Tabelul periodic – grupe și perioade

 

Dmitri Mendeleev a publicat în 1869 prima variantă a tabelului periodic. Chimistul rus a formulat legea periodicității în acest fel: “Proprietățile fizice și chimice ale elementelor sunt într-o dependență periodică de masele lor atomice”.

Legea periodicității a fost reformulată odată ce s-au aflat mai multe detalii despre structura atomului: proprietățile fizice și chimice ale elementelor chimice sunt într-o dependență periodică de sarcinile nucleelor atomice ale elementelor. Cu alte cuvinte, proprietățile elementelor se repetă periodic când elementele sunt aranjate în funcție de numărul lor atomic.

Tabelul periodic este un sistem utilizat internațional pentru organizarea elementelor chimice în funcție de numărul lor atomic. Astfel, tabelul periodic oferă informații despre numărul de protoni și numărul de electroni din structura atomilor elementelor. De asemenea, tabelul periodic oferă informații și despre felul în care elementele chimice reacționează prin faptul că elementele cu trăsături comune sau similare sunt grupate împreună, în grupe.

Șirurile orizontale ale tabelului periodic sunt perioadele, iar coloanele verticale sunt grupele.

Numărul de ordine al unui element în tabelul periodic este dat de numărul atomic Z, adică de numărul de protoni din nucleul atomului. Așadar, vedem că poziția unui element chimic în tabelul periodic depinde de structura atomului său.

Elementele chimice sunt așezate în perioadele tabelului periodic în ordinea în care crește Z. Fiecare element are cu un proton mai mult decât elementul dinaintea lui, și deci are și un electron în plus față de elementul dinaintea lui – acest electron fiind electronul distinctiv.

 

Perioadele tabelului periodic

Numărul perioadei în care se află un element chimic indică două lucruri:

• numărul straturilor din învelișul electronic ocupate parțial sau complet cu electroni;
• numărul stratului exterior din înveliș, stratul în care se află electronii de valență ai atomului. De aceea, stratul exterior se mai numește și strat de valență.

Exemplu – Configurația electronică a sodiului, element din perioada a treia:

 

Tabelul periodic are 7 perioade. Primele trei perioade sunt perioade scurte. Următoarele patru perioade sunt perioade lungi.

În fiecare perioadă, numerele atomice cresc de la stânga la dreapta. Elementele care fac parte din aceeași perioadă au proprietăți diferite, cu excepția seriei Lantanidelor și Actinidelor.

Fiecare perioadă începe cu un element care are în stratul exterior un singur electron, ns¹, și se încheie cu un element pentru care ultimul strat electronic este complet ocupat, cu 2 e^- în cazul Heliului, și cu 8 e^- în cazul celorlalte gaze rare: ns² np⁶ (octet).

Prima perioadă a tabelului, este cea mai scurtă, are numai două elemente: Hidrogenul (H) și Heliul (He). He are primul strat, 1s, complet ocupat, ceea ce-l face un element stabil, primul dintre gazele nobile sau rare. Așadar, configurația He este 1s².

A doua perioadă are 8 elemente. Începe cu elementul Litiu (Li), care are 3 electroni, deci începe ocuparea celui de-al doilea strat electronic. Perioada a doua se încheie cu elementul Neon (Ne), care are stratul 2 complet ocupat – așadar are o configurație de octet pe ultimul său strat electronic, fiind un gaz rar.

A treia perioadă are tot 8 elemente. Începe cu elementul Sodiu (Na) și se încheie cu Argonul (Ar), care are o configurație stabilă de octet pe ultimul strat electronic, stratul 3.

Perioadele patru și cinci au câte 18 elemente. Odată cu perioada a patra, începe completarea cu electroni a orbitalilor de tip d. În perioada a patra, se completează cu electroni substratul 3d, generându-se astfel prima serie de metale tranziționale d. În perioada a cincea, se completează cu electroni substratul 4d, deci această perioadă conține a doua serie de metale tranziționale d.

În perioadele șase și șapte se completează cu electroni orbitalii de tip f. În perioada a șasea, în cazul elementului Lantan (La) începe ocuparea substratului 4f, ceea ce generează seria Lantanidelor, numite și Pământuri Rare. Lantanidele au proprietăți similare unele cu altele. În cazul perioadei a șaptea, începe completarea cu electroni a substratului 5f, odată cu elementul Actiniu (Ac), ceea ce generează seria Actinidelor. Actinidele sunt elemente radioactive. Astfel, ultimele două perioade ale tabelului au câte 32 de elemente. Lantaniele și Actinidele sunt scrise sub tabelul periodic pentru ca perioadele 6 și 7 să nu fie mai lungi decât celelalte perioade.

