jádra
Ø ve skupinách nepřechodných prvků roste s rostoucím číslem periody kvantové číslo vnější elektronové vrstvy a sním i velikost atomu
Ø anionty jsou vždy větší a kationty vždy menší než příslušné atomy
Ionizační energie I - energie nutná k odtržení elektronu z izolovaného atomu - z elektroneutrálního atomu vzniká kation, hodnota v kJ přepočítaná na 1 mol atomů
Ø při odtržení prvního elektronu od atomu jde o první ionizační energii, druhé elektronu o druhou, atd.., každá další ionizační energie je vždy vyšší než předchozí
Ø v jednotlivých skupinách periodického systému I klesá se stoupajícím protonovým číslem, v periodách se stoupajícím protonovým číslem roste
Elektronová afinita A - energie uvolněná při vzniku aniontu z elektroneutrálního atomu v plynném stavu, udává se v kJ na mol, periodicky se mění

Charakteristika jednotlivých skupin

Ø Alkalické kovy (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) - prvky I.A skupiny, název pochází z arabského označení rostlinného popela, který býval zdrojem Na a K, ve valenčním s orbitalu (ns1) mají 1 snadno odštěpitelný elektron, jsou silná redukční činidla, samovznítitelné ve vzduchu, směrem dolů ve skupině klesá elektronegativita - zvětšují se atomy a valenční elektrony jsou vázány slaběji, mají vždy oxidační číslo +I, poslední francium má nejnižší elektronegativitu a je radioaktivní, vodík jako jediný dokáže přitáhnout elektron - KH, LiH - hydridy (H-) - neušlechtilé kovy, v kyselinách se rozpouštějí a uniká vodík: Na + H2O
Ø Kovy alkalických (žíravých) zemin (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) - prvky II.A skupiny, mají svůj název podle historického pojmenování oxidů CaO, SrO, BaO, kterým se říkalo žíravé zeminy, v s orbitalech mají 2 valenční elektrony (ns2), jsou velmi reaktivní, v přírodě jen ve sloučeninách, jsou redukční činidla, kromě berylia tvoří iontové sloučeniny, směrem dolů ve skupině klesá elektronegativita, mají vždy oxidační číslo +II, radium je vzácný radioaktivní prvek
Ø Sc, Y, La, Ac - prvky III.B skupiny, vytvářejí trojmocné ionty - oxidační číslo +III, valenční elektrony mají v orbitalech ns2 (n - 1)d
Ø Ti, Zr, Hf, Rt - prvky IV.B skupiny, preferují oxidační číslo +IV, valenční elektrony mají v orbitalech ns2 (n - 1)d2
Ø V, Nb, Ta - prvky V.B skupiny, oxidační číslo +V, valenční elektrony v ns2 (n - 1)d3, Nb: [Kr] 5s1 4d4 - 5 valenčních elektronů
Ø Cr, Mo, W - prvky VI.B skupiny
Ø Mn, Tc, Re - prvky VII.B skupiny, vytvářejí sedmimocné ionty - oxidační číslo +VII, valenční elektrony ns2 (n - 1)d5
Ø Triáda železa (Fe, Co, Ni) - prvky VIII.B skupiny ve 4. periodě
Ø Lehké platinové kovy (Ru, Rh, Pd) - prvky VIII.B skupiny v 5. periodě
Ø Těžké platinové kovy (Os, Ir, Pt) - prvky VIII.B skupiny v 6. periodě
Ø Cu, Ag, Au - prvky I.B skupiny, velice ušlechtilé kovy, Ag a Au - ryzí a velice stabilní kovy, často se vyskytují ve formě Ag0, Au0, zaplňují orbitaly ns2 (n - 1)d10
Cu: [Ar] 4s1 3d10, Ag: [Kr] 5s1 4d10, Au: [Rn] 6s1 5d10
Ø Zn, Cd, Hg - prvky II.B skupiny, tvoří stabilní dvojmocné ionty - oxidační číslo +II, ztrácejí elektrony dva elektrony z 4s
Ø
Ø Triely (B, Al, Ga, In, Tl) - prvky III.A skupiny, oxidační číslo +III, valenční elektrony v orbit. Ns2np, mohou ztrácet všechny 3 elektrony nebo pouze 1, stabilní konfigurace může být ns2
Ø Tetrely (C, Si, Ge, Sn, Pb) -prvky IV.A skupiny, oxidační číslo +IV (orbitaly ns2np2, křemík je nejčastějším prvkem na Zemi, čtyřvaznost uhlíku je odvozována od excitovaného stavu se čtyřmi orbitaly zaplněnými po jednom elektronu
C (základní stav): 1s2 2s2 2p2
C (excitovaný stav): 1s2 2s1 2px1 2py1 2pz1
Ø Pentely (N, P, As, Sb, Bi) - prvky V.A skupiny, oxidační číslo +V (orbitaly ns2np3)
Ø Chalkogeny(O, S, Se, Te, Po) - prvky VI.A skupiny, zaplňují orbitaly ns2np4, vyskytují se jen v rudách kovů (rudotvorné), dostaly název podle řeckého chalkos - měď, bronz, ruda, kov, v s orbitalech mají 2 elektrony, v p orbitalech 4 elektrony, celkem 6 valenčních el., jsou to pevné látky s výjimkou kyslíku, Po je radioaktivní
Ø Halogeny (F, Cl, Br, I, At) - prvky VII.A skupiny, nazývají se podle řeckého hals - sůl a gennao - tvořím, rodím, jsou to tedy prvky solitvorné, v s orbitalech 2 elektrony, v p orbitalech 5 elektronů, celkem 7 valenčních elektronů, tvoří dvouatomové molekuly, jsou velmi reaktivní, radioaktivní astat byl připraven uměle, halogeny jsou nekovy, působí jako oxidační činidla a tvoří anionty
Ø Vzácné plyny (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) - prvky VIII.A skupiny, byly pojmenovány podle vzácného výskytu, dříve se jim též podle malé reaktivnosti říkalo inertní (výjimkou je XeF6 - fluorid xenonový), mají plně obsazený valenční orbital s 2 elektrony i orbital p 6 elektrony
Ø Lanthanoidy (Ce, Pr, Nd, Pm, Sm, Eu, Gd, Tb, Dy, Ho, Er, Tm, Yb, Lu) - skupina 14 vnitřně přechodných prvků, které zaplňují svými elektrony orbitaly 4f, stříbrolesklé kovy se stálým oxidačním číslem +III, svým chemickým chováním se zcela podobají lanthanu
Ø Aktinoidy (Th, Pa, U, Np, Pu, Am, Cm, Bk, Cf, Es, Fm, Md, No, Lr) - skupina 14 vnitřně přechodných prvků zaplňujících orbitaly 5f, v přírodě se vyskytuje Th, Pa, U, ostatní byly připraveny uměle jadernými reakcemi
Ø Transurany - prvky, jejichž Z ≥ 93, byly připraveny jadernými reakcemi, prvky, jejichž Z je 104 - 112, dosud nemají význam vzhledem ke krátkému poločasu rozpadu jejich objevených radionuklidů
 

Buď první, kdo ohodnotí tento článek.

Nový komentář

Přihlásit se
  Ještě nemáte vlastní web? Můžete si jej zdarma založit na Blog.cz.
 

Aktuální články

Reklama