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 Z eff = Z Z shield Z počet protonů Z shield 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 1s 1 ; He 1s 2 ; Př.: Popište elektronovou konfiguraci prvků ve čtvrté periodě. Zkrácený zápis: např. elektronová konfigurace arsenu je [Ar]4s 2 3d 10 4p 3. 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]4s 1 3d 5 ; Mo má konfiguraci [Kr] 5s 1 4d 5 Zcela zaplněná podslupka d: Cu má konfiguraci [Ar]4s 1 3d 10 Ag má konfiguraci [Kr]5s 1 4d 10. Au má konfiguraci [Xe]6s 1 4f 14 5d 10 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. M r ) 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) + Cl 2 (g) 2 LiCl(s) 2 Na(s) + Cl 2 (g) 2 NaCl(s) 2 K(s) + Cl 2 (g) 2 KCl(s) 5
Izoelektronové látky a excitované stavy Částice se stejným počtem elektronů jsou izoelektronové. Př.: P 3, S 2, Cl, Ar, K +, Ca 2+. V excitovaném (vybuzeném) stavu se alespoň jeden elektron nachází ve vyšší energetické hladině než odpovídá základnímu stavu. Př.: [Ar]4s 1 3d 9 4p 1 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: P 3, S 2, Cl, Ar, K +, Ca 2+. 7
Srovnání atomových a iontových poloměrů Ionizační energie Ionizační energie, E i : minimální energie potřebná k odtržení elektronu od atomu v základním stavu v plynné fázi. M(g) + hν M + + e. E i 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 Z eff. Výjimky: B, Al, Ga, atd.: ionizační energie těchto prvků jsou o něco nižší než prvků v periodě předcházejících. Před ionizací ns 2 np 1. Po ionizaci ns 2. Vyšší energie menší poloměr. Prvky skupiny 6A. Před ionizací ns 2 np 4. Po ionizaci ns 2 np 3 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 M 2+ + e E i2. Největší nárůst ionizační energie nastává u stabilních konfigurací typu vzácného plynu. 9
Elektronová afinita Elektronová Afinita, E ea, je energetická změna při přijetí elektronu atomem. Např. Cl + e Cl E ea = 348.6 kj/mol 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 E ea. 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 konfiguraci vzácného plynu. Výpočet: Ei E Χ = ea kde E i = ionizační energie 2 E ea = 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 H 2.1 IIIA IV A VA V IA VIIA Li 1.0 B e 1.5 B 2.0 C 2.5 N 3.0 O 3.5 F 4.0 N a 0.9 M g 1.2 VIIIB IIIB IV B VB VIB V IIB IB IIB A l 1.5 S i P 2.1 S 2.5 C l 3.0 K 0.8 C a 1.0 S c 1.3 Ti 1.5 V 1.6 C r 1.6 M n 1.5 Fe C o N i C u Z n 1.6 G a 1.6 G e A s 2.0 S e 2.4 B r 2.8 R b 0.8 S r 1.0 Y 1.2 Z r 1.4 N b 1.6 M o T c R u Rh P d A g Cd 1.7 In 1.7 S n S b T e 2.1 I 2.5 C s 0.7 B a 0.9 La Lu 1.1 1.2 H f 1.3 T a 1.5 W 1.7 R e O s Ir P t A u 2.4 Hg Tl P b B i P o 2.0 A t F r 0.7 R a 0.9 A c N o 1.1 1.7 12