chimie generala si anorganica(2)

8/16/2019 Chimie Generala Si Anorganica(2)

1/231

Jurca Tünde, Chimie generală şi anorganică

1


2/231


2

Referenţi ştiinţifici:

Prof.dr.Vasile Iovan

Prof.dr. Simona Bungău

BIBLIOTECA NAŢIONALĂ A ROMÂNIEI CIP nr.14826/06.12.2005

EDITURA UNIVERSITĂŢII DIN ORADEA- editura acreditată de CNCSIS în 2001

Descrierea CIP a Bibliotecii Naţionale a României

TÜNDE, JURCAChimie generală şi anorganică / Jurca Tünde. –Oradea : Editura Universităţii din Oradea, 2005Bibliogr.ISBN 973-613-973-554(075.8)


3/231


3

PREFAŢĂ

MOTO:

„Cercetarea unui element chimic

este întotdeauna foarte captivantă”

H. Moissan

Chimia ne-a dat soluţii pentru necesităţile vitale ale omenirii:

hrană, haine, adăpost. Copii fiind, visăm să primim de sărbători inelul cu

care, printr-o simplă rotire să facem minuni, să obţinem comori şi să

transformăm dovleacul în trăsură.

Pentru specia umană inelul femecat al copilăriei este chimia. Cu

ajutorul ei facem din pământ şi bogăţiile lui îngrăşăminte, combustibili,coloranţi, detergenţi, aliaje, ţesături, alimente, medicamente, devenind din

ce în ce mai puternici şi mai independenţi de mediul înconjurător.

Această lucrare prezintă în mod aprofundat formarea şi structura

combinaţiilor chimice, proprietăţile acestora şi posibilităţile de

caracterizare, precum şi reacţiile chimice la care participă compuşii

chimici.

Cartea se adresează celor care î şi desf ăşoară activitatea

profesională în domeniul chimiei anorganice, cercetătorilor din domeniul

farmaciei, chimiei, medicinei, studenţilor facultăţilor cu profilurile

menţionate.


4/231


4

1. INTRODUCERE

În limba greacă veche, cuvântul atom era folosit pentru a descriecea mai mică parte dintr-o substanţă. Această “particulă fundamentală”,

aşa cum este denumit astăzi atomul, era considerată indestructibilă; de

fapt, cuvântul grecesc atom înseamna indivizibil.

Cunoştinţele despre mărimea şi natura atomului s-au îmbogăţit de-

a lungul timpului, însă la începuturi oamenii nu reuşeau decât să

speculeze aceste cunoştinţe.O dată cu apariţia cercetării ştiintifice experimentale (în sec. XVI-

XVII e.n.), procesul de cunoaştere a teoriei atomice a progresat rapid.

Chimiştii au recunoscut atunci că toate substanţele, indiferent de

starea de agregare, pot fi analizate până la cele mai mici componente

elementare. De exemplu, s-a descoperit că sarea este compusă din două

elemente distincte, sodiu şi clor, care combinate formează un compuschimic. S-a descoperit de asemenea, că aerul este un amestec de azot şi

oxigen. Apa este simbolizată de formula H2O, ceea ce înseamnă că

fiecărui atom de oxigen îi corespund doi atomi de hidrogen.

1.1. Masa atomică

Determinarea masei unităţii de volum (care este de fapt o mărime

denumită densitate) pentru diferite gaze, permite comparaţia directă a

maselor moleculare ale acestor gaze.

Considerând oxigenul ca etalon cu valoarea de 16 unităţi de masă

atomică (UMA), se constată că heliul are 4.003 UMA, fluorul 19 UMA şi

sodiul 22.997 UMA.


5/231


5

Greutatea atomică este măsurată în unităţi de masă atomică

(UMA). În procesele care apar între nucleele atomice, cum este fisiunea

nucleară, masa este transformată în energie.

1.2. Sistemul periodic al elementelor

La mijlocul secolului XIX, câţiva chimişti considerau că

similitudinile dintre proprietăţile chimice ale mai multor elemente

implicau o regularitate care se demonstra prin ordonarea elementelor într-o formă tabelară sau periodică.

