Transcript aici - Chimie
Slide 1
SISTEMUL PERIODIC AL
ELEMENTELOR
Slide 2
• Structura sistemului periodic
•
Încercari de clasificare a elementelor chimice:
• Clasificarea cea mai ingenioasa a elementelor a fost
propusa de Mendeleev[10] în anii 1869-1871. Pe vremea
acestei mari descoperiri, notiunea de numar atomic nu
era cunoscuta. La baza clasificarii lui Mendeleev a stat
masa atomica a elementelor. Considerând sirul
elementelor în ordinea crescatoare a maselor atomice, se
constata ca din loc în loc apar elemente cu proprietati
chimice asemanatoare. 242i89c În consecinta se poate
scrie sirul elementelor pe mai multe rânduri, asa încât
elementele cu proprietati asemanatoare sa se
potriveasca unele sub altele.
Slide 3
• Se obtine astfel un tabel numit sistemul periodic al elementelor.
În tabel apar neregularitati numai în trei locuri si anume:
plasând în coloanele verticale elementele cu proprietati
asemanatoare, apar în tabel trei perechi de elemente, Co-Ni,
Ar-K si Te-I, în ordinea inversa a maselor lor atomice
crescatoare (dar în ordinea corecta a numerelor atomice).
Aceste neregularitati sunt fara însemnatate, fiindca nu masa
atomica si numarul atomic determina locul unui element în
sistemul periodic, multe elemente fiind amestecuri de izotopi cu
mase atomice diferite.
Slide 4
• Exista mai multe forme tabelare pentru a reprezenta sistemul
periodic al elementelor, fiecare din ele cu anumite avantaje si
dezavantaje. Forma adoptata aici (tabelul 6) este întrucâtva
diferita de cea initiala a lui Mendeleev, de asemenea putin
schimbata:
• grupa gazelor nobile, numita de obicei grupa 0 (pornind de la
parerea ca aceste elemente nu formeaza combinatii chimice si
deci au valenta 0) este notata aici VIIIA (pentru a se tine
seama de structura învelisului electronic al acestor elemente si
de faptul ca unele dintre aceste elemente formeaza combinatii
cu fluorul si cu oxigenul);
• cele trei familii de elemente tranzitionale, Fe, Co, Ni, Ru, Rh,
Pd si Os, Ir, Pt, cuprinse înainte într-o singura grupa (grupa
VIII) sunt încadrate aici în trei subgrupe, notate cu VIIIB, IXB,
XB[12].
Slide 5
• Aceasta varianta a sistemului periodic al elementelor (forma
lunga) a fost propusa de Werner si prezinta avantajul de a
reflecta cauza interna a periodicitatii.
• Utilizarea formei lungi a sistemului periodic a fost propusa în
anul 1985 de catre IUPAC, ulterior fiind adoptata definitiv.
Majoritatea savantilor sustin si solicita utilizarea acestui tabel
în cercetare, precum si în procesul de învatamânt.
Slide 6
Tabelul 6.Sistemul periodic al elementelor (forma lunga)
IA
(1)
H
Li
N
a
K
R
b
Cs
F
r
IIA
(2)
IIIB
(3)
Be
M
g
Ca Sc
Sr Y
IVB (4)
VB (5)
VIB (6)
VIIB
(7)
VIIIB
(8)
IXB (9)
XB
(10
)
IB
(11
)
IIB
(12
)
III
A
(13
)
VII
A
(17)
VIII
A
(18)
O
S
F
Cl
He
Ne
Ar
Ni Cu Zn Ga Ge As Se
Pd Ag Cd In Sn Sb Te
Br
I
Kr
Xe
At
Rn
B
Al
Ti
Zr
V
Nb
Cr
Mo
Mn
Tc
Fe
Ru
Co
Rh
*
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Ba La Hf
*
Unq[13 Unp[14 Unh[15 Uns[16 Uno[17 Une[18
R Ac
*
]
]
]
]
]
]
a
Au Hg Tl
IV
A
(14
)
C
Si
Pb
VA
(15
)
N
P
Bi
VI
A
(16
)
Po
Slide 7
• Numarul de ordine al fiecarui element este numarul care
marcheaza succesiunea elementelor în sistemul periodic. În
acest caz este valabila relatia:
• Numarul de ordine= numarul de sarcini nucleare = numarul
protonilor din nucleu = numarul de electroni din învelisul
electronic
•
Perioada este sirul orizontal din sistemul periodic.
