Proprietatile Elementelor Chimice [PDF]

Zitiervorschau

VARIAŢIA PROPRIETĂŢILOR ELEMENTELOR CHIMICE ÎN TABELUL PERIODIC 1. INTRODUCERE Elementele dintr-o grupă a tabelului periodic au aceeaşi configuraţie electronică a stratului de valenţă şi deci proprietăţi chimice asemănătoare. Elementele din aceeaşi perioadă diferă unul de vecinul său prin electronul distinctiv, acest lucru având drept consecinţă proprietăţi chimice diferite. Numărul atomic Z corespunde numărului total de electroni. În anul 1913, fizicianul englez Henry G.J. Moseley a reformulat legea periodicităţii elementelor chimice, astfel: Proprietăţile elementelor chimice sunt funcţii periodice ale numărului atomic Z . Sensul fizic al legii periodicităţii constă în aceea că se revine periodic la distribuţii electronice identice pe ultimul strat numit strat de valenţă. Proprietăţile elementelor sunt determinate de configuraţiile lor electronice şi pot fi clasificate ca în schema de mai jos: PROPRIETĂŢILE ELEMENTELOR CHIMICE NEPERIODICE

PERIODICE

10 numărul atomic Z 20 numărul de masă A 30 spectre de raze X

FIZICE 10 raza atomică şi volumul atomic 0 2 raza ionică şi volumul ionic 0 3 energia de ionizare 40 afinitatea pentru electroni 50 spectre optice 60 puncte de topire şi puncte de fierbere

CHIMICE 10 caracter electropozitiv (metalic) 20 caracter electronegativ (nemetalic) 30 valenţa 40 numărul de oxidare N.O.

2. PROPRIETĂŢI NEPERIODICE Proprietăţile neperiodice ale elementelor chimice sunt determinate de nucleele atomilor prin valoarea numărului atomic Z şi prin valoarea numărului de masă A . 2.1. NUMĂRUL ATOMIC Numărul atomic, notat Z , reprezintă numărul protonilor 11 p din nucleu, numărul electronilor 01 e din învelişul electronic şi căsuţa (numărul de ordine) din tabelul periodic al elementelor chimice, Z  p  e . Numărul atomic creşte continuu în tabel de la 1 la 112. 2.2. NUMĂRUL DE MASĂ

Numărul de masă, notat A , reprezintă suma dintre numărul de protoni şi numărul de neutroni din nucleu: A  p  n , adică A  Z  n , unde n reprezintă numărul de neutroni. OBSERVAŢIE: Pentru orice specie de atomi, numărul de masă A , fiind o sumă de particule, este un număr întreg. Pentru aplicaţii numărul de masă se va stabili rotunjind partea zecimală a masei atomice relative, prin adaus atunci când aceasta este mai mare decât 0,5 şi prin lipsă atunci când aceasta este mai mică decât 0,5. Izotopii, (lb. greacă: isos = acelaşi şi topos = loc) sau nuclizi, notaţi ZA X , sunt atomii aceluiaşi element chimic X , cu acelaşi număr de protoni (acelaşi număr atomic Z ), dar cu număr diferit de neutroni (număr de masă A diferit). De exemplu, hidrogenul are 3 izotopi: 11 H - protiu (un proton şi zero neutroni) ; 12 H deuteriu (un proton şi un neutron); 13 H - tritiu (un proton şi doi neutroni). Izotopii unui element chimic ocupă acelaşi loc în tabelul periodic al elementelor. Elementele chimice cu numărul atomic Z impar pot avea maxim 2 izotopi, iar cele cu numărul atomic par pot avea mai mult de 2 izotopi. În cazul carbonului au fost identificaţi 12 izotopi. Dintre aceştia, cel mai stabil este izotopul 12 6 C (conţine în nucleu 6 protoni şi 6 neutroni), fapt pentru care a fost ales ca izotop de referinţă. Separarea izotopilor se realizează doar prin metode speciale deoarece diferă puţin prin proprietăţile lor. 3. PROPRIETĂŢILE PERIODICE Proprietăţile periodice ale elementelor chimice sun determinate de învelişul electronic. 3.1. PROPRIETĂŢILE FIZICE PERIODICE 3.1. RAZA ATOMICĂ ŞI VOLUMUL ATOMIC Raza atomică este o mărime care caracterizează atomul şi este egală cu jumătate din distanţa dintre nucleele a doi atomi vecini dintr-un eşantion de material în care atomii nu sunt ionizaţi. 0 10 şi, în grupele principale, creşte de sus în jos, Raza atomică este de ordinul

