Orbitaly ve víceelektronových atomech
• Elektrony jsou přitahovány k jádru ale také se navzájem odpuzují. • Repulzní síly způsobené dalšími elektrony stíní přitažlivý účinek atomového jádra. • Efektivní náboj jádra: náboj který je skutečně pociťován elektronem Zeff = Z − Zshield Z – počet protonů Zshield – počet elektronů mezi jádrem a příslušným elektronem (nevalenční elektrony)
Výstavbový princip • Periodickou tabulku lze využít také pro určení elektronové konfigurace prvku. • Př.: Popište elektronovou konfiguraci H a He H ⇒ 1s1; ↑ He ⇒ 1s2; ↑↓ • Př.: Popište elektronovou konfiguraci prvků ve čtvrté periodě. • Zkrácený zápis: např. elektronová konfigurace arsenu je [Ar]4s23d104p3.
1
Příklady elektronových konfigurací valenčních slupek
Anomální elektronové konfigurace
• Existuje několik výjimek z výstavbového principu. Stabilní konfigurace jsou např. také: – Z poloviny zaplněná podslupka d: • Cr má konfiguraci [Ar]4s13d5; • Mo má konfiguraci [Kr] 5s14d5 – Zcela zaplněná podslupka d: • Cu má konfiguraci [Ar]4s13d10 • Ag má konfiguraci [Kr]5s14d10. • Au má konfiguraci [Xe]6s14f145d10 • Výjimky se objevují u větších prvků které mají blízké energie orbitalů.
2
Příklady elektronových konfigurací valenčních slupek
Periodicita chemických vlastností prvků • Chemické a mnohé fyzikální vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich atomových čísel. Periodické vlastnosti nacházíme i v řadách analogických sloučenin. • Mendělejev (1869) navrhl periodickou tabulku prvků seřazených podle atomového čísla (resp. Mr) horizontálně a podle chemických vlastností vertikálně. • Např. alkalické kovy tvoří ionty s nábojem +1, kovy alkalických zemin s nábojem + 2 • V tabulce zůstávaly neobsazené pozice prvků, které by měly existovat – postupně byly tyto prvky skutečně objeveny. • Univerzálnost vlastností je ve skutečnosti dána elektronovou konfigurací valenční sféry.
3
Periodická tabulka
• Pořadí v tabulce je dáno výstavbovým principem (po řádcích). • Prvky ve stejných sloupcích mají stejnou elektronovou konfiguraci valenční slupky.
4
Základní trendy
• Dominantní podobnost je vertikální: - klesá efektivní náboj jádra - vzrůstá velikost atomů - klesá ionizační energie a elektronová afinita - klesá elektronegativita - postupně zesilují kovové vlastnosti - vzrůstá reaktivita
Periodicita chemických vlastností
• Protože mají prvky ve stejné skupině stejnou konfiguraci valenčních elektronů, měly by být podobné i jejich chemické vlastnosti. Př.: 2 Li(s) + Cl2(g) 2 LiCl(s) 2 Na(s) + Cl2(g) 2 NaCl(s) 2 K(s) + Cl2(g) 2 KCl(s)
5
Izoelektronové látky a excitované stavy
• Částice se stejným počtem elektronů jsou izoelektronové. • Př.: P3−, S2−, Cl−, Ar, K+, Ca2+. • V excitovaném (vybuzeném) stavu se alespoň jeden elektron nachází ve vyšší energetické hladině než odpovídá základnímu stavu. • Př.: [Ar]4s13d94p1 odpovídá konfiguraci excitovaného stavu Cu.
Atomový poloměr • V rámci sérií atomové poloměry klesají vzhledem k rostoucímu efektivnímu náboji jádra. • Uvnitř každé skupiny se atomový poloměr s rostoucím číslem periody zvětšuje (větší vzdálenost energetické hladiny od jádra).
Atomové poloměry pro hlavní prvky
6
Závislost atomového poloměru na Z
Iontový poloměr • Pokud je iont kladně nabitý, jeho poloměr se zmenší, pokud záporně nabitý, zvětší se (vztaženo k poloměru elektroneutrálního atomu). • V rámci periody se kationty zmenšují. Když se objeví anionty, prudce se zvýší poloměr a následně pomalu klesá. Př.: Odhadněte která z následujících izoelektronových částic bude mít největší poloměr: P3−, S2−, Cl−, Ar, K+, Ca2+.
