Właściwości elektryczne

Wszystkie materiały tworzone i przekazywane przez Wykładowców NPDN PROTOTO
są chronione prawem autorskim i przeznaczone wyłącznie do użytku prywatnego.
MATERIAŁY
Z KURSU KWALIFIKACYJNEGO
www.prototo.pl
Właściwości substancji.
Podstawowe sposoby ich
określania, znaczenie tych
właściwości dla identyfikacji i
klasyfikacji substancji
dr Jakub Guzy
Substancje - makroskopowo
• rodzaje materii mające określony i
niezmienny skład chemiczny
• każdy pierwiastek
• każdy związek chemiczny
Substancje - mikroskopowo
• zbiór jednakowych drobin, np.: Hg, H2O,
Cl2,
lub
• zbiór jednakowych, elektroobojętnych
zespołów jonów, np.: Na+Cl-, Mg2+Cl-Cl(czyli MgCl2)
Klasyfikacja substancji
• Wg różnych kryteriów (właściwości
chemicznych lub fizycznych), np.:
– stan skupienia,
– rozpuszczalność w wodzie,
– przewodnictwo elektryczne,
– odkształcalności,
– …..
Klasyfikacja substancji
• Pierwiastki, czyli s. nierozkładalne chemicznie
• Związki chemiczne, czyli s. rozkładalne
chemiczne
W podziale można tym „iść dalej”, bardziej
szczegółowo, przyjmując różne kryteria.
Poniżej podano tylko przykłady, które
oczywiście nie wyczerpują możliwości
kwalifikacji substancji chemicznych
Klasyfikacja substancji
• Pierwiastki chemiczne
– Metale
• Lekkie
• Ciężkie
– Niemetale
– Półmetale
Klasyfikacja substancji
• Związki chemiczne:
– Zw. Organiczne
• Węglowodory
• Pochodne węglowodorów
Klasyfikacja substancji
– Zw. nieorganiczne:
• Tlenki (ale i nadtlenki lub podtlenki)
– metali
– niemetali
• Wodorki
• Chlorki
• Kwasy
– Tlenowe
– Beztlenowe
• Wodorotlenki
• Sole
• Właściwości substancji bada się
doświadczalnie:
– Organoleptycznie (za pomocą zmysłów)
– Za pomocą przyrządów
Właściwości chemiczne
Właściwości chemiczne
• to zdolność do reagowania z
określonymi substancjami lub brak tych
zdolności
• to uleganie rozkładowi na substancje
prostsze pod wpływem określonych
czynników
• ujawniają się w trakcie reakcji
chemicznych
Właściwości fizyczne
Właściwości fizyczne
• To takie właściwości, które ujawniają się
w zjawiskach fizycznych
Właściwości fizyczne-przykłady
•
•
•
•
Masa
Objętość
Gęstość (ciężar właściwy)
Temperatura wrzenia, topnienia,
zamarzania
• Rozpuszczalność
• Przewodnictwo cieplne, prądu
Gęstość (ciężar właściwy)
Stosunek masy ciała do objętości
wyrażany wzorem:
d=m/V
gdzie:
d – gęstość substancji
m – masa substancji
V - objętość
Międzynarodową jednostką gęstości jest kg/m3. Posługiwać się
można także innymi jednostkami – g/cm3 lub g/dm3
Gęstość (ciężar właściwy)
• Metoda pomiaru zależy od stanu skupienia
badanej substancji
– Ciała stałe: wg wzoru jw. z pomiarów na wadze
(masy) i objętości (np. z pomiarów
geometrycznych)
– Ciecze: przy użyciu areometru
– Gazy: wg wzoru: d=Mr/24u*dm³ gdzie:
g
masa cząsteczkowa
stała
Rozpuszczalność
masa substancji jaka jest potrzebna do nasycenia
100 g rozpuszczalnika w określonej temperaturze
Czasem stosuje się inne jednostki, np. g/dm3 lub
Czasem stosuje się inne jednostki, np. g na dm3
rozpuszczalnika lub dm3 na dm3 (dla gazów)
Zależności:
wraz ze wzrostem temperatury w cieczach:
- Rozpuszczalność ciał stałych i cieczy rośnie
- Rozpuszczalność gazów maleje
MIESZANINY
Substancje czyste chemicznie to substancje zawierające tylko jeden rodzaj
atomów bądź cząsteczek chemicznych.
Mają ściśle określony skład i charakterystyczne właściwości fizyczne i chemiczne.
Dzieli się je na pierwiastki i związki chemiczne.
Mieszaniny (układy dyspersyjne) to układy złożone z co najmniej dwóch
składników, zwanych fazami, z których jeden jest rozproszony w drugim.
Fazy zmieszane są ze sobą w określonej (ogólnie jednak dowolnej)
proporcji ilościowej, nie są połączone chemicznie, zachowują swoje
indywidualne właściwości fizyczne i chemiczne, można je rozdzielić
metodami fizycznymi.
Zarówno jedną jak i drugą fazę mogą stanowić pierwiastki lub związki chemiczne
we wszystkich stanach skupienia.
Pojecie „układ dyspersyjny” z reguły stosowane jest w odniesieniu do mieszaniny, w
której drobinki cieczy lub ciała stałego są rozproszone w gazie.
Faza:
rozproszona ►
rozpraszająca
▼
gaz
ciecz
ciało stałe
gaz
roztwory
gazowe
(np.powietrze)
piany (np. woda
sodowa)
piany stałe
(np. pumeks)
ciecz
aerozole i
mgły (np.
deszcz)
roztwory
właściwe
(np.ocet)
emulsje
(np.mleko)
(np. mokra
gąbka)
ciało stałe
dymy
(np. kurz)
roztwory
właściwe, koloidy
i zawiesiny
stopy metali
(np. brąz)
Mieszaniny jednorodne (homogeniczne)
Charakteryzuje je rozproszenie molekularne, a rozmiary cząsteczek
rozproszonych są wielkości mniejszych od 1 nm.
Nazywa się je roztworami właściwymi. Są one jednorodne fizycznie, tzn.
każda próbka, pobrana z dowolnego miejsca układu, ma taki sam skład
jakościowy i ilościowy.
Mieszaniny niejednorodne (heterogeniczne)
Charakteryzuje je rozproszenie koloidalne bądź makroskopowe.
W pierwszym przypadku nazywamy je koloidami, a rozmiary cząstek
rozproszonych zawierają się pomiędzy 1 nm a 100 nm.
W drugim przypadku są to zawiesiny, gdzie rozmiary cząstek rozproszonych
przewyższają 100 nm.
Te ostatnie są zazwyczaj układami nietrwałymi, złożonymi z cząsteczek
substancji stałej w cieczy lub gazie.
Mieszanina a związek chemiczny
MIESZANINY
ZWIĄZKI CHEMICZNE
Właściwości chemiczne składników są
zachowane.
Właściwości chemiczne składników
zanikają zupełnie.