Chimistul rus Dimitri Mendeleev a propus o hartă a elementelor,

numită “tabel periodic”, în care elementele sunt aranjate în rânduri şi

coloane, astfel încât, elementele cu proprietăţi chimice asemănătoare să

fie grupate. Potrivit acestui aranjament, fiecare element a primit un număr

(număr atomic) pornind de la 1, pentru hidrogen, până la 92, pentruuraniu.

Deoarece în acea perioadă nu erau cunoscute toate elementele

chimice, au fost lăsate spaţii necompletate, fiecare corespunzând unui

element necunoscut.

Cu ajutorul acestui tabel, cercetările ulterioare au dus la

descoperirea elementelor lipsă. [6]

1.3. Mărimea atomului

Curiozitatea privind mărimea şi greutatea atomului i-a urmărit pe

oamenii de ştiinţă o lungă perioadă, în care lipsa instrumentelor şi a

tehnicilor adecvate i-a împiedicat să obţină răspunsuri satisf ăcătoare.


6/231


6

În consecinţă, un mare număr de experimente ingenioase au avut

ca scop determinarea mărimii şi greutăţii atomului. Cel mai uşor atom, cel

de hidrogen, are un diametru de 1x10

-8

cm şi greutatea 1.7x10

-24

g. Unatom este atât de mic încât o singură picătură de apă conţine mai mult de

un milion de milioane de miliarde de atomi.

1.4. Radioactivitatea

Faptul că un atom nu este cea mai mică particulă dintr-o substanţă,a devenit evident odată cu descoperirea radioactivităţii. În 1896, fizicianul

francez Antoine Henri Becquerel a descoperit că unele substanţe, cum

sunt sărurile de uraniu, emană raze penetrante cu origine necunoscută. Cu

doar un an mai înainte, savantul german Wilhelm Conrad Roentgen

anunţase descoperirea unor raze care puteau penetra straturi de grafit, pe

care le denumise raze X.Savanţii francezi Marie şi Pierre Currie au contribuit la înţelegerea

profundă a substanţelor radioactive.

Ca urmare a cercetărilor fizicianului englez Ernest Rutherford şi a

contemporanilor săi, s-a dovedit că uraniul şi alte elemente grele ca toriul

şi radiul, emit trei tipuri diferite de radiaţii, numite alfa, beta şi gama

(α,β,γ).

S-a descoperit că primele două tipuri de raze erau formate din

particule de materie încărcate electric şi şi-au păstrat denumirile iniţiale.

Radiaţiile gama au fost identificate ca unde electromagnetice, similare cu

razele X, dar având lungimi de undă mai mici. [8]


7/231


7

1.5. MODELE ATOMICE

Modelul Rutherford

Cunoaşterea naturii emisiilor radioactive le-a permis fizicienilor să

elucideze misterul atomului.

S-a constatat că, departe de a fi o particulă solidă de materie,

atomul este mai mult o structură spaţială. În centrul acestei structuri se

găseşte o “inimă” infimă, denumită nucleu. Rutherford a stabilit că masa

atomului este concentrată în acest nucleu. De asemenea, el a considerat că

sateliţii, numiţi electroni, se deplasează în jurul nucleului, pe traiectorii

numite orbite.

Nucleul este încărcat electric pozitiv, în timp ce fiecare electron

este încărcat electric negativ. Suma sarcinilor electrice ale electronilor

este egală cu sarcina electrică a nucleului, anulându-se reciproc, şi de

aceea starea electrică normală a atomului este neutră.


8/231


8

Modelul Bohr

Pentru a explica structura atomului, fizicianul danez Niels Bohr a

dezvoltat în 1913, o teorie cunoscută sub denumirea de “ Teoria atomică a

lui Bohr”. El a presupus că electronii sunt aranjaţi în straturi sau nivele

cuantice, la o distanţă considerabilă faţă de nucleu. Acest mod de

dispunere se mai numeşte şi configuraţie electronică. Numărul acestor

electroni este egal cu numărul atomic.