Exista 7 perioade care se noteaza cu cifre arabe. Elementele
ai caror atomi au acelasi numar de straturi electronice
ocupate sunt ordonate în aceeasi perioada:
• Numarul de straturi electronice ocupate = numarul stratului
electronic exterior = numarul perioadei.
•
Grupa - coloana verticala care cuprinde elementele cu
aceeasi configuratie electronica pe ultimul strat. Forma lunga
a sistemului periodic cuprinde 18 grupe ( 8 principale si 10
secundare).
Slide 8
Elementele unei grupe principale contin în atomii lor acelasi
numar de electroni pe ultimul strat. Numarul grupei
corespunde, în cazul grupelor principale ale sistemului
periodic, sumei electronilor s si p de pe stratul exterior (ultimul
strat) al atomului:
• Numarul electronilor de pe ultimul strat = numarul grupei
principale
•
În perioade, numarul electronilor de pe ultimul strat
al atomilor elementelor din grupele principale se schimba
continuu, o data cu numarul de sarcini nucleare.
Slide 9
• Pozitia fiecarui element în sistemul periodic se bazeaza pe
structura atomului sau
◘ Sulf
Legatura dintre
Structura atomului
Numarul protonilor=
numarul electronilor =
Pozitia elementului în Structura
sistemul periodic
atomului
16 protoni
Numarul de ordine
Numarul
straturilor
electronice ocupate =
numarul ultimului strat
Numarul perioadei
electronic=
Numarul electronilor Numarul grupei
de pe ultimul strat =
principale
Pozitia elementului
în sistemul periodic
numarul de ordine
16
16 electroni
3
straturi Perioada a 3-a
electronice
ocupate
al 3-lea strat
electronic
6 electroni Grupa a
pe ultimul principala
strat
VI-a
Slide 10
• În perioade, numarul electronilor de pe ultimul strat al
atomilor elementelor din grupele principale de schimba
continuu, o data cu numarul de sarcini nucleare. La trecerea
dintr-o perioada în urmatoarea, numarul electronilor se
modifica brusc.
•
La atomii elementelor din grupele secundare se
completeaza treptat un subnivel d (cu maxim 10 electroni), la
atomii lantanidelor si actinidelor un subnivel f (cu maxim 14
electroni).
•
Slide 11
• Proprietati periodice ale elementelor
•
Legea periodicitatii (Mendeleev, 1869): proprietatile
fizice si chimice ale elementelor sunt functii periodice ale
maselor lor atomice. În baza lucrarilor fizicianului englez
Moseley si a fizicianului danez N. Bohr, privind structura
atomului, legea periodicitatii a obtinut o noua formulare,
moderna: proprietatile fizice si chimice ale elementelor sunt
functii periodice ale sarcinilor nucleelor atomice ale
elementelor.
•
Proprietatile aperiodice (nepriodice) sunt
proprietatile determinate de nucleu, care variaza liniar.
• ◘ Exemplu: numar izotopic, masa atomica, spectru raze X.
• Proprietatile periodice sunt proprietatile determinate de
configuratia electronica periferica a atomilor.
• ◘ Exemplu: volum atomic, raze atomice, energie de ionizare,
valenta, caracter metalic, caracter nemetalic etc.
