Znajomość położenia pierwiastka w układzie okresowym często pozwala przewidzieć jego właściwości chemiczne i fizyczne. Wszystko za sprawą tego, że pewne z nich zmieniają się w określony sposób w grupach i okresach. Można w ten sposób poznać właściwości pierwiastka będącego w tej samej grupie, co pierwiastek, którego właściwości znamy. Określając, że dana właściwość rośnie w grupie, mamy na myśli, że rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej pierwiastków stanowiących daną grupę.

Promień atomowypromień atomowyPromień atomowy jest zdefiniowany jako połowa odległości pomiędzy jądrami dwóch atomów tego samego pierwiastka połączonych wiązaniem chemicznym.

ROZfENHLnQhUe

Ilustracja przedstawia schematycznie wytłumaczone pojęcie promienia atomowego. Na zdjęciu są dwie czarne kropki. To jądra atomów. Wokół każdego z nich jest szara otoczka (rozmyta na całej płaszczyźnie). Odległość między jądrami zaznaczono jako d. Na górze ilustracji jest zapis: r równa się d dzielone przez dwa.

Zauważamy, że kolejne atomy w $2.$ grupie układu okresowego posiadają coraz większe wartości promienia atomowego. Ten sam efekt wzrostu wartości promienia atomowego obserwujemy w przypadku grupy berylowców.

Przyjrzyjmy się teraz zmianie promieni jonowych. Zwróć uwagę, że jeśli chcesz porównać promienie jonowe dwóch jonów, to jony te muszą mieć ten sam ładunek. Analizując jony pierwiastków $2.$ grupy układu okresowego, będziemy porównywać promienie jonów o ładunku $+2$. Z układu możemy zatem odczytać, że promień jonu ${\text{Be}}^{2+}$ wynosi $34$ $\mathrm{pm}$, a promienie dwudodatnich kationów kolejnych berylowców są coraz większe.

Po przeanalizowaniu zmian wartości promieni atomowych i jonowych, należących do atomów lub jonów (o tym samym ładunku) pierwiastków tworzących daną grupę układu okresowego, bez wątpienia można wyciągnąć wniosek, że ich wartości rosną w grupach głównych w dół grupy. Wynika to z faktu, że każdy kolejny atom lub jon posiada o jedną powłokę wypełnioną elektronami więcej od poprzedniego.

Powinowactwo elektronowepowinowactwo elektronowePowinowactwo elektronowe to wielkość, która określa, jaka ilość energii wydzieli się na skutek przyłączenia elektronu do atomu lub cząsteczki

Elektrony do atomu mogą być przyłączane kolejno, aż do uzyskania korzystnej energetycznie konfiguracji elektronowej. Wobec tego czasami, podobnie jak w przypadku energii jonizacji, definiuje się tzw. pierwsze powinowactwo elektronowe (energia wydzielona na skutek przyłączenia pierwszego elektronu do atomu), drugie powinowactwo elektronowe (energia wydzielona na skutek przyłączenie drugiego elektronu do jonu jednoujemnego) itd. Zwróć uwagę, że zgodnie z definicją dodatnie powinowactwo wskazuje energię wydzieloną. Istnieją jednak atomy, dla których pierwsze powinowactwo może przyjmować wartość ujemną. Oznacza to zatem, że na skutek przyłączenia elektronu nie następuje wydzielenie energii, ale energia to zostaje pochłonięta, a więc proces przyłączenia elektronu wymaga dodania energii.

• $\text{I}$ powinowactwo elektronowe:

• $\text{II}$ powinowactwo elektronowe:

W rozważaniach zazwyczaj porusza się tylko kwestię $\text{I}$ powinowactwa elektronowego, a o kolejnych dyskutuje się niezwykle rzadko. Stąd zwykle domyślnie nazwa powinowactwo elektronowe lub energia powinowactwa elektronowego dotyczy właśnie $\text{I}$ powinowactwa elektronowego – innymi słowy pomija się w tej sytuacji podawanie numeru jeden. Również my ten system będziemy stosować w dalszych rozważaniach.

Powinowactwo wskazuje nam zatem, jak „chętnie” anionem stanie się dany atom. Im wyższa, dodatnia wartość powinowactwa, tym większa „chęć” atomu do przyłączenia elektronu. Ujemne powinowactwo spotyka się w przypadku pierwiastków, które nie potrzebują i nie chcą przyłączać elektronu.

