CHIMIE

CURS NR. 3

1

SISTEMUL PERIODIC AL ELEMENTELOR

2

LEGEA PERIODICITĂŢII

- o lege fundamentală a naturii, stă la baza clasificării

elementelor.

- a fost enunţată de D. I. Mendeleev în 1869:

„Proprietăţile fizice şi chimice ale elementelor se

repetă periodic în funcţie de masele lor atomice”.

- i-a permis lui Mendeleev ordonarea celor 63 de

elemente cunoscute la aceea vreme, în ordinea

crescătoare a maselor lor atomice, într-un tabel numit

sistemul periodic al elementelor.

3

MENDELEEV 1877

4

5

LEGEA PERIODICITĂŢII

La începutul secolului al XX-lea, legea a fost

reformulată de Moseley (1913):

„Proprietăţile elementelor sunt funcţii periodice ale

numărului atomic Z”

Sistemul periodic actual: Alfred Werner - 1905.

Cuprinde 18 coloane verticale şi 7 şiruri orizontale,

fiind o reflectare obiectivă a structurii electronice a

elementelor.

6

Coloanele verticale, numite grupe conţin elemente cu

proprietăţi fizice şi chimice asemănătoare, care au

aceeaşi configuraţie electronică în stratul de valenţă.

Ele sunt notate cu cifre arabe de la 1 la 18, conform

recomandărilor IUPAC din 1986; până atunci grupele

principale erau notate cu cifre romane de la I la VIII şi

litera A, iar grupele secundare erau notate cu cifre

romane de la I la VIII şi litera B.

Numărul grupei în care se găseşte un element este

egal cu numărul electronilor din stratul de valenţă al

atomilor elementului respectiv.

7

Şirurile orizontale ale sistemului periodic,

cuprinzând elementele dintre două gaze rare succesive,

se numesc perioade.

Sistemul periodic conţine şapte perioade

corespunzătoare celor şapte niveluri energetice notate

cu cifre arabe de la 1 la 7.

Numărul perioadei în care se află un element este

egal cu numărul de niveluri energetice (straturi)

ocupate cu electroni, sau cu valoarea numărului

cuantic principal „n” pentru stratul exterior al atomului

unui element.

8

PERIODICITATEA PROPRIETĂŢILOR

ELEMENTELOR

În strânsă legătură cu poziţia lor în sistemul

periodic, se constată că elementele prezintă:

1. PROPRIETĂŢI NEPERIODICE – DETERMINATE

DE STRUCTURA NUCLEULUI:

numărul atomic Z, cu valori de la 1 la 112

masa atomică A, cu valori cuprinse între 1,008

(1H) şi 277 (112Cn).

9

2. PROPRIETĂŢI PERIODICE – DETERMINATE DE

CONFIGURAŢIA ELECTRONICĂ A ATOMILOR:

- fizice:

-rază atomică

-rază ionică

-energie de ionizare

-afinitate pentru electroni

- chimice:

- caracter electropozitiv (metalic)

- caracter electronegativ (nemetalic)

- valenţă

- număr de oxidare (N.O.).

10

1. Raza atomică este jumătatea distanţei dintre

nucleele a doi atomi identici, vecini, dintr-o moleculă sau

dintr-un cristal metalic.

Atom de He 11

Este o mărime caracteristică fiecărui atom,

determinată prin metode cristalografice (difracţie cu

raze X), pe baza structurilor cristaline ale combinaţiilor

în care se găsesc atomii respectivi.

12

În cadrul unei perioade, în grupele principale,

razele atomice scad cu creşterea numărului atomic Z.

Li Be B C N O F

Numărul

atomic (Z) 3 4 5 6 7 8 9

Nivel 1 2e 2e 2e 2e 2e 2e 2e

Nivel 2 1e 2e 3e 4e 5e 6e 7e

R.A. (A) 1.34 0.90 0.82 0.77 0.75 0.73 0.72

13

A

Z n R.A. (pm) Li 3 2 134 Na 11 3 154 K 19 4 196 Rb 37 5 211 Cs 55 6 225

În grupele principale ale sistemului periodic, razele

atomice cresc semnificativ cu creşterea numărului

atomic Z.