Można je rozdzielić na składniki
metodami fizycznymi
Można je rozdzielić na składniki, czyli
pierwiastki chemiczne, tylko na drodze
reakcji chemicznej.
Właściwości fizyczne są zawsze
pośrednie.
Właściwości fizyczne mogą przekraczać
wartości charakterystyczne dla
pierwiastków, które te związki tworzą.
Skład ilościowy i jakościowy może być
dowolny.
Ma ściśle określony skład jakościowy i
ilościowy ( prawo stałości składu).
Zawiera różne cząstki składowe.
Zawiera cząsteczki jednego rodzaju.
Może zawierać wiele składników.
Zawiera zwykle niewielką liczbę
składników.
ZAWIESINY
Mieszaniny niejednorodne, w których średnica cząsteczek substancji
rozproszonej jest większa od średnicy ośrodka rozpraszającego i
wynosi powyżej 10-7m.
Metody rozdzielania:
sączenie przez materiał porowaty
sedymentacja w polu grawitacyjnym ziemskim
dekantacja, tzn. ostrożne zlanie cieczy znad osadu
segregacja mechaniczna (jeżeli ziarna poszczególnych składników są
dostatecznie duże)
Sedymentacja jest jednym z podstawowych procesów wykorzystywanych w oczyszczaniu
wody do usuwania z niej cząstek o gęstości większej od gęstości wody, a więc cząstek
opadających.
Opadanie cząstek w wodzie jest zjawiskiem złożonym i zależy między innymi od ich stężenia,
wymiaru, kształtu, gęstości i temperatury oraz prędkości i kierunku przepływu wody.
W zależności od charakteru i ilości zawiesin wyróżnia się:
- opadanie cząstek ziarnistych
- opadanie cząstek kłaczkowatych
KOLOIDY
Mieszaniny w których średnica cząsteczek substancji rozproszonej
jest większa od średnicy cząsteczek ośrodka rozpraszającego, jej
wielkość waha się w granicach 10-9m – 10-7m
Stan rozproszenia koloidalnego jest bardzo rozpowszechniony, zarówno w świecie przyrody
ożywionej (różnorodne białka, pektyny, węglowodany) i nieożywionej (gliny, mgły, pył
wulkaniczny), jak również wśród związków otrzymanych sztucznie w laboratorium
chemicznym (mydła, niektóre barwniki, siarka koloidalna, tlenki metali itd.). Oprócz tego w
przyrodzie występuje dużo związków, których cząsteczki mają wymiary charakterystyczne
dla układów koloidalnych, zwane są one eukoloidami (np. skrobia, celuloza, kauczuk,
keratyna, kolagen glikogen itd.), znane są również syntetyczne eukoloidy, jak polistyreny i
inne tworzywa sztuczne. Podczas rozpuszczania eukoloidów powstają samorzutnie układy
koloidalne.
Najbardziej rozpowszechnione są układy koloidalne o ciekłym ośrodku dyspersyjnym, zwane
roztworami koloidalnymi, liozolami lub zolami. Jeżeli ośrodek dyspersyjny jest wodą, zwane
są hydrozolami, jeżeli alkoholem alkozolami, jeżeli benzenem - benzenozolami itd. Ogólnie,
jeżeli ośrodek dyspersyjny jest cieczą organiczną, układy koloidalne nazywa się
organozolami, jeżeli zaś gazem gazozolami (w przypadku powietrza - aerozolami).
Podział koloidów ze względu na powinowactwo substancji rozproszonej do fazy
rozpraszającej
Koloidy liofilowe
Koloidy liofobowe
Koloidy liofilowe charakteryzują się dużym powinowactwem do
rozpuszczalnika, cząstki koloidowe otaczają się otoczka solwatacyjną, która jest
czynnikiem nadającym im trwałość.
Jeśli fazą rozpraszającą jest woda wówczas nazywamy je koloidami
hydrofilowymi.
Przykłady: żelatyna, białko, insulina, kwas krzemowy
Koloidy liofobowe wykazują mniejsze powinowactwo do rozpuszczalnika, nie
otaczają się otoczką solwatacyjną. Czynnikiem stabilizującym je jest głównie
ładunek elektryczny. Cząstka fazy rozproszonej adsorbuje na swej powierzchni
jony określonego jednego znaku
Przykłady: zole metali Au, Pt, Ag, chlorek srebra
Podział koloidów ze względu na suchą pozostałość powstałą po usunięciu
( odparowaniu) ośrodka rozpraszającego.
Koloidy odwracalne
Koloidy
nieodwracalne
Koloidy odwracalne - sucha pozostałość przechodzi z powrotem do roztworu
pod działaniem nowej ilości fazy rozpraszającej.
Koloidy nieodwracalne – brak powtórnego utworzenia roztworu
Otrzymywanie koloidów
Metody dyspersyjne
Polegają na rozdrabnianiu cząstek o wymiarach większych od 500nm, aż do
uzyskania wymiarów charakterystycznych dla roztworów koloidalnych.
Należą tu głównie:
rozdrabnianie mechaniczne (rozcieranie),
metoda Brediga, polegająca na rozpyleniu głównie czystych metali w łuku Volty,
peptyzacja (polega na działaniu roztworem odpowiedniego elektrolitu na świeżo
wytrącony trudno rozpuszczalny osad),
rozpylanie za pomocą ultradźwięków,
rozpylanie katodowe, termiczne itd.
Metody kondensacyjne (rozdrabnianie na drodze przemian chemicznych)
Polegają na łączeniu cząsteczek lub jonów w większe zespoły aż do osiągnięcia
rozdrobnienia koloidalnego. Najważniejsze z tego typu metod to zmniejszenie
rozpuszczalności, redukcja, czasem utlenienie, hydroliza, polimeryzacja, metoda
zarodnikowa i inne.
Np.:
2H 2S  SO 2  2H 2 O  3S
AgNO 3  NaCl  NaNO3  AgCl 
Niektóre właściwości układów
koloidalnych
Właściwości mechaniczne
ruchy Browna
nieustanne, chaotyczne ruchy (postępowe, obrotowe i drgające)
cząstek fazy rozproszonej w ośrodku ciekłym lub gazowym
Dyfuzja
Ruch cząsteczek pod wpływem różnicy stężeń pomiędzy rożnymi
częściami roztworu (od większego do mniejszego).
Sedymentacja
Tendencja do opadania pod wpływem siły ciężkości.
Osmoza
Jednostronna dyfuzja rozpuszczalnika przez błonę
półprzepuszczalną. Czynnik warunkujący to ciśnienie osmotyczne.
Niektóre właściwości układów
koloidalnych
• Właściwości optyczne
Efekt Tyndalla
• Rozmiary cząsteczek
koloidalnych powodują że
światło przepuszczane przez
układ koloidalny ulega na
cząstkach ugięciu i
częściowemu rozproszeniu charakterystyczny stożek
Tyndalla.
Intensywność tego zjawiska
jest tym większa, im większa
jest różnica między
współczynnikiem załamania
fazy rozproszonej i ośrodka
dyspersyjnego.
