I. Structura atomului. Tabelul periodic al elementelor chimice. 1. Atom. Atom. Element Element chimic. chimic. Izotopi. Izotopi. Straturi. Straturi. Substratu Substraturi. ri. Orbitali. Orbitali. Clasific Clasificarea area element elementelor elor în blocuri blocuri de elemente: s, p, d, f . Structura învelişului electronic pentru elementele din perioadele 1, 2, 3. 2. Corelaţi Corelaţiii între structura structura învelişul învelişului ui electron electronic, ic, poziţia poziţia în tabelul tabelul periodic periodic şi proprietăţ proprietăţii ale elemente elementelor: lor: caracter caracter metalic, metalic, caracte caracterr nemetal nemetalic. ic. Variaţia Variaţia caracter caracterului ului metalic metalic şi nemetal nemetalic ic al elemente elementelor lor în grupele grupele principale principale şi în perioadele perioadele 1, 2, 3. 3. Proprietăţi chimice ale sodiului: reacţii cu O 2, Cl 2, H 2O. Proprietăţi chimice ale clorului: reacţii cu H 2, Fe, H2O, Cu, NaOH, NaBr, KI.
1. ATOM. ATOM. ELEME ELEMENT NT CHIMIC CHIMIC.. IZOTO IZOTOPI PI Atomul este cea mai mică particulă dintr-o substantă care nu mai poate fi fragmentată prin procedee chimice obişnuite. (cea mai mica particula dintr-o substanta care mai pastreaza individualitatea substantei respective) Protoni: p+ sau +11 p Nucleu – nucleoni ATOM Neutroni: n0 sau 01 n Înveliş electronic – Electroni: e - sau −01 e Atomul este neutru din punct de vedere electric deoarece nr. p +=nr. eElementul chimic reprezintă specia de atomi care au acelaşi număr atomic. (Z) Notaţia unui element chimic:
A Z
E
Z – număr atomic =nr. protoni=nr. electroni A = Z+N A – număr de masă = nr. protoni + nr. neutroni Izotopii sunt specii de atomi cu aceeaşi sarcină nucleară, dar cu mase diferite, deoarece conţin un nr. diferit de neutroni (acelaşi Z, A-diferit) nr. atomic nr. de masă nr. nr. nr. Izotopii hi hidrogenului Simbol + 0 Z A p n e1 Hidrogen uşor: protiu 1 1 1 0 1 1H 2 Hidrogen greu: deuteriu 1 2 1 1 1 1H 3 Hidrogen supragreu: tritiu 1 3 1 2 1 1H Masa atomică relativă este numărul care ne arată de câte ori masa unui atom este mai mare decât unitatea atomică de masă (a 12-a parte din masa izotopului 126 C ) 1 unitate atomică de masă (u sau uam) = 1,66 10-27 kg Masa atomică relativă depinde de: a) masele masele izoto izotopilor pilor care compun compun elemen elementul tul chimic chimic b) proporţia proporţia în care se găsesc găsesc aceşti aceşti izotopi izotopi A = Σ proporţia (%) izotopului ⋅ masa atomică relativă a izotopului Exemplu: Cuprul se gãseşte în natură într-un amestec de izotopi: 63Cu în proporţie de atomi de 70% şi 65Cu în proporţie de 30%. 63 ⋅ 70 65 ⋅ 30 4410 + 1950 6360 + = = = 63,6 u.a.m Masa atomicã relativã a cuprului: A Cu = 100 100 100 100 Masa atomică absolută (în grame) 63,6 ⋅ 1,66⋅ 10-27 kg = 63,6⋅ 1,66⋅ 10-24 g
STRUCTURA ÎNVELIŞULUI ELECTRONIC Învelişul electronic al atomului este alcătuit din electroni care gravitează în jurul nucleului. Electronii sunt situaţi pe 7 straturi numerotate de la nucleu spre exterior cu cifre de la 1 la 7 sau cu litere de la K la Q Nr. maxim de electroni care pot ocupa un strat = 2n 2, n-nr. stratului Straturile sunt alcătuite din unul sau mai multe substraturi iar substraturile sunt alcătuite din orbitali de acelaşi tip (care au aceeaşi energie). Orbitalul atomic reprezintă zona din jurul nucleului unde se pot găsi cu cea mai mare probabilitate electronii. Tip de Nr. Nr. max. Formă şi orientare Energie orbital/substrat Orbitali de eSferică s 1 2 Joasă În centrul sferei se află nucleul atomic p
