Periodická soustava prvků

• první definice pochází od R. Boyla ( 1627 – 1691 )

• v 19. stol známo 63 prvků

• tabulka vytvořena r. 1869 – Dmitrij Ivanovič Mendělejev ( 1834 – 1907 )

• prvky v tabulce jsou seřazeny podle stoupajícího Ar

• Z (protonové číslo ) nebylo známo 53282mkn37eub5e

• protože Mendělejev vytvořil řadu výjimek, aniž si uvědomil, seřadil stávající prvky podle stoupajícího Z

• určil fyzikální a chemické vlastnosti dosud neznámých prvků Ge, Ge, Se

• vyslovil periodický zákon

Uspořádání PSP

1. Prvky jsou tříděny podle stoupajícího Z do vodorovných řad ( period 1 – 7 ) ku282m3537euub

• periody jsou číslované ( hlavní kvantové číslo – n) a jsou značeny též K, L, M, A, O, P, Q

2. Tímto uspořádáním vznikne 16 svislých skupin prvků ( I.A – VIII. A; I.B – VIII.B )

• skupina VIII.B je trojprvková

- uvedeným uspořádáním prvků do period vznikne 16 skupin

• I.A – VIII.A – nepřechodné prvky

• I.B – VIII.B – přechodné prvky

• prvky I.A – VIII.A mají tolik valenčních elektronů, v jakém pořadí se daný prvek nachází; výjimka He – 2 elektrony ( v VIII.A)

• ze 6. periody ₅₇La (Lantan) se vyčleňují lantanoidy – 14 prvků viz. f – prvky

• ze 7. periody ₈₉Ac (Aktinium) se vyčleňují aktinoidy – 14 prvků viz. f – prvky

• součástí aktinoidů jsou i umělé radioaktivní prvky

Triviální názvy skupin prvků

I.A – vodík a kovy alkalických kovů

II.A – Be a Mg a kovy alkalických zemin

III.A – prvky skupiny B (bor)

IV.A – prvky skupiny C (uhlíku)

V.A – prvky skupiny N (dusík)

VI.A – chalkogeny

VII.A – halové prvky ( halogeny )

VIII.A – vzácné plyny

I.B – prvky skupiny Cu (měď)

II.B - prvky skupiny Zn (zinek)

III.B - prvky skupiny Sc (skandium)

IV.B - prvky skupiny Ti (titan)

V.B - prvky skupiny V (vanad)

VI.B - prvky skupiny Cr (chrom)

VII.B - prvky skupiny Mn (mangan)

VIII.B - 3 triády – Fe (železa) Fe, Co, Ni

• lehkých kovů platinových Ru, Rh, Pd

• těžkých kovů platinových Os, Ir, Pt

Periodický zákon

• autorem D.I.Mendělejev

Fyzikální a chemické vlastnosti prvků a jejich sloučenin jsou periodickou funkcí protonového čísla Z

• ze zákonu obecně vyplívá, že prvky podobných vlastností, jsou umístěny v PSP v jedné skupině a mají podobnou konfiguraci vnější konfigurační vrstvy

• PSP vyjadřuje závislost vlastnosti prvků na jejich elektronové struktuře

• fyzikální a chemické vlastnosti prvků mají periodický charakter, protože jejich elektronový obal má periodickou strukturu

• vodík H nemá v PSP analoga

• periodický zákon je nejvýznamnější přírodní zákon

Zákonitosti vyplívající z uspořádání prvků v PSP

• počty valenčních elektronů u nepřechodných prvků jsou shodné s číslem skupiny s¹ – prvky – 1 valenční elektron; valenční elektrony se vyskytují v s - orbitalech

• složení valenční vrstvy se periodicky opakuje

• Chemické vlastnosti prvků a jejich sloučeniny jsou rozhodující měrou, počtem a uspořádáním valenčních elektronů; z toho hlediska jsou prvky PSP rozděleny do bloků s,p,d,f