Zwróć uwagę np. na powinowactwo neonu. Jest ono ujemne, ponieważ atom neonu posiada całkowicie obsadzoną elektronami drugą powłokę elektronową, a przyłączenie kolejnego atomu wiązałoby się z otwarciem trzeciej powłoki elektronowej. Atom neonu nie ma takiej potrzeby stąd jego powinowactwo jest dodatnie.

Z kolei sąsiad neonu w układzie okresowym – fluor, wykazuje bardzo duże dodatnie powinowactwo. Fluor jest bowiem zainteresowany przyjęciem elektronu i w ten sposób zamknięciem drugiej powłoki elektronowej. Uzyska tym samym korzystną konfigurację elektronową, którą wykazuje właśnie neon.

Na wartość powinowactwa elektronowego wpływa wiele czynników, których omówienie wykracza poza zakres materiału chemii w szkole. Zapamiętaj jednak, że w przypadku powinowactwa nie da się określić trendu jego zmiany w poszczególnych grupach i okresach.

ElektroujemnośćelektroujemnośćElektroujemność to zdolność do przyciągania elektronów. Atomy niemetali przyciągają do siebie elektrony, ponieważ w ten sposób są w stanie uzyskać korzystną energetycznie konfigurację elektronową. Jeśli porównamy między sobą dwa atomy niemetali, to ten, który silniej przyciąga elektron, posiada większą elektroujemność (jest bardziej elektroujemny). Atomy metali wykazują zwykle dużo niższe wartości elektroujemności od atomów niemetali. Wskazuje to, że zatem, że ich zdolność do przyciągania elektronów jest dużo mniejsza. Atomy metali chcą bowiem w normalnych warunkach raczej pozbywać się elektronów, niż je przyciągać. Znów wynika to z chęci osiągania korzystnych konfiguracji elektronowych, które atomy metali zwykle uzyskują przez przekształcenie się w kationy. Istnieje kilka skali elektroujemności, ale najpopularniejsza i najczęściej stosowana to tzw. skala Paulinga (oparta na badaniach przeprowadzonych przez Linusa Carla Paulinga). Przyjrzyj się poniższemu układowi okresowemu, przedstawiającemu wartości elektroujemności dla pierwiastków, a następnie zastanów się, jak zmienia się elektroujemność w grupie.

Elektroujemność pierwiastków maleje w grupach $1.$, $2.$, $15.$, $16.$ i $17.$, co jest konsekwencją rosnącej odległości między jądrem atomowym a powłoką walencyjną, na której ma pojawić się nowy elektron. Im bliżej jądra atomowego obecna jest powłoka walencyjna, tym łatwiej umieścić na niej nowy elektron, ze względu na silniejsze przyciąganie elektrostatyczne. Jeśli powłoka walencyjna znajduje się dalej od jądra atomowego, to trudniej umieścić na niej elektron, ponieważ siły przyciągania elektrostatycznego są mniejsze.

Elektroujemność nie zawsze zmniejsza się dla kolejnych pierwiastków w danej grupie. Ciekawym przypadkiem jest grupa 13., w której elektroujemność kolejnych pierwiastków zmienia się w szeregu $\mathrm{2,0}\to \mathrm{1,5}\to \mathrm{1,6}\to \mathrm{1,7}\to \mathrm{1,8}$.

Energia jonizacji to energia, której należy użyć, aby oderwać elektron od atomu, jonu, ale też cząsteczki. W przypadku atomów wieloelektronowych, elektrony mogą być odrywane po kolei, rozpoczynając od tego, który posiada najwyższą energię. Oznacza to, że pierwsza energia jonizacji to energia potrzebna do oderwania elektronu od obojętnego atomu (potocznie zwana często energią jonizacji z pominięciem wskazania, że jest to pierwsza energia jonizacji). Druga energia jonizacji, to energia potrzebna do oderwania elektronu od jednododatniego kationu, natomiast trzecia jest energią konieczną do oderwania elektronu od dwudodatniego kationu.

Zauważ, że dla atomu każdego pierwiastka można wyznaczyć tyle kolejnych energii jonizacji, ile elektronów ma ten atom. Np. dla potasu teoretycznie możemy wyznaczyć $19$ wartości energii jonizacji, a ostatnia $\text{XIX}$ energia jonizacji będzie informować o tym, ile energii należy użyć, aby od jonu ${\text{K}}^{18+}$ oderwać ostatni elektron i przekształcić go w jon ${\text{K}}^{19+}$.