Slide 12
• Raza covalenta (atomica) a atomului
• Consideram o molecula A2 (pentru ca la ea avem legatura
covalenta). Se poate determina exact distanta dintre cele doua
nuclee. Daca cele doua nuclee sunt identice, prin conventie se
considera ca jumatate din distanta dintre cele doua nuclee va
fi raza covalenta. Raza covalenta ne arata pâna la ce distanta
se poate apropia un atom de o molecula vecina. Cel mai bine
se defineste raza covalenta la moleculele formate din atomi
identici. Pentru ca tot din atomi identici, dar fara sa formeze
molecule, sunt alcatuite si metalele, jumatate din distanta
dintre doua nuclee vecine reprezinta raza atomica.
Slide 13
• S-a constatat ca distanta dintre anumite nuclee de atomi
este constanta. ◘ Exemplu:
• distanta C-C din combinatiile alifatice si din diamant este
întotdeauna
• 1,54 Å;
• distanta C-Cl : 1,77 Å;
• distanta C-H: 1,09 Å;
• distanta Si-Si: 2,34 Å.
Slide 14
• Astfel de distante sunt egale mereu, ceea ce a dus la
presupunerea ca aceasta distanta este suma razelor celor doi
atomi (razele covalente sunt aditive).
• ◘ Exemplu: C-Si
•
- experimental: d = 1,92 Å
•
- calculat:
d = 0,77 Å+ 1,17 Å = 1,94 Å
•
Rezulta o eroare neglijabila.
Slide 15
• Razele covalente sunt aditive, dar ele nu mai ramân unice
daca atomul respectiv da mai multe tipuri de legaturi.
• ◘ Exemplu:
•
C-C
d=1,54 Å rC = 0,77 Å
•
C=C
d=1,35 Å rC = 0,675 Å
•
d= 1,20 Å rC = 0,60 Å.
Slide 16
• Raza covalenta în perioada descreste cu cresterea numarului
de ordine iar în grupa creste cu cresterea numarului de ordine.
• ◘ Exemplu:
•
- în perioada: B - 0,91 Å , C - 0,77 Å, N - 0,71 Å
•
- în grupa: F- 0,72 Å, Cl - 0,99 Å, Br - 1,14 Å, I - 1,33
Å.
•
Când o legatura simpla este învecinata cu o legatura
dubla sau tripla, ea se scurteaza.
• ◘ Exemplu:
•
- în etan
-C-H
dC-H=1,094 Å
•
- în etena
=C-H
dC-H=1,079 Å
•
- în etina
dC-H=1,057 Å.
•
Raza covalenta a hidrogenului ramâne aceeasi, 0,31 Å.
Slide 17
• Razele covalente ale atomilor pot sa se modifice datorita:
•
- legaturilor învecinate si pe care le fac ei;
•
- coordinatiei elementului;
•
- gradul de oxidare al elementului;
•
- polaritatea moleculei;
•
- respingerile dintre atomii care nu participa direct la
legatura
Slide 18
• Razele ionice
•
Nu toate substantele au caracter covalent. Sarurile în
stare solida sunt alcatuite din ioni (un atom sau grupuri de
atomi care au sarcina electrica). Prin metoda difractiei de
raze X se determina distanta dintre doua nuclee contrare ca
sarcina.
•
Raza unui ion pozitiv (cation) este mai mica decât
raza atomului de la care a provenit.
• ◘ Exemplu: K - 2,03 Å; K+ - 1,33 Å.
•
Raza unui ion negativ (anion) este mai mare decât a
raza atomului de la care a provenit.
• ◘ Exemplu: Cl - 0,99 Å; Cl- - 1,81 Å.
Slide 19
•
•
•
•
•
Pe masura ce a pierdut mai multi electroni ionul pozitiv este
mai mic si pe masura ce a primit mai multi electroni anionul
devine mai mare.
◘ Exemplu: Li+ - 0,60 Å; Be2+ - 0,31 Å; B3+ - 0,20 Å;
N3- - 1,71 Å; O2- - 1,40 Å; F- -1,36 Å.
În grupa, raza ionica creste de sus în jos.
◘ Exemplu: Li+ - 0,60 Å; K+ - 1,33 Å.
