1. Metale i niemetale w ukladzie okresowym pierwiastków

1.1. Metale i niemetale

1.1.1. Metale

Pierwiastki, które posiadają metaliczny połysk, są kowalne, dobrze przewodzą prąd elektryczny i ciepło, oraz tworzą kationy (jony na dodatnim stopniu utlenienia) – czyli charakteryzują się niewielką elektroujemnością zalicza się do metali.

Za metaliczny (srebrzysty) połysk, przewodnictwo prądu i ciepła odpowiedzialne są elektrony walencyjne. W przypadku metali muszą one być słabo związane ze zrębem atomowym. W atomie elektrony utrzymywane są przez jądro atomowe siłami elektrostatycznymi, a więc im elektron znajduje się dalej od jądra atomowego tym słabiej jest przez nie „trzymany”. Czyli atomy metali charakteryzują się dużymi rozmaiarami. Ta właściwość – duży rozmiar atomu – odpowiedzialna jest za wszystkie właściwości fizykochemiczne metali:

· mała elektroujemność (duża elektrododatność).
Elektroujemność można sobie wyobrazić jako siłę z jaką atom utrzymuje swoje elektrony walencyjne, oraz siłę z jaką odbiera elektrony walencyjne innemu atomowi:

· Tworzenie kationów (prostych jonów dodatnich)

1.1.1. Niemetale

Pierwiastek zaliczany do niemetali charakteryzuje się tym, że może tworzyć aniony proste, posada znaczną elektroujemność, nie przewodzi prądu elektrycznego oraz słabo przewodzi ciepło. Podobnie jak w przypadku metali wszystkie ich cechy wynikały z dużego promienia atomowego, tak w przypadku niemetali, mały rozmiar promienia atomu odpowiedzialny jest za ich właściwości fizykochemiczne.

· elektroujemność

· Wiązanie jonowe
Jeżeli w pobliżu znajduje się atom, który słabo trzyma swoje elektrony walencyjne to niemetal z łatwością może mu je odebrać uzyskując oktet elektronowy. Niemetal uzyskuje dodatkowy(e) elektron stając się anionem, a drugi atom traci elektron(y) stając się kationem. Pomiędzy jonami istnieje silne oddziaływanie Coulombowskie (przyciągają się). Mówimy, że tworzy się wiązanie jonowe:

· Wiązanie kowalencyjne
Jeżeli dwa atomy niemetalu zbliżą się do siebie, każdy z nich będzie dążył do uzyskania oktetu, ale żaden nie jest w stanie odebrać drugiemu elektronów walencyjnych. W takim przypadku każdy z atomów „wypożycza” swoje elektrony walencyjne drugiemu, aby mógł on uzyskać oktet. Mówimy, że elektrony zostają uwspólnione. Tego typu wiązanie nazywa się wiązaniem kowalencyjnym:

Właściwości pierwiastków zależą od rozmiaru atomu, a ściśle mówiąc od jego konfiguracji elektronowej. Każdy atom dąży do tego by uzyskać konfigurację elektronową najbliższego gazu szlachetnego, czyli by na ostatniej powłoce posiadać oktet elektronów. Jeśli atom na powłoce walencyjnej ma 1 do 3 elektronów, to łatwiej mu je oddać innemu atomowi, niż odebrać innemu 7 do 5 elektronów. Będzie więc metalem. Natomiast pierwiastkom posiadającym na ostatniej powłoce 5 do 7 elektronów łatwiej jest odebrać innym atomom 3 do 1 elektronu by uzyskać oktet niż je oddać. Posiadają więc właściwości niemetalu. Możemy również spodziewać się, że pierwiastkowi posiadającemu 5 czy nawet 6 elektronów walencyjnych łatwo je będzie jednak odebrać gdy będzie odznaczać się niską elektroujemnością, czyli dużym rozmiarem promienia atomowego. Gdzie zatem w układzie okresowym pierwiastków szukać metali i niemetali?

1.1.2. Budowa układu okresowego

W układzie okresowym pierwiastków wyróżnić możemy kolumny zwane grupami. Obecnie grupy numeruje się liczbami od 1 do 18. Numer ten wskazuje liczbe elektronów walencyjnych (dla grup od 1 do 10 bezpośrednio, natomiast dla grup od 11 do 18 liczbę elektronów walencyjnych obliczamy odejmując od nr grupy liczbę 10). Czasami w tablicach układu okresowego pierwiastków, obok numeracji liczbami arabskimi możemy spotkać numerację liczbami rzymskimi (stara numeracja grup). W tej numeracji nr grupy wskazuje bezpośrednio liczbę elektronów walencyjnych. Dodatkowo literą A oznacza się pierwiastki grup głównych, a literą B pierwiastki grup pobocznych.