1 A  10

m

o dată cu creşterea numărului de straturi. În perioadă, la elementele din grupele principale, raza atomică scade de la stânga la dreapta, o dată cu creşterea numărului atomic Z , deoarece electronii nou intraţi se aşează în acelaşi substrat situat la aceeaşi distanţă de nucleu, în timp ce sarcina nucleară creşte. Mărimea razelor atomice influenţează puternic caracterul electrochimic al elementelor şi unele proprietăţi fizice. Volumul atomic reprezintă raportul dintre masa atomică şi densitatea unui element. Volumul atomic, în perioadă descreşte de la stânga la dreapta, iar în grupe creşte de sus în jos datorită creşterii numărului de straturi. 2.2. RAZA IONICĂ Raza ionică este o mărime care caracterizează dimensiunea relativă a unui ion într-un cristal ionic. Atomii elementelor au tendinţa de a-şi realiza, pe ultimul strat, configuraţii electronice stabile de dublet şi de octet, asemănătoare gazului rar cel mai apropiat: - prin punerea în comun a electronilor de pe ultimul strat cu electronii altor atomi identici sau diferiţi, realizând astfel legături covalente; - prin cedare sau acceptare de electroni şi formarea de ioni.

Ionul este atomul încărcat cu sarcină electrică pozitivă sau negativă datorită numărului diferit de electroni de pe ultimul strat în comparaţie cu cel al protonilor din nucleu. Procesul de formare a ionilor se numeşte ionizare. Prin cedare de electroni, atomul unui element se transformă in ion pozitiv numit cation, iar prin acceptare de electroni, atomul elementului chimic se transformă în ion negativ, numit anion. În grupă, razele ionilor pozitivi şi negativi cresc de sus în jos, o dată cu creşterea numărul de straturi, în acelaşi sens cu razele atomice. În perioadă, razele ionilor pozitivi şi negativi scad de la stânga la dreapta, o dată cu creşterea numărului atomic Z . Între razele atomice şi cele ionice există relaţia: rcation ratom ranion Fie ionii:

Na 

: 11 p  10e 

Mg 2  : 12 p  10e  Al 3 

: 13 p  10e 

As 3  : 33 p  36e  Se 2  : 34 p  36e  Br 

: 35 p  36e 

Se observă că un număr egal de electroni este atras de un număr din ce în ce mai mare de protoni. Acest lucru explică micşorarea razei ionice în perioadă de la stânga la dreapta. 2.3. ENERGIA DE IONIZARE Energia de ionizare, notată Ei şi măsurată în kJ / mol sau în electronvolţi 1eV  96,49 kJ / mol  , reprezintă cantitatea de energie absorbită în procesul de îndepărtare a unuia sau a mai multor electroni dintr-un atom în faza gazoasă (energia consumată în procesul de formare a ionilor pozitivi): atom  energia de ionizare  ion pozitiv  ne 

Energia de ionizare poate fi primară (pentru îndepărtarea unui singur electron), secundară (pentru îndepărtarea celui de-al doilea electron de pe stratul de valenţă) etc. Cu cât ionizarea este mai avansată, este necesară o energie mai mare pentru a îndepărta încă un electron: Ei1  Ei 2  Ei 3

În perioadă, energia de ionizare este cu atât mai mare cu cât numărul electronilor de valenţă este mai mare, adică ea creşte de la stânga la dreapta, o dată cu creşterea numărului atomic Z. În grupele principale, energia de ionizare scade de sus în jos, o dată cu creşterea numărului de straturi. Cu cât energia de ionizare este mai mică cu atât elementul este mai electropozitiv. Potenţialul de ionizare, notat I , reprezintă raportul dintre energia de ionizare Ei şi numărul atomic Z : E I i. Z 2.4. AFINITATEA PENTRU ELECTRONI

Afinitatea pentru electroni, notată Ae , reprezintă energia care se degajă atunci când un atom acceptă un electron pentru a forma un ion negativ. Afinitatea pentru electroni, în perioadă creşte de la stânga la dreapta, iar în grupă creşte de jos în sus. Cu cât afinitatea pentru electroni este mai mare, cu atât elementul este mai electronegativ.