Slide 20
Volumul atomic
Este definit prin relatia:
si este o functie periodica de numarul atomic.
Variatia densitatii elementelor chimice cu numarul de
ordine este prezentata în figura 7.
Volumul atomic molar al unui element este definit ca
raportul dintre masa molara medie a elementului si densitatea
extrapolata la 0 K; la metalele alcaline (grupa I principala) se
înregistreaza valorile cele mai mari, la elementele din grupele
secundare, se înregistreaza în general, valori scazute.
Slide 21
• Figura 7. Variatia densitatii elementelor cu numarul atomic
Slide 22
• Energia de ionizare (I)
•
Este energia pe care trebuie sa o dam unui atom izolat
si aflat în stare fundamentala, pentru a pierde un electron. Se
mai numeste potential de ionizare. Energia de ionizare se
exprima de obicei în eV.
•
Variatia energie de ionizare cu numarul atomic este
prezentata în figura 8.
•
Cele mai mici energii de ionizare le au metalele
alcaline, deoarece ele pot pierde cel mai usor electronul de pe
ultimul strat.
•
De asemenea se constata ca o tendinta generala, o
crestere a energiei de ionizare paralele cu cresterea lui Z
pentru elementele din aceeasi perioada. Aceasta se explica
prin cresterea puterii de atractie a electronilor de catre
nucleu.
Slide 23
• Figura 8. Variatia energiei de ionizare cu numarul atomic
Slide 24
•
Asa cum se poate elimina primul electron dintr-un atom, se
poate elimina si al doilea, al treilea etc. Potentialul de
ionizare (energia de ionizare) necesar creste foarte mult. Se
constata ca unii electroni se elimina mai usor din atom decât
altii; numarul acestora este egal cu numarul grupei si se
numesc electroni de valenta.
Elementul
Be
Sr
Li
Rb
Potential de ionizare la eliminarea:
Primului electron (P1) Celui de-al doilea electron (P2)
9,32
18,31
5,9
10,58
5,39
75,62
4,18
27,36
SISTEMUL PERIODIC AL
ELEMENTELOR
Slide 2
• Structura sistemului periodic
•
Încercari de clasificare a elementelor chimice:
• Clasificarea cea mai ingenioasa a elementelor a fost
propusa de Mendeleev[10] în anii 1869-1871. Pe vremea
acestei mari descoperiri, notiunea de numar atomic nu
era cunoscuta. La baza clasificarii lui Mendeleev a stat
masa atomica a elementelor. Considerând sirul
elementelor în ordinea crescatoare a maselor atomice, se
constata ca din loc în loc apar elemente cu proprietati
chimice asemanatoare. 242i89c În consecinta se poate
scrie sirul elementelor pe mai multe rânduri, asa încât
elementele cu proprietati asemanatoare sa se
potriveasca unele sub altele.
Slide 3
• Se obtine astfel un tabel numit sistemul periodic al elementelor.
În tabel apar neregularitati numai în trei locuri si anume:
plasând în coloanele verticale elementele cu proprietati
asemanatoare, apar în tabel trei perechi de elemente, Co-Ni,
Ar-K si Te-I, în ordinea inversa a maselor lor atomice
crescatoare (dar în ordinea corecta a numerelor atomice).
Aceste neregularitati sunt fara însemnatate, fiindca nu masa
atomica si numarul atomic determina locul unui element în
sistemul periodic, multe elemente fiind amestecuri de izotopi cu
mase atomice diferite.
Slide 4
• Exista mai multe forme tabelare pentru a reprezenta sistemul
periodic al elementelor, fiecare din ele cu anumite avantaje si
dezavantaje. Forma adoptata aici (tabelul 6) este întrucâtva
diferita de cea initiala a lui Mendeleev, de asemenea putin
schimbata:
• grupa gazelor nobile, numita de obicei grupa 0 (pornind de la
parerea ca aceste elemente nu formeaza combinatii chimice si
deci au valenta 0) este notata aici VIIIA (pentru a se tine
seama de structura învelisului electronic al acestor elemente si
de faptul ca unele dintre aceste elemente formeaza combinatii
cu fluorul si cu oxigenul);
• cele trei familii de elemente tranzitionale, Fe, Co, Ni, Ru, Rh,
Pd si Os, Ir, Pt, cuprinse înainte într-o singura grupa (grupa
VIII) sunt încadrate aici în trei subgrupe, notate cu VIIIB, IXB,
XB[12].