3
6
Bilobată, cu 2 lobi identici, cei 3 orbitali sunt situaţi de-a lungul celor 3 axe de coordonate x,y,z
Mai înaltă
d
5
10
tetralobată
Şi mai înaltă
f
7
14
complicată
Foarte înaltă
Nr. stratului 1 2 3
4
5
6
7
Nr. max. de electroni pe: Felul substratului substrat strat 1s 2 2 2s 2 8 2p 6 3s 2 3p 6 18 3d 10 4s 2 4p 6 32 4d 10 4f 14 5s 2 5p 6 32 5d 10 5f 14 6s 2 6p 6 32 6d 10 6f 14 7s 2 7p 6 32 7d 10 7f 14
Configuraţia electronică reprezintă repartizarea electronilor pe straturi, substraturi şi orbitali. Reguli de ocupare cu electroni a straturilor substraturilor şi orbitalilor 1. Principiul lui PAULI: într-un orbital încap maxim 2 electroni cu spin opus 2. Regula lui HUND: orbitalii unui substrat se ocupă mai întâi cu câte un electron şi apoi se completează cu a doielea 3. Principiul stabilităţii: completarea orbitalilor se face succesiv în ordinea creşterii energiei Ordinea creşterii energiei: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
2. CORELAŢII ÎNTRE STRUCTURA ÎNVELIŞULUI ELECTRONIC AL ATOMULUI ŞI POZIŢIA ÎN SISTEMUL PERIODIC Grupa
1 IA
perioada
1 2 3 4 5 6 7
2 IIA
) s p i t ( e n i l a k l a e l a t e M
s1
configuraţie
3
4
) s p i t ( - IIIB o n i l a c l a e l a t e M e s a o t n
s2
5
IVB
6
VB
7
VIB
8
9
10
11
VIIIB
VIIB
IB
12
d2
d3
d4
d5
d6
14 IVA
15 VA
16 VIA
Nemetale tip p
IIB
Metale tranziţionale de tip d
d1
13 IIIA
Metale de tip p
d7
d8
d9
d10
17 VIIA
i n e g o l a h
p1
p2
p3
p4
p5
10
11
12
13
14
18
VIII A
e r a r e z a G
p6
Lantanide blocul f Actinide blocul f 1
1. 2. 3. 4. 5.
2
3
4
5
6
7
8
9
Numărul straturilor=nr. perioadei Pentru elementele din grupele principale nr. electronilor de pe ultimul strat=nr. grupei Electronul distinctiv este situat pe un orbital s sau p – elementele fac parte din grupele principale Electronul distinctiv este situat pe un orbital d – elementele fac parte din grupele secundare Electronul distinctiv este situat pe un orbital f – elementele fac parte din grupele lantanide sau actinide
VALENŢA. NUMĂR DE OXIDARE. ELECTROVALENŢĂ. COVALENŢĂ Valenţa este capacitatea de combinare a atomilor unui element cu atomii altui element. Când se combină cu alte elemente atomii cedează, acceptă sau pun în comun electroni pentru a ajunge la o configuraţie stabilă de octet (8 electroni) sau dublet (2 electroni) pe ultimul strat. Electroni de valenţă – electronii de pe ultimul strat Valenţa
Electrovalenţă = numărul electronilor cedaţi sau acceptaţi Covalenţă = numărul electronilor puşi în comun
Atomul este neutru din punct de vedere electric: numărul protonilor=numărul electronilor Atomul poate ceda sau accepta unul sau mai multi electroni, se obţin astfel particule încărcate cu sarcină electrică denumite ioni. Transformarea atomului în ion se numeşte ionizare. Ioni pozitivi sunt particule încărcate cu sarcină pozitivă. Se obţin prin cedare de electroni: - 2 e Mg : → Mg 2+ valenţa= 2 Ioni negativi sunt particule încărcate cu sarcină negativă. Se obţin prin acceptare de electroni: .. .. + e: Cl . → : Cl :− valenţa = 1 ..
..