2.5. SPECTRELE OPTICE Spectrele optice ale elementelor chimice din aceeaşi grupă se aseamănă mult între ele şi se deosebesc de spectrele optice ale elementelor chimice din alte grupe. 2.6. PUNCTELE DE TOPIRE ŞI DE FIERBERE Punctele de topire şi de fierbere, în perioadă cresc de la extremităţi către grupa IVA, în grupele IA, IIA, IIA, IVA cresc de jos în sus, iar în grupele VA, VIA, VIIA, VIIIA cresc de jos în sus. În grupele secundare punctele de fierbere cresc de sus în jos, cu excepţia grupelor IB şi IIB unde scad. Variaţia punctelor de topire în grupele secundare este neregulată. 3. PROPRIETĂŢILE CHIMICE PERIODICE 3.1. CARACTERUL ELECTROPOZIT Electropozitivitatea reprezintă capacitatea atomilor cu puţini electroni pe ultimul strat (electroni de valenţă) de a-i ceda altor atomi şi a forma ioni pozitivi (numărul protonilor din nucleu este mai mare decât numărul electronilor din învelişul electronic). În perioadă caracterul electropozitiv scade de la stânga la dreapta, iar în grupă creşte de sus în jos. 3.2. CARACTERUL ELECTRONEGATIV Termenul de electronegativitate a fost introdus în anul 1934 de R.S. Mulluken ca termen unic pentru a exprima în sens larg tendinţa atomilor de a forma ioni pozitivi şi negativi. Electronegativitatea este o mărime care reprezintă capacitatea unui atom de a atrage spre el electroni cu scopul de a forma legături. Pentru a calcula electronegativitatea Mulliken a pornit de la premisa că aceasta este egală cu diferenţa dintre potenţialul de ionizare I şi afinitatea pentru electroni Ae : E Electroneg ativitatea  I  A  i  Ae Z Chimistul american Linus Pauling a realizat o scală a electronegativităţii cu valori cuprinse între 1 şi 4. Electronegativitatea cea mai mică aparţine cesiului (elementul chimic cu caracterul metalic cel mai pronunţat) şi cea mai mare aparţine fluorului (elementul cu caracterul nemetalic cel mai accentuat). Elementele situate în grupele principale IA, IIA şi IIIA îşi realizează configuraţia stabilă de electroni pe ultimul strat prin cedare de electroni. Aceste elemente au valori mici ale electronegativităţii, mai mici decât 1,7. Electronegativitate mare o au elementele care captează cu uşurinţă electroni. Elementele situate în grupele principale IVA – VIA îşi realizează configuraţia stabilă prin punere în comun sau prin acceptare de electroni. Aceste elemente au electronegativităţi mai mari de 1,7, având o tendinţă pronunţată de a atrage electroni. În perioadă, electronegativitatea creşte de la grupa IA la VIIA o dată cu creşterea sarcinii nucleare şi cu creşterea atracţiei nucleului.