De exemplu, hidrogenul are un singur electron orbital, heliul are 2

iar uraniul are 92. Straturile electronice sunt aşezate regulat, fiind în

număr de 7, fiecare acceptând un număr limită de electroni. Primul strat

este completat cu doi electroni, al doilea cu maximum 8, iar straturile

succesive următoare pot accepta un număr mai mare de electroni.

Numărul de electroni de pe ultimul strat determină caracterul

chimic al atomului. Gazele inerte sau cele nobile (heliu, neon, argon,

kripton, xenon şi radon) au ultimele straturi completate cu electroni.

Aceste gaze nu intră în combinaţii chimice în natură, deşi trei dintre cele

mai grele gaze inerte (kripton, xenon şi radon) au format compuşi chimici

în laborator.

Pe de altă parte, stratul exterior al unor elemente, ca litiu, sodiu şi

potasiu, conţine un singur electron. Aceste elemente se combină foarte

uşor cu alte elemente (transferându-le acestora electronul de pe ultimul

lor strat,) formând un mare număr de compuşi chimici.


9/231


9

Convenţional, atomului i se atribuie imaginea unui sistem planetar

în care electronii se rotesc în jurul nucleului, precum planetele în jurul

soarelui. Deoarece nu se poate defini poziţia momentană a unui electronpe orbită, pentru a rezolva această incertitudine i se atribuie electronului

forma de nor electronic. [10]

1.6. Radioactivitatea artificială

Experimentele f ăcute la începutul anilor 1930 de către fizicienii

francezi Frederic şi Irene Joliot-Curie au relevat faptul că atomii stabili aiunui element pot căpăta artificial proprietăţi radioactive, în urma unui

bombardament cu particule nucleare sau cu anumite raze. Asemenea

izotopii radioactivi (radioizotopii) sunt produşi în urma unei reacţii

nucleare sau a unei transformări. În asemenea reacţii, mai mult de 270 de

izotopi întâlniţi în natură au funcţia de ţinte pentru proiectilele nucleare.

Dezvoltarea spărgătoarelor şi a acceleratoarelor de atomi a f ăcutposibilă observarea a mii de reacţii nucleare.

1.7. Particule elementare

Studiile f ăcute la acceleratorul de atomi au stabilit că fiecare tip de

particulă are o antiparticulă, de aceeaşi masă, dar are încărcătură şi


10/231


10

proprietăţi electromagnetice opuse. Fizicienii au căutat multă vreme o

teorie care să pună în ordine această multitudine de particule.

La ora actuală particulele sunt grupate în funcţie de forţa care lecontrolează interacţiunile, astfel: hadronii (forţe nucleare puternice) care

includ hiperoni, mezoni, neutroni şi protoni; leptonii (forţe

electromagnetice slabe) includ particulele tau, muon, electronii şi

neutrinii; bosonii (obiecte de tip particulă, asociate cu interacţiuni)

include fotonii şi ipotetic purtătorii unei forţe slabe şi de gravitaţie.

Forţa nucleară slabă este evidentă în reacţii radioactive sau dedescompunere de tip alfa (eliberarea nucleului de heliu dintr-un nucleu

atomic stabil).

În 1963, fizicienii americani Murray Gell-Mann şi George Zweig

au propus ideea că hadronii sunt combinaţii de particule mai mici, numite

quarci, ale căror interacţiuni sunt purtate de corpusculi de tip particulă,

numiţi gluoni.Această teorie stă la baza investigaţiilor curente şi a folosit la

anticiparea existenţei altor subparticule atomice noi. [11]


11/231


11

2. STRUCTURA ATOMULUI ÎN MECANICA CUANTICĂ

Reprezentarea mişcării electronilor în jurul nucleului prin scheme

simple, rezultate din modelul atomic a lui Bohr-Sommerfeld nu

corespunde realităţii şi explică numai parţial proprietăţile elementelor.

Ele au fost imaginate ţinând seama de principiile mecanicii clasice, cărora

Bohr le-a asociat teoria cuantelor.