7
Srovnání atomových a iontových poloměrů
Ionizační energie •
• • • •
Ionizační energie, Ei: minimální energie potřebná k odtržení elektronu od atomu v základním stavu v plynné fázi. M(g) + hν → M+ + e−. Ei má přímý vztah k elektronové konfiguraci. Stabilnější základní stav odpovídá vyšší ionizační energii. Ionizační energie je vždy kladná, k ionizaci je tedy třeba dodat energii. Ionizační energie je nepřímo úměrná atomovému poloměru a přímo úměrná Zeff. Výjimky: B, Al, Ga, atd.: ionizační energie těchto prvků jsou o něco nižší než prvků v periodě předcházejících. • •
–
Před ionizací ns2np1. Po ionizaci ns2. Vyšší energie ⇒ menší poloměr.
Prvky skupiny 6A. • •
Před ionizací ns2np4. Po ionizaci ns2np3 a každý p elektron je v jiném orbitalu (Hundovo pravidlo).
8
Závislost ionizační energie na Z
Vyšší ionizační energie • Energie potřebná k odtržení dalších elektronů od atomu se postupně zvyšuje. Např. druhá ionizace odpovídá reakci M+(g) + hν → M2+ + e− Ei2. • Největší nárůst ionizační energie nastává u stabilních konfigurací typu vzácného plynu.
9
Elektronová afinita • • •
Elektronová Afinita, Eea, je energetická změna při přijetí elektronu Eea = −348.6 kJ/mol atomem. Např. Cl + e− → Cl− Energie se v tomto procesu obvykle uvolňuje. Velikost uvolněné energie poukazuje na schopnost atomu přijímat elektron. Např. halogeny mají vysokou tendenci přijímat elektron a vytvářet záporné ionty, vzácné plyny a prvky skupin I & II mají nízkou Eea.
Závislost elektronové afinity na Z (pozn.: energie v grafu má opačné znaménko)
10
Elektronegativita •
• • • • •
Elektronegativita je míra schopnosti atomu přijímat nebo ztrácet elektrony. Je přímo úměrná ionizační tendenci a schopnosti vytvářet E − E ea konfiguraci vzácného plynu. Výpočet: Χ= i 2 kde Ei = ionizační energie Eea = elektronová afinita (obvykle záporná hodnota!) Např. Li má velmi nízkou ionizační energii i elektronovou afinitu, zatímco Cl má obě tyto hodnoty vysoké. Elektronegativita Cl bude tudíž vysoká a Li nízká. Nejvyšší elektronegativitu má fluor (4.0). Elektronegativita se zvyšuje v periodické tabulce diagonálně (odspodu nahoru a doprava). Rozdíl elektronegativit dvou prvků poskytuje představu o charakteru případné chemické vazby mezi nimi: Iontová vazba vzniká pokud ∆Χ ≥ 2 Kovalentní vazba vzniká pokud ∆Χ ≤ 1 Polárně kovalentní vazba vzniká pokud 1 ≤ ∆Χ ≤ 2, vazba je přechodem mezi kovalentní a iontovou.
Závislost elektronegativity na Z
11
Hodnoty elektronegativit prvků 9_12
IA
IIA
Li 1.0
Be 1 .5
Na 0.9
Mg 1 .2
K 0.8
H 2.1
V IIIB IIIB
IV B
VB
V IB
V IIB
Ca 1 .0
Sc 1 .3
Ti 1 .5
V 1 .6
Cr 1.6
Mn 1.5
Fe 1 .8
Co 1 .8
Rb 0.8
Sr 1 .0
Y 1 .2
Zr 1 .4
Nb 1 .6
Mo 1.8
Tc 1.9
Ru 2 .2
Cs 0.7
Ba 0 .9
La – L u 1 .1– 1 .2
Hf 1 .3
Ta 1 .5
W 1.7
Re 1.9
Os 2 .2
Fr 0.7
Ra 0 .9
Ac–N o 1 .1– 1 .7
IIIA
IV A
VA
V IA
B 2.0
C 2 .5
N 3 .0
O 3 .5
V IIA
F 4 .0
Al 1.5
Si 1 .8
P 2 .1
S 2 .5
Cl 3 .0
IB
IIB
Ni 1 .8
Cu 1 .9
Zn 1 .6
Ga 1.6
Ge 1 .8
As 2 .0
Se 2 .4
Br 2 .8
Rh 2 .2
Pd 2 .2
Ag 1 .9
Cd 1 .7
In 1.7
Sn 1 .8
Sb 1 .9
Te 2 .1
I 2 .5
Ir 2 .2
Pt 2 .2
Au 2 .4
Hg 1 .9
Tl 1.8
Pb 1 .8
Bi 1 .9
Po 2 .0
At 2 .2
12