Niektóre właściwości układów
koloidalnych
Właściwości elektryczne
Na skutek adsorpcji jonów elektrolitu z roztworu na powierzchni cząstki koloidalnej
powstaje ładunek elektryczny.
W wyniku tej adsorpcji tworzy się podwójna warstwa elektryczna złożona z powłoki
wewnętrznej, czyli adsorpcyjnej, przylegającej mocno do powierzchni zewnętrznej,
będącej warstwą jonów przeciwnego znaku.
Zależnie od tego jakie jony są adsorbowane na powierzchni, cząstka może być
naładowana albo ujemnie albo dodatnio.
Jednak znak ładunku elektrycznego nie jest
ich cechą charakterystyczną. Ta sama
bowiem cząstka koloidalna może mieć
ładunek dodatni lub ujemny, zależnie od
środowiska.
Na przykład koloidalny jodek srebra AgJ w
roztworze zawierającym jony srebra jest
naładowany dodatnio, w roztworze zaś
zawierającym jony jodkowe ujemne.
Cząstka dowolnego koloidu posiadająca
ładunek nosi nazwę miceli.
Koagulacja
Właściwości elektryczne układów koloidalnych decydują o ich zdolności do
koagulacji.
Koagulacja polega na zmniejszeniu się stopnia dyspersji układów
koloidalnych, a więc na łączeniu się cząstek fazy rozproszonej w większe
zespoły w wyniku obniżania ładunku elektrycznego powierzchni cząstki
koloidalnej.
Podczas koagulacji zole przechodzą w żele (usieciowane koloidy) lub osady .
Koagulacja może być odwracalna i nieodwracalna. Odwracalna jest wówczas, gdy
żel można z powrotem przeprowadzić w zol. Nosi ona wtedy nazwę peptyzacji.
Koagulację koloidów mogą na ogół wywoływać następujące czynniki:
- dodatek elektrolitu,
- dodatek koloidu o ładunku przeciwnym, co powoduje rozładowanie cząstek,
-naświetlanie radiochemiczne (np. promieniowanie b powoduje koagulację zoli
dodatnich),
- działanie mechaniczne (mieszanie, wytrząsanie),
- ogrzewanie (np. ścinanie się białka),
- dehydratacja lub desolwatacja przez dodanie środków odwadniających, np.
alkoholu lub acetonu,
-odparowanie lub wymrażanie ośrodka dyspersyjnego.
Peptyzacja
Zjawisko przechodzenia osadu koloidalnego lub (żelu) w koloid (odwrotność
koagulacji).
Koloidy liofobowe
Koloidy liofilowe
Otrzymywanie
metodą dyspersji lub
kondensacji
przez zwykłe rozpuszczanie
Struktura cząstek
zespoły cząsteczek
cząsteczki olbrzymy
Stężenie fazy rozproszonej
na ogół nieznaczne
może być duże
Ruchy Browna
występują wyraźnie
często bardzo niewyraźne
Efekt Tyndalla
wyraźny
niewyraźny
Ładunek elektryczny
cząstki są zawsze naładowane
ładunek nieznaczny lub brak
Lepkość
nieznaczna
znaczna
Tworzenie piany
nie tworzą piany
łatwo tworzą pianę
Tworzenie galaret
nie tworzą
tworzą łatwo
Wrażliwość na elektrolit
duża, zachodzi koagulacja
mała
Trwałość
trwałość tych koloidów wiąże
się z istnieniem sił
elektrostatycznego
odpychania cząstek fazy
rozproszonej wywołanych
przez jednoimienne ładunki
powierzchniowe
trwałość tych koloidów wiąże
się z istnieniem otoczki
salwatacyjnej
Charakter koagulacji
z reguły nieodwracalna
z reguły odwracalna
Trochę pojęć
koagulat - substancja rozpuszczona powstała po odparowaniu rozpuszczalnika z
koloidu
żel - typowa forma koagulatu, układ o wyglądzie zbliżonym do ciała stałego,
często miękki i elastyczny
koagulacja - proces przejścia koloidu w koagulat, polega na łączeniu się cząstek
koloidalnych w wielkie agregaty tworzące nieregularną sieć
peptyzacja - proces przejścia koagulatu w koloid (odwrotność koagulacji)
galareta - substancja powstała rozpuszczenia płatków żelatyny w gorącej wodzie
i ochłodzeniu roztworu
emulsje - są to układy rozproszone, w których zarówno substancja jak i ośrodek
rozpraszający są cieczami.
emulgator - stabilizujący układ dodawany do typowych emulsji; składa się
zazwyczaj z dwóch części: hydrofobowej (zwykle dość długiej i oznaczonej na
rysunkach kolorem zielonym) oraz hydrofilowej (niewielkiej oznaczonej na
rysunkach kolorem pomarańczowym)
piany - są to układy dyspersyjne, w których substancją rozpuszczoną jest gaz, a
ośrodkiem dyspersyjnym ciecz lub ciało stałe; z reguły nietrwałe
MIESZANINY JEDNORODNE
Roztwór - jest jednorodną mieszaniną składającą się z rozpuszczalnika i
jednej lub większej ilości substancji rozpuszczonej.
Roztwory właściwe złożone są z cząsteczek lub jonów o rozmiarach
mniejszych niż 10-9m.
Powszechnie jest używany do roztworów ciekłych. Chemicy mówią również o
roztworach gazowych (mieszanina gazów) i o roztworach stałych (stopy).
ROZTWORY
GAZOWE
CIEKŁE
STAŁE
(stopy)
Roztwory ciekłe
Roztwory ciekłe powstają przez rozpuszczenie w cieczy substancji
gazowych, ciekłych lub stałych.
Roztwór  rozpuszczalnik  substancja rozpuszczona



roztwór
Typy rozpuszczalników
Najważniejszą cechą fizyczną rozpuszczalników jest ich polarność.
Rozpuszczalniki polarne tworzą cząsteczki o dużych momentach
dipolowych ( woda, amoniak). Na poziomie mikroskopowym
substancje rozpuszczone w rozpuszczalnikach polarnych ulegają
solwatacji. Cząsteczki rozpuszczalnika zostają uporządkowane wokół
cząsteczek rozpuszczonych.
W rzeczywistości solwatacja polega
na oddziaływaniach typu donor – akceptor,
niekoniecznie tylko elektrostatycznej natury,
dzięki czemu również cząsteczki elektrycznie obojętne
mogą ulegać silnej solwatacji.
Cząsteczki rozpuszczalników niepolarnych wykazują co najwyżej mały
moment dipolowy.
Zazwyczaj lepiej rozpuszczają się w nich substancje niepolarne. W takich
rozpuszczalnikach cząsteczki oddziałują głownie za pośrednictwem sił van
der Waalsa.