 

Grupele tabelului periodic

Tabelul periodic are 18 grupe, 8 grupe mari, și 10 grupe mici.

Grupele principale sunt grupele mari de la marginile tabelului. Grupele secundare sunt grupele mici din centrul tabelului.

Grupele tabelului periodic se notează în două feluri:

• cu cifre romane, de la 1 la 18:
  • grupele principale sunt grupele: 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17, 18;
  • grupele secundare au numere de la 3 la 12, inclusiv;
• cu cifre romane:
  • grupele principale sunt I A, II A, III A, IV A, V A, VI, A, VII, A, VIII A;
  • grupele secundare apar în tabelul periodic în ordinea următoare: III B, IV B, V B, VI B, VII B, VIII B (grupa VIII B cuprinde grupele Fierului, Cobaltului si Nichelului, care au fost grupate împreuna datorită unor proprietăți similare ale elementelor  componente), I B, II B.

Elementele care formează o grupă au același număr de electroni de valență. Acest lucru face ca elementele dintr-o grupă să aibă proprietăți similare.

 

 

Calculul numărului de electroni de valență

• pentru elementele din grupele principale: numărul grupei notat cu cifre romane, sau: numărul grupei notat cu cifre arabe în cazul grupelor 1 și 2, iar în cazul celorlalte grupe principale, numărul grupei minus 10. De exemplu, numărul electronilor de valență din grupa 13 este: 13 – 10 = 3 e^- de valență;
• elementele din grupele secundare au toate câte 2 e^- de valență.

 

În funcție de proprietățile lor, unele grupe au primit denumiri specifice:

Grupa 1 se mai numește și grupa metalelor alcaline: în reacțiile chimice, aceste elemente tind să piardă câte un electron. Hidrogenul nu este un metal alcalin, însă a fost grupat alături de celelalte metale alcaline datorită configurației sale care conține un singur electron.

Grupa 2 se mai numește și grupa metalelor alcalino-pământoase: în reacțiile chimice, aceste elemente tind să piardă câte 2 e^-.

Grupa 17 se  mai numește și grupa halogenilor: halogenii tind să câștige câte un electron în reacțiile chimice.

Grupa 18 se mai numește și grupa gazelor rare/nobile: aceste elemente sunt foarte stabile, adică reacționează foarte greu, și numai în condiții extreme.

 

Blocul s conține grupele principale 1 și 2. Aceste elemente au electronul distinctiv într-un orbital s.

Blocul p conține grupele principale 13, 14, 15, 16, 17, și 18. Elementele din blocul p au electronul distinctiv într-un orbital p al ultimului lor strat electronic. Excepție este He, care deși are configurația 1s², se află în blocul p datorită proprietăților sale similare cu gazele rare.

Blocul d conține grupele secundare, de la grupa a 3-a, la grupa a 12-a. Elementele din acest bloc, au electronul distinctiv într-un orbital d al penultimului strat electronic.

Blocul f conține seria Lantanidelor și seria Actinidelor. Aceste elemente au electronul distinctiv într-un orbital f al antepenultimului strat.

Elementele tranziționale (metale tranziționale) sunt elementele din blocurile d și f. Acestea se numesc “tranziționale” deoarece ele fac trecerea între elementele de tip s și cele de tip p, adică despart blocurile s și p.

 

Exemplu – Corelația dintre configurația electronică a unui element chimic (ordinea de ocupare cu electroni) și poziția sa în tabelul periodic în cazul unui element din blocul s (Potasiu), a unui element din blocul d (Vanadiu), și în cazul unui element din blocul p (Bor):

 

 

Tabelul periodic este un sistem utilizat internațional pentru organizarea elementelor chimice în funcție de numărul lor atomic. Astfel, tabelul periodic oferă informații despre numărul de protoni și numărul de electroni din structura atomilor elementelor. De asemenea, tabelul periodic oferă informații și despre felul în care elementele chimice reacționează prin faptul că elementele cu trăsături comune sau similare sunt grupate împreună, în grupe.

