Periodická soustava prvků

Prvky jsou seřazeny dle rostoucího protonového čísla
Tabulky jsou rozděleny na "řádky" – periody (řádky se jim neříká)

Periody

Period je 7, označují se 1, 2, 3, ..., 7 (dříve se používalo i K, L, M, N, O, P, Q)
B: 1s² 2s² 2p¹
Cl: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵
Nejvyšší kvantové číslo prvku (u B je to 2, u Cl je to 3) je také rovno číslu periody, ve které prvek leží.

Skupiny

"sloupečky"
Je jich 18
Označení:

• římskými čísly I–VIII + písmeno A nebo B (I.A – VIII.A a I.B – VIII.B)
• modernější je normální označení 1-18

• VIII.A (18) – vzácné plyny
• VII.A (17) – halogeny
• VI.A (16) – chalkogeny
• I.A (1) – alkalické kovy (mimo vodík, který sice patří do skupiny I.A, ale není alkalickým kovem)
• II.A (2) – kovy alkalických zemin

Konfigurace prvků:
Li: 1s² 2s¹
Na: 1² 2s² 2p⁶ 3s¹
K: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹
Všimněme si, že poslední orbitaly mají stejný počet elektronů – 1. Také si všimněme, že tyto prvky jsou ve stejné skupině

Prvky ležící ve stejné skupině mají stejný počet elektronů na poslední (případně předposlední) vrstvě → mají podobné vlastnosi.

Elektronová konfigurace z tabulky

Valenční elektrony

Valenční elektrony jsou elektrony s nejvyšší energií
Jsou ve vnější sféře atomu, výrazně ovlivňují vlastnosti prvku
Počet valenčních elektronů je roven číslu skupiny (Tj. např. prvky ve skupině VI.A mají 6 valenčních elektronů) – platí to ale jen u A-skupin (I.A, II.A, ...) – u B-skupin to neplatí

• s-prvky – valenční elektrony v orbitalech s (ns)
  Př.: Na: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
• p-prvky – valenční elektrony v orbitalech s a p (ns a np)
  Př.: O: 1s² 2s² 2p⁴ – Orbitaly s nejvyšším n jsou 2s a 2p
  Všimněme si, že O je ve skupině VI.A. a orbitaly 2s² 2p⁴ mají dohromady 2+4 = 6 elektronů
• d-prvky – valenční elektrony jsou v orbitalech s a d (ns a (n-1)d)
  Zde ale nastává vyjímka – už víme, že při čtení elektronové konfigurace musíme u d-prvků o 1 snižovat Př.: Zn: 1s² 2s² 2p⁶ 3s₂ 3p₆ 4s₂ 3s₁₀
• f-prvky – dělí se na lantanoidy a aktinoidy; jsou většinou psány mimo, a to přesto, že by měly patřit za lanthan a aktinium – šetří se tak horizontální místo

s- a d-prvky se nazývají nepřechodné prvky, d-prvky jsou přechodné prvky; f-prvky jsou vnitřně přechodné prvky.

Elektronový oktet

Valenční elektrony vzácných plynů

He: 1s²
Ne: 2s² 2p⁶
Ar: 3s² 3p⁶
Kr: 4s² 4p⁶
Xe: 5s² 5p⁶
Vypisujeme pouze valenční orbitaly těchto prvků – všimněme si, že všechny tyto vzácné plyny kromě helia mají 2+6=8 elektronů = valenční oktet → tyto prvky jsou velmi stabilní
Ostatní prvky se při různých reakcích budou "snažit" tento oktet také získat

Excitovaný stav atomu

v základním stavu atomu je jeho energie nejmenší možná
Pokud ale atomu dodáme energii – potom se atom dostává do "vybuzeného" – excitovaného stavu, kde dojde ke změnám v elektronové konfiguraci
při excitovaném stavu dojde k rozštěpení elektronového páru ve valenční vrstvě (pouze ve valenční vrstvě) a elektron přejde do nejbližšího volného orbitalu.

• První excitovaný stav atomu
  bor v základním stavu:
  ₅B: 1s

  ↑↓

  2s

  ↑↓

  2p

  ↑

  
  bor v prvním excitovaném stavu (značí se s hvězdičkou):
  ₅B*: 1s

  ↑↓

  2s

  ↑

  2p

  ↑

  ↑

  
  Jak vidno, ve valenční vrstvě dojde k tomu, že elektronový pár se rozštěpí a elektron přejde do dalšího orbitalu
  Elektrony v orbitalu 1s nejsou valenční a proto se žádný další elektron nepřesune
• Druhý excitovaný stav atomu
  ₁₆S: [Ne] 3s

  ↑↓

  3p

  ↑↓

  ↑

  ↑

  
  
  ₁₆S*: [Ne] 3s

  ↑↓

  3p

  ↑

  ↑

  ↑

  3d

  ↑

  (první excitovaný stav – přesune se jen jeden elektron)
  
  ₁₆S**: [Ne] 3s

  ↑

  3p

  ↑

  ↑

  ↑

  3d

  ↑

  ↑

  (druhý excitovaný stav – přesunou se dva elektrony)
  Jelikož se přesouvají pouze elektrony ve valenčních vrstvách, další možnosti přesunů nejsou možné.

Velikost atomu v periodické soustavě

• Periody

  ₃Li – 122,5; ₄Be – 88,9; ₆C – 77,2; ₉F – 70,9 (pm)
  
  V periodách se zleva doprava velikost atomu zmenšuje.
  Proč tomu tak je? Čím více má totiž atom protonů a elektronů, tím více se zvyšuje přitažlivá síla protonů a elektronů a tím blíže k sobě jsou.
  

• Skupiny

  ₁₇Cl – 99,4; ₃₅Br – 114,5; ₅₃I – 133,1 (pm)
  Ve skupině se velikost atomu zvětšuje, důvodem je větší počet vrstev.

Velikost kationtů a aniontů

• Kationty

  kationty vznikají odebráním jednoho, či více elektronů atomu (nemůžeme přidávat protony, ty jsou v jádře, můžeme pouze odebírat elektrony)
  ₃Li – 123 (p⁺=3; e^-=3); ₃Li⁺(p⁺=3; e^-=2) – 68 (pm)
  Kationt musí být vždy menší než prvek – důvodem je, že elektrony se navzájem odpuzují, čím méně je elektronů, tím méně se i zároveň odpuzují
  

• Anionty

  anionty vznikají přidáním jednoho či více elektronů atomu
  U aniontů je situace opačná – anionty jsou vždy větší, než prvky, ze kterých vznikly

Ionizační energie a elektronová afinita

• Ionizační energie

  pro kationty platí, že ionizační energie je energie, kterou musíme dodat atomu, abychom mu odebrali elektron (v plynném skupenství)
  Jednotkou je kJ/mol
  Malé atomy potřebují větší ionizační energii, velké atomy mají menší ionizační energii.
  Pozn.: 1. ionizační energie je ta, kterou potřebujeme na odtržení jednoho elektronu, 2. ionizační energie je ta, kterou potřebujeme na odtržení dvou elektronů, atd.

• Elektronová afinita

  Př.: Cl + 1e^- → Cl^-
  elektronová energie, která se uvolní, přijme-li atom (v plynném skupenství) jeden elektron (tím tedy vznikne aniont)
  Jednotkou je opět kJ/mol