Niepolarne ciecze są zwykle słabymi rozpuszczalnikami dla cząsteczek
polarnych, ponieważ słabe oddziaływania międzycząsteczkowe nie mogą
konkurować z silniejszymi oddziaływaniami wewnątrz substancji
rozpuszczanej.
Na podobnej zasadzie substancje niepolarne nie mogą współzawodniczyć
z silnymi oddziaływaniami międzycząsteczkowymi w rozpuszczalnikach
polarnych i ich rozpuszczalność jest w takich rozpuszczalnikach słaba.
W chemii często cytuje się pożyteczne uogólnienie "podobne rozpuszcza
podobne".
Oznacza to, że rozpuszczanie występuje wówczas, gdy cząsteczki substancji
rozpuszczanej mają strukturę i właściwości elektryczne podobne do cząsteczek
rozpuszczalnika.
Woda jako rozpuszczalnik
Woda jest najbardziej rozpowszechnionym rozpuszczalnikiem. Jednak daleko jej
jeszcze do tego, aby być rozpuszczalnikiem uniwersalnym, ponieważ istnieje
wielka liczba substancji, które z natury nie rozpuszczają się w wodzie.
Jakie są więc czynniki wpływające na rozpuszczalność w wodzie?
W przypadku wody sytuacja jest szczególnie złożona, ponieważ występujące wiązanie
wodorowe ma tendencję do utrzymywania cząsteczek wody w stanie zasocjowanym.
Na ogół woda jest słabym rozpuszczalnikiem dla niejonowych substancji rozpuszczanych. W
szczególności węglowodory są praktycznie nierozpuszczalne w wodzie. W tych przypadkach
wzajemne oddziaływanie wody i cząsteczek substancji rozpuszczanej jest tak słabe, że nie
wydziela się dostatecznie dużo energii do zniszczenia struktury wody.
Istnieją jednak pewne substancje, które dobrze rozpuszczają się w wodzie, np. amoniak NH 3
czy alkohol etylowy C2H5OH. W przypadku amoniaku powstają wiązania wodorowe pomiędzy
N z amoniaku i O z wody, a w przypadku alkoholu etylowego- pomiędzy O z alkoholu i O z
wody. Cukry jak np. sacharoza C12H22O11, swoją znakomitą rozpuszczalność zawdzięczają w
dużym stopniu wiązaniu wodorowemu, ponieważ podobnie jak C2H5OH zawierają one grupy
OH.
Związki jonowe dobrze rozpuszczają się w wodzie, ponieważ cząsteczki wody stanowią
dipole, dzięki czemu mogą atakować zarówno kation na powierzchni kryształu, zbliżając się
do niego ujemnym biegunem dipola, jak też mogą wyrwać z sieci jonowej anion, zbliżając się
do niego dodatnim biegunem dipola. Każdy jon uwolniony z sieci krystalicznej zostaje
otoczony przez kilka cząsteczek wody. Zjawisko takie nosi nazwę hydratacji, w przypadku,
gdy rozpuszczalnikiem jest woda. Rozpuszczalność substancji jonowych w wodzie zależy od
subtelnej równowagi między energią sieci krystalicznej a energią uwodnienia i entropią
jonów.
Rozpuszczanie
Proces mieszania dwóch substancji prowadzący do otrzymania
mieszaniny jednorodnej makroskopowo nazywa się rozpuszczaniem
Rozpuszczanie możemy przyspieszyć przez:
a) rozdrobnienie substancji rozpuszczanej
b) mieszanie
c) podgrzewanie
Oczywiście prędkość rozpuszczania zależy od substancji, którą rozpuszczamy i
użytego rozpuszczalnika.
Roztwór nasycony - roztwór, w którym nie można rozpuścić więcej substancji w
danej temperaturze.
Roztwór nienasycony - roztwór, w którym można rozpuścić więcej substancji w
danej temperaturze.
Roztwór stężony - roztwór, w którym masa substancji rozpuszczonej jest znaczna
(kilkadziesiąt procent) w stosunku do masy wody (rozpuszczalnika).
Roztwór rozcieńczony - roztwór, w którym masa substancji rozpuszczonej jest
mała (kilka procent) w stosunku do masy rozpuszczalnika.
Roztwór przesycony to roztwór o stężeniu większym od stężenia roztworu
nasyconego w danej temperaturze.
Można go otrzymać przez uzyskanie roztworu nasyconego w temperaturze wyższej,
pozbawienie go pozostałej stałej substancji rozpuszczanej (tak żeby nie było zarodków
krystalizacji), a następnie ostrożne oziębianie tego roztworu. Roztwór przesycony jest
termodynamicznie nietrwały.
Rozpuszczalność
Jest to wielkość, którą wyznacza się doświadczalnie i wyraża ona masę
substancji rozpuszczonej wyrażoną w gramach, którą możemy rozpuścić w
100 gramach rozpuszczalnika w określonej temperaturze i ciśnieniu. z
utworzeniem roztworu nasyconego.
msubst
R
 100
mrozp
ms – masa substancji rozpuszczonej
w roztworze nasyconym w [g]
mrozp – masa rozpuszczalnika w [g].
Rozpuszczalność substancji zależy od:
rodzaju substancji rozpuszczanej,
rodzaju rozpuszczalnika,
temperatury ( dla większości substancji),
ciśnienia (dla gazów).
efektu solnego (dla soli)
wpływu wspólnego jonu (dla soli)
kompleksowania (dla soli)
Rozpuszczalność, wraz ze wzrostem temperatury,
z reguły rośnie dla cieczy i ciał stałych, zaś
maleje dla gazów.
Każdą substancję można zaliczyć do jednej
z trzech grup:
1. substancja praktycznie nierozpuszczalna
(rozpuszczalność poniżej 0,1g),
2. substancja słabo rozpuszczalna
(rozpuszczalność w granicach 0,1-1g),
3. substancja dobrze rozpuszczalna
(rozpuszczalność ponad 1g).
Do 400g wody w temp.20C dodano 200g substancji po czym okazało się ze
rozpuściła się tylko połowa ilości. Oblicz rozpuszczalność tej substancji w danej
temp.
100 g
m
R

 100
subst
Dane:
mH2O= 400g
R
 100
mS= 200g/2= 100g
mrozp
400 g
R  25g
Stopy
Stopami nazywamy stopienie ze sobą dwóch metali lub metali z niemetalami.
Stopy posiadają zupełnie inne cechy niż metale wchodzące w ich skład.
Obecnie stale stopowe wytwarzane są w wielkiej różnorodności gatunków.
Zmienia się nie tylko substancje dodawane do stali, ale także sposoby obróbki cieplnej, by
uzyskać materiał o pożądanych własnościach.
Stal manganowa zawiera na przykład około 1% węgla i 11 do14% manganu. Używa się jej do
wytwarzania elementów narażonych na wzmożone ścieranie. Typowa stal nierdzewna, składa
się z żelaza oraz 18% chromu, 8% niklu oraz 0,08% węgla. Inne odmiany stali nierdzewnej
zawierają od 12 do 30% chromu, często wraz z mniejszymi ilościami innych metali, jak nikiel,
molibden czy miedź. Stopy te są szeroko stosowane w przemyśle oraz w wyrobach
codziennego użytku.