Electrovalenţă = numărul electronilor cedaţi sau acceptaţi Electrovalenţa elementelor din grupele I, II, III principale = numărul grupei Electrovalenţa elementelor din grupele IV, V, VI, VII principale = 8 - numărul grupei Covalenţă = numărul electronilor puşi în comun
Covalenţa elementelor din grupele IV, V, VI, VII principale: minimă = 8 - numărul grupei maximă = nr. grupei Numărul de oxidare (N.O.) reprezintă numărul de electroni cu care un atom sau un ion participă la formarea unei legături ionice sau covalente. Reguli de calcul: 1. N.O. elemente în substanţe simple=0 2. N.O. ioni mono şi poliatomici = sarcina ionului a) N.O. pt. elementele din grupa IA= +1 (Na, K) b) N.O. pt. elementele din grupa IIA= +2 (Mg, Ca) c) N.O. pt. elementele din grupa IIIA= +3 (Al) d) N.O. pt. elementele din grupele secundare este variabil: Fe +2 sau +3, Cu +1 sau +2, Zn +2, Ag +1, Hg +1 sau +2 e) N.O. pt. ionii poliatomici: hidroxid: HO= -1; azotat: NO3= -1; sulfat: SO4= -2; carbonat: CO3= -2; fosfat: PO4= -3 3. N.O. pt. H = +1 excepţie în hidruri metalice cand H=-1 4. N.O. pt. O = -2 excepţie în apă oxigenată O=-1 5. N.O. pt. F = -1 6. Suma N.O. ale elementelor dintr-o combinaţie=0 Caracter metalic (electropozitiv)- este proprietatea elementelor de a forma ioni pozitivi prin cedare de
electroni. Elementele care au această proprietate sunt metale (grupa I, II, III principale, grupele secundare, lantanide, actinide). - e Na . → Na + (1s22s22p6) configuratia gazului rar Ne -
-2e Mg : → Mg 2+ ..
(1s22s22p6)
configuratia gazului rar Ne
-
-3 e Al → Al 3+
(1s22s22p6) configuratia gazului rar Ne Elementele din grupele principale prin cedare de electroni ajung la configuratia gazului rar din perioada anterioara Elementele din grupele secundare cedeaza electronii de pe ultimul strat sau de pe ultimul si penultimul stratnu îsi formeaza configuratie de gaz rar .
-
-2 e Fe → Fe 2+ (1s22s22p6 3s23p63d6) -
-3 e Fe → Fe 3+ (1s22s22p6 3s23p63d5)
În perioadă caracterul metalic creşte de la dreapta la stânga. În grupele principale caracterul metalic creşte de sus în jos, în grupele secundare variaţia este inversă În acelaşi sens variază şi tăria bazelor. Al(OH)3; Mg(OH)2; NaOH creste
taria
bazelor
Caracter nemetalic (electronegativ)- este proprietatea elementelor de a forma ioni negativi prin acceptare
de electroni. Elementele care au această proprietate sunt nemetale (grupa IV, V, VI, VII principale). . . + e.. : Cl . → : Cl :− (1s22s22p6 3s23p6) configuratia gazului rar Ar .. ..
.. + 2e : O → : O :2− (1s22s22p6) .. ..
configuratia gazului rar Ne
..
Elementele din grupele principale prin acceptare de electroni ajung la configuratia gazului rar din aceeaşi perioadă. În perioadă caracterul nemetalic creşte de la stânga la dreapta. În grupe caracterul nemetalic creşte de jos în sus. În acelaşi sens variază şi tăria acizilor oxigenaţi superiori H4SiO4; H3PO4; H2SO4; HClO4 creste
taria
acizilor
1 IA
1 2 3 4 5 6 7 config uraţie
2 IIA
3
4
5
6
7
Creste caracterul nemetalic, creste taria acizilor oxigenati su er or
8
9
10
11
12
13 III A
14 IVA
H Li
Be
Na
Mg
K
Ca
Rb
Sr
Cs
Ba
s1
s2
metale IIIB
IVB
VB
VIB
VIIIB
VIIB
Fe
d1
d2
d3
d4
d5
d6
Co
d7
Ni
d8
IB
IIB
Cu Ag Au
Zn Hg
d9
d10
15 VA
16 VIA
17 VII A
18 VIIIA
nemetale
He
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
As
Se
Br
Kr
Te
I
Xe
At
Rn
p5
p6
Cd
p1
p2
p3
p4
Creste caracterul metalic, creste taria bazelor
3. Proprietăţi chimice ale sodiului: reacţii cu O 2, Cl2, H2O. Proprietăţi chimice ale clorului: reacţii cu H2, Fe, H2O, Cu, NaOH, NaBr, KI. Reacţii ale sodiului cu O2, Cl2, H2O 2Na + O2 → Na2O2 (peroxid de sodiu) 2Na + Cl2 → 2NaCl (clorură de sodiu) 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ Hidroxid de sodiu
Reacţii ale clorului Cl2 + H2 → 2 HCl (acid clorhidric) Cl2 + Fe → FeCl3 (clorură de fer III) Cl2 + H2O → HCl + HClO
lu min a HClO → HCl + ½ O2
Cl2 + Cu → CuCl2 Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H 2O (NaCl-clorura de sodiu; NaClO-hipoclorit de sodiu) Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br 2 (reactia pune in evidenţă caracterul nemetalic mai accentual al Cl 2 faţă de Br 2) Cl2 + 2KI → 2KCl + I2
