1.5 Układ okresowy - konfiguracja przykłady

W poprzednim poście omówiłam bloki elektronowe i podstawową konfigurację elektronową - jeśli jeszcze masz problem z tymi zagadnieniami to zapraszam do powtórzenia TUTAJ :)

Dzisiejsze zajęcie chciałam poświecić na dalsze rozważania o konfiguracji. Jednak doszłam do wniosku, że najlepiej zrobić kilka przykładów, aby zaznajomić się z tematem, a dopiero później poruszać zagadnienia związane z skróconym opisem i konfiguracją kationów i anionów. Także dzisiaj duża porcja przykładów :) oczywiście zachęcam Was do samodzielnego robienia przykładów, a później sprawdzenia z moimi odpowiedziami.

Przykłady:

Opis Ca (wapń) - jak pamiętasz w poprzednim wątku opis atomu podzieliłam na kilka kroków, teraz też tak będę robic i Ciebie również zachęcam do takiego sposobu (przynajmniej na początek).

1. Krok: Określamy w której grupie, okresie leży dany pierwiastek i w którym jest bloku
2 grupa, 4 okres, blok s

2. Krok: Określamy ile ma powłok, elektronów i elektronów walencyjnych
Ilość powłok: 4 (o tym informuje nas okres)
Ilość elektronów: 20 (o tym informuje liczba atomowa)
Ilość elektronów walencyjnych: 2 (o tym informuje grupa)

3. Krok: Określamy zapełnienie powłok na symbolach literowych (K, L, M...)
Powłoka K (pierwsza): 2
Powłoka L (druga): 8
Powłoka M (trzecia): 8
Powłoka N (czwarta): 2

Mam nadzieję, że pamiętasz (jak nie to odśwież swoje wiadomości), że na powłoce M maksymalnie może byc 18 elektronów, ale w konfiguracji wapnia jest tylko 8 elektronów, więc ta powłoka nie jest całkowicie zapełniona, teraz nasuwa się pytanie - Jak ustalić ile elektronów znajduje się na trzeciej powłoce M?

Metoda jest bardzo prosta. Wiemy, że łącznie atom wapnia ma 20 elektronów, a elektronów walencyjnych (na ostatniej powłoce N) jest 2. Natomiast pierwsze dwie powłoki (K i L) są całkowicie obsadzone, czyli na K jest 2, a na L jest 8. Z tych informacji wyliczamy ile powinno byc elektronów na trzeciej (M) powłoce:

20 - 2 - 2 -8 = 8

20 - wszystkie elektrony
2 - elektrony walencyjne, na powłoce N
2 - elektrony na powłoce K
8 - elektrony na powłoce L

Wynik mówi nam ile elektronów jest na powłoce M - prawda, że proste? :)

4. Krok: Określamy całkowitą konfiguracje elektronową (patrzymy na schemat zapełniania powłok)

1s2  2s2  2p6  3s2 3p6 4s2


5. Krok: Zaznaczamy elektrony walencyjne i zapisujemy je w systemie klatkowym
Elektrony walencyjne: 4s2

4s

6. Krok: Wyznacz wszystkie liczby kwantowe dla elektronów walencyjnych
n = 3
l = 0
m = 0
ms= 1/2,  -1/2

Opis atomu Ni (nikiel):

1. Krok: Określamy w której grupie, okresie leży dany pierwiastek i w którym jest bloku
10 grupa, 4 okres, blok d


2. Krok: Określamy ile ma powłok, elektronów i elektronów walencyjnych
Ilość powłok: 4
Ilość elektronów: 28
Ilość elektronów walencyjnych: 10

3. Krok: Określamy zapełnienie powłok na symbolach literowych (K, L, M...)
Powłoka K: 2
Powłoka L: 8
Powłoka M: 16
Powłoka N: 2

4. Krok: Określamy całkowitą konfiguracje elektronową (patrzymy na schemat zapełniania powłok)
1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2  3d8

5. Krok: Zaznaczamy elektrony walencyjne i zapisujemy je w systemie klatkowym
Elektrony walencyjne: 4s2  3d8 

4s    3d  

6. Krok: Wyznacz wszystkie liczby kwantowe dla elektronów walencyjnych
n = 4                          n = 3
l = 0                           l = 2 
m = 0                         m = -2, -1, 0, 1, 2
ms= 1/2,  -1/2            ms = 1/2,  -1/2,  1/2,  -1/2,  1/2,  -1/2,  1/2,  1/2


Opis atomu Ag (srebro) - WYJĄTEK!:

1. Krok: Określamy w której grupie, okresie leży dany pierwiastek i w którym jest bloku
11 grupa, 5 okres, blok d

2. Krok: Określamy ile ma powłok, elektronów i elektronów walencyjnych
Ilość powłok: 5
Ilość elektronów: 47
Ilość elektronów walencyjnych: 11

3. Krok: Określamy zapełnienie powłok na symbolach literowych (K, L, M...)
Powłoka K: 2
Powłoka L: 8
Powłoka M: 18
Powłoka N: 18
Powłoka O: 1

4. Krok: Określamy całkowitą konfiguracje elektronową (patrzymy na schemat zapełniania powłok)
1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2  3d8  4p6  5s1  4d10

5. Krok: Zaznaczamy elektrony walencyjne i zapisujemy je w systemie klatkowym
Elektrony walencyjne: 5s1  4d10

5s    4d  

6. Krok: Wyznacz wszystkie liczby kwantowe dla elektronów walencyjnych
n = 5                          n = 4
l = 0                           l = 2 
m = 0                         m = -2, -1, 0, 1, 2
ms= 1/2                     ms = 1/2,  -1/2,  1/2,  -1/2,  1/2,  -1/2,  1/2,  -1/2,  1/2,  -1/2 

Opis atomu Cl (chlor):

1. Krok: Określamy w której grupie, okresie leży dany pierwiastek i w którym jest bloku
17 grupa, 34 okres, blok p

2. Krok: Określamy ile ma powłok, elektronów i elektronów walencyjnych
Ilość powłok: 3
Ilość elektronów: 17
Ilość elektronów walencyjnych: 7

3. Krok: Określamy zapełnienie powłok na symbolach literowych (K, L, M...)
Powłoka K: 2
Powłoka L: 8
Powłoka M: 7


4. Krok: Określamy całkowitą konfiguracje elektronową (patrzymy na schemat zapełniania powłok)
1s2  2s2  2p6  3s2  3p5 

5. Krok: Zaznaczamy elektrony walencyjne i zapisujemy je w systemie klatkowym
Elektrony walencyjne: 3s2 3p5

 3s    3p  

6. Krok: Wyznacz wszystkie liczby kwantowe dla elektronów walencyjnych
n = 3                          n = 3
l = 0                           l = 1
m = 0                         m = -1, 0, 1
ms= 1/2,  -1/2            ms = 1/2,  -1/2,  1/2,  -1/2,  1/2



Na dzisiaj to tyle. Planowałam wytłumaczyć w tym poście skrócony opis oraz konfigurację kationów i anionów, ale co za dużo to niezdrowo, więc zostawiam Was z porcją przykładów jak opisywać atomy, a dopiero w następnym wpisie powrócimy do teorii. 

Spróbujcie nadrobić zaległości, jeżeli jakieś macie i zapraszam do czytania kolejnych postów :)

Powodzenia!



   
  
  

1.4 Układ okresowy - bloki elektornowe i konfiguracje

Po długiej nieobecności powracam!

Przypominam, że naszym ostatnim tematem były liczby kwantowe. Dla przypomnienia szybko je powtórzymy, aby dalej kontynuować naukę o chemii :)

1. Główna liczba kwantowa n - określa powłokę, po której krąży elektron. O główniej liczbie kwantowej informuje okres (wciąż masz z tym problem zapraszam to powtórzenia tego postu).

2. Poboczna liczba kwantowa l - określa na jakiej podpowłoce znajduje się elektron. Poboczna liczba przybiera wartości od 0 do n-1

3. Magnetyczna liczba kwantowa m - określa przestrzenne ułożenie się orbitali podpowłok, przyjmuje wartości -l < m < l (tutaj jest "el" czyli poboczna liczba kwantowa)

4. Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms - związana z obrotem elektronu wokół własnej osi. Przyjmuje dwie wartości: 1/2 dla strzałki w górę oraz  -1/2 dla strzałki w dół.

OK! Liczby kwantowe powtórzone, teraz czas na Zakaz Pauliego i Regułę Hunda:
* nie mogą istnieć dwa elektrony o identycznym stanie kwantowym, czyli o tych samych wartościach czterech liczba kwantowych - przynajmniej musi być jedna różnica
* przy zaznaczaniu elektronów w "kwadracikach" zaczynamy od strzałki w górę
* zaznaczając elektrony na początku trzeba każdy kwadracik zapełnić strzałkami w górę, a dopiero później w dół


Teraz wiemy już wszystko z poprzednich zajęć, ale czym są bloki elektronowe? 

Bloki elektronowe stanowią grupy pierwiastków, które mają podobną konfiguracje elektronów walencyjnych, czyli tych na ostatniej powłoce.

Jak widzisz, wyróżniamy 4 bloki elektronowe:

1. Blok s (zielone pole) - stanowią go pierwiastki 1 i 2 grupy układu okresowego oraz Hel, w których elektrony walencyjne równają się grupie układu okresowego, np: Mg (magnez) leży w 2 grupie układu okresowego, więc ten pierwiastek ma 2 elektrony na ostatniej powłoce (walencyjnej).

elektrony walencyjne = numer grupy

2. Blok p (pomarańczowe pole) - stanowią go pierwiastki od 13 do 18 grupy (z wyjątkiem Helu - jest w bloku s patrz wyżej). W tym bloku ilośc elektronów walencyjnych jest równa numerowi grupy pomniejszonego o 10, np: C (węgiel) leży w 14 grupie układu okresowego, więc ma 4 elektrony walencyjne (14 -10=4=elektrony wal.)

elektrony walencyjne = numer grupy - 10

3. Blok d (żółte pole) - stanowią go pierwiastki od 3 do 12 grupy układu okresowego, w tym przypadku ilośc elektronów walencyjnych jest równa numerowi grupy, np: Fe (żelazo) leży w 8 grupie, więc ma 8 elektronów walencyjnych. Ale uwaga! W bloku d elektrony walencyjne znajdują się na dwóch powłokach - ostatniej powłoce elektron jest na orbitalu s, a na przedostatniej na orbitalu d. Zazwyczaj orbital s jest w pełni obsadzony, czyli ma 2 elektrony, lecz istnieją wyjątki i mają one 1 elektron na orbitalu s:

WYJĄTKI: Ca (wapń), Cr (chrom), Nb (niob), Mo (molibden), Ag (srebro), Ru (ruten), Rh (rod)

elektrony walencyjne = numer grupy (ale elektrony są na różnych powłokach!)