Stopy na bazie miedzi obejmują brąz, mosiądz oraz stopy miedziowoniklowe.
Brąz jest najstarszym znanym stopem.
Pierwotnie składał się z 75% miedzi oraz 25% cyny.
Dzisiaj nazwa brąz odnosi się do szerokiej gamy stopów na bazie miedzi, zawierających
różne dodatki, a niekiedy zupełnie nie zawierających cyny. Spośród najważniejszych odmian
brązu należy wymienić fosforobrązy, wytwarzane przez dodanie do 0,5% fosforu do brązu o
zawartości 85-90% miedzi. Przy zawartości fosforu nie większej niż 0,3% stop jest sprężysty
i niemagnetyczny.
Mosiądz to stop miedzi i cynku, łączonych ze sobą w różnych proporcjach.
Do tego podstawowego składu dodaje się często inne metale, przykładowo cynę, ołów i
aluminium.
Mosiądz łuskowy składa się w 70% z miedzi i w 30% z cynku.
Mosiądz o dużej wytrzymałości na rozciąganie, twardszy i wytrzymalszy od mosiądzu
łuskowego, produkowany jest przez stopienie miedzi i cynku z dodatkiem manganu, żelaza,
cyny, ołowiu i aluminium. Jest to materiał łatwy do obróbki i do odlewania.
Stopem z grupy mosiądzów jest również nowe srebro, czyli argentan lub po prostu mosiądz
wysokoniklowy. Stop ten składa się z miedzi (normalnie około 65%), cynku (około 17%) oraz
niklu (18%). Nowe srebro nie zawiera w sobie ani grama srebra, jednak swym wyglądem
bardzo przypomina ten szlachetny metal.
Stopy aluminium mają stosunkowo krótką historię, gdyż ich wytwarzanie zaczęto
w XX wieku.
Nadające się do odlewania stopy aluminium zawierają do 15% krzemu oraz niewielkie dodatki
metali, takich jak cynk, miedź żelazo, nikiel i mangan. Z tych lekkich stopów odlewane są bloki
cylindrów, inne elementy silników spalinowych, a także elementy kadłubów samolotów.
Stopy aluminium nadające się do kształtowania w trakcie takich procesów jak kucie,
walcowanie lub ciągnięcie zawierają około 7% magnezu i około 1% manganu.
Duraluminium zwykle zwiera, oprócz aluminium, 3,5-4,5% miedzi, po 0,4-0,7% magnezu i
manganu oraz do 0,7% krzemu.
Metale i niemetale
omówienie szczegółowe
Substancje proste czyli pierwiastki dzielimy na :
metale
np. złoto
półmetale
np. krzem
niemetale
np. fosfor
Spośród 115 znanych obecnie pierwiastków aż 91
stanowią metale a 7 pierwiastków to półmetale.
metale
niemetale
gazy szlachetne
półmetale
Cechy wspólne metali
są ciągliwe
mają stan
skupienia stały
mają połysk
metaliczny
przewodzą ciepło
METALE
są kowalne
mają barwę
srebrzystoszarą
przewodzą prąd
elektryczny
PRZYKŁADOWY PODZIAŁ METALI
ZE WZGLĘDU NA RÓżNE WŁASCIWOŚCI:
gęstość
lekkie
o ciężarze właściwym
do 4,5 g/cm3
temperaturę topnienia
łatwotopliwe
np. cynk, cyna, ołów
ciężkie
trudnotopliwe
o ciężarze właściwym
powyżej 4,5 g/cm3
np. żelazo, nikiel,
wolfram, złoto
właściwości
chemiczne
szlachetne
złoto, srebro, platyna
nieszlachetne
potas, żelazo, magnez
Cechy niemetali
Niemetale w porównaniu z metalami nie mają tylu wspólnych
cech charakterystycznych dla tej grupy pierwiastków.
mogą występować w stałym
stanie skupienia
NIEMETALE
mogą być gazami
mogą występować
w stanie ciekłym
Wyjątki
Rtęć jest cieczą
Złoto jest żółte
Miedź jest
czerwonobrązowa
• Nie ma ostrej granicy podziału pierwiastków
chemicznych na metale i niemetale. Oprócz
pierwiastków wykazujących typowe właściwości metali
(takich jak np.. sód, potas, wapń i inne) lub nie
wykazujących żadnych właściwości metalicznych czyli
typowych niemetali istnieją pierwiastki amfoteryczne.
Zachowujących się one w obecności mocnych kwasów
jak metale, a w obecności mocnych zasad jak niemetale.
• Właściwości metali i innych substancji bada się
najczęściej w warunkach normalnych, czyli w
temperaturze 0 0 C = 273 0 K i pod ciśnieniem 1000 hPa.
Właściwości substancji opisane poniżej zostały
określone w temperaturze pokojowej (20 0 C) i pod
ciśnieniem 1013 hPa.
Niemetale mogą mieć różne barwy
a niektóre również charakterystyczne zapachy
stan stały, barwa
żółta - siarka
S
brom - ciemnobrunatna
ciecz
żółto-zielony
gaz - chlor
Stopy metali
to mieszaniny jednorodne różnych metali
stopionych w określonych proporcjach. Znane są również
stopy metali z niemetalami np. stal.
Stopy mają inne właściwości niż metale, z których one
powstały.
Temperatura topnienia stopów jest na ogół niższa niż
temperatura metali, z których je otrzymano. Mają również
inną twardość, wytrzymałość i ciągliwość.
Złoto i srebro jako pierwiastki są zbyt miękkie aby służyły
do wyrobu biżuterii. Dlatego stosuje się ich stopy z innymi
metalami głównie z miedzią.
Tabela ilustruje właściwości mosiądzu (stopu miedzi z cynkiem)
oraz czystych metali. Gęstość i temperatura topnienia stopu zależy od
procentowej zawartości składników. W zależności od przeznaczenia
mosiądz może zawierać od 40% do 80% miedzi.
Substancja
Barwa
Gęstość,
g/cm3
Temperatura
topnienia, OC
Cu
czerwonożółta
8,95
1085
Zn
Srebrzysto
-biała
żółta
7,14
420
8,4 – 8,9
900 - 1000
mosiądz
Duraluminium to stop
aluminium, miedzi i
magnezu z domieszkami
krzemu i manganu.
Wykonuje się z niego
elementy konstrukcji
metalowych.
Brąz jest stopem
zawierającym miedź i
cynę. Jest stosowany do
odlewania dzwonów,
pomników i rzeźb.
Mosiądz to stop
miedzi i cynku. Ma
zastosowanie przy
wyrobie części
maszyn, armatury
i przedmiotów
ozdobnych
Stal – stop żelaza z niewielką ilością
węgla – około 2%
Stal obok żelaza i węgla zawiera zwykle również inne
składniki na przykład:
• chrom, nikiel, mangan, wolfram, miedź, molibden,
tytan.
karoserie samochodów
pokrycia dachu i elewacji
puszki do konserw
rury
konstrukcje budowlane
elementy mebli
wiatraki (elektrownie
wiatrowe)
statki i platformy morskie.
Przykłady
zastosowania
stali:
Podsumowanie
METALE:
• są ciałami stałymi z wyjątkiem rtęci,
• mają połysk metaliczny,
• mają barwę srebrzystoszarą z wyjątkiem złota i
miedzi
• przewodzą prąd i ciepło
• są kowalne i ciągliwe
NIEMETALE:
• występują w trzech stanach skupienia
• mają różne barwy
• różnią się aktywnością chemiczną
• różnią się rozpuszczalnością w wodzie
STOPY – mieszanina jednorodna metali o innych
własciwościach niż składniki
UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW
Atomowa jednostka masy [u]
Atomowa jednostka masy [u] to 1/12 masy atomu izotopu węgla C12
Izotopy
Atomy posiadające tę samą liczbę atomową (liczbę protonów w jądrze), ale
różną liczbę neutronów
Liczba atomowa ( Z ). (liczba porządkowa)
Określa, ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu. Jest także równa
liczbie elektronów niezjonizowanego atomu
Masa atomowa [MA]
Liczba określająca ile razy masa jednego reprezentatywnego atomu danego
pierwiastka chemicznego jest większa od 1/12 masy atomu izotopu 12C, przy
czym pod pojęciem „reprezentatywnego atomu” rozumie się atom o średniej
masie wyliczonej proporcjonalnie ze wszystkich stabilnych izotopów danego
pierwiastka, ze względu na ich występowanie na Ziemi.
Powłoka walencyjna
Ostatnia, najdalej odsunięta od jądra powłoka elektronowa atomu.
Elektrony na niej są najsłabiej związane z atomem i mogą uczestniczyć w
tworzeniu wiązań chemicznych.
W przypadku elektronów znajdujących się niżej zazwyczaj nie jest to
możliwe, choć są od tego liczne wyjątki.
Liczba masowa (A)
to wartość opisująca liczbę nukleonów (czyli protonów i neutronów)
w jądrze (w nuklidzie) danego izotopu atomu danego pierwiastka.
Liczby masowej nie należy mylić z masą atomową pierwiastka, która wyznaczana
jest metodami chemicznymi, ani też z masą pojedynczego izotopu.
Próby klasyfikacji pierwiastków chemicznych
1815
W.Prout zauważył, że masy atomowe większości pierwiastków są w
przybliżeniu liczbami całkowitymi i postulował, aby za podstawowy
budulec wszystkich z nich przyjąć najlżejszy – wodór.
1829
Johann Wolfgang Döbereiner zestawił grupy składające się z trzech
pierwiastków, o podobnych własnościach chemicznych i cyklicznie
wzrastających masach atomowych – triady Döbereinera (znanych
było 50 pierwiastków). Średnia arytmetyczna mas pierwiastków
skrajnych była w przybliżeniu równa masie atomowej środkowego
pierwiastka
Oto pięć triad znalezionych przez Döbereinera (w nawiasach
podano przybliżone masy atomowe). Pierwiastki te i dzisiaj
sąsiadują ze sobą w grupach układu okresowego.
Li (7)
Na (23)
K (39)
Ca (40)
Sr (87,5)
Ba (137,5)
P (31)
S (32)
As (75) Se (79)
Sb (122) Te (127,5)
Cl (35,5)
Br (80)
I (127)
1863
Antoine Beguyer de Chancourtois narysował na bębnie spiralnie
wznoszący się łańcuch nazw pierwiastków. Średnica bębna
była tak dobrana, że łańcuch tworzył pełen obrót spirali co osiem
pierwiastków. Dzięki temu, patrząc wzdłuż linii prostopadłych do podstawy
bębna na jego powierzchni bocznej widziało się zawsze pierwiastki o
podobnych własnościach chemicznych. "Wynalazek" bębna chemicznego
jednak nikogo nie zainteresował i wydawał się zwykłym dziwactwem.
1865
John Newlands ułożył pierwiastki według rosnących mas atomowych.
i spostrzegł, że co ósmy z nich wykazuje podobne własności.
Jednakże tylko nieliczne pierwiastki, które trafiły do tej samej „oktawy”
Newlandsa, były faktycznie do siebie podobne.
Ich twórca popełnił błąd, ustawiając jeden za drugim (bez przerw)
wszystkie znane wtedy pierwiastki, na skutek czego w jednej oktawie
znalazły się również całkiem odmienne substancje proste.
Prawo okresowości pierwiastków(1869 r.)
Własności pierwiastków (a także utworzonych przez nie
substancji prostych i złożonych), uporządkowanych
według wzrastających mas atomowych, zmieniają się w
sposób okresowy w zależności od wielkości mas
atomowych.
Mendelejew zrobił następujące założenia:
Nieznane dotąd pierwiastki zostaną odkryte.
Należy poprawić wartości mas atomowych wielu pierwiastków.
Przejście od pierwiastka o własnościach wyraźnie niemetalicznych do pierwiastka
o własnościach wyraźnie metalicznych nie może być zbyt gwałtowne.
W układzie stworzonym przez Mendelejewa było zebranych ponad 90 pierwiastków,
a ponadto zostawił on wolne miejsca dla pierwiastków które jeszcze nie zostały
odkryte, tam gdzie różnice między masami atomowymi znanych przez niego
pierwiastków były znaczne. Te puste pola zapełniały się pierwiastkami jeszcze za
życia rosyjskiego uczonego, a właściwości i masy atomowe tych pierwiastków były
zgodne z przewidywaniami.
Współczesny układ okresowy (tablica Wernera)
Dopiero:
•odkrycie jądra atomu przez Ernesta Rutherforda (1911)
•opublikowanie w 1913 roku przez jego ucznia, Henry'ego Moseleya,
tabeli liczby protonów, neutronów i elektronów w kolejnych pierwiastkach,
•zaproponowanie koncepcji orbit i sfer elektronowych przez Bohra,
•sformułowanie zakazu Pauliego,
dało układowi okresowemu logiczne uzasadnienie oraz wyjaśniło pochodzenie
własności chemicznych pierwiastków.
Prawo Moseleya
W obrębie okresu liczba ładunków w jądrze atomu wzrasta o jedność przy
przejściu od jednego pierwiastka do następnego.
Współczesna interpretacja prawa okresowości
Własności fizyczne i chemiczne pierwiastków są periodyczną funkcją ich liczby
atomowej (liczby protonów w jądrze).
Okresowy charakter zmian własności pierwiastków wynika stąd, że liczby
elektronów w zewnętrznych powłokach zmieniają się w sposób okresowy.
Układ okresowy w naturalny sposób dzieli się na bloki s, p, d i f, odpowiadające
różnej konfiguracji elektronów na zewnętrznej powłoce atomów poszczególnych
pierwiastków.
