ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ

Μέγεθος: px

Εμφάνιση ξεκινά από τη σελίδα:

Download "ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ"

Ἀναίτις Δοξαράς
7 χρόνια πριν
Προβολές:

1 ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΣ ΠΙΝΑΚΑΣ ΣΤΟΙΧΕΙΩΝ

2 Περίοδοι περιοδικού πίνακα Ο περιοδικός πίνακας αποτελείται από 7 περιόδους. Ο αριθμός των στοιχείων που περιλαμβάνει κάθε περίοδος δεν είναι σταθερός, δηλ. η περιοδικότητα της μεταβολής των ιδιοτήτων των στοιχείων δεν είναι σταθερή. Ο αριθμός της περιόδου που βρίσκεται ένα στοιχείο συμπίπτει με τον αριθμό των στοιβάδων που έχει το άτομο του στοιχείου.

3 Ομάδες περιοδικού πίνακα Ο περιοδικός πίνακας αποτελείται από 18 ομάδες που διακρίνονται σε κύριες και δευτερεύουσες. Οι κύριες ομάδες είναι 8 και χαρακτηρίζονται με το γράμμα Α (ΙΑ, ΙΙΑ, VIIIA), ενώ οι δευτερεύουσες ομάδες είναι 10 και χαρακτηρίζονται με το γράμμα Β (ΙΒ, ΙΙΒ, VIIIΒ). Για την αρίθμηση των ομάδων χρησιμοποιούνται δύο τρόποι: Η κλασική αρίθμηση: ΙΑ,, VIIIA και ΙΒ, VIIIB. Η συνεχής αρίθμηση σύμφωνα με τη IUPAC: 1, 2,,18.

4 IUPAC Κλασσική Π Ε Ρ Ι Ο Δ Ο Ι ΟΜΑΔΕΣ ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΒ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H ΟΜΑΔΕΣ ΠΕΡΙΟΔΙΚΟΥ ΠΙΝΑΚΑ Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Tl V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh He Λανθανίδε ς Ακτινίδες La Ce Pr Nd P m S m Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Tb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

5 ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΒ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H Κυριότερες ομάδες Αλκαλικές γαίες Li Be B C N O F Ne Στοιχεία μετάπτωσης Αλογόνα Ευγενή αέρια Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Tl V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh He Αλκάλια Λανθανίδε ς Ακτινίδες La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Tb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

6 Περιοδικός πίνακας και δομή ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΒ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA 1 1s 1s 2 2s 2p 3 3s 3p 4 4s 3d 4p 5 5s 4d 5p 6 6s 4f 5d 6p 7 7s 5f 6d 7p Λανθανίδε ς Ακτινίδες 4f 5f

7 ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΒ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Τομείς Περιοδικού Πίνακα H Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Tl V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh s d p He Λανθανίδες Ακτινίδες La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Tb Lu Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr f

8 Λόγοι μελέτης περιοδικού πίνακα Πληροφορίες για την ηλεκτρονική δομή των στοιχείων Ομοιότητα χημικών ιδιοτήτων Ιδιότητες νέων στοιχείων Περιοδικότητα ορισμένων ιδιοτήτων των στοιχείων

9 ΠΕΡΙΟΔΙΚΕΣ ΙΔΙΟΤΗΤΕΣ Περιοδικός νόμος: όταν τα στοιχεία ταξινομούνται κατ αύξοντα Ζ, οι φυσικές και οι χημικές ιδιότητές τους μεταβάλλονται περιοδικά.

10 Ατομική ακτίνα Η απόσταση του εξωτερικού ηλεκτρονίου ενός ατόμου από τον πυρήνα, r

11 Δραστικό πυρηνικό φορτίο Το θετικό φορτίο που δρα από πλευράς πυρήνα πάνω σε ένα ηλεκτρόνιο, μειωμένο όμως σε σχέση με το πραγματικό πυρηνικό φορτίο, λόγω της θωράκισης που δημιουργεί κάθε ηλεκτρόνιο που παρεμβάλλεται ανάμεσα στον πυρήνα και το θεωρούμενο ηλεκτρόνιο. Ζ* = Ζ εσωτερικά ηλεκτρόνια

12 Διάγραμμα με ατομικές ακτίνες

13 Ακτίνες σε περίοδο ομάδα

14 Περιοδικότητα ατομικής ακτίνας ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΒ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Tl V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh

15 Παράδειγμα Να καταταγούν τα στοιχεία Al, C, Si κατά σειρά αυξανόμενης ατομικής ακτίνας. C 2 η περίοδος Al 3 η περίοδος Si 3 η περίοδος ομάδα IVA ομάδα IIIA ομάδα IVA r C < r Si r Si < r Al ΆΡΑ C, Si, Al

16 Ενέργεια ιοντισμού

17 Ενέργεια ιοντισμού Είναι η ελάχιστη απαιτούμενη ενέργεια για την απομάκρυνση του ηλεκτρονίου με την υψηλότερη ενέργεια (εξωτερικό ηλεκτρόνιο) από το ουδέτερο άτομο που βρίσκεται στη θεμελιώδη κατάσταση και σε αέρια φάση. Σ (g) Σ + (g) + e - π.χ. Li (1s 2 2s 1 ) Li + (1s 2 ) + e - Όσο μικρότερη είναι η ενέργεια ιοντισμού, τόσο ευκολότερα το άτομο αποβάλλει το ηλεκτρόνιο.