Slide 5
• Aceasta varianta a sistemului periodic al elementelor (forma
lunga) a fost propusa de Werner si prezinta avantajul de a
reflecta cauza interna a periodicitatii.
• Utilizarea formei lungi a sistemului periodic a fost propusa în
anul 1985 de catre IUPAC, ulterior fiind adoptata definitiv.
Majoritatea savantilor sustin si solicita utilizarea acestui tabel
în cercetare, precum si în procesul de învatamânt.
Slide 6
Tabelul 6.Sistemul periodic al elementelor (forma lunga)
IA
(1)
H
Li
N
a
K
R
b
Cs
F
r
IIA
(2)
IIIB
(3)
Be
M
g
Ca Sc
Sr Y
IVB (4)
VB (5)
VIB (6)
VIIB
(7)
VIIIB
(8)
IXB (9)
XB
(10
)
IB
(11
)
IIB
(12
)
III
A
(13
)
VII
A
(17)
VIII
A
(18)
O
S
F
Cl
He
Ne
Ar
Ni Cu Zn Ga Ge As Se
Pd Ag Cd In Sn Sb Te
Br
I
Kr
Xe
At
Rn
B
Al
Ti
Zr
V
Nb
Cr
Mo
Mn
Tc
Fe
Ru
Co
Rh
*
Ta
W
Re
Os
Ir
Pt
Ba La Hf
*
Unq[13 Unp[14 Unh[15 Uns[16 Uno[17 Une[18
R Ac
*
]
]
]
]
]
]
a
Au Hg Tl
IV
A
(14
)
C
Si
Pb
VA
(15
)
N
P
Bi
VI
A
(16
)
Po
Slide 7
• Numarul de ordine al fiecarui element este numarul care
marcheaza succesiunea elementelor în sistemul periodic. În
acest caz este valabila relatia:
• Numarul de ordine= numarul de sarcini nucleare = numarul
protonilor din nucleu = numarul de electroni din învelisul
electronic
•
Perioada este sirul orizontal din sistemul periodic.
Exista 7 perioade care se noteaza cu cifre arabe. Elementele
ai caror atomi au acelasi numar de straturi electronice
ocupate sunt ordonate în aceeasi perioada:
• Numarul de straturi electronice ocupate = numarul stratului
electronic exterior = numarul perioadei.
•
Grupa - coloana verticala care cuprinde elementele cu
aceeasi configuratie electronica pe ultimul strat. Forma lunga
a sistemului periodic cuprinde 18 grupe ( 8 principale si 10
secundare).
Slide 8
Elementele unei grupe principale contin în atomii lor acelasi
numar de electroni pe ultimul strat. Numarul grupei
corespunde, în cazul grupelor principale ale sistemului
periodic, sumei electronilor s si p de pe stratul exterior (ultimul
strat) al atomului:
• Numarul electronilor de pe ultimul strat = numarul grupei
principale
•
În perioade, numarul electronilor de pe ultimul strat
al atomilor elementelor din grupele principale se schimba
continuu, o data cu numarul de sarcini nucleare.