O contribuţie însemnată în explicarea structurii atomului a adus-o

mecanica cunatică sau ondulatorie, fundamentată de către Louis de

Broglie, bazată pe extinderea dualismului particulă-undă la toate

particulele elementare, inclusiv la electroni. Mişcarea unui electron cu

masa m, care se roteşte cu viteza v pe orbite în jurul nucleului, este

însoţită de o undă asociată ei sau undă de Broglie, a cărei lungime de

undă λλλλ este legată de cantitatea de mişcare p = m.v, a particulei prin

relaţia lui de Broglie:

vm

h

p

h

⋅==λ (1)

În mecanica cuantică, electronul care se deplaseză în jurul

nucleului în spaţiu tridimensional, se caracterizează cu ajutorul unei

funcţii matematice numită funcţie de undă, dependentă de coordonatele

spaţiale şi de timp ),,,( t z y xΨ .

În cazul atomului de hidrogen format dintr-un proton cu sarcina

+1 şi un electron cu sarcina -1, pentru unda tridimensională asociată

electronului în mişcare este valabilă ecuaţia de undă a lui Schrodinger

(1926):

0)(8

2

2

=Ψ−+∆Ψ p E E h

mπ (2)


12/231


12

în care h - constanta lui Planck, m - masa electronului, E - energia totală a

electronului, Ep - energia potenţială, iar (E-Ep) - energia cinetică a

electronului.Ecuaţia lui Schrodinger reprezintă ecuaţia de bază a mecanicii

cuantice şi leagă funcţia de undă Ψ, ce reprezintă mişcarea electronului ca

o măsură a amplitudinii undei electronice localizate în funcţie de x.y,z în

orice punct al spaţiului în jurul nucleului, de energia acestuia.

Ecuaţia de undă nu are soluţii decât pentru anumite valori de

energie totală E, numite valori proprii, care reprezintă energiileelectronului în stările sale staţionare, aceasta corespunde primului postulat

al lui Bohr, care capătă astfel o semnificaţie matematică.

Renunţând la descrierea clasică a unui mobil prin poziţia şi viteza

sa, mecanica cuantică afirmă că tot ceea ce se poate şti despre o particulă

în mişcare se reduce la cunoaşterea unei funcţii matematice complexe de

coordonate şi de timp ),,,( t z y xΨ , numită funcţie de undă sau funcţieproprie a particulei.

În acest sens, în definirea stării electronului în atom, s-au adoptat

anumite prevederi. Se ştie că intensitatea mişcării ondulatorii este dată de

pătratul amplitudinii undei, o mărime ce se obţine prin rezolvarea unei

ecuaţii de undă corespunzătoare.

Teoria corpusculară fotonică explică intensitatea prin densitateafotonilor, adică numărul fotonilor dintr-un cm3.

Ţinând seama de semnificaţia funcţiei de undă – amplitudinea

undei asociată cu mişcarea unui electron - prin analogie, se poate afirma

că pătratul funcţiei de undă Ψ, adică ΨΨ (sau Ψ2), reprezintă o măsură a

probabilităţii existenţei electronului într-un punct de coordonate x,,y,z, în

momentul t.


13/231


13

Dacă în locul unui anumit punct, considerăm un element de volum

dv, probabilitatea unei particule, a electronului, de a se afla într-un anumit

element de volum dv = d xdydz este dată de pătratul amplitudinii unei saleasociate Ψ.

Astfel ecuaţia P = Ψ 2dv exprimă probabilitatea ca un electron să

se găsească în elementul de volum dv, în jurul nucleului de coordonate

carteziene dx dy dz, în raport cu nucleul aflat în origine.

Funcţia de undă Ψ poate fi o mărime reală şi pozitivă, reală şi

negativă, dar poate fi şi complexă, adică pe lângă o parte reală conţine şio parte imaginară. Din această cauză, densitatea de probabilitatea

electronică se defineşte prin produsul dintre Ψ şi conjugata Ψ*.

