1 Periodická soustava prvků • Lavoisier 1789 – 33(21) prvků Traité Élémentaire de Chimie (1789) první moderní učebnice chemie • Dalton 1808 - 36 prvků • Berzelius 1813-14 - 47 prvků • Mendělejev 1869 - 63 prvků • Poslední prvek objevený v přírodě 1939 – 223Fr • Jaderná syntéza nových prvků od 1940 • 2010 - 118 prvků, 112 pojmenovaných 2 Periodická soustava prvků 1829, Johann Wolfgang Döbereiner (1780-1849) Triády: Li, Na, K Ca, Sr, Ba S, Se, Te Cl, Br, I 3 Periodická soustava prvků 1859, Jean-Baptiste Dumas (1800-1884) Čtveřice: F, Cl, Br, I; Mg, Ca, Sr, Ba 1863, Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois (1820-1886) Šroubovice 1864, William Odling (1829-1921) Skupiny sedmi prvků 1864, John Alexander Reina Newlands (1837-1898) Prvky seřadil podle atomové hmotnosti, zákon oktáv 4 5 Periodická soustava prvků 1869, 1871 Mendelejev – předpověď vlastností chybějících prvků (Sc, Ga, Ge, Tc, Rh, Po, Hf). Vzácné plyny He, Ar Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí atomové hmotnosti (výjimky: Ar/K; Co/Ni; Te/I; Pa/Th) 1913 Moseley Opravil znění periodického zákona: Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí atomového čísla 1870, Lothar Meyer (1830-1895) periodicita atomových objemů 6 Periodická tabulka prvků 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 7 Periodická tabulka prvků 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Periodická tabulka prvků 2010 8 Periodicky se měnící vlastnosti Atomové číslo - efektivní náboj jádra Oxidační čísla Atomový poloměr Ionizační energie Elektronová afinita Elektronegativita Polarizovatelnost, polarizační schopnost Kovové – polokovové – nekovové vlastnosti 9 Skupina, Perioda Skupina: opakující se elektronová konfigurace určuje podobnost chemických vlastností Perioda: postupné zaplňování elektronové slupky a vzrůst náboje jádra určuje postupnou změnu vlastností 10 Pravidla pro obsazování orbitalů elektrony Nejprve se obsazují orbitaly s nejnižší energií – Aufbau (výstavbový) princip Pouze dva elektrony do jednoho orbitalu s opačným spinem – Pauliho princip Maximální počet nespárovaných elektronů v energticky degenerovaných atomových orbitalech – Hundovo pravidlo Obsazení orbitalů elektrony může změnit pořadí energií 11 Elektronové konfigurace nepřechodných prvků Prvky hlavních skupin = nepřechodné prvky = s- a p-prvky Zaplňují s a p orbitaly Oxidační stav se mění o 2 ns2 npx CO CO2 SO2 SO3 PCl3 PCl5 Alkalické kovy: ns1 Kovy alkalických zemin: ns2 Triely: ns2 np1 Tetrely: ns2 np2 Pniktogeny: ns2 np3 Chalkogeny: ns2 np4 Halogeny: ns2 np5 Vzácné plyny: ns2 np6 velmi stabilní konfigurace 12 13 Vlastnosti nepřechodných prvků Oxidační stav se mění o 2 důsledek ns2 npx Diamagnetické = nemají nepárové elektrony (výjimka O2) Bezbarvé 14 Elektronové konfigurace přechodných prvků Prvky vedlejších skupin = přechodné prvky = d-prvky Zaplňují (n−1)d a ns orbitaly Oxidační stav se mění o 1 3d, 4d, 5d, 6d prvky – 4. až 7. perioda (n−1)dx Alespoň v jedné sloučenině mají neúplně obsazené d orbitaly Neplatí pro skupinu Zn (M2+ = d10) , donedávna neplatilo pro Sc (M3+ = d10), připraveny sloučeniny Sc1+ Dřívější přechodné prvky – oxofilní, 3. – 7. skupina, málo d- elektronů Pozdější přechodné prvky – chalkofilní, 7. – 12. skupina, hodně d-elektronů 15 16 Vlastnosti přechodných prvků Oxidační stav se mění o 1 důsledek (n−1)dx Více oxidačních stavů Paramagnetické Barevné 17 Charakteristická oxidační čísla 3d prvků Cu2+Cu+ Zn2+ Ni2+ Co3+Co2+ FeO4 2−Fe3+Fe2+ MnO4 −MnO4 2−MnO4 3−Mn4+Mn3+Mn2+ CrO4 2−Cr3+Cr2+ VO2 +VO2+V3+V2+ Ti4+Ti3+ Sc3+Sc+ 7654321 18 Změna pořadí energetických hladin 4s/3d Ar [Ne] 3s2 3p6 (4s0) K [Ar] 4s1 (3d0 4p0) Ca [Ar] 4s2 (3d0 4p0) Sc [Ar] 3d1 4s2 (4p0) Ti [Ar] 3d2 4s2 (4p0) 19 Změna pořadí energetických hladin 4s/3d Pořadí energií hladin je výsledkem experimentálního měření Roste efektivní náboj jádra Stínění elektronů 20 Vyšší stabilita zpola zaplněných orbitalů Cu [Ar] 3d10 4s1 (4p0) Cr [Ar] 3d5 4s1 (4p0) 21 Elektronové konfigurace volných a vázaných atomů Ni [Ar] 3d9 4s1 (4p0) volný atom ve vakuu Ni [Ar] 3d10 (4s0 4p0) ve sloučeninách, např. Ni(CO)4 22 Vnitřně přechodné prvky La = (Xe) 5d1 6s2 Lu = (Xe) 4f14 5d1 6s2 f-prvky Ac = (Rn) 6d1 7s2 Lr (Rn) 5f14 6d1 7s2 23 Elektronové konfigurace lanthanoidů Xe [Kr] 4d10 5s2 5p6 E(4f) > E(6s) Cs [Xe] 6s1 4f0 5d0 Ba [Xe] 6s2 4f0 5d0 La [Xe] 4f0 5d1 6s2 přechodný Ce [Xe] 4f1 5d1 6s2 E(4f) < E(6s), E(5d) Pr [Xe] 4f3 6s2 Eu [Xe] 4f7 5s2 5p6 5d0 6s2 Gd [Xe] 4f8 5s2 5p6 5d0 6s2 Gd [Xe] 4f7 5s2 5p6 5d1 6s2 4f zpola zaplněný Lu [Xe] 4f14 5d1 6s2 4f zcela zaplněný 24 25 Elektronové konfigurace aktinoidů Rn [Xe] 4f14 5d10 6s2 6p6 E(5f) > E(7s) Fr [Rn] 7s1 Ra [Rn] 7s2 5f 0 6d0 Ac [Rn] 5f0 6d1 7s2 přechodný kov Th [Rn] 5f0 6d2 7s2 E(5f) < E(7s), E(6d) Pa [Rn] 5f2 6d1 7s2 U [Rn] 5f3 6d1 7s2 Np [Rn] 5f4 6d1 7s2 Pu [Rn] 5f6 6d0 7s2 Am [Rn] 5f7 6d0 7s2 Cm [Rn] 5f7 6d1 7s2 Bk [Rn] 5f8 6d1 7s2 Cf [Rn] 5f10 6d0 7s2 Es [Rn] 5f11 6d0 7s2 Fm [Rn] 5f12 6d0 7s2 Md [Rn] 5f13 6d0 7s2 No [Rn] 5f14 6d0 7s2 Lr [Rn] 5f14 6d1 7s2 26 Elektronová slupka Valenční sféra – atomové orbitaly, nejvzdálenější od jádra, zcela nebo zčásti zaplněné, které leží nad elektronovou konfigurací nejbližšího nižšího vzácného plynu Valenční sféra rozhoduje o fyzikálních a chemických vlastnostech Vnitřní elektrony – elektronové “jádro” – všechny nižší zcela zaplněné elektronové hladiny vzácných plynů, neúčastní se chemických reakcí 27 Tvorba oktetu Ar [Ne] 3s2 3p6 Izoelektronové ionty 28 Velikost atomů Atomové poloměry Aproximace atomu jako nepružné koule, r = 10−10 m