1. blok s – prvky

nepřechodné I.A – VIII.A

p – prvky

2. blok d – prvky

přechodné I.B – VIII.B

f - prvky

s – prvky

• jejich valenční elektrony zaplňují s – orbital

• zaplní se orbital – s (je kulově symetrický a může obsahovat jako každý orbital s, p, d, f)

• s¹ – prvky alkalické

• s² – prvky alkalických zemin

p - prvky

• valenční elektrony zaplňují orbitaly s + p

• Al = ns¹ + np¹ = 3 valenční elektrony

• p – orbitaly mají tvar prostorové osmičky

• tři druhy p – orbitalu ( p_{x – (maximálně 2 elektrony)} , p_y, p_z ) dohromady 6 elektronů

d – prvky

• mají valenční elektrony v ns, avšak předchozí orbital (n –1)d může valenční elektrony doplňovat a tak se tyto valenční elektrony podílejí na chemických vazbách

• d – orbitalu je 5 druhů – nejvíce 10 elektronů

• př. Cu[Ar] – 4f¹⁴ 5d¹ 6s²

f – prvky

• valenční elektrony i v f – orbitalu při stálé vnější konffiguraci atomu prvku

• př. Lu[Xe] – 4f¹⁴ 5d¹ 6s²

Vlastnosti prvků v periodách

Jak se mění vlastnosti prvků v periodách

1. Maximální hodnota oxidačního čísla (reálný či myšlený náboj na částici )

• vyplívá z obsazených valenčních orbitalů atomových prvků

• Na^I (Na₂^I O^-II ); Mg^II (Mg O^-II ); Al^III (Al₂^III O₃^-II ); Si^IV (Si^IV O₂^-II); P^V (P₂^V O₅^-II ); S^VI (S^VI O₃^-II ); Cl^VII (Cl₂^VII O₇^-II ); Ar^VIII

2. Maximální hodnota záporného oxidačního čísla

• Si může mít oxidační číslo : - IV

• P může mít oxidační číslo : - III

• S může mít oxidační číslo : - II - sulfany

• Cl může mít oxidační číslo : - I - Hcl nebo chloridy

• od 4. Skupiny hodnota záporného oxidačního čísla klesá

• rovněž i tato hodnota vyplívá obsahem valenčních elektronů atomů prvků

3. Vzhledem k rostoucímu počtu valenčních elektronů zleva do prava roste kladný náboj jádra

• roste i tak kladný náboj jádra, tím jsou k jádru elektrony přitahovány – atomový poloměr se bude zmenšovat

4. Elektronegativita

• mění se zleva do prava – neustále vzrůstá

• X_Na = 0,9, X_Mg = 1,2, X_Al =1,5, X_Si =1,9

• Schopnost atomu si přitáhnout celý vazebný elektronový pár

• X_P = 2,15, X_S = 2,6, X_Cl = 2,8

5. Kov versus nekov

6. Typ vazby v halogenidech

• iontová NaCl

• stoupá kovalentní charakter vazeb, klesá polarita vazby

7. Povaha oxidů

Na₂O, MgO – zásaditá povaha

Al₂O₃ – amfoterní povaha

SiO₂

P₄O₁₀ – kyselá povaha

SO₃ – kyselá povaha

Cl₂O₇ – kyselá povaha

• pokles zásadité povahy a růst kyselé povahy oxidů

8. Acidobazické vlastnosti

NaOH (silná ) + Mg(OH)₂ (slabá) = zásada, Al(OH)₃ (amfoterní) + H₄SiO₄ (amfoterní) = slabá kyselina, H₃PO₄ (stř. silná kyselina) ₊ H₂SO₄ (silná kyselina) = silná yselina, HclO₄ = velmi silná kyselina

• pokles síly zásad a nárust síly kyselin

9. Ionizační energie [kJ . mol^-1]

Na – 502,4 kJ . mol^-1 až Cl – 1260 kJ . mol^-1