4. Blok f -  stanowią lantanowce, ale ta konfiguracja jest zbyt skomplikowania i nią nie będziemy się zajmować :)


Poznaliśmy już bloki elektronowe, teraz musimy przejść do konfiguracji i opisu elektronowego pierwiastków, więc do dzieła!

 Co to jest konfiguracja elektronowa?

Jest to opis atomu, w którym przedstawiamy rozmieszczenie elektronów danego pierwiastka na poszczególnych powłokach, podpowłokach i orbitalach. Opisu tego dokonujemy za pomocą liczb kwantowych.

 Aby rozpisywać konfiguracje elektronową musimy przypomnieć kilka istotnych szczegółów:

1. Ile elektronów ma pierwiastek?
Ten problem poruszaliśmy w temacie 1.2 Układ okresowy - pierwiastki i jeżeli uważnie czytałeś bloga to na pewno pamiętasz, że liczbę elektronów określa liczba atomowa

Liczba masowa A określa sumę protonów i neutronów
Liczba atomowa Z określa liczbę protonów i elektronów, czyli:

liczba elektronów = liczba protonów = Z (liczba atomowa)
liczba neutronów = A - liczba protonów = A - Z

2. Maksymalna liczba elektronów na powłokach:
O tym mówiliśmy w rozdziale 3 o liczbach kwantowych - jeżeli masz problem z tymi zagadnieniami wróc do poprzedniej lekcji :)
 

Symbol powłoki	Główna liczba kwantowa n	Max. liczba elektronów 2n2
K	1	2
L	2	8
M	3	18
N	4	32
O	5	50
P	6	72
Q	7	98

3. Maksymalna liczba elektronów na podpowłokach/orbitalach:

Symbol podpowłoki	Wartość pobocznej liczby kwantowej l	Maksymalna liczba elektronów 4l+2
s	0	2
p	1	6
d	2	10
f	3	14

 
Koniec powtarzania! Czas na nowe rzeczy!

Chcą ustalić konfiguracje elektronową musimy pamiętać o kolejności zapełniania powłok i podpowłok, jest to związane z energią, ale nie będę tego Wam tutaj wykładać, jeżeli ktoś jest zainteresowany to piszcie w komentarzach, a rozwinę ten temat :)





Powyższy schemat pokazuje nam kolejność zapełniania się podpowłok i powłok, zgodnie z niebieskimi strzałkami.
Dla ułatwienia odczytam Wam tą kolejnośc (oczywiście zachęcam abyście zrobili to sami, a później sprawdzili ze mną): 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s .... i tak dalej

Jak pewnie zauważyłeś, że w pewnym momencie główne liczby kwantowe (czyli te duże cyferki) zaczynają nam się plątać i nie jest tak jak w podstawówce uczono :)

Teraz już wszystko omówiliśmy i zajmiemy się przykładami.

Wyznaczmy konfiguracje elektronową, dla Na (sód):
1 Krok: Określamy w której grupie, okresie leży i w którym jest bloku
 1 grupa, 3 okres, blok s

2. Krok: Określamy ile ma powłok, elektronów i elektronów walencyjnych
Ilość powłok: 3 (mówi o tym okres patrz początek post)
Ilość elektronów: 11 (mówi o tym liczba atomowa - patrz wyżej)
Ilośc elektronów walencynych: 1 (mów o tym grupa, bo jest w bloku s - patrz wyżej)

3. Krok: Określamy zapełnienie powłok na symbolach literowych (K, L, M...)
powłoka K (pierwsza): 2 - jest całkowicie zapełniona
powłoka L (druga): 8 - jest całkowicie zapełniona
powłoka M (trzecia): 1 (bo wszystkich elektronów jest 11, a dwóch pierwszych powłokach jest 10, czyli został 1)

Jeżeli masz problem ile elektronów mieści się na danej powłoce to jeszcze raz przejrzyj post :)

4. Krok: Określamy całkowitą konfiguracje elektronową (patrzymy na schemat zapełniania powłok)
1s2  2s2  2p6  3s1
Cyfra przed orbitalem, czyli literka s lub p to główna liczba kwantowa
Cyfra za orbitalem (poprawny zapis jest taki gdy ta cyfra "za" orbitalem jest w indeksie górny, mniej-więcej jak potęga) oznacza ilośc elektronów na tym orbitalu.

5. Krok: Zaznaczamy elektrony walencyjne i zapisujemy je w systemie klatkowym
Elektrony walencyjne to : 3s1

3s  

6. Krok: Wyznacz wszystkie liczby kwantowe dla elektronów walencyjnych
n główna liczba kwantowa = 3 (duża cyfra z przodu)
l "el" poboczna liczba kwantowa = 0 (bo orbital s)
m magnetyczna liczba kwantowa = 0
ms spinowa liczba kwantowa = 1/2 (bo strzałka w górę)

Zadanie domowe:
Według powyższego wzoru spróbuj sam opisać takie pierwiastki jak: Sr (stront), S (siarka), Zn (cynk). 