 Șirurile orizontale ale tabelului periodic sunt perioadele, iar coloanele verticale sunt grupele.

Dmitri Mendeleev a publicat în 1869 prima variantă a tabelului periodic. Chimistul rus a formulat legea periodicității în acest fel: “Proprietățile fizice și chimice ale elementelor sunt într-o dependență periodică de masele lor atomice”.

Legea periodicității a fost reformulată odată ce s-au aflat mai multe detalii despre structura atomului: proprietățile fizice și chimice ale elementelor chimice sunt într-o dependență periodică de sarcinile nucleelor atomice ale elementelor. Cu alte cuvinte, proprietățile elementelor se repetă periodic când elementele sunt aranjate în funcție de numărul lor atomic.

 

Numărul de ordine al unui element în tabelul periodic este dat de numărul atomic Z, adică de numărul de protoni din nucleul atomului. Așadar, vedem că poziția unui element chimic în tabelul periodic depinde de structura atomului său.

Elementele chimice sunt așezate în perioadele tabelului periodic în ordinea în care crește Z. Fiecare element are cu un proton mai mult decât elementul dinaintea lui, și deci are și un electron în plus față de elementul dinaintea lui – acest electron fiind electronul distinctiv.

Poziția elementelor în tabelul periodic și proprietățile periodice

 

Proprietățile elementelor chimice sunt împărțite în două categorii principale, după modul în care variază în tabelul periodic: proprietăți periodice și proprietăți neperiodice.

1. Proprietăți periodice: proprietăți care se repetă după un anumit număr de elemente (se repetă periodic). Repetarea periodică a proprietăților elementelor din aceeași grupă se datorează completării cu electroni – structura stratului exterior a elementelor variază periodic. Aceste proprietăți sunt:
   1. Chimice:
      • Valența;
      • Electronegativitatea;
      • Caracterul metalic;
      • Caracterul nemetalic;
   2. Fizice:
      • Volumul atomic;
      • Raza atomică;
      • Volumul ionic;
      • Raza ionică;
      • Energia de ionizare.
2. Proprietăți neperiodice: proprietăți care variază continuu de la un element la altul și nu se repetă deloc; sunt proprietățile specifice fiecărui element în parte. Acestea sunt:
   1. Numărul atomic, Z;
   2. Numărul de masă, A.

 

Variația proprietăților periodice fizice în tabelul periodic

Volumul atomic este distanța dintre nucleul unui atom și electronii de valență (electronii cei mai îndepărtați de nucleu). Pentru că poziția electronilor în învelișul electronic este o funcție de probabilitate, această distanță nu este o măsură precisă. Așadar, pentru mai multă precizie, s-a introdus noțiunea de rază atomică.

      $\to$   Variația volumului atomic în tabelul periodic: crește de sus în jos în grupă și scade de la stânga la dreapta în perioadă. Volumele atomice ale elementelor tranziționale sunt foarte mici.

Raza atomică (r_a) a unui element în stare solidă este jumătate din distanța dintre nucleele a doi atomi vecini dintr-o probă de material solid. Definiția este valabilă numai pentru solide, deoarece pentru măsurare este nevoie de doi atomi identici legați între ei, însă e bine să se țină cont de faptul că toate elementele pot fi aduse în stare solidă, iar unele elemente (în special metale) sunt solide la temperatura camerei.

      $\to$   Variația razei atomice în tabelul periodic: crește de sus în jos în grupă și scade de la stânga la dreapta în perioadă. Razele atomice ale elementelor tranziționale sunt foarte mici.

 

Ionii sunt specii chimice pentru care numărul protonilor din nucleu este diferit de numărul electronilor din învelișul electronic. Acest lucru face ca ionii să aibă sarcină electrică diferită de zero.

Pentru a ajunge la o configurație stabilă, unii atomi neutri (care au sarcina electrică egală cu zero) acceptă sau cedează electroni:

• Când un atom cedează/pierde un număr n de electroni, atomul neutru se va transforma într-un ion pozitiv care se mai numește și cation. În acest caz: nr. p⁺ > nr. e^- $\Rightarrow$ sarcina pozitivă, n+

 

E – ne^- $\to$ Eⁿ⁺

 

• Când un atom câștigă/primește un număr n de electroni, atomul neutru se va transforma într-un ion negativ care se mai numește și anion. În acest caz: nr. p⁺ < nr. e^- $\Rightarrow$ sarcina negativă, n-

 

E + ne^- $\to$ E^n-

Raza ionică

• Raza cationilor este mai mică decât raza atomilor din care provin cationii: r_i+ <  r_a
• Raza anionilor este mai mare decât raza atomilor din care provin anionii: r_i- >  r_a

Pentru un element E, : r_i+ <  r_a < r_i-

      $\to$    Variația razei ionice în tabelul perodic: crește în grupă de sus în jos, și scade în perioadă de la stânga la dreapta. 