Nazwa grupy w układzie okresowym pochodzi od pierwszego pierwiastka w grupie (z wyłączeniem wodoru). Stąd mamy: litowce (nazywane czasami metalami alkalicznymi), berylowce (często nazywane metalami ziem alkalicznych), borowce, węglowce, azotowce, tlenowce, fluorowce (można też spotkać się z nazwą chlorowce, a w chemii organicznej halogeny lub halogenki dla ogólnej nazwy anionu pierwiastka tej grupy). W podobny sposób (rzadziej spotykany) nazywa się grupy dla pierwiastków pobocznych.

Wiersze w układzie okresowym nazywane są okresami, a numer wiersza (czyli okresu) wskazuje ilość powłok elektronowych w atomie. Dla uproszczenia omawianych zależności w tym rozdziale będziemy posługiwać się planetarnym modelem budowy atomu.

Maksymalna ilość elektronów na powłoce powiązana jest z numerem powłoki wzorem: maxilośćelektronównapowłoce=2n², gdzie n jest numerem powłoki. Powłoki często zamiast liczbami oznacza się literami. Pierwszą powłokę oznacza się literą K, a kolejne, kolejnymi literami alfabetu. Atom z pierwszego okresu ma jedynie jedną powłokę, na której mogą być maksymalnie 2 elektrony (2^.1²). Dlatego w pierwszym okresie znajdują się jedynie dwa pierwiastki: wodór i hel:

W drugim okresie atom ma dwie powłoki, na pierwszej znajdują się 2 elektrony, a na drugiej (L) maksymalnie może być ich 8. Dlatego w drugim okresie znajduje się 8 pierwiastków (lit, bor, węgiel, azot, tlen, fluor i neon).

Drugi okres rozpoczyna lit. Możemy sobie wyobrazić, że atom litu powstaje z helu przez dodanie 1 protonu (i dwóch neutronów) do jądra, oraz powłoki L z jednym elektronem. Nic więc dziwnego, że atom litu jest o wiele większy od atomu helu:

Kolejny atom, atom berylu powstaje z atomu litu przez dodanie 1 protonu i 1 neutronu do jądra, oraz jednego elektronu na powłokę L. Jeżeli elektron zostaje umieszczony na powłoce L, oznacza to, że atom berylu nie będzie miał większego rozmiaru od atomu litu, wręcz przeciwnie. Zwiększenie ładunku jądra powoduje, że elektrony walencyjne są mocniej przyciągane przez jądro, więc znajdą się bliżej niego, a co za tym idzie rozmiar atomu się zmniejszy. Pierwiastek ten będzie wykazywał też większą elektroujemność od litu z uwagi na silniejsze przyciąganie elektronów walencyjnych:

Budowę kolejnych atomów z drugiego okresu możemy wyprowadzić w ten sam sposób. Dlatego promień atomu maleje wraz ze wzrostem nr grupy, wzrasta wraz ze wzrostem nr okresu. Elektroujemność wzrasta wraz ze wzrostem nr grupy i maleje ze wzrostem nr okresu.

Ostatni pierwiastek drugiego okresu – neon posiada już maksymalną ilość elektronów na powłoce L, które odpychają się i z tego względu rozmiar promienia atomowego zwiększy się nieco w porównaniu z fluorem. Najmniejszy promień atomowy w drugim okresie będzie miał zatem fluor. Kolejny okres rozpoczyna się od sodu. Dodatkowa powłoka z jednym elektronem powoduje, że jego rozmiar bardzo się zwiększy, podobnie jak przy przejściu od helu do litu.

Promienie atomowe niektórych atomów [pm(10^-12m)]

Ze względu na rozmiar atomu, metale znajdują się w lewej części układu okresowego pierwiastków, a niemetale w jego prawej części. Charakter metaliczny rośnie wraz ze wzrostem promienia atomowego, czyli wraz ze wzrostem numeru okresu. Dlatego 14 i 15 grupa zaczyna się typowym niemetalem (węgiel, azot), a kończy metalem (ołów, bizmut).

Zmiana charakteru metalicznego w układzie okresowym pierwiastków

Promień jonu silnie maleje w stosunku do promienia atomu jeśli tworzy się kation. Jest to oczywiste, ponieważ atom oddaje swoje elektrony walencyjne (pozbywa się elektronów z ostatniej powłoki):

W przypadku tworzenia się anionu, mimo że dodatkowy elektron znajdzie się na powłoce zajętej częściowo przez elektrony walencyjne, to z uwagi na wypełnienie tej powłoki (anion przyjmuje konfigurację najbliższego atomu gazu szlachetnego) i niezmieniający się ładunek jądra, promień jonu silnie wzrasta: