Mendělejevova periodická tabulka prvků a periodický zákon

1. stavba atomu, atomové jádro, protonové a nukleonové číslo, izotopy

Stavba atomu :

• řec. název atomos – nedělitelný
• kladně nabité jádro, obklopené elktrony
• e = –1,602.10–19 C – záporný elementární náboj, nejmenší známý samostatně existující náboj
• elektrony tvoří elektronový obal atomu
• atom jako celek je elektroneutrální
• poloměr atomu je cca 10–10m
• poloměr atomového jádra je 10–15– 10–14m

Atomové jádro :

• v jádře – protony a neutrony (dohromady nukleony)
• A – nukleonové číslo – počet nukleonů v jádře
• Z – protonové číslo – počet protonů
• Z – udává zároveň i počet elektronů v elektroneutrálním atomu a pořadí prvku v periodickém systému
• nukleony – poutány v jádře velkými silami, které ale mají malý dosah (cca 10–15m)
• u stálých jader tyto síly převyšují odpudivé síly mezi protony
• stálost jader závisí na poměru N a Z
• A 3 2Z pro všechny nuklidy v přírodě (kromě H, He)
• protony a neutrony – mají vlastní vnitřní strukturu, skládají se z jednodušších částic (kvarky), které nejsou schopny samostatné existence

Izotopy :

• izotop – prvek s určitým daným počtem nukleonů (např. izotop vodíku 21H)
• nuklid – látka složená z atomů s stejným protonovým i nukleonovým čís­lem
• většina prvků v přírodě je směsí několika izotopů (jeden zpravidla převažuje)
• zastoupení jednotlivých izotopů v daném prvku je většinou stálé – stálá je proto i relativní atomová hmotnost
• rozdílná hmotnost izotopů má za následek např. různou rychlost reakcí

2. elektronová konfigurace prvků – zápis pomocí vzácného plynu, valenční elektrony, vysvětlení vzniku iontů

• každý atom má charakteristické uspořádání obalu – tím jsou dané jeho vlastnosti
• orbital – myšlený prostor, v němž se elektron nachází s určitou dohodnutou pravděpodobností
• charakteristika orbitalů – energie, velikost, tvar, prostorové uspořádání

Kvantová čísla :

n – hlavní – určuje energii orbitalu a jeho velikost

• je v rozmezí 1 až nekonečno
• určuje hladiny – slupky (1=K, 2=L, 3=M, atd. N,O,P,Q)
• elektrony mohou mezi jednotlivými hladinami přecházet, což je spojeno se změnou energie částice – existuje základní a excitovaný stav, přechody mezi stavy platí i pro následující kvantová čísla

l – vedlejší – určuje tvar orbitalu

• pohybuje se v rozmezí 0 až (n-1)
• tzv. podslupky se označují 0=s, 1=p, 2=d, 3=f

m – magnetické – určuje prostorovou orientaci vzhledem k souřadnému systému

• lze z něj zjistit počet orbitalů v podslupce
• nabývá hodnot od –l do l (písmeno el)

ms – magnet. spinové – udává spin elektronu, což je veličina přirovnatelná k momentu hybnosti, v nepřesném přiblížení se popisuje jako směr rotace elektronu, ale ve skutečnosti souvisí s vlnově mechanickou povahou elektronu

• nabývá pevných hodnot 1/2 a –1/2

• čtyřmi kvantovými čísly je přesně určen stav elektronu

Historie pohledu na atom :

• zač. 19. stol. Daltonova teorie – atomy stejných prvků mají stejné vlastnosti, zákon o stálých slučovacích poměrech
• konec 19.stol. – Thomsonův model atomu – kladné jádro, kolem někde elektrony
• 20.stol. – Rutherfordův model – jádro – hmotné,malé, kladné částice, obal – elektrony, lehké
• Bohrův model – kvantově mechanický – staví na nové teorii
• elektrony se pohybují po drahách kolem jádra, na těchto drahách nevyzařují energii, přechodem mezi nimi vyzařují energii
• energii vydávají a přijímají po určitých kvantech (pevných hodnotách)
• dle rce. E = h.n = c/(n.l) , kde h je Planckova konst., n – frekvence a l – vlnová délka

• Sommerfeld – zpřesnění Bohrova modelu – úprava drah – místo kruhových eliptické, problém ovšem neřeší
• bratři de Broglie – vlnová teorie – dualistický charakter hmoty
• Schrödinger – kvantově mechanický model – elektron je popisován tzv. vlnovou funkcí y, jejímiž parametry jsou kvantová čísla. Řešením vlnové rovnice lze dojít k dané funkci, která potom popisuje daný orbital, resp. její čtverec udává pravděpodobnost výskytu elektronu v daném bodě.

Další pojmy :

• elektronová konfigurace – obsazení jednotlivých orbitalů atomu
• uspořádání elektronů v obalu
• řídí se následujícími pravidly :

• výstavbový princip – orbitaly se zaplňují podle jejich rostoucí energie
• pořadí je obecně ns, (n-2)f, (n-1)d, np
• Pauliho princip – viz. výše – stav elektronu je dán čtyřmi kvantovými čísly, tedy v jednom orbitalu mohou být maximálně dva elekrony, které zároveň mají opačný spin
• Hundovo pravidlo – stavy o stejné energii (degenerované orbitaly – se stejným hlavním a vedlejším kvantovým číslem) se obsazují nejprve po jednom elektronu, tyto elektrony mají stejný spin, teprve po zaplnění všech orbitalů dané hladiny se začnou doplňovat elektrony do párů (s opačným spinem)

• zápis : – počet elektronů v hladině se píše jako exponent : 1s2, 2s2, 2p6
• je možno využít zkráceného zápisu pomocí konfigurace nejbližšího nižšího vzácného plynu : např. Ca [Ar] : 4s2
• často se využívají ke znázornění rámečkové diagramy

• praktická podoba zaplňování orbitalů :
• první perioda zaplňuje orbital 1s – dva elektrony
• druhá a třetí orbitaly ns a np – šest elektronů
• čtvrtá – po zaplnění 4s orbitalů se zaplňují 3d – deset elektronů (první řada přechodných prvků), potom 4p
• pátá – druhá řada přechodných prvků (4d)
• šestá – po 6s a 5d1 následují lanthanoidy (vnitřně přechodné prvky), zaplňují 4f – 14 elektronů
• sedmá – aktinoidy (5f)
• nutno ovšem říci, že v zaplňování orbitalů jsou oproti pravidlům výjimky – u přechodných a vnitřně přechodných prvků – energie příslušných orbitalů totiž následují v jiném pořadí a daná skutečná konfigurace, kterou prvky zaujímají je výhodnější
• valenční elektrony – elektrony v poslední, neúplně zaplněné slupce, jsou zodpovědné za chemické vlastnosti prvků

Vznik iontů :

• odtržením jednoho nebo více elektronů či přibráním elektronu(ů) vznikají ionty – elektricky nabité částice
• ionizační energie – energie potřebná na odtržení jednoho elektronu z atomu (první ionizační, mohou být udávány i další ionizační energie)
• např. I1 pro atom Li je 520 kJ/mol, I2 ale už 7300 kJ/mol, z čehož je vidět, že lithium tvoří takřka výhradně kationty lithné
• má kladné hodnoty – energii je třeba dodat
• elektronová afinita – energie, která se uvolní při vzniku aniontu

3. periodický zákon

• vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla (původně : rel. atomové hmotnosti, nahrazeno později Z)
• vyslovil D.I. Mendělejev (1864)
• empiricky odvozený zákon, který postihuje periodicky se opakující podobné fyzikální a chemické vlastnosti prvků
• dnes víme, že je to způsobeno postupným zaplňováním elektronových obalů, kdy se opakují stejné valenční konfigurace, které jsou zodpovědné za vlastnosti prvků

4. periodická tabulka prvků – zákonitosti

• 7 period – řádků
• 16 – skupin – sloupců – značí se buď 1–16 nebo IA – VIIIA a IB – VIIIB (hlavní a vedlejší)
• vyčleněny lanthanoidy (Z 58 – 71) a aktinoidy (90 – 103) – (vnitřně přechodné prvky)
• lze dělit na s-prvky, p-prvky, d-prvky, f-prvky
• nepřechodné, přechodné, vnitřně přechodné
• vpravo nahoře nekovy, směrem doleva dolu – narůstá kovový charakter
• některé části – skupiny prvků – mají své tradiční názvy : alkalické kovy (IA od Li)

kovy alkalických zemin (IIA od Ca)

chalkogeny (VIA od S)

halogeny (VIIA)

vzácné plyny (VIIIA)

triáda mědi (Cu,Ag,Au)

železa (Fe,Co,Ni)

lehké platinové kovy (Ru, Rh, Pd)

těžké platinové kovy (Os, Ir, Pt)