Un cation este un atom sau un grup de atomi care are sarcină electrică pozitivă. Se mai numește ion pozitiv. Un atom care pierde sau cedează electroni se transformă într-un cation. Cationul are numărul de protoni mai mare decât numărul de electroni. Sarcina pozitivă este dată de faptul că după pierderea unor electroni din înveliș, niște sarcini pozitive din nucleu nu mai sunt neutralizate. În electroliză, un cation este radicalul care este atras de catod (polul pozitiv).

Majoritatea metalelor formează cationi. Metalele alcaline și metalele alcalino-pămîntoase formează întotdeauna cationi. 

Dimensiunea ionilor este măsurată printr-o proprietate fizică periodică numită rază ionică. În cazul substanțelor cristaline (care sunt formate în principal prin legături ionice) cationii au dimensiuni mici având raze ionice mai mici de 0.8x10^-10m, iar anionii (ionii negativi) au dimensiuni mari având raze ionice mai mari de 1.3x10^-10m. 

Exemplu - formarea cationului Na⁺

În cazul atomului de sodiu (Na) electronul de valență stă în calea unei configurații electronice stabile de octet. Sodiul are 11 p⁺ și 11 e^- din care cedează un electron pentru a ajunge la configurația gazului nobil neon (Ne). Astfel se formează ionul pozitiv Na⁺ care are 11 p⁺ și 10 e^-. Diferența de un proton dă sarcina pozitivă +1 a ionului pozitiv Na⁺. 

În cazul cationului de sodiu Na⁺ numărul de electroni care se rotesc în jurul nucleului e mai mic decât în cazul atomului de sodiu, în timp ce sarcina pozitivă a nucleului, dată de cei 11 p⁺, rămâne aceeași. În consecință, electronii rămași în învelișul cationului Na⁺ vor fi atrași mai puternic de nucleu. Astfel, electronii vor fi mai aproape de nucleu, iar dimensiunea cationului e considerabil mai mică decât dimensiunea atomului din care provine. Deci raza ionică a unui cation/ion pozitiv este mai mică decât raza atomică a atomului din care provine. 

\(\huge \bigcirc\)  \(Na \overset{-1e^-}{\rightarrow} Na^+\) \(\huge \bigcirc\)
                     
                          \(r_a> r_{i^+}\)


Cationi întâlniți frecvent

Ionii formați dintr-un singur atom se numesc ioni monoatomici. Un cation monoatomic este un ion pozitiv compus dintr-un singur atom. Dacă un ion conține mai mult de un atom, chiar și atunci când este vorba de doi atomi ai aceluiași element chimic, acesta se numește ion poliatomic. De exemplu, ionul cupru(II), Cu²⁺, numit și ion cupric, este un cation monoatomic, iar ionul amoniu, NH₄⁺, este un cation poliatomic.  
 

Cationi monoatomici

Formulă	Denumire	Altă denumire
Ag+	ion de argint
Al3+	ion de aluminiu
Ba2+	ion de bariu
Ca2+	ion de calciu
Cr2+	ion de crom(II)
Cr3+	ion de crom(III)
Cu+	ion de cupru(I)	ion cupros
Cu2+	ion de cupru(II)	ion cupric
Fe2+	ion de fier(II)	ion feros
Fe3+	ion de fier(III)	ion feric
H+	ion de hidrogen
K+	ion de potasiu
Li+	ion de litiu
Mg2+	ion de magneziu
Mn2+	ion de mangan(II)	ion manganos
Mn3+	ion de mangan(III)	ion manganic
Mn4+	ion de mangan(IV)
Na+	ion de sodiu
Sr2+	ion de stronțiu
Sn2+	ion de staniu(II)	ion stanos
Sn4+	ion de staniu(IV)	ion stanic

 

Cationi poliatomici

Formulă	Denumire	Altă denumire
H3O+	ion hidroniu
Hg22+	ion de mercur(I)	ion mercuros
NH4+	ion amoniu

 

Un anion este un atom sau un grup de atomi care are sarcină electrică negativă. Se mai numește și ion negativ. Un atom care primește sau acceptă electroni se transformă într-un anion. Anionul are numărul de protoni mai mic decât numărul de electroni. Sarcina negativă este dată de faptul că după acceptarea unor electroni, niște sarcini negative din înveliș nu mai sunt neutralizate. În electroliză, un anion este radicalul atras de anod (polul negativ).