Do bloków s i p należą pierwiastki grup głównych, do bloku d pierwiastki
przejściowe, zaś do bloku f lantanowce i aktynowce.
Pierwiastki bloku s
Pierwiastki bloku d
Pierwiastki bloku p
Pierwiastki bloku f
Grupy i bloki w układzie okresowym
Pionowe kolumny w układzie okresowym nazywamy grupami.
W najnowszej, obowiązującej obecnie wersji układu wyróżniamy 18 grup
pierwiastków.
Pierwiastki w każdej grupie mają podobne konfiguracje zewnętrznych powłok
elektronowych i dlatego mają podobne własności.
Budowa elektronowa jest podstawą podziału pierwiastków na bloki:
Blok s obejmuje pierwiastki grup 1 i 2.
W grupach tych zewnętrzne elektrony są na orbitalach s.
Blok p obejmuje pierwiastki grup 13 - 18.
W grupach tych rozbudowa zewnętrznych powłok następuje przez umieszczanie
nowych elektronów na orbitalach p.
Dlatego do bloku p należy sześć grup pierwiastków.
Blok d obejmuje pierwiastki grup 3 - 12.
Leżą one między pierwiastkami bloków s i p.
Cechą charakterystyczną pierwiastków z bloków d jest rozbudowa podpowłok d
do 10 elektronów.
Dlatego blok d obejmuje 10 grup pierwiastków.
Pierwiastki bloku d są czasem nazywane pierwiastkami przejściowymi, bo w
układzie okresowym są jakby pomostem między blokami s i p.
W atomach pierwiastków bloku f następuje rozbudowa podpowłok f do 14
elektronów.
Pierwiastki te występują w okresach 6 i 7.
Ze względów praktycznych na rysunkach układu okresowego pierwiastki bloku f
umieszcza się osobno a nie w okresach, do których należą.
Blok f umieszcza się w grupie 3.
W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze wzrostem liczb
atomowych.
Wiąże się to ze wzrostem liczby powłok elektronowych, których wpływ na wielkość
średnicy atomu przewyższa wpływ wzrostu ładunku jądra, decydującego o
zmniejszeniu średnicy atomu.
1
2
13
14
15
16
17
18
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIII A
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
VIIIB
VIIIB
VIIIB
IB
IIB
Nazewnictwo grup
Wszystkie grupy mają swoją nazwę. I tak pierwiastki grupy bloku s i p;
 1 - nazywane są litowcami
 2 - berylowcami
13 - borowcami
14 - węglowcami
15 - azotowcami
16 - tlenowcami
17 - fluorowcami
18 - helowcami (gazami szlachetnymi)
Pierwiastki bloku d:
 3 - skandowce
 4 - tytanowce
 5 - wanadowce
 6 - chromowce
 7 - manganowce
11 - miedziowce
12 - cynkowce
W grupach 8, 9 i 10 są umieszczone tzw. triady, tj. żelazowce, platynowce
lekkie, platynowce ciężkie.
Pierwiastki bloku f :
czternaście pierwiastków, leżących w grupie trzeciej, są to lantanowce
(okres szósty) i aktynowce (okres siódmy).
Okresy w układzie okresowym
Poziome szeregi w okresowym układzie pierwiastków nazywamy okresami.
Liczba okresów wynosi 7. Numer okresu odpowiada ilości powłok elektronowych
w atomach pierwiastków tego okresu.
Okres 1
Okres pierwszy ma tylko dwa pierwiastki, bo przy n = 1 powłoka elektronowa
mieści tylko dwa elektrony.
Powłoka ta jest zatem całkowicie zapełniona w atomie helu
Okres 2
W okresie tym wypełnianie powłoki n = 2 kończy się na atomie neonu,
w którym powłoka ta ma 8 elektronów.
n=2 mieści 8 elektronów i dlatego tyle właśnie pierwiastków jest w
okresie
Okres 3
W okresie trzecim wypełnianie powłoki n = 3 przebiega tak samo i kończy
się po osiągnięciu konfiguracji ośmioelektronowej w atomie argonu.
W okresie trzecim nie następuje rozbudowa powłoki n = 3 do 18 elektronów
przez wypełnienie orbitali l = 2 (orbitali d).
Zgodnie z regułą rozbudowy konfiguracji orbitale o niższych energiach mają
pierwszeństwo w przyjmowaniu elektronów, a więc w okresie trzecim
elektrony nie mogą zajmować podpowłoki d
Okres 4
Po wypełnieniu podpowłoki 3p rozbudowuje się podpowłoka 4s, czyli.
zaczyna się następny okres, w którym po wypełnieniu orbitalu 4s
rozbudowuje się podpowłoka 3d
W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym
okresie od strony lewej do prawej.
Wiąże się to ze wzrostem liczby protonów w jądrze, tzn. z silniejszym
przyciąganiem elektronów przez jądro.
Dla pierwiastków bloku s elektrony walencyjne to: ns
Dla pierwiastków bloku p elektrony walencyjne to: ns, np.
Dla pierwiastków bloku d elektrony walencyjne to: ns, (n-1)d
Dla pierwiastków bloku f elektrony walencyjne to: ns, (n-1)d, (n-2)f
Kolejność zapełniania powłok elektronowych
Informacje o pierwiastku wynikające z jego liczby atomowej, położenia w
grupie i w okresie.
Symbol
Nazwa
Liczba
atomowa
Masa
atomowa
Grupa
Okres
Konfiguracja
elektronowa
K
potas
19
39,1u
1 (IA)
4
blok s
1s22s2p63s2p64s1
I
jod
53
126,9u
17
(VIIA)
5
blok p
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p6 4d10 5s2 5p5
Cu
miedź
Ce
cer
blok d
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10
4s1 (promocja elektronu)
58
140,1u
3
6
Blok f
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p6 4d10 4f2 5s2 5p6
6s2
Na skróty
 Współczesny układ okresowy polega na uszeregowaniu pierwiastków według
wzrastających liczb atomowych Z.
 Liczba powłok elektronowych równa jest numerowi okresu, do którego należy
dany pierwiastek.
 Liczba elektronów w powłoce walencyjnej pierwiastków grup głównych jest
równa numerowi grupy ( wyjątek stanowi hel).
 Ze względu na konfigurację elektronową atomów pierwiastków układ okresowy
dzieli się na bloki energetyczne ( związane z lokalizacją elektronów
walencyjnych):
pierwiastki grup głównych – blok s (1, 2 grupa oraz He); blok p (13 -18)
pierwiastki przejściowe – blok d ( 3 – 12 grupa)
Lantanowce i aktynowce – blok f
 Okres jest zbiorem pierwiastków uporządkowanych według wzrastających liczb
atomowych, które zawierają identyczną ilość powłok atomowych.
 Grupa jest szeregiem uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych
o tej samej konfiguracji elektronowej zewnętrznych powłok, mających zbliżone
właściwości chemiczne.
 W obrębie okresu promienie atomów zmniejszają się malejąc w danym okresie
od strony lewej do prawej. W obrębie grup promienie atomów wzrastają wraz ze
wzrostem liczb atomowych.
Energia jonizacji (potencjał jonizacji)
Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania jednego elektronu
od atomu.
W zależności od liczby oderwanych elektronów rozróżnia się pierwszą, drugą itp.
energię jonizacji.
Energia potrzebna do oderwania elektronu zależy od jego odległości od
jądra atomowego oraz od ładunku jądra (prawo Coulomba).
Wraz ze wzrostem ładunku jądra rośnie siła przyciągania elektronów i dlatego
energia jonizacji powiększa się w obrębie okresu.
Gdy jednak zaczyna się nowy okres, to
energia jonizacji gwałtownie maleje, bo nowy
elektron pojawia się na powłoce o większym
promieniu.
Następne elektrony w nowym okresie coraz
silniej odczuwają wzrost ładunku jądra i
dlatego znów mamy wzrost energii jonizacji w
obrębie okresu.
W tej samej grupie układu okresowego
maleje energia jonizacji przy wzroście
promienia atomowego.
Powinowactwo elektronowe
Powinowactwo elektronowe jest to efekt energetyczny towarzyszący
przyłączaniu przez atom danego pierwiastka dodatkowego elektronu do
powłoki walencyjnej.
Wraz ze wzrostem liczby atomowej:
1. W obrębie okresu powinowactwo elektronowe wzrasta ( maleje promień atomu).
2. W obrębie grupy powinowactwo elektronowe maleje ( wzrasta promień atomu).
Dla pewnej grupy pierwiastków wartości powinowactwa elektronowego są ujemne.
Tymi pierwiastkami są np.; gazy szlachetne, beryl, magnez i azot
Ujemne powinowactwo elektronowe oznacza, że energia anionu jest większa od
energii obojętnego atomu i przyłączenie elektronu do atomu wymaga dostarczenia
energii.
Gazy szlachetne mają ujemne powinowactwa elektronowe, gdyż przyłączany do
nich elektron musi zająć orbital znajdujący się poza zamkniętą powłoką,
daleko od jądra.
Elektroujemność pierwiastków
Elektroujemność jest to zdolność atomu do przyciągania elektronów
obecnych w wiązaniu chemicznym.
Trudno stworzyć zadawalającą miarę liczbową elektroujemności, gdyż nie jest ona
właściwością atomów jako takich, ale zależy do pewnego stopnia od połączeń
chemicznych, w których biorą one udział. Niemniej jednak stworzono kilka skal
elektroujemności.
Skala elektroujemności Paulinga
Opiera się na energii wiązań. Przy jej tworzeniu
wykorzystano obserwacje doświadczalne.
Historycznie była to najwcześniej zastosowana skala
elektroujemności i choć brak jej ścisłego uzasadnienia
teoretycznego, jest ona nadal szeroko stosowana.
Skala elektroujemności pozwala na przybliżone szacowanie trwałości i mocy
wiązania.
Skala elektroujemności pierwiastków Paulinga zawiera się w granicach od 0,7
(cez) do 4,0 (fluor).
Na podstawie różnicy elektroujemności pierwiastków tworzących wiązanie
można określić typ tego wiązania:
jeśli różnica jest mniejsza od 0,4 - wiązanie
kowalencyjne
jeśli różnica mieści się w zakresie od 0,4 do
1,7 - wiązanie kowalencyjne spolaryzowane
jeśli różnica jest większa niż 1,7 - wiązanie
jonowe
Charakter elektroujemny (niemetaliczny) pierwiastków zmienia się wraz ze
wzrostem liczb atomowych.
Maleje w grupie, a rośnie w okresie.
Najbardziej elektroujemnym pierwiastkiem jest fluor
Charakter elektrododatni ( metaliczny) pierwiastków dotyczy zdolności atomów
do oddawania elektronów.
Wraz ze wzrostem liczb atomowych wzrasta w grupie, a maleje w okresie.
Najbardziej elektrododatnim pierwiastkiem, wykazującym największy charakter
metaliczny jest cez.
Wzrost elektroujemności w UO
Wzrost elektrododatniości w UO
Reguła oktetu i dubletu
Atomy dążą do uzyskania konfiguracji gazów szlachetnych, ponieważ jest stabilna.
Nazwy takich konfiguracji to dublet elektronowy i oktet elektronowy.
Na skróty
Energia jonizacji jest to energia potrzebna do oderwania jednego elektronu
od atomu.
Powinowactwo elektronowe jest to efekt energetyczny towarzyszący
przyłączaniu przez atom danego pierwiastka dodatkowego elektronu do
powłoki walencyjnej.
Elektroujemność jest to zdolność atomu do przyciągania elektronów
obecnych w wiązaniu chemicznym.
Zmienność charakteru chemicznego pierwiastków grup głównych wynikająca
z położenia w układzie okresowym.
Metaliczność pierwiastków
Niemetaliczność pierwiastków
Charakter kwasowy tlenków i wodorków
Charakter zasadowy tlenków i
wodorków
Wzrost maksymalnej wartościowości pierwiastka wobec tlenu
Moc kwasów tlenowych
Moc kwasów beztlenowych
Wzrost mocy kwasów tlenowych i beztlenowych
 Pierwiastki grupy 1 są metalami i mają właściwości zasadotwórcze.
 17 grupa –fluorowce, pierwiastki niemetaliczne, tworzące kwasy. Zarówno kwasy
tlenowe, jak i beztlenowe fluorowców są mocnymi kwasami. Najmocniejsze
kwasy tlenowe tworzą pierwiastki znajdujące się w prawym górnym narożniku
UOP,zaś w przypadku kwasów beztlenowych moc kwasów można przedstawić
następująco: HCl < HBr < HI
Reaktywność chemiczna fluorowców rośnie w kierunku prawego, górnego
narożnika UOP.
 W obrębie okresów układu okresowego pierwiastków obserwuje się (wraz ze
wzrostem liczby atomowej) zmianę właściwości od metalicznych do
niemetalicznych.
Granica między metalami i niemetalami, (choć trudno mówić o jakiejś precyzyjnej
granicy, jest to raczej dość płynne przejście) przebiega ukośnie przez układ
okresowy pierwiastków. Na granicy tej znajdują się pierwiastki o charakterze
przejściowym (amfotery).
 Każdy okres zamknięty jest gazem szlachetnym, tworzącym grupę 18.
 Pierwiastki grup 3 – 12 to na ogół metale o właściwościach bardziej złożonych.
W grupach pobocznych mieszczą się, bowiem wyłącznie metale, czyli pierwiastki
tworzące zasady, i tzw. metaloidy, zwane niekiedy półmetalami, czyli pierwiastki
metaliczne z tendencją do tworzenia kwasów na wyższych stopniach utlenienia (
wyższej wartościowości).
Własności elektryczne i magnetyczne pierwiastków