Mam nadzieję, że poradzisz sobie z tym zadaniem i czekam na Twoje odpowiedzi w komentarzu. Oczywiście jeżeli coś jest niejasne to pisz do mnie, a jeszcze raz spróbuje to wytłumaczyc, ale nie przejmuj się! Ten post był wyjątkowo długi i omówiłam dopiero jeden przykład, więc masz prawo czegoś nie rozumiec.

Na następnych zajęciach będę kontynuowac konfiguracje elektronową - zrobię kilka przykładów dla atomów, a później zajmę się kationami i anionami. 

Powodzenia! :) 

1.3 Układ okresowy - liczby kwantowe

Dzisiejszy temat nie jest bezpośrednio związany z układem okresowym, ale jeżeli chcemy dowiedzieć się wszystkiego o układzie okresowym to musimy poznać pojęcie liczb kwantowych.

Liczby kwantowe to niestety trudne pojęcie do wytłumaczenia, ponieważ nie ma jednoznacznej definicji, a poza tym musielibyście poznać podstawy chemii kwantowej, czego nie będę tego robić, aby Was nie wystraszyć.


Przy omawianiu tego zagadnienia powinniśmy powtórzyc budowę atomu:

Ze schematu możemy odczytać:
* jądro atomowe składa się z protonów (+) i neutronów (0)
* elektrony (-) krążą po orbitach


Jest kilka rodzajów liczb kwantowych:

1. Główna liczba kwantowa n - określa powłokę, po której krąży elektron.  Jeżeli uważnie czytałeś bloga to na pewno pamiętasz, że okres w układzie okresowy wyznacza właśnie tę wartość (jeżeli jeszcze tego nie kojarzysz to zajrzyj TUTAJ). Okresów w tablicy Wernera mamy 7, więc główna liczba kwantowa n może przybierać wartości od 1 do 7.

Jak zauważyłeś na schemacie, powłokom elektronowym przypisuję się konkretną literę od K do Q, gdzie:
- powłoka K jest pierwsza od jądra
- powłoka L jest druga od jądra
- powłoka M jest trzecia od jądra
- powłoka N jest czwarta od jądra
- powłoka O jest piąta od jądra
- powłoka P jest szósta od jądra
- powłoka Q jest siódma od jądra


Oczywiście na każdej powłoce może być maksymalna ilość elektronów (patrz niebieskie cyfry przy powłokach). Do określenia tego służy wzór 2n², gdzie n to główna liczba kwantowa, czyli numer powłoki.
 

Symbol powłoki	Główna liczba kwantowa n	Max. liczba elektronów 2n2
K	1	2
L	2	8
M	3	18
N	4	32
O	5	50
P	6	72
Q	7	98

2. Poboczna liczba kwantowa l - rozróżnia stany energetyczne elektronów w tej samej powłoce, czyli po prostu mówi o tym, na której podpowłoce znajduje się elektron. Może ona przybierać wartości od 0 do n-1 (gdzie n jest główną liczbą kwantową - patrz powyżej). Dla każdej powłoki przypisuje się konkretną poboczną liczbę kwantową.
 Wyróżniamy cztery podpowłoki i oznaczane są one symbolami: s, p, d, f. Podobnie jak w przypadku powłok elektronowych (patrz powyżej) jest wyznaczona maksymalna liczba elektronów jaka może znajdować się na danej podpowłoce, a wyraża to wzór: 4l + 2  gdzie l to poboczna liczba kwantowa:

Symbol podpowłoki	Wartość pobocznej liczby kwantowej l	Maksymalna liczba elektronów 4l+2
s	0	2
p	1	6
d	2	10
f	3	14

UWAGA! Podpowłok jest 7 (tyle samo co powłok), ale w szkołach używa się tylko do 4 powłok i podpowłok.

3. Magnetyczna liczba kwantowa m - określa przestrzenne ułożenie się orbitali podpowłok (brzmi strasznie). Przyjmuje ona wartości -l < m < l , gdzie l to poboczna liczba kwantowa

Symbol podpowłoki	Wartość pobocznej liczby kwantowej l	Wartość magnetycznej liczy kwantowej m
s	0	0
p	1	-1, 0, 1
d	2	-2, -1, 0, 1, 2
f	3	-3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Teraz nasuwa się pytanie "Skąd wiem, która magnetyczna liczba kwantowa jest prawidłowa dla opisywanego elektronu?"

4. Magnetyczna spinowa liczba kwantowa ms - związana z obrotem elektronu wokół własnej osi. Przyjmuje dwie wartości: 1/2 oraz  -1/2

Wartość dodatnia (1/2) magnetycznej spinowej liczby kwantowej jest przypisana elektronowi, który jest zapisany w formie strzałki skierowanej w górę. Natomiast wartość ujemna (-1/2) opisuje elektron oznaczony jako strzałka do dołu.