Majoritatea nemetalelor formează anioni. Halogenii formează întotdeauna anioni. 

Dimensiunea ionilor este măsurată printr-o proprietate fizică periodică numită rază ionică. În cazul substanțelor cristaline (care sunt formate în principal prin legături ionice) anionii au dimensiuni mari (prin comparație cu cationii) având raze ionice mai mari de 1.3x10^-10m, iar cationii (ionii pozitivi) au dimensiuni mici având raze ionice mai mici de 0.8x10^-10m. 

Exemplu - formarea anionului de Cl^-

În cazul atomului de clor (Cl) lipsește un singur electron din ultimul nivel electronic pentru ca clorul să ajungă la o configurație stabilă de octet. Clorul are 17 p+ și 17 e^-, și mai acceptă un electron pentru a ajunge la configurația gazului nobil argon (Ar). Astfel se formează ionul negativ Cl^- care are 17 p+ și 18 e^-. Diferența de un electron dă sarcina negativă -1 a ionului negativ Cl^-. 

În cazul anionilor numărul de electroni care se rotesc în jurul nucleului e mai mare decât numărul de protoni care dau sarcina pozitivă a nucleului. Anionul Cl^- are un număr de electroni mai mare decât atomul de clor, în timp ce sarcina pozitivă a nucleului, dată de cei 17 p⁺, rămâne aceeași. În plus, electronii, mai numeroși decât în cazul atomului din care provine anionul, se resping mai tare unii pe alții (sarcinile de același tip se resping), deci ocupă mai mult spațiu. Așadar, dimensiunea anionului este mai mare decât dimensiunea atomului din care provine. Deci raza ionică a anionului/ionului negativ este mai mare decât raza atomică a atomului din care provine. 

\(\large \bigcirc\)  \(Cl \overset{+1e^-}{\rightarrow} Cl^-\) \(\huge \bigcirc\)
                     
               \(r_a< r_{i^-}\)
 

Anioni întâlniți frecvent 

Ionii formați dintr-un singur atom se numesc ioni monoatomici. Un anion monoatomic este un ion negativ compus dintr-un singur atom. Dacă un ion conține mai mult de un atom, chiar și atunci când este vorba de doi atomi ai aceluiași element chimic, acesta se numește ion poliatomic. De exemplu, ionul clorură, Cl^-, este un anion monoatomic, iar ionul carbonat, CO₃^2-, este un anion poliatomic. Mulți dintre anionii poliatomici sunt oxoanioni.

Un oxoanion (sau oxianion) este un anion care conține atomi de oxigen. Formula generală a unui oxoanion este A_xO_y^-z, unde A este simbolul unui element chimic, O reprezintă atomul de oxigen, iar x, y, z sunt numere întregi. Majoritatea elementelor chimice pot forma oxoanioni respectând regula octetului. Exemple de oxoanioni sunt ionul carbonat, CO₃^2-, ionul clorit, ClO₂^-, sau ionul permanganat, MnO₄^-. 
 

Anioni simpli (monoatomici)

Formulă	Denumire
Br-	ion bromură
Cl-	ion clorură
F-	ion fluorură
H-	ion hidrură
I-	ion iodură
N3-	ion azidă
N3-	ion nitrură /azotură
O2-	ion oxid /ion de oxigen
S2-	ion sulfură

 
 

Anioni poliatomici

Formulă	Denumire
BrO3-	ion bromat
ClO-	ion hipoclorit
ClO2-	ion clorit
ClO3-	ion clorat
ClO4-	ion perclorat
CO32-	ion carbonat
HCO3-	ion carbonat acid (bicarbonat)
HSO4-	ion sulfat acid (bisulfat)
HSO3-	ion sulfit acid (bisulfit)
H2PO4-	ion dihidrogenfosfat
MnO4-	ion permanganat
NO2-	ion azotit (nitrit)
NO3-	ion azotat (nitrat)
O22-	ion peroxid
OH-	ion hidroxid
SO32-	ion sulfit
SO42-	ion sulfat
PO43-	ion fosfat
PO43-	ion fosfit

Proprietățile elementelor chimice sunt împărțite în două categorii principale, după modul în care variază în tabelul periodic: proprietăți periodice și proprietăți neperiodice.