Poniżej przedstawiono wykres przedstawiający wartości pierwszej energii jonizacji atomów pierwiastków chemicznych w zależności od ich liczby atomowej. Przeanalizuj wykres i zastanów się, jak zmienia się wartość pierwszej energii jonizacji dla atomów pierwiastków $1.$ grupy układu okresowego.

Zacznijmy zatem nasze rozważania od atomu wodoru. Jego jedyny elektron znajduje się na pierwszej powłoce, blisko jądra atomowego. Oznacza to, że na elektron działa silne przyciąganie i trudno jest go oderwać – trzeba dostarczyć zatem dużo energii. W przypadku atomu wodoru energia jonizacji przyjmuje wysoką wartość i wynosi $\mathrm{13,58}$ $\mathrm{eV}$.

Kolejny pierwiastek w pierwszej grupie to lit. Atom litu posiada elektrony rozmieszczone na dwóch powłokach elektronowych. Najsłabiej związany z jądrem litu jest elektron walencyjny znajdujący się na drugiej powłoce elektronowej. Ponieważ elektron ten znajduje się dalej od jądra atomowego (druga powłoka) niż elektron odrywany uprzednio od wodoru (pierwsza powłoka), zatem działają na niego słabsze siły przyciągania niż obserwowaliśmy to w przypadku wodoru. Pierwsza energia jonizacji przyjmuje zatem mniejsza wartość dla litu ($\mathrm{5,39}$ $\mathrm{eV}$) niż dla wodoru ($\mathrm{13,58}$ $\mathrm{eV}$).

Atom litu posiada niższą wartość energii jonizacji od atomu wodoru. Przyjrzyjmy się kolejnemu przedstawicielowi litowców – atomowi sodu. Tutaj elektron walencyjny zlokalizowany jest na trzeciej powłoce, więc jeszcze dalej niż w przypadku atomu litu. Oznacza to, że jeszcze łatwiej jest oderwać jego elektron, czyli wartość energii jonizacji jest niższa i wynosi $\mathrm{5,14}$ $\mathrm{eV}$. Oderwanie jednego mola elektronów od jednego mola atomów sodu, z utworzeniem jednego mola kationów sodu, jest związane z dostarczeniem $\mathrm{5,14}$ $\mathrm{eV}$ energii.

Podsumowując, ustaliliśmy, że wartość $\text{I}$ energii jonizacji generalnie maleje dla kolejnych pierwiastków danej grupy. Te zjawisko obserwujemy w przypadku większości grup głównych układu okresowego. Wraz ze wzrostem odległości między elektronem a jądrem atomowym maleją bowiem oddziaływania, zgodnie ze wzorem: $F~k\frac{\left|q_1·q_2\right|}{r_2}$. Co więcej, oddziaływanie pomiędzy danym elektronem a jądrem jest coraz słabsze, ponieważ elektrony zlokalizowane bliżej jądra osłabiają to oddziaływanie.

Charakter metaliczny pierwiastków polega na łatwym oddawaniu elektronu lub elektronów walencyjnych. Proces ten zachodzi łatwo, jeśli wymaga dostarczenia niewielkiej energii, a więc dotyczy pierwiastków charakteryzujących się niską wartością energii jonizacji. Właściwości metaliczne pierwiastków bloku $s$ wynikają z faktu, że posiadają one jeden lub dwa elektrony walencyjne, czyli niewiele do odłączenia. Im dalej od jądra atomowego znajduje się elektron walencyjny, tym łatwiej go oderwać, ponieważ działają na niego słabsze siły przyciągania. Właściwości metaliczne pierwiastków bloku $p$ są związane właśnie z dużą odległością elektronów walencyjnych od jądra atomowego, w porównaniu do niemetali będących również w bloku $p$. Charakter metaliczny, a więc również aktywność metali, rośnie dla kolejnych pierwiastków danej grupy układu okresowego.

Charakter niemetaliczny pierwiastków polega na łatwym przyłączaniu elektronów do powłoki walencyjnej. Proces ten zachodzi łatwo, jeśli w jego wyniku wydziela się dużo energii, a więc dotyczy pierwiastków charakteryzujących się wysoką wartością powinowactwa elektronowego. Właściwości niemetaliczne są tym silniejsze, im powłoka walencyjna jest bliżej jądra atomowego. Zatem charakter niemetaliczny i aktywność niemetali maleją w dół grupy układu okresowego.

Słownik

Bibliografia

Pazdro K., Rola‑Noworyta A., Chemia. Repetytorium dla przyszłych maturzystów i studentów, Warszawa 2014.

Encyklopedia PWN