 UWAGA! Przy wypisywaniu liczb kwantowych danego elektrony należy pamiętać o zakazie Pauliego. Reguła mówi o tym, że:
* nie mogą istnieć dwa elektrony o identycznym stanie kwantowym, czyli o tych samych wartościach czterech liczba kwantowych - przynajmniej musi być jedna różnica
* przy zaznaczaniu elektronów w "kwadracikach" zaczynamy od strzałki w górę
* zaznaczając elektrony na początku trzeba każdy kwadracik zapełnić strzałkami w górę, a dopiero później w dół

Przykładowe zadanie:
Określ liczby kwantowe elektronów:
 
 n = 2 (duża cyfra przy podpowłoce oznacza n)
 l  = 1 (bo leży w podpowłoce p)
m = -1, 0, 1
ms= 1/2, -1/2, 1/2, -1/2, 1/2, -1/2


n = 4
l = 2 (bo leży w podpowłoce d)
m = -2, -1, 0
ms = 1/2, 1/2, 1/2

 
Dzisiaj poruszyłam liczby kwantowe, aby móc w następnym poście pisać o blokach elektronowych i konfiguracji, wtedy nauczymy się rozpisywac elektrony w każdym pierwiastku i będziemy opisywać jego liczby kwantowe.
Mam nadzieję, że jest to zrozumiałe, choć na pewno wszystko bardziej się rozjaśni gdy poruszymy temat związany z konfiguracją, ale cierpliwości - wpis o tym już niedługo.

1.2 Układ okresowy - pierwiastki

Dzisiaj będzie kontynuacja grupy postów o Układzie okresowym (pierwszy wpis możenie znaleźć tutaj - 1.1 Układ okresowy - grupy i okresy) i omówię "skład" tablicy, czyli po prostu pierwiastki.

Na pewno zauważyłeś, że różnie pierwiastki układu okresowego są zaznaczone innymi kolorami:
* niebieski - metale
* różowy - półmetale
* czerwony - niemetale
* żółty - gazy szlachetne, należące do niemetali

Pierwsza wymieniona przeze mnie grupa to metale i charakteryzuję się ona:
* wysoką temperaturą wrzenia i topnienia
* większość w temperaturze pokojowej to ciała stałe. Wyjątkiem jest rtęć - jest cieczą i już w temperaturze 25C paruje
* wolne elektrony w sieci krystalicznej (siec krystaliczna to specjalne ułożenie atomów w cząsteczce, aby była zachowana symetria i uporządkowanie dalekiego zasięgu)
* bardzo dobre przewodnictwo elektryczne (jest to związane z wolnymi elektronami w sieci)
* dobrze przewodnictwo ciepła
* połyskliwa powierzchnia w stanie stałym
* zdolność tworzenia związków kompleksowych
* bezwonność

Kolejną grupą są niemetale:
* mogą być gazami w formie cząsteczkowej: O2,  N2, F2, Cl2, H2
* występują w formie ciepłej, np: Br2
* formy stałe: I2, C, P
* niższe temperatury topnienia i wrzenia niż metale o zbliżonych masach atomowych (dzięki czemu wiele z nich jest w temperaturze pokojowej cieczami lub gazami)
* słabe przewodnictwo cieplne i elektryczne (są izolatorami)
* wysoka elektroujemność (miara przyciągania elektronów przez atom pierwiastka, który tworzy związek chemiczny; wartość tablicowa używana przy ogniwach - określanie co jest katodą, a co anodą)
* tlenki mają właściwości kwasowe (po połączeniu takiego tlenku z wodą powstaje kwas)

Gazy szlachetne - niemetale: Mimo, iż należą do niemetali to różnią się one swoimi właściwościami:
* bezbarwne, bezwonne gazy
* niskie temperatury wrzenia i topnienia
* w pełni zapełnione powłoki - brak wolnych elektronów
* nierozpuszczalne w wodzie
* bardzo mało reaktywne - Hel symbol He i Neon (Ne) nie tworzą żadnych związków chemicznych (ścisły związek z brakiem swobodnych elektronów)
* emitują światło widzialne w silnym polu elektrostatycznym i pod wpływem wyładowań elektrycznych

 

Ostatnia grupa - półmetale (półprzewodniki). Jak pewnie się domyślacie mają one właściwości pomiędzy metalami, a nie metalami (patrz. powyżej).

Cechy wspólne z metalami:

* połyskliwa powierzchnia w stanie stałym

* wysoka temperatura wrzenia i topnienia

* zdolne do tworzenia związków kompleksowych

Cechy wspólne z niemetalami:

* słabe przewodnictwo elektryczne i cieplne (gorsze niż metale, lepsze niż niemetale)

* zdolność do tworzenia kwasów

Co oznaczają liczby przy każdym pierwiastku w układzie okresowym?

Powyżej zamieściłam obrazek przedstawiający pierwiastek o symbolu Br, czyli Brom (leżący w 17 grupie i 4 okresie).
Na schemacie możecie zobaczyć:
* liczbę atomową Z (według rosnącej liczy atomowej jest poukładana Tablica Wernera) - określa ile jest protonów + w jądrze i elektronów - na powłokach, w tym przypadku jest po 35
* masa atomowa/liczba atomowa A - wagą danego pierwiastka podawana w u (unitach) lub g/mol; określa skład jądra atomowego (sumaryczną liczbę protonów i neutronów - nukleon)
* symbol - przeważnie jest to skrót od łacińskiej nazwy pierwiastka
* nazwa - to chyba jasne :)
* wartościowość - wszystkie możliwe stopnie utlenienia danego pierwiastka

Jak policzyć liczbę elektronów (-), protonów (+) i neutronów (0)?

Powyższy schemat pomoże w oznaczenie liczby elektronów, protonów i neutronów.

Liczba masowa A określa sumę protonów i neutronów
Liczba atomowa Z określa liczbę protonów i elektronów, czyli:

liczba elektronów = liczba protonów = Z (liczba atomowa)
liczba neutronów = A - liczba protonów = A - Z

Przykładowe pierwiastki:

W celu utrwalenia materiału z ostatnich dwóch lekcji spróbujcie zrobić poniższe zadania:
1. Podaj nazwę, grupę, okres, rodzaj (metal, niemetal, półmetal, gaz szlachetny), liczbę atomową, liczbę masową, ilość protonów (+), neutronów(0) i elektronów (-) podanych pierwiastków: Na, Co, Sr, Ar, C oraz Al

2. Określ, który pierwiastek z pary pierwiastków ma większy promień atomowy i większą energię jonizacji
* Ca i Ni
* Sb i P
* Xe i He
* Ba i Bi

Mam nadzieję, że wszystko jasno wytłumaczyłam, ale jeśli uważasz, że jeszcze czegoś nie rozumiesz napisz w komentarzu o tym. Również czekam na wszystkie inne Wasze uwagi.

Zapraszam :)

Rozwiązanie zagadki.

Na początku tygodnia wstawiłam zagadkę, a brzmiała ona tak:

W probówce znajduje się żółty roztwór. Po dodaniu do tego roztworu  kwasu chlorowego, zmienił on barwę na pomarańczową.
Jakie aniony występują w roztworze? O czym świadczy zmiana? Napisz odpowiednią reakcje. 

Na pewno mieliście ten temat poruszany na lekcjach chemii.
Pierwiastek, o którym mówimy znajduje się z 6 grupie i 4 okresie (jeżeli masz problem z rozróżnieniem tych dwóch pojęć to zapoznaj się z postem "1.1 Układ okresowy - grupy i okresy"), czyli jest to Chrom o symbolu Cr

Odpowiedzmy na pierwsze pytanie: Jakie aniony występują w roztworze?

W pierwotnym roztworze znajdują się aniony chromu (VI), czyli CrO₄^2- . Tylko aniony chromu (VI) zachowują się tak w środowisku kwaśnym - jest to reakcja charakterystyczna. 

Teraz drugie pytanie: O czym świadczy zmiana?

Zmiana świadczy o tym, że  CrO₄^2- czyli jon chromianowy (VI) jest nie trwały w środowisku kwaśnym i przechodzi w Cr₂O₇^2-czyli jon dichromianowy (VI), którego roztwory mają barwę pomarańczową.

I ostatnie zadanie: Napisz odpowiednią reakcje.

 2CrO₄^2- + 2H⁺ → Cr₂O₇^2- + H₂O

UWAGA! To nie jest reakcja redoks, ponieważ chrom nie zmienia stopnia utlenienia - cały czas pozostaje na VI stopniu. 

Dodatkowe pytanie: Jak z dichromianu (VI) przejśc w chromian (VI)?

Zadanie to jest bardzo proste. Jeżeli przy przejściu z CrO₄^2- na Cr₂O₇^2-zakwaszaliśmy środowisko to przy odwrotnej reakcji powinniśmy zalkalizować, czyli użyć zasady. 

Reakcja: 

 Cr₂O₇^2-+ 2OH⁻ → 2CrO₄^2- + H₂O

Pomarańczowy roztwór po dodaniu mocnej zasady zmienia barwę na żółtą. 

 Dichromian (VI)  Cr₂O₇^2- jest nietrwały w zasadach i przechodzi w chromian (VI).

Dla zrozumienia zachodzących zmian wstawiam schemat: 

 

Jeżeli macie jakieś pytania to pisz o tym w komentarzach, a w poniedziałek już następna zagadka.

Miłego weekendu.

1.1 Układ okresowy - grupy i okresy

Przypominam o zagadce, którą znajdziecie TUTAJ. Jutro oficjalnie wstawię rozwiązanie, więc macie jeszcze jeden dzień na wymyślenie poprawnej odpowiedzi. Do dzieła!

Dziś chciałabym poruszyć najbardziej podstawowy temat w chemii, czyli wszystko o układzie okresowym.

W powszechnym rozumienie przyjęło się, że synonimem układu okresowego jest tablica Mendelejewa, lecz nic bardziej mylnego, ponieważ obecnie posługujemy się tablicą Wernera - taka mała ciekawostka. Jeżeli chcecie więcej dowiedzieć się na ten temat to piszcie o tym w komentarzach lub polecajcie bloga.

 Zacznijmy od tego co to właściwie jest układ okresowy?
Układ okresowy lub inaczej tablica Wernera to zbiór wszystkich pierwiastków chemicznych, uporządkowanych na zasadzie rosnącej liczby atomowej. 


Jak widzicie na poniższym obrazku układ okresowy składa się z 18 grup (kolumny tabeli - pion) oraz z 7 okresów (wiersze tabeli - poziom)

Grupy - pionowe kolumny w układzie okresowym. Wyróżniamy dwa rodzaje grup: główne (nr. 1,2 oraz 13-18) i podoczne (nr. 3-12). Grupa określa:
* ilość elektronów na ostatnich powłokach
* "rodzinę pierwiastków" - pierwiastki z tej samej grupy, mają podobne właściwości
* promień atomowy - maleje wraz ze wzrostem grupy. Największy promień maja pierwiastki z 1 grupy, najmniejszy z 18.
*energia jonizacji (najmniejsza ilość energii potrzebna do przeniesienia atomu) - energia rośnie wraz ze wzrostem grupy, co jest ściśle związane z promieniem atomowym (patrz. punkt powyżej). Im większy promień (pierwsze grupy układu okresowego) tym jest łatwiej oderwać elektron od atomu, ponieważ wtedy jest mniejsza siła elektrostatyczna, która wywoływana jest przez jądro i przyciąga do niego elektrony.
 