Slide 9
• Pozitia fiecarui element în sistemul periodic se bazeaza pe
structura atomului sau
◘ Sulf
Legatura dintre
Structura atomului
Numarul protonilor=
numarul electronilor =
Pozitia elementului în Structura
sistemul periodic
atomului
16 protoni
Numarul de ordine
Numarul
straturilor
electronice ocupate =
numarul ultimului strat
Numarul perioadei
electronic=
Numarul electronilor Numarul grupei
de pe ultimul strat =
principale
Pozitia elementului
în sistemul periodic
numarul de ordine
16
16 electroni
3
straturi Perioada a 3-a
electronice
ocupate
al 3-lea strat
electronic
6 electroni Grupa a
pe ultimul principala
strat
VI-a
Slide 10
• În perioade, numarul electronilor de pe ultimul strat al
atomilor elementelor din grupele principale de schimba
continuu, o data cu numarul de sarcini nucleare. La trecerea
dintr-o perioada în urmatoarea, numarul electronilor se
modifica brusc.
•
La atomii elementelor din grupele secundare se
completeaza treptat un subnivel d (cu maxim 10 electroni), la
atomii lantanidelor si actinidelor un subnivel f (cu maxim 14
electroni).
•
Slide 11
• Proprietati periodice ale elementelor
•
Legea periodicitatii (Mendeleev, 1869): proprietatile
fizice si chimice ale elementelor sunt functii periodice ale
maselor lor atomice. În baza lucrarilor fizicianului englez
Moseley si a fizicianului danez N. Bohr, privind structura
atomului, legea periodicitatii a obtinut o noua formulare,
moderna: proprietatile fizice si chimice ale elementelor sunt
functii periodice ale sarcinilor nucleelor atomice ale
elementelor.
•
Proprietatile aperiodice (nepriodice) sunt
proprietatile determinate de nucleu, care variaza liniar.
• ◘ Exemplu: numar izotopic, masa atomica, spectru raze X.
• Proprietatile periodice sunt proprietatile determinate de
configuratia electronica periferica a atomilor.
• ◘ Exemplu: volum atomic, raze atomice, energie de ionizare,
valenta, caracter metalic, caracter nemetalic etc.
Slide 12
• Raza covalenta (atomica) a atomului
• Consideram o molecula A2 (pentru ca la ea avem legatura
covalenta). Se poate determina exact distanta dintre cele doua
nuclee. Daca cele doua nuclee sunt identice, prin conventie se
considera ca jumatate din distanta dintre cele doua nuclee va
fi raza covalenta. Raza covalenta ne arata pâna la ce distanta
se poate apropia un atom de o molecula vecina. Cel mai bine
se defineste raza covalenta la moleculele formate din atomi
identici. Pentru ca tot din atomi identici, dar fara sa formeze
molecule, sunt alcatuite si metalele, jumatate din distanta
dintre doua nuclee vecine reprezinta raza atomica.
Slide 13
• S-a constatat ca distanta dintre anumite nuclee de atomi
este constanta. ◘ Exemplu:
• distanta C-C din combinatiile alifatice si din diamant este
întotdeauna
• 1,54 Å;
• distanta C-Cl : 1,77 Å;
• distanta C-H: 1,09 Å;
• distanta Si-Si: 2,34 Å.
Slide 14
• Astfel de distante sunt egale mereu, ceea ce a dus la
presupunerea ca aceasta distanta este suma razelor celor doi
atomi (razele covalente sunt aditive).
• ◘ Exemplu: C-Si
•
- experimental: d = 1,92 Å
•
- calculat:
d = 0,77 Å+ 1,17 Å = 1,94 Å
•
Rezulta o eroare neglijabila.
Slide 15
• Razele covalente sunt aditive, dar ele nu mai ramân unice
daca atomul respectiv da mai multe tipuri de legaturi.
• ◘ Exemplu:
•
C-C
d=1,54 Å rC = 0,77 Å
•
C=C
d=1,35 Å rC = 0,675 Å
•
d= 1,20 Å rC = 0,60 Å.
Slide 16
• Raza covalenta în perioada descreste cu cresterea numarului
de ordine iar în grupa creste cu cresterea numarului de ordine.
• ◘ Exemplu:
•
- în perioada: B - 0,91 Å , C - 0,77 Å, N - 0,71 Å
•
- în grupa: F- 0,72 Å, Cl - 0,99 Å, Br - 1,14 Å, I - 1,33
Å.
