1 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 .
Transcript
1
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 protonůZshield – počet elektronů mezi jádrem a příslušným elektronem (nevalenční elektrony)
Výstavbový princip
• Periodickou tabulku lze využít také pro určeníelektronové konfigurace prvku.
• Př.: Popište elektronovou konfiguraci H a He
H ⇒ 1s1; ↑↑↑↑He ⇒ 1s2; ↑↓↑↓↑↓↑↓
• Př.: Popište elektronovou konfiguraci prvků ve čtvrtéperiodě.
• Zkrácený zápis: např. elektronová konfigurace arsenu je [Ar]4s23d104p3.
• Chemické a mnohé fyzikální vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich atomových čísel. Periodickévlastnosti nacházíme i v řadách analogických sloučenin.
• Mendělejev (1869) navrhl periodickou tabulku prvkůseřazených 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, kteréby měly existovat – postupně byly tyto prvky skutečněobjeveny.
• Univerzálnost vlastností je ve skutečnosti dána elektronovou konfigurací valenční sféry.
4
Periodická tabulka
• Pořadí v tabulce je dáno výstavbovým principem (po řádcích).
• Prvky ve stejných sloupcích mají stejnou elektronovou konfiguraci valenční slupky.
5
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)
6
Izoelektronové látky a excitované stavy
• Částice se stejným počtem elektronů jsouizoelektronové .
• Př.: P3−, S2−, Cl−, Ar, K+, Ca2+.• V excitovaném (vybuzeném) stavu se
alespoň jeden elektron nachází ve vyššíenergetické hladině než odpovídázákladnímu stavu.
• Př.: [Ar]4s13d94p1 odpovídá konfiguraci excitovaného stavu Cu.
Atomový poloměr
• V rámci sériíatomové poloměry klesají vzhledem k rostoucímu efektivnímu náboji jádra.
• Uvnitř každéskupiny se atomový poloměr s rostoucím číslem periody zvětšuje (větší vzdálenost energetické hladiny od jádra).
Atomové poloměry pro hlavní prvky
7
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 objevíanionty, prudce se zvýší poloměr a následně pomalu klesá.
Př.: Odhadněte kteráz následujících izoelektronovýchčástic bude mít největší poloměr: P3−, S2−, Cl−, Ar, K+, Ca2+.
8
Srovnání atomových a iontových poloměrů
Ionizační energie
• Ionizační energie, E i: minimální energie potřebná k odtrženíelektronu od atomu v základním stavu v plynné fázi. M(g) + hν → M+ + e−.
• Ei má přímý vztah k elektronové konfiguraci. Stabilnější základnístav 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 nežprvků 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).
9
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.
10
Elektronová afinita
• Elektronová Afinita , Eea, je energetická změna při přijetí elektronu atomem. Např. Cl + e− → Cl− Eea = −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 nízkouEea.
Závislost elektronové afinity na Z (pozn.: energie v grafu má opačné znaménko)
11
Elektronegativita
• Elektronegativita je míra schopnosti atomu přijímat nebo ztrácet elektrony. Je přímo úměrná ionizační tendenci a schopnosti vytvářet konfiguraci vzácného plynu. Výpočet:
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 tudížvysoká 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
• Polárn ě kovalentní vazba vzniká pokud 1 ≤ ∆Χ ≤ 2, vazba je přechodem mezi kovalentní a iontovou.