În grupă, electronegativitatea creşte de jos în sus, o dată cu descreşterea numărului de straturi ocupate de electroni şi creşterea atracţiei nucleului. 3.3. VALENŢA Valenţa este capacitatea unui atom de a lega sau substitui prin reacţii chimice un anumit număr de alţi atomi. Valenţa este determinată de numărul electronilor care participă la legătura chimică. Numărul grupei principale indică valenţa maximă a elementelor. Valenţa se poate raporta la hidrogen sau la oxigen. Valenţa elementelor raportată la hidrogen creşte în perioadă de la grupa IA la grupa IVA, apoi scade. Pentru elementele din grupele V-VII valenţa faţă de hidrogen se stabileşte cu ajutorul relaţiei: Valenţa = 8 - nr. grupei Electrovalenţa reprezintă valenţa elementelor care se transformă uşor în ioni şi est egală cu numărul de electroni cedaţi sau acceptaţi. Covalenţa reprezintă valenţa exprimată prin numărul de electroni pe care un atom îi pune în comun cu electronii altui atom. Covalenţa se notează cu cifre romane scrise în paranteză în dreapta simbolului chimic. De exemplu: H(I), O(II). 3.4. NUMĂRUL DE OXIDARE Numărul de oxidare, notat N.O., al unui atom sau ion: - este egal cu numărul de electroni proprii implicaţi în formarea de legături ionice sau covalente heteroatomice; - reprezintă sarcini reale pentru ionii din compuşii ionici şi sarcini formale pentru compuşii covalenţi; - este sarcina pe care ar avea-o un atom dacă electronii din fiecare legătură la care ia parte acest atom ar fi atribuiţi atomului cel mai electronegativ. Atomii elementelor în stare liberă sau în compuşi pot prezenta diverse numere de oxidare. Regulile de stabilire a N.O., stabilite prin convenţie, sunt: 10 pentru substanţe chimice elementare (necombinate), atât pentru atomi, cât şi pentru molecule N.O. = 0; 20 pentru ionii monoatomici şi poliatomici N.O. = sarcina ionului (de exemplu, pentru: CaF2 , N .O.Ca 2  2 şi N .O.F  1 ; NaSO4 , N .O.Na   1 şi N .O.SO4  2 ); 30 pentru atomul de hidrogen din compuşii covalenţi N.O. = + 1 (de exemplu, pentru: HCl , N .O.H  1; H 2O , N .O.H  1; NH 3 , N .O.H  1; CH 4 , .O.H  1 ; H 2 SO4 , N .O.H  1 ), pentru hidrurile ionice (ale metalelor alcaline) N.O. = - 1 (de exemplu, pentru: LiH , N .O.H  1; NaH , N .O.H  1); 40 pentru atomul de oxigen din compuşii ionici sau covalenţi N.O. = - 2 (de exemplu, pentru: compuşii ionici Na2O , N .O.O  2 ; CaO , N .O.O  2 sau compuşii covalenţi H 2O , N .O.O  2 ; CO2 , N .O.O  2 ; N .O.O  2 ; SO3 , N .O.O  2 ), cu excepţia peroxizilor unde N.O. = - 1 (de exemplu, pentru: H 2O2 , N .O.O  1 ; Na2O2 , N .O.O  1 ; F2O , N .O.F2 O  2 ); 50 N.O, depinde de electronegativitatea elementelor cu care un alt element formează un compus (de exemplu în cazul CH 4 N .O.C  4 , iar al CCl 4 N .O.C  4 ; 60 suma algebrică a N.O. ale tuturor elementelor dintr-o moleculă este zero; 70 suma algebrică a N.O. dintr-un ion complex este egală cu sarcina ionului; 80 în cazul carbonului din compuşii organici N.O. se calculează însumând pentru cele patru legături ale carbonului, astfel: - 1 pentru fiecare legătură C - H 0 pentru fiecare legătură C - C pentru fiecare legătură C - X, unde X este un heteroatom (F, Cl, Br, O, +1 N)

90 dacă într-o substanţă, pentru un element, se obţin valori fracţionare ale N.O., înseamnă că doi atomi ai aceluiaşi element din acea substanţă posedă numere de oxidare diferite. De exemplu în cazul Na2 S 4O6 , avem: 2(1)  4 N .O.S  6(2)  0  N .O.S  2,5 . Acest lucru se întâmplă deoarece există doi atomi de sulf cu N.O. = + 5 şi doi atomi de sulf cu N.O. = 0. Elementele din grupele principale IA, IIA şi IIIA au N.O. pozitiv şi egal cu numărul grupei. Elementele din Grupele principale IVA, VA, VI, şi VIIA au N.O. în funcţie de caracterul chimic al elementelor cu care se combină, astfel: N.O maxim pozitiv şi egal cu numărul grupei atunci când se combină cu un element mai electronegativ; N.O. negativ şi egal cu diferenţa dintre 8 şi numărul grupei atunci când se combină cu un element mai electropozitiv. De exemplu, pentru elementele perioadei a 3-a: N.O. în compuşii oxigenului Al2 O3 SiO2 P2 O5 +3 +4 +5 IIIA IVA V N.O. = nr. grupei

Compusul N.O. Nr. grupei

Na 2 O +1 IA

Compusul N.O. Nr. grupei

N.O. în compuşii hidrogenulu Na 2 H MgH 2 AlH 3 SiH 4 PHO3 H2S +1 +2 +3 -4 -3 -2 IA IIA IIIA IVA V VI N.O. = nr. grupei N.O. = 8 - nr. grupei

MgO

+2 IIA

SO3 +6 VI

Cl 2 O7 +7 VII

HCl -1 VII