Expresia generală pentru probabilitatea de a se afla în elementul

de volum dv, devine astfel: P = ΨΨ *dv în care P are valori cuprinse între

0-1.

Caracterul de probabilitate al funcţiei Ψ îl înţelegem mai uşor,considerând electronul atomului de hidrogen rotindu-se în jurul nucleului

cu o viteză foarte mare. Electronul va putea fi găsit în diferite locuri din

spaţiu cu o probabilitate dată de funcţia Ψ.

Într-un punct dat în spaţiu, valoarea pătratului amplitudinii

funcţiei Ψ, adică [Ψ2], este interpretată pentru electron ca o densitate de

sarcină electrică în punctul respectiv. Probabilitatea întîlnirii electronului

într-un anumit punct în spaţiu este maximă în locul în care densitatea

sarcinii electrice este maximă. De aceea, electronul poate fi considerat ca

fiind extins într-un nor de electricitate negativă (nor electronic), a cărui

densitate variază din loc în loc.

În stare de maximă stabilitate a atomului de hidrogen (stare

fundamentală), funcţia Ψ are o simetrie sferică şi probabilitatea prezenţei


14/231


14

electronului Ψ2 este aceeaşi pe toată suprafaţa sferei respective, care

are nucleul în centru. [23]

Diferenţa dintre concepţia ondulatorie şi cea clasică a lui Bohr

privind structura atomului:

1. Orbitalele circulare sau eliptice din modelul Bohr-Sommerfeld,

exact determinate şi localizate spaţial, sunt înlocuite în concepţia cuantică

printr-un nor electronic, în care probabilitatea de a întâlni electronul este

maximă.2. Electronul, conceput ca o sferă unică şi rigidă, precis localizat pe o

orbită determinată, reprezintă în concepţia cuantică o particulă-undă, cu

o repartiţie mai difuză a sarcinii electrice; în cadrul norului electronic

prezenţa sa este mai probabilă acolo unde densitatea norului electronic

este mai mare. Mărimea Ψ2 indică densitatea norului electronic într-un

anumit punct din spaţiu, definit prin coordonatele sale. Ψ2

dv sau ΨΨ*dvindică probabilitatea de a întâlni electronul într-un element de volum dv,

în vecinătatea nucleului, care este maximă acolo unde densitatea norului

electronic este mai mare.

2.1. ORBITALELE ATOMICE (OA)

Orbitala atomică (OA) este o funcţie de undă, dedusă din ecuaţia

lui Schrodinger pentru un anumit număr cuantic şi o anumită valoare a

energiei şi defineşte o stare posibilă a electronului în atomi. Cu alte

cuvinte, orbitalele atomice sunt zone restrânse de spaţii din jurul

nucleului, cu forme şi energii exact definite de funcţia de undă Ψ, în care

probabilitatea de a găsi electronii este maximă şi depăşeşte în orice


15/231


15

moment 90%. Această probabilitate este proporţională cu pătratul funcţiei

de undă Ψ şi corespunde cu densitatea electronică maximă în punctul

respectiv a norului electronic.O orbitală atomică este caracterizată prin 4 numere cuantice:

numărul cuantic principal, secundar, magnetic şi de spin.

Numărul cuantic principala „n” determină nivelele energetice

principale din atom (startul de electroni), precum şi mărimea orbitalelor.

Poate avea toate valorile pozitive întregi, de la 1 la n.

Electronii din orbitali cu acelaşi număr cuantic principal n, segăsesc aproximativ la aceeşi distanţă medie de nucleu şi formează un

strat electronic.

Numărul cuantic secundar „l” caracterizează substraturile de

electroni şi determină forma, simetria şi energia orbitalilor dintr-un

substrat. Poate lua valori de la 0 la n-1. Electronii cu acelaşi număr

cunatic secundar l constituie un substrat electronic.Se notează cu literle s, p, d, f, g pentru valorile l = 0, 1, 2, 3, 4. Electronii

care ocupă aceste orbitale se numesc electroni s, p, d, f, g,

Numărul cuantic magnetic „m” indică numărul orbitalilor dintr-un

substrat şi orientarea lor spaţială. Are valorile numerelor întregi cuprinse

între –l şi +l, adică, în total poate avea (2l+1) valori definite.