18 Ενέργειες ιοντισμού

19 Περιοδικότητα ενέργειας ιοντισμού ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΒ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Tl V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh

20 Παράδειγμα Με τη βοήθεια του περιοδικού πίνακα να καταταγούν τα στοιχεία Ar, Se, S κατά σειρά αυξανόμενης ενέργειας ιοντισμού. Ar 3 η περίοδος S 3 η περίοδος Se 4 η περίοδος ομάδα VIIIA ομάδα VIA ομάδα VIA Ι.Ε. s < Ι.Ε. Ar Ι.Ε. Se < Ι.Ε. S ΆΡΑ Se, S, Ar

21 Ηλεκτροθετικότητα Είναι η τάση που έχουν τα άτομα των στοιχείων να αποβάλλουν ηλεκτρόνια και να μετατρέπονται σε θετικά ιόντα.

22 Περιοδικότητα ηλεκτροθετικότητας ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΒ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Tl V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh

23 Ηλεκτρονική συγγένεια

24 Ηλεκτρονική συγγένεια Ε.Α. (electron affinity) Είναι η μεταβολής ενέργειας που λαμβάνει χώρα όταν ένα ουδέτερο άτομο, που βρίσκεται στη θεμελιώδη κατάστασή του και σε αέρια φάση, προσλάβει ένα ηλεκτρόνιο και σχηματίσει αρνητικό ιόν. X g + e X g -1 π.χ. Li (1s 2 2s 1 ) + e - Li - (1s 2 2s 2 ) E.A = -60 kj/mol Be (1s 2 2s 2 ) + e - Be - (1s 2 2s 2 2p 1 ) E.A > 0

25 Περιοδικότητα ηλεκτρονικής συγγένειας ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΒ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Tl V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh

26 Ηλεκτραρνητικότητα

27 Ηλεκτραρνητικότητα Pauling: Είναι η τάση που έχουν τα άτομα των στοιχείων σε ένα μόριο, να έλκουν προς το μέρος τους δεσμικά ηλεκτρόνια. Mulliken: Η ηλεκτραρνητικότητα (Χ) ενός ατόμου συνδέεται με την ενέργεια ιοντισμού (Ι.Ε.) και την ηλεκτρονική συγγένεια (Ε.Α.) του ατόμου με τη σχέση Αποτελεί και μέτρο του αμέταλλου χαρακτήρα του στοιχείου.

28 Περιοδικότητα ηλεκτραρνητικότητας ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΒ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA H Li Be B C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Sc Tl V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Fr Ra Ac

29 Μεταλλικός χαρακτήρας Καλή θερμική αγωγιμότητα Καλή ηλεκτρική αγωγιμότητα «Ελατό» «Όλκιμο» Μεταλλική λάμψη

30 Περιοδικότητα χαρακτήρα ΙΑ ΙΙΑ ΙΙΙΒ IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Tl V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Uub Uut Uuq Uup Uuh Μέταλλα Μεταλλοειδή Αμέταλλα Ευγενή αέρια

31 Μέταλλα αμέταλλα - μεταλλοειδή Μέταλλα: ουσίες με χαρακτηριστική λάμψη, καλοί αγωγοί θερμότητας και ηλεκτρισμού, στερεά (Hg το μόνο υγρό), ελατά και όλκιμα. Αμέταλλα: αέρια (χλώριο, οξυγόνο,..) υγρά (βρώμιο), στερεά (φωσφόρος, θείο,..) σκληρές εύθραυστες ουσίες. Μεταλλοειδή (Si, Ge, ): ιδιότητες μετάλλου και αμετάλλου ταυτόχρονα. Καλοί ημιαγωγοί (κακοί αγωγοί ηλεκτρισμού σε θερμοκρασία δωματίου και μέτρια καλοί αγωγοί σε υψηλότερες θερμοκρασίες).

32 ΙΣΧΥΣ ΟΞΕΩΝ Η-Χ Η-Ο-Υ (ΗΟ) m YO n

33 Οξέα Η Χ Από μέγεθος ατόμου Χ. Σε μία ομάδα: Όσο μεγαλύτερο το Χ ασθενέστερος ο δεσμός Η-Χ ισχυρότερο το οξύ HF < HCl < HBr < HI Κατά μήκος μιας περιόδου αύξηση ηλεκτραρνητικότητας αύξηση πολικότητας δεσμού Η-Χ αύξηση όξινης ισχύος H 2 O < HF

34 Οξοοξέα Η-Ο-Υ Σε μία σειρά οξοοξέων με την ίδια δομή και διαφορά στο Υ, η όξινη ισχύς αυξάνεται με την ηλεκτραρνητικότητα του Υ. H-O-Cl, H-O-Br, H-O-I HIO < HBrO < HClO

35 Οξοοξέα (ΗΟ) m YO n Σε μία σειρά οξοοξέων (ΗΟ) m YO n, η όξινη ισχύς αυξάνεται με το n, δηλαδή τον αριθμό των ατόμων Ο που συνδέονται μόνο στο Υ. HClO < HClO 2 < HClO 3 < HClO 4

Σχετικά έγγραφα

Νόµοςπεριοδικότητας του Moseley:Η χηµική συµπεριφορά (οι ιδιότητες) των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατοµικού τους αριθµού.

Νόµοςπεριοδικότητας του Moseley:Η χηµική συµπεριφορά (οι ιδιότητες) των στοιχείων είναι περιοδική συνάρτηση του ατοµικού τους αριθµού. Περιοδικός πίνακας: α. Είναι µια ταξινόµηση των στοιχείων κατά αύξοντα