14

2. Raza ionică este raza cationului, respectiv a anionului

în compuşii ionici cristalini; este dimensiunea relativă a

unui ion într-un cristal ionic.

Raza cationului este totdeauna mai mică decât raza

atomului din care provine (pierzând electroni, un atom

se transformă într-un cation cu aceeaşi sarcină nucleară

ca a atomului, care atrage un număr mai mic de

electroni, ceea ce are ca rezultat scăderea razei).

15

Raza anionului este mereu mai mare decât raza atomului

din care provine (acceptând electroni, un atom se

transformă într-un anion cu aceeaşi sarcină nucleară ca

a atomului, care atrage un număr mai mare de electroni,

între care se manifestă şi respingerile electrostatice, fapt

ce determină extinderea norului electronic şi deci

creşterea razei).

16

Mărimea razelor ionice variază asemănător cu mărimea

razelor atomice.

În cadrul unei perioade, atât pentru anioni cât şi pentru

cationi, se constată scăderea razei ionice cu creşterea

numărului atomic Z.

Na+ Mg

2+ Al

3+ P

3- S

2- Cl

-

11p 12p 13p 15p 16p 17p

10e- 10e

- 10e

- 18e

- 18e

- 18e

-

scade raza cationului cu creşterea Z scade raza anionului cu creşterea Z

17

În grupă, razele ionilor cu aceeaşi sarcină cresc cu

creşterea numărului atomic Z.

Pentru acelaşi element, raza cationului scade cu

creşterea sarcinii cationului (raza Fe2+ este mai mare

decât raza Fe3+). 18

Raze atomice şi ionice / Å

19

3. Energia de ionizare reprezintă energia consumată la

îndepărtarea unuia sau mai multor electroni dintr-un

atom izolat în stare gazoasă sau energia absorbită la

formarea unui ion pozitiv din atomul liber; se măsoară în

electronvolţi (eV).

În perioadă, energia primară de ionizare creşte odată cu

creşterea numărului atomic Z.

În grupe, energia primară de ionizare scade cu creşterea

numărului atomic Z, deci odată cu creşterea numărului

de straturi ocupate cu electroni şi cu micşorarea

atracţiei electrostatice a nucleului asupra electronilor

din stratul exterior ca urmare a depărtării de nucleu.

20

Energia primară de ionizare, kJ/mol

Număr atomic

21

4. Afinitatea pentru electroni reprezintă energia degajată

(sau consumată) de un atom izolat în fază gazoasă care

acceptă un electron şi se transformă într-un ion negativ,

un anion.

Acceptarea a doi sau mai mulţi electroni în configuraţia

unui atom se face cu consum de energie.

22

În perioadă, afinitatea pentru electron creşte, este din ce

în ce mai negativă, pe măsură ce creşte numărul atomic

Z (excepţie fac elementele grupei 2 şi 18).

În grupe, afinitatea pentru electron scade cu creşterea

numărului atomic Z, deoarece electronul se adaugă pe

un nivel a cărui distanţă de la nucleu creşte odată cu

numărul de straturi.

23

5. Caracterul electrochimic este o măsură directă a

tendinţei elementelor de a forma ioni în soluţie.

Metalele formează ioni pozitivi, prin cedare de electroni,

conform reacţiei:

şi prezintă caracter electropozitiv.

nne MM

24

Caracterul electropozitiv reprezintă proprietatea atomilor

elementelor de a ceda electroni şi de a forma ioni

pozitivi.