•
Când o legatura simpla este învecinata cu o legatura
dubla sau tripla, ea se scurteaza.
• ◘ Exemplu:
•
- în etan
-C-H
dC-H=1,094 Å
•
- în etena
=C-H
dC-H=1,079 Å
•
- în etina
dC-H=1,057 Å.
•
Raza covalenta a hidrogenului ramâne aceeasi, 0,31 Å.
Slide 17
• Razele covalente ale atomilor pot sa se modifice datorita:
•
- legaturilor învecinate si pe care le fac ei;
•
- coordinatiei elementului;
•
- gradul de oxidare al elementului;
•
- polaritatea moleculei;
•
- respingerile dintre atomii care nu participa direct la
legatura
Slide 18
• Razele ionice
•
Nu toate substantele au caracter covalent. Sarurile în
stare solida sunt alcatuite din ioni (un atom sau grupuri de
atomi care au sarcina electrica). Prin metoda difractiei de
raze X se determina distanta dintre doua nuclee contrare ca
sarcina.
•
Raza unui ion pozitiv (cation) este mai mica decât
raza atomului de la care a provenit.
• ◘ Exemplu: K - 2,03 Å; K+ - 1,33 Å.
•
Raza unui ion negativ (anion) este mai mare decât a
raza atomului de la care a provenit.
• ◘ Exemplu: Cl - 0,99 Å; Cl- - 1,81 Å.
Slide 19
•
•
•
•
•
Pe masura ce a pierdut mai multi electroni ionul pozitiv este
mai mic si pe masura ce a primit mai multi electroni anionul
devine mai mare.
◘ Exemplu: Li+ - 0,60 Å; Be2+ - 0,31 Å; B3+ - 0,20 Å;
N3- - 1,71 Å; O2- - 1,40 Å; F- -1,36 Å.
În grupa, raza ionica creste de sus în jos.
◘ Exemplu: Li+ - 0,60 Å; K+ - 1,33 Å.
Slide 20
Volumul atomic
Este definit prin relatia:
si este o functie periodica de numarul atomic.
Variatia densitatii elementelor chimice cu numarul de
ordine este prezentata în figura 7.
Volumul atomic molar al unui element este definit ca
raportul dintre masa molara medie a elementului si densitatea
extrapolata la 0 K; la metalele alcaline (grupa I principala) se
înregistreaza valorile cele mai mari, la elementele din grupele
secundare, se înregistreaza în general, valori scazute.
Slide 21
• Figura 7. Variatia densitatii elementelor cu numarul atomic
Slide 22
• Energia de ionizare (I)
•
Este energia pe care trebuie sa o dam unui atom izolat
si aflat în stare fundamentala, pentru a pierde un electron. Se
mai numeste potential de ionizare. Energia de ionizare se
exprima de obicei în eV.
•
Variatia energie de ionizare cu numarul atomic este
prezentata în figura 8.
•
Cele mai mici energii de ionizare le au metalele
alcaline, deoarece ele pot pierde cel mai usor electronul de pe
ultimul strat.
•
De asemenea se constata ca o tendinta generala, o
crestere a energiei de ionizare paralele cu cresterea lui Z
pentru elementele din aceeasi perioada. Aceasta se explica
prin cresterea puterii de atractie a electronilor de catre
nucleu.
Slide 23
• Figura 8. Variatia energiei de ionizare cu numarul atomic
Slide 24
•
Asa cum se poate elimina primul electron dintr-un atom, se
poate elimina si al doilea, al treilea etc. Potentialul de
ionizare (energia de ionizare) necesar creste foarte mult. Se
constata ca unii electroni se elimina mai usor din atom decât
altii; numarul acestora este egal cu numarul grupei si se
numesc electroni de valenta.
Elementul
Be
Sr
Li
Rb
Potential de ionizare la eliminarea:
Primului electron (P1) Celui de-al doilea electron (P2)
9,32
18,31
5,9
10,58
5,39
75,62
4,18
27,36