Kovalentní poloměr = polovina vzdálenosti mezi dvěma stejnými atomy Diamant Vzdálenost atomů C = 1.54 Å Kovalentní poloměr = 0.77 Å 29 Velikost atomů Ve skupině atomové poloměry rostou – zaplňování vyšších (n) orbitalů elektrony, elektrony dále od jádra Vliv zaplněných d-orbitalů: r(Al) > r(Ga) Al [Ne] 3s2 3p1 (3d0) Ga [Ar] 3d10 4s2 4p1 30 Poloměr maximální elektronové hustoty Atomové číslo, Z Vliv zaplněných d-orbitalů: r(Al) > r(Ga) Al [Ne] 3s2 3p1 (3d0) Ga[Ar] 3d10 4s2 4p1 31 Velikost atomů Vliv zaplněných d-orbitalů: r(Al) > r(Ga) poloměr 32 Poloměry maximální elektronové hustoty orbitalů Atomové číslo, Z 33 Atomové poloměry (pm) Poloměr roste 34 Kovalentní poloměry, rcov (Å) r(2s) > r(2p) r(3s) ∼ r(3p) Atomové číslo, Z 35 Velikost atomů Atomové poloměry v periodě klesají: elektrony se přidávají do orbitalů se stejným n, rostoucí Z – kladný náboj jádra – způsobuje relativní smrštění Lanthanoidová kontrakce: vnější orbital je stále 6s, elektrony se doplňují do 4f, roste Z, poloměry klesají od La 169 pm po Lu 153 pm 36 Lanthanoidová kontrakce 37 Atomové poloměry, pm 38 Atomové poloměry, Å Atomové číslo, Z 39 Atomové poloměry přechodných kovů Atomové poloměry kovů 1. přechodné periody jsou nejmenší s minimem u Co, Ni. Atomové poloměry kovů 2. a 3. přechodné periody jsou podobné. Způsobeno lanthanidovou kontrakcí – zaplněné 4f14 špatně stíní vnější slupku 40 Atomové poloměry přechodných kovů, pm 41 Atomové číslo, Z 42 Atomové poloměry přechodných kovů, pm 43 Iontové poloměry Iontové poloměry vzrůstají ve skupině Iontové poloměry, Å 44 Iontové poloměry Izoelektronové ionty: N3− > O2− > F− > Na+ > Mg2+ > Al3+ S rostoucím Z a rostoucím kladným nábojem klesá poloměr Kation je menší než neutrální atom Anion je větší než neutrální atom Fe2+ > Fe3+ Pb2+ > Pb4+ S rostoucím kladným nábojem klesá poloměr 45 Srovnání iontových a atomových poloměrů, Å 46 Ionizace Ionizace = odtržení elektronu z atomu (nebo iontu) Vynaložení energie = vždy endotermický děj Elektron nejdále od jádra je odtržen nejsnadněji, nejslaběji vázán. Odtržení druhého a dalších elektronů z kationtu je ještě více energeticky náročné: Odtržením elektronu se sníží e-e repulze, poruší se rovnováha mezi e-e repulzí a přitažlivými silami mezi jádrem a elektrony Velikost atomu (iontu) se zmenší. Kationty jsou vždy menší než neutrální atomy, anioty jsou vždy větší než neutrální atomy 47 Ionizační energie, IE IE = energie potřebná k odtržení nejslaběji vázaného elektronu atomu v plynné fázi (při 0 K) [kJ mol−1]. Míra síly vazby elektronu v daném orbitalu Experimentální údaje získáme interakcí atomů v plynné fázi s energetickými částicemi, např. e−. M(g) M(g) + + e− První IE IE1 > 0 [kJ mol-1] M(g) + M(g) 2+ + e− Druhá IE IE2 >> 0 [kJ mol-1] 1. IE < 2. IE < 3. IE < 4. IE < ....... Každá další ionizace je energeticky náročnější: stejné Z, menší počet e je držen pevněji, separace náboje nevýhodná 48 Ionizační energie, IE Ionizační energie [kJ mol−1] prvků 3. periody Uzavřené elektronové slupky 49 Prvních osm ionizačních energií Cl, kJ mol−1 Cl [Ne] 3s2 3p5 50 Ionizační energie Odtržení valenčních elektronů – IE postupně vzrůstá s růstem pozitivního náboje Odtržení vnitřních elektronů – velice energeticky náročné, rozrušení uzavřených slupek s konfigurací vzácných plynů (neexistují sloučeniny s ionty Na2+, Mg3+, Al4+, ...) Číslo skupiny = počet valenčních elektronů = maximální pozitivní oxidační číslo 51 Ionizační energie, IE (kJ mol−1) Atomové číslo, Z Ionizační energie: Vysoká pro vzácné plyny Nízká pro alkalické kovy 52 Ionizační energie, IE (kJ mol−1) Ionizační energie vzrůstá v periodě Ionizační energie klesá ve skupině 53 Trendy ionizační energie IE klesá ve skupině, valenční elektrony jsou vázány nábojem jádra slaběji se zvyšujícím se n a s rostoucí vzdáleností elektronů od jádra (Al, Ga) IE roste v periodách, s rostoucím Z jsou elektrony stále silněji poutány k jádru. Důsledky vysoké stability zpola a zcela zaplněných slupek: Vysoká IE vzácných plynů – sloučeniny vzácných plynů IE(B) < IE(Be) IE(O) < IE(N) 54 První ionizační energie jako funkce Z Atomové číslo, Z Mg-Al P-SN-O Be-B 55 Ionizační energie Atomové číslo, Z Zn-Ga Cd-In Hg-Tl Mg-Al 56 Elektronová afinita, EA EA = energie uvolněná (EA < 0) nebo pohlcená (EA > 0) při připojení elektronu k atomu nebo iontu v plynné fázi (při 0 K). První EA většinou < 0, výjimka Be, N, ….. Proč? Druhá EA vždy > 0, připojení e− k aniontu je energeticky nevýhodné, kompenzováno uvolněním mřížkové energie Oxidy, O2− EA1(O) < 0 EA2(O) > 0 57 První elektronová afinita (kJ mol−1) Atomové číslo, Z 58 První elektronová afinita (kJ mol−1) Atomové číslo, Z Energie uvolněná (EA < 0)- - - - - - - - Oktet Anionty alkalických kovů 59 První elektronová afinita (kJ mol−1) Energie uvolněná (EA < 0) 60 První elektronová afinita (kJ mol−1) EA vzrůstá v periodě EA klesá ve skupině Energie uvolněná (EA < 0) 61 Elektronová afinita 62 Elektronegativita podle Paulinga Schopnost atomu přitahovat vazebné elektrony v kovalentní vazbě Disociační energie polární vazby A−B je větší než průměr disociačních energií nepolárních vazeb A−A a B−B. ED(AB) = {ED(AA) × ED(BB)}½ + Δ Δ = 96.48 (χA − χB)2 χF = 4.0 Pauling χF = 3.98 dnešní hodnota Linus Pauling (1901-1994) NP za chemii 1954, za mír 1963 63 Elektronegativita podle Paulinga Disociační energie z experimentů ED(F2) = 154.8 kJ mol−1 ED(Br2) = 192.5 kJ mol−1 ED(BrF) = 238.5 kJ mol−1 ED(BrF) = {ED(F2) × ED(Br2)}½ + Δ Δ = 96.48 (χA − χB)2 χF = 3.98 χBr = ? AB χχ − Δ = 48.96 Odmocnina z energie?? 