Metalele sunt ordonate în sensul descrescător al

caracterului electropozitiv în seria activităţii metalelor

(seria Beketov-Volta sau seria tensiunilor chimice):

25

26

Caracterul electropozitiv al elementelor variază astfel:

-în grupele principale creşte de sus în jos odată cu

creşterea numărului atomic Z, deci cu creşterea

numărului de straturi ocupate cu electroni,

-în perioade scade de la grupa 1 la grupa 14, odată cu

creşterea numărului atomic Z şi cu creşterea numărului

de electroni cedaţi.

Cel mai electropozitiv element din sistemul periodic este

franciul, Fr, dar pentru că este element radioactiv, cel

mai electropozitiv element este considerat cesiul, Cs.

27

Cu cât caracterul electropozitiv al unui element este mai

accentuat, cu atât reactivitatea chimică a elementului

respectiv este mai mare.

- reacţie Na cu apa este violentă la temperatura camerei:

2Na + 2H-OH → 2NaOH + H2

- reacţia Mg cu apa decurge la uşoară încălzire:

Mg + 2H-OH → Mg(OH)2 + H2

- reacţia Al cu apa decurge la încălzire puternică:

2Al + 6H-OH → 2Al(OH)3 + 3H2

28

CARACTERUL ELECTRONEGATIV:

-proprietatea atomilor elementelor de a capta electroni şi

de a forma ioni negativi;

- în grupe, scade de sus în jos, odată cu creşterea

numărului atomic Z, deci cu creşterea numărului de

straturi ocupate cu electroni

-în perioade, creşte de la grupa 14 la grupa 17, odată cu

creşterea numărului atomic Z, adică cu micşorarea

numărului de electroni captaţi şi creşterea sarcinii

nucleare.

- FLUORUL, F este elementul cel mai electronegativ din

sistemul periodic

29

6.Valenţa reprezintă capacitatea de combinare a atomilor

unui element cu atomii altui element.

Se foloseşte conceptul de stare de oxidare (număr de

oxidare), care faţă de conceptul de valenţă are avantajul

că nu face nici o presupunere referitoare la natura

legăturii chimice.

Valenţa elementelor este determinată de poziţia lor în

sistemul periodic: pentru elementele situate în grupele

1-4, valenţa este dată de numărul grupei, pentru

elementele situate în grupele 15-17, valenţa este dată de

diferenţa 8-numărul grupei, în timp ce metalele

tranziţionale prezintă mai multe stări de valenţă.

30

8. TEMPERATURA DE TOPIRE (punctul de topire):

-temperatura la care o substanţă solidă trece în stare

lichidă la presiunea de 760 mm Hg (temperatura normală

de topire)

- cele mai mici puncte de topire le au heliu (-272,1ºC) şi

hidrogenul (-259,23ºC)

- cele mai mari puncte de topire le au carbonul (forma

alotropică diamant 3500ºC) şi wolframul (3410ºC)

- singurele elemente lichide sunt bromul (-7,25ºC) şi mercurul

(-38,84ºC)

- elemente uşor fuzibile (topesc la temperaturi joase) sunt:

cesiul, galiul, rubidiul, fosforul alb, potasiul, sodiul, sulful

- elemente greu fuzibile (topesc la temperaturi înalte) sunt:

reniul, osmiul, molibdenul, borul.

31

7. DENSITATEA:

-masa unităţii de volum, este exprimată în gram/cm3

- în grupe se constată creşterea densităţilor elementelor

odată cu creşterea numărului atomic Z

- în perioade se constată creşterea densităţilor

elementelor de la extremităţi spre centru

-dintre nemetale, cel mai uşor element (densitatea cea

mai mică) este hidrogenul, urmat fiind de heliu; cele mai

grele nemetale (densităţile cele mai mari) sunt carbonul

şi iodul

- dintre metale, cel mai uşor este litiul (în general

metalele alcaline au densitate mică, subunitară); cele mai

grele metale sunt iridiul şi osmiul 32

Tabelul periodic

Caracterul nemetalic

Afinitatea pentru electroni

Cresterea energiei de ionizare

Cresterea razei atomice

Caracterul metalic

33