Dla ułatwienia zależności między promieniem atomowy, a energią jonizacji poniżej zamieściłam schemat tylko dla grup układu okresowego.

 
Oprócz numerowania używa się również nazewnictw grup. Nazwa powstaje od pierwszego pierwiastka w danej grupie - wyjątkiem jest grupa 1. są to litowce (drugi pierwiastek w tej grupie), a nie wodorowce. Spowodowane jest to dużą odmiennością wodoru (symbol H) od rodziny litowców (pozostałych pierwiastków w grupie).

• Grupa 1 (IA, IA) - litowce (metale alkaliczne)
• Grupa 2 (IIA, IIA) - berylowce
• Grupa 3 (IIIA, IIIB) - skandowce
• Grupa 4 (IVA, IVB) - tytanowce
• Grupa 5 (VA, VB) - wanadowce
• Grupa 6 (VIA, VIB) - chromowce
• Grupa 7 (VIIA, VIIB) - manganowce
• Grupa 8 (VIII, VIIIB) - żelazowce
• Grupa 9 (VIII, VIIIB) - kobaltowce
• Grupa 10 (VIII, VIIIB) - niklowce
• Grupa 11 (IB, IB) - miedziowce
• Grupa 12 (IIB, IB) - cynkowce
• Grupa 13 (IIIB, IIIA) - borowce
• Grupa 14 (IVB, IVA) - węglowce
• Grupa 15 (VB, VA) - azotowce
• Grupa 16 (VIB, VIA) - tlenowce (chalkogeny)
• Grupa 17 (VIIB, VIIA) - fluorowce (chlorowce, halogeny)
• Grupa 18 (0, 0) - gazy szlachetne (helowce)

Okres - poziome rzędy w tabeli. Określa:
* ilość powłok elektronowych (K, L, M, N, O, P, Q)
* promień atomowy - rośnie wraz ze wzrostem okresu.  Największy promień mają pierwiastki okresu 7, a najmniejszy okresu 1.
* energia jonizacji - maleje wraz ze wzrostem okresu, zależność silnie związana z promieniem atomowym (patrz powyżej w części o grupie). Największą energię jonizacji mają pierwiastki 1 okresu, a najmniejszą 7 okresu.

Podobnie jak przy opisywaniu grup w układzie okresowym sporządziłam schemat obrazujący zależność w okresach miedzy promieniem, a energią jonizacji.

Mam nadzieję, że wszystko do tej pory jest zrozumiałe, a jeżeli nie to proszę o komentarz.
Zapraszam do czytania bloga.

Jak sie uczyć, aby się nauczyć?

Na początku pragnę przypomnieć o zagadce z poprzedniego posta Czas zacząć! ,a brzmiała ona tak:
"W probówce znajduje się żółty roztwór. Po dodaniu do tego roztworu  kwasu chlorowego, zmienił on barwę na pomarańczową.
Jakie aniony występują w roztworze? O czym świadczy zmiana? Napisz odpowiednią reakcje."
Odpowiedzi piszcie w komentarzach pod dowolnym postem.

Nie da się ukryć, że rozpoczął się rok szkolnym, a co za tym idzie dużo nauki do sprawdzianów, egzaminów, kartkówek czy odpowiedzi ustnych. Tylko jak w tym gąszczu przeróżnych zajęć poradzić sobie z przyswojeniem wiedzy? W tym poście chciałabym poradzić Wam "Jak się uczyć, aby się nauczyć?".

1. Zdefiniowanie celów:
Podczas tego etapu powinniśmy się zastanowić czego chcemy. Najlepszych ocen ze wszystkich przedmiotów? Skupić się na zajęciach, które są dla nas kluczowe? Czy po prostu jak najszybciej wszystko pozaliczać? Dzięki takiemu określeniu celów organizacja pracy będzie o wiele łatwiejsza.

2. Plan działania:
Najlepiej napisać sobie listę zadań z wypunktowaniem wszystkiego co mamy zrobić w najbliższym czasie. Postaraj się aby ten plan był w miarę szczegółowy, np: zamiast pisać "nauka do sprawdzianu z chemii" napisz "rozwiązać dziennie 4 zadania z chemii" oraz poukładany tematycznie. W oparciu o sprecyzowane cele (patrz 1.) i stopień trudności trzeba ustalić hierarchie wykonywania zadań. Dzięki temu będziesz wiedział, do którego sprawdzianu powinieneś zacząć uczyć się tydzień wcześniej, a co możesz zostawić na ostatnią chwilę.
Plan działania jest bardzo ważny, dzięki niemu jesteśmy świadomi swoich obowiązków, ale i widzimy nasze postępy wraz ze skreślaniem już skończonych czynności.

3. Ustalenie czasu:
Mamy już jasno określone cele i sporządzony plan działania teraz powinniśmy ustalić terminy, do kiedy mamy wykonać naszą pracę. Oczywiście w szkole te daty są narzucone przez nauczyciela, więc nie mamy na to wpływu, ale bardzo dobrym nawykiem jest zaznaczanie w kalendarzu każdego sprawdzianu lub kartkówki. W ten sposób zauważamy upływ czasu - egzamin, który został zapowiedziany 2 tygodnie temu jest w najbliższą środę i powinien to być nasz alarm do mobilizacji.

4. Zbiór materiałów i przygotowanie miejsca pracy:
Do nauki potrzebujemy określonych materiałów - książki, notatki, zbiory zadań, przed zaczęciem przygotowań do sprawdzianu powinniśmy sprawdzić czy wszystko mamy. Nie ma nic gorszego niż parę dni przed egzaminem brać notatki od koleżanki, bo z powodu choroby upuściłeś parę zajęć. Wtedy prawdopodobieństwo, że do nich zajrzysz jest naprawdę niewielkie, a jeżeli już to zrobisz to może pojawić się problem z rozczytaniem, dlatego bardzo zachęcam Was do zbierania notatek na bieżąco.
Warto też pamiętać o kolorowych zakreślaczach czy długopisach. Większość ludzi jest wzrokowcami, dlatego przy robieniu notatek podkreślenie definicji bądź wzoru matematycznego wyróżniającym się flamastrem. Pomoże to w "odszukaniu" tej informacji w głowie podczas sprawdzianu. Jeżeli wolisz uczyć się z książek, a nie chcesz ich mazać to polecam zakładki, w ten sposób zaoszczędzisz czas na szukaniu danego rozdziału.
Miejsce pracy jest tak samo ważne jak ustalenie planu działania (patrz 2.). Warto uporządkować biurko i pozbyć się z niego wszystkiego, co nie będzie nam teraz potrzebne, ale w zamian za to postaw na blacie: książki, zeszyty, zbiór zadań, kartki do robienie obliczeń bądź notatek i przybory do pisania. Ważne jest to abyś w zasięgu ręki znalazł przedmioty niezbędne do nauki, ponieważ w ten sposób będziesz się mniej rozpraszał niż co 5 minut podchodził do regału i brał kolejny podręcznik. Nauka zajmuję dużo czas, a nasz organizm wtedy ciężko pracuje, więc koniecznie weź ze sobą butelkę wody i coś do jedzenia, ale o tym później (patrz 6.)

5. W końcu nauka:
Wszystko już przygotowaliśmy, pozostało tylko się uczyć. Najlepiej  zacząć się uczyć w godzinach 10-12, wtedy nasz organizm jest wypoczęty po poprzednim dniu i zdążył już wskoczyć na właściwe obroty. Wczesne godziny są też korzystne, ponieważ lepiej się pracuje przy świetle dziennym niż sztucznym. Nasze sesje naukowe powinny trwać ok 20-40min, gdzie 40min to naprawdę maksimum - spotkałam się z wieloma naukowymi teoriami, które mówią, że  po tym czasie efektywność nauki i koncentracja spada, więc chyba nie warto ryzykować. Po tym czasie dobrze jest zrobić przerwę ok 10-15min, w tym czasie proponuję przejść się (nawet po pokoju), wziąć kilka głębokich wdechów, przygotować sobie kanapkę i ostatnia bardzo ważna rzeczy - zrobić krótki trening dla oczu. W dzisiejszych czasach trochę zatracamy zdolność patrzenia w dal. Korzystamy z telefonów, komputerów, czytamy książki, a nasze oko ustawione jest tylko na krótką odległość, dlatego zachęcam do patrzenia na przemian w dal i na coś co jest blisko. Dzięki temu nasze oko jest bardziej elastyczne, mniej boli i w przyszłości możemy uniknąć lub zmniejszyć problemy ze wzrokiem.

6. Co jeść?
Jedzenie jest bardzo ważne. W okresie wzmożonej nauki zaleca się spożywanie więcej produktów pełnoziarnistych (ciemne pieczywo, ciemny makaron itp.), również wszelkiego rodzaju kasza sprzyjają naszemu mózgowi, orzechy, kwasy omega-3 zawarte np: w rybach - tłusta ryba to dobra ryba. Jako przekąskę podczas nauki polecam wyżej wspomniane orzechy, ziarna, pestki oraz gorzką czekoladę - podczas intensywnej nauki organizm zużywa dużo cukrów, dlatego parę kostek gorzkiej czekolady podniesie go, umili nam czas i zawiera magnez (kolejny plus).

7. Podsumowanie:
Po skończeniu obecnego planu działania powinniśmy zrobić krótkie podsumowanie i wyciągnąć z niego wnioski. Odpowiedz sobie na pytania: Czy osiągnąłeś swoje cele? Czy zrobiłeś wszystkie zadania, które były wpisane w planie? Czy poświęciłeś na naukę odpowiednią ilość czasu? Czy jesteś zadowolony z efektów? Czy coś byś zmienił?
Analizują swoje odpowiedzi będziesz mógł lepiej dopracować swój plan i zobaczysz nad czym musisz popracować.


Mam nadzieję, że moje zasady pomogą Wam w zorganizowaniu czasu do nauki. Oczywiście jeżeli macie swoje sposoby na przygotowania to piszcie o tym w komentarzach, z chęcią poczytam i może dowiem się czegoś ciekawego.
Kiedyś też wrzucę swój plan działania (patrz 2.) i kalendarz (patrz 3.), dla osób które nie wiedzą jak ugryźć ten temat.

Następny post będzie już typowo chemiczny, więc zapraszam :)