Proprietățile periodice sunt proprietăți care se repetă după un anumit număr de elemente (se repetă periodic). Repetarea periodică a proprietăților elementelor din aceeași grupă se datorează completării cu electroni – structura stratului exterior a elementelor variază periodic. Aceste proprietăți sunt:

1. 1. Chimice:
      • Valența;
      • Electronegativitatea;
      • Caracterul metalic;
      • Caracterul nemetalic;
   2. Fizice:
      • Volumul atomic;
      • Raza atomică;
      • Volumul ionic;
      • Raza ionică;
      • Energia de ionizare.

1. 1. Numărul atomic, Z;
   2. Numărul de masă, A.

Variația energiei de ionizare

 

Anionii sunt ioni negativi. Un atom devine anion atunci când primește electroni. Așadar, un anion are un număr de electroni mai mare decât numărul de protoni din nucleu.

Cationii sunt ioni pozitivi. Un atom devine cation atunci când cedează electroni. Așadar, un cation are un număr de electroni mai mic decât numărul de protoni din nucleu.

Exemplu – Formarea ionilor Al³⁺ și O^2-:

₁₃Al:     Al – 3 e^- $\to$ Al³⁺

• Cei 3 e^- cedați de Al sunt electronii care se aflau pe ultimul său strat electronic.
• Ionul Al³⁺ are acum o configurație stabilă de octet, identică cu configurația gazului rar Ne.

₈O:       O + 2 e^- $\to$ O^2-

• Atomul de oxigen are 6 e^- pe ultimul strat electronic. Așadar, pentru a ajunge la o configurație stabilă de octet, atomul de oxigen primește 2 e^-.
• Ionul O^2- are acum o configurație stabilă de octet, identică cu configurația gazului rar Ne.

 

Energia de ionizare reprezintă cantitatea de energie necesară pentru a smulge un electron din învelișul electronic al unui atom în stare gazoasă. Rezultatul este obținerea unui cation.

Prima energie de ionizare sau energia de ionizare primară (notată în continuare cu I₁) reprezintă cantitatea de energie necesară pentru a smulge electronul cel mai slab reținut de sarcina nucleară a unui atom.

Dacă atomul unui element în stare gazoasă are mai mulți electroni pe ultimul strat, aceștia pot fi și ei smulși din stratul electronic sub influența unei energii de ionzare secundare, terțiare, cuaternare, etc, (I₂, I₃, I₄, etc) în funcție de numărul de electroni care vor fi smulși din învelișul electronic.

Energia de ionizare poate fi energie termică (căldură) și atunci se măsoară în kcal/mol sau în kJ/mol. Energia de ionizare se poate măsura și în electronvolți, eV.

Electronul sau electronii smulși din învelișul electronic al unui atom vor fi preluați de un alt atom sau vor fi împărțiți cu un alt atom în cadrul unei reacții chimice – electronii nu rămân niciodată în aer.

Procesul de ionizare poate fi reprezentat astfel:

Ionizare primară:      E_(gaz) + I₁  $\to$ E⁺ + e^-          

Ionizare secundară: E_(gaz) + I₂  $\to$ E²⁺ + 2 e^-

Ionizare terțiară:       E_(gaz) + I₃  $\to$ E³⁺ + 3 e^-

I₁ < I₂ < I₃

 

Variația energiei de ionizare primare

• În grupă: energia de ionizare descrește de sus în jos.
• În perioadă: energia de ionizare crește de la stânga la dreapta.

 

Cele mai scăzute valori ale energiei de ionizare le au elementele situate în colțul din stânga, jos, al tabelului periodic.

Reacția elementelor din grupa 1 cu apa: există o corelație între reacția elementelor cu apa și valoarea energiei lor de ionizare: cu cât energia de ionizare este mai scăzută, cu atât elementul va reacționa mai rapid și mai violent cu apa.