64 Paulingova elektronegativita 70.4475218297HI 130.75396218367HBr 170.992122218432HCl 431.927077218565HF % iontovosti χB - χAΔ½ ED(BB) kJ mol−1 ½ ED(AA) kJ mol−1 ED(A-B) kJ mol−1 A-B 65 Elektronegativita podle Mullikena Orbitálové elektronegativity – s, p, d, hybridní χM = 3.15 χP 2 EAIE M + =χ 66 Elektronegativita podle Allreda a Rochowa Coulombova síla s jakou jádro přitahuje vazebné elektrony 2 04 1 r eZ F eff πε = B r Z A eff AR += 2 χ 67 Elektronegativita 68 Elektronegativita Elektronegativita vzrůstá v periodě Elektronegativita klesá ve skupině 69 Elektronegativita Atomové číslo, Z 70 Vzájemná polarizace iontů Mn+ Am- polarizace Polarizovatelnost aniontu, atomu nebo molekuly Polarizační schopnost kationtu 71 Polarizovatelnost, α [m3] Míra deformace rozložení elektronů v atomu nebo iontu vlivem vnějšího elektrického pole (jiné nabité částice) Změna objemu elektronového oblaku vlivem jednotkového náboje, α [m3] Velikost α závisí na pevnosti s jakou váže jádro vnější elektrony, velikosti atomu, iontu, počtu elektronů. Měkký atom (ion, molekula) = snadno podléhá deformaci Tvrdý atom (ion, molekula) = odolává deformaci 72 Polarizovatelnost atomů, 106 pm3 Cs Rb K Na Li Atom 52.9 43.7 41.6 24.4 24.0 α Xe Kr Ar Ne He Atom 1.322 1.419 1.329 1.027 α 3.99 2.46 1.62 0.39 0.20 α C(ar) C(2) C(3) C(4) Atom 5.530 3.465 2.317 0.321 0.408 α Br I Cl F H Atom 73 Polarizační schopnost Roste se zvyšujícím se nábojem Roste s klesajícím poloměrem q/r nábojová hustota Al3+ tvrdý kation Cs+ měkký kation 74 Teploty tání prvků hlavních skupin (K) 75 Teploty tání přechodných kovů 76 Kovové – nekovové vlastnosti 77 Kovové – nekovové vlastnosti 78 Kovy Struktutra nejtěsnější uspořádání, vysoké koordinační číslo (12), velké atomy, nízké ionizační energie, vysoká polarizovatelnost, kovová vazba všesměrová. 79 80 Kovová vazba + + + + + + + + + + + + + + + + + + + + Ionty Delokalizované electrony + + + + + + + + + + + + + + + + + + + ++ + + + + + + + + + + + + + + + + + + + Ionty Delokalizované electrony 81 Nekovy Kovalentní vazby silné, silně směrové, dobrý překryv orbitalů, malé atomy, vysoká ionizační energie, malá polarizovatelnost, slabé vdW interakce 82 Metaloidy - polokovy Slabší kovalentní vazby, velikost atomů a polarizovatelnost umožňuje vdW interakce, sekundární vazby 83 Metaloidy - polokovy 0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 12 13 14 15 16 17 18 B Al C Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I 0 0.5 1 1.5 2 2.5 3 12 13 14 15 16 17 18 B Al C Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I Nekovy Polokovy Kovy Skupina . IE r 84 16. skupina O a S - nekovy Se - nekovové a polokovové modifikace (allotropy) Te - polokov Po - kov s velmi vzácnou strukturou 85 16. skupina Po - kov 86 Te Te - polokov 87 Se Šedý selen Červený selen Se8 nekov polokov 88