• Cs  și H₂O reacționează cu explozie;
• K și H₂O reacționează cu degajare de căldură (din reacție se va degaja H₂ care se aprinde de la sine);
• Na și H₂O reacționează tot cu degajare de căldură (apa din vasul de reacție se va încălzi).

 

Cele mai ridicate valori ale energiei de ionizare le au elementele din colțul dreapta, sus, al tabelului periodic. În cazul unora dintre aceste elemente, energia de ionizare este atât de ridicată încât este greu, sau aproape imposibil ca un electron să fie smuls din înveliș. Aceste elemente preferă să primească electroni pentru a ajunge la o configurație stabilă.

 

 

Ionizarea este procesul prin care atomii sau moleculele neutre se transformă în atomi sau molecule cu sarcină electrică pozitivă sau negativă (ioni). În general, în procesele chimie, ionizarea are loc prin transfer de electroni. 

De cele mai multe ori, transferul de electroni are ca scop obținerea unor configurații electronice stabile de dublet sau octet, așa cum au gazele nobile. Atomii acceptă sau cedează electroni din stratul de valență în funcție de care proces consumă mai puțină energie. 

De exemplu, atomul de sodiu, Na, are nr. atomic Z=11, deci are 11 electroni în învelișul electronic. Pentru a ajunge la o configurație stabilă de octet pe ultimul strat, adică la configurația gazului nobil neon, atomul de sodiu trebuie să cedeze un electron. Atomul de clor, Cl, are Z=17 și îi mai lipsește un singur electron de pe stratul de valență pentru a avea o configurație stabilă de octet, așa cum are gazul nobil argon. Așadar, atomul de sodiu cedează un  electron, iar atomul de clor acceptă un electron. 
Anumite molecule ionizează în soluție apoasă. De exemplu, acizii ionizează la dizolvarea în apă. Moleculele neutre de acid sulfuric, H₂SO₄, reacționează cu moleculele de apă și produc ioni pozitivi de hidroniu și ioni negativi de sulfat: 
\(H_2SO_4 + H_2O \rightarrow 2H_3O^+ + SO_4^{2-}\)

Ionizarea poate avea loc și ca rezultat al disocierii atomilor unui gaz într-un câmp electric. Dacă electronii care constituie curentul electric au energie suficientă, ei vor forța alți electroni afară din învelisul moleculei de gaz neutre, producând astfel perechi de ioni; o astfel de pereche de ioni e formată din ionul pozitiv și din electronul negativ care a fost detașat. 
Ionizarea hidrogenului gazos: \(H_{2(g)} \overset{curent.electric}{\rightarrow} 2H^+ + 2e^-\)
Ionizarea oxigenului gazos: \(O_{2(g)} \overset{curent.electric}{\rightarrow} O_2^+ + e^-\)

Substanțele chimice ionizează și atunci când sunt expuse radiațiilor ionizante, precum razele X sau razele gama. 
 

Un ion este un atom sau grup de atomi care a căpătat o sarcină electrică nenulă (diferită de zero) printr-un transfer de electroni - fie prin acceptare sau prin cedare de electroni. Un atom neutru are numărul de protoni din nucleu egal cu numărul de electroni din învelișul electronic. Pentru a ajunge la o configurație electronică stabilă, unii atomi neutri acceptă sau cedează electroni; astfel, ionii sunt specii chimice pentru care numărul de protoni din nucleu este diferit de numărul de electroni din învelișul electronic al atomului. 

Când un atom cedează (sau pierde) un număr de n electroni, atomul neutru se transformă într-un ion pozitiv care se mai numește și cation. În acest caz:
\(nr. p^+ > nr. e^- \Rightarrow n^+\) sarcină pozitivă
Formarea unui cation prin cedare de n electroni: \(A {- ne^-}{\rightarrow} A^{n+}\)

Când un atom acceptă (sau primește) un număr de n electroni, atomul neutru se transformă într-un ion negativ care se mai numește și anion. În acest caz: 
\(nr. p^+ < nr. e^- \Rightarrow n^-\)sarcină negativă
Formarea unui anion prin acceptare de n electroni: \(A {+ ne^-}{\rightarrow} A^{n-}\)

Procesul prin care atomii sau moleculele neutre acceptă sau cedează electroni și se transformă în atomi sau molecule cu sarcină electrică (ioni) se numește ionizare. 

Variația proprietăților periodice chimice

 

Proprietățile periodice ale elementelor chimice sunt proprietățile care revin de la o perioadă la alta la elementele din aceeași grupă. Periodicitatea acestor proprietăți se datorează existenței aceluiași număr de electroni în stratul de valență al elementelor din aceeași grupă.

În special în cazul grupelor principale, elementele din aceeași grupă au aceleași proprietăți chimice generale.

Un element chimic poate obține o configurație electronică stabilă de octet sau de dublet, în două feluri:

• Prin transfer de electroni (cedare sau acceptare de electroni);
• Prin punere în comun de electroni (formare de legături chimice covalente).

 

Electronegativitatea este puterea cu care un element atrage electronii dintr-o legătură covalentă și are valori numerice.

Scara numerică a electronegativității are valori între 0,7 și 4, unde elementul cu valoarea 4 atrage cel mai puternic electronii dintr-o legătură covalentă.

Valorile electronegativităților elementelor din grupele principale conform lui Linus Pauling.

Cei mai electronegativi atomi sunt cei cărora le mai lipsesc 1 e^-, 2 e^-, sau 3 e^- până la configurația de octet. Cele mai mici valori ale electronegativității le au atomii care pot realiza configurația de octet pierzând un singur electron (elementele din grupa 1).

Electronegativitatea are o variație în tabelul periodic similară cu energia de ionizare: cu cât un element este mai electronegativ, cu atât elementul respectiv are o energie de ionizare mai mare.

Variația electronegativității în tabelul periodic:

• crește în perioadă de la stânga la dreapta;
• crește în grupă de jos în sus.

Electropozitivitatea este tendința atomilor de a ceda electroni cu ușurință ( unul, doi sau 3 e^-) și a forma ioni pozitivi, pentru a ajunge la o configurație electronică stabilă.

Valența este un număr întreg ce caracterizează capacitatea de combinare a unui atom cu un alt atom. NU este același lucru cu numărul electronilor de valență sau cu numărul stratului de valență. Valența este determinată de numărul electronilor cu care un atom poate participa la o legătură chimică și variază în funcție de element și de poziția acestuia în tabelul periodic.

Valența se poate raporta la reacția elementelor cu hidrogenul sau oxigenul. De exemplu, ilustrând formulele generale ale oxizilor elementelor din grupele principale, se poate observa variația periodică a valenței elementelor.

Grupa	1	2	13	14	15	16	17
Valența	I	II	III	IV, II	V, III	VI, IV	VII, V
Oxizi	E2O	EO	E2O3	EO2 EO	E2O5 E2O3	EO3 EO2	E2O7 E2O5

 

Variația valenței în tabelul periodic:

• crește în perioadă de la stânga la dreapta;
• nu variază în grupă.

 

Metale și nemetale

În tabelul periodic există trei categorii principale de elemente chimice: metale, nemetale și semimetale (numite și metaloizi).

Nemetalele sunt despărțite de semimetale și metale prin diagonala care pornește în zig-zag de la bor spre poloniu.

 

 

 

 

 

 

Caracteristicile metalelor	Caracteristicile nemetalelor
conduc căldură și electricitate; sunt maleabile și ductile (se pot trage în foi și fire); au luciu metalic; sunt solide la temperaturi obișnuite (excepție: Hg); au între 1 și 3 e- de valență; cedează electroni, formând ioni pozitivi; oxizii metalici au caracter bazic (în reacție cu apa formează hidroxizi).	nu conduc căldură și electricitate; nu sunt maleabile, nici ductile; nu au luciu metalic; se găsesc în toate cele 3 stări de agregare: solide (C, Si, P, S, I2), gaze (N, O2, F2, Cl2, Ar, Ne, Kr, etc), lichide (Br2); au între 4 și 8 e- de valență; acceptă electroni, formând ioni negativi; oxizii nemetalici au caracter acid (în reacție cu apa formează acizi).

 

Variația caracterului metalic în tabelul periodic:

• scade în perioadă de la stânga la dreapta;
• crește în grupă de sus în jos.

Caracterul bazic al oxizilor metalici variază la fel ca și caracterul metalic al elementelor.

 

Variația caracterului nemetalic în tabelul periodic:

• scade în perioadă de la dreapta la stânga;
• crește în grupă de jos în sus.

Caracterul acid al oxizilor nemetalici variază la fel ca și caracterul nemetalic al elementelor.