Orbitalele care aparţin aceluiaşi substrat, f ăcând parte din acelaşistrat, au aceeaşi energie, dimensiuni şi formă, deosebindu-se numai prin

simetria lor faţă de un sistem de axe de coordonate, adică prin orientarea

lor spaţială.

Numărul cuantic de spin „s” reprezintă rotaţia electronului în jurul

propriei sale axe şi poate lua valorile ±1/2. Numărul orbitalilor atomici

dintr-un strat se calculează cu relaţia n2

, iar dintr-un substrat cu relaţia


16/231


16

(2l+1). Fiecare orbital atomic poate fi ocupat cu maximum 2 electroni cu

spini antiparaleli, numiţi electroni cuplaţi sau împerechiaţi. Numărul

de electroni dintr-un strat se calculează cu relaţia:

∑−=

=

=+1

0

22)12(2nl

l

nl (3)

Orbitalele atomice se deosebesc între ele prin dimensiuni, formă şi

orientare. Dimensiunile orbitalilor atomici sunt funcţii de numărul cunatic

n, forma de numărul cunatic l, iar orientarea în spaţiu este dată de

numărul cunatic m.Orbitalele s, caracterizate prin l=0, m=0 sunt sfere centrate pe

centrul de greutate al sistemului nucleu-electron ale căror raze depinde de

valoarea lui n. (fig1).

Figura 1. Orbitali de tip s

Au o simetrie sferică, din care cauză, funcţiile de undă ce descriu

mişcarea lor în jurul nucleului sunt continue, f ără schimbare de semn, nu

depind de coordonatele spaţiale ale electronului, ci numai de distanţa faţă de nucleu. Au cea mai mică energie şi cea mai mare stabilitate şi se

notează cu ns, unde n = 1, 2, 3, .....

Orbitalele p, caracterizate prin l=1 şi m=-1,0,1, au o simetrie

axială şi formă bilobară, cu cei doi lobi simetrici despărţiţi printr-un plan

nodal - planul y,z - care trece prin nucleu, în care densitatea electronică

este zero şi Ψ = 0, î şi schimbă semnul.


17/231


17

Unul dintre lobi corespunde regiunii în care Ψ este pozitiv şi se notează

cu (+), iar celălat lob, cu Ψ negativ se notează cu (-). Orbitalele p

formează între ele unghiuri de 900

fiind orientate după axele x,y,z,perpendiculare una pe alta, care trec prin nucleu (fig.2).

Figura 2. Orbitali de tip p

În fiecare strat există trei orbitale atomice p, corespunzătoare

valorilor lui m (-1, 0 şi +1), care se notează cu npx, npy, npz, după axa de

simetrie în jurul căreia se concentrează norul electronic.

În mişcarea sa, electronul este distribuit în cei doi lobi notaţi cu (+)sau (-), spre deosebire de orbitalii ns, care se notează numai cu (+).

Orbitalele d, în număr de 5sunt caracterizaţi prin l=2, m= -2,-1, 0,

1, 2 şi apar notate cu simbolurile dxy, dyz, dxz, dx2-y2 şi dz2; sunt formate din

4 lobi, orientaţi în modul indicat în figura 3.

Figura 3. Orbitali de tip d


18/231


18

Orbitalii atomici dxy, dyz, dxz sunt identici, dar se găsesc în

planurile xy, respectiv yz şi xz, şi au cei 4 lobi (care alternează ca semn –

plus şi minus -) orientaţi între cele două axe, cu care formează un unghide 450.

Orbitalul atomic dx2-y2 este identic cu dxy, dar rotit cu 450 în jurul

axei z, astfel încât lobii săi sunt îndreptaţi în jurul axelor x şi y.

Orbitalul atomic dz2 are lobii pozitivi mari orientaţi de-a lungul

axei z şi lobii negativi mici de-a lungul axelor x şi y; ei alcătuiesc o zonă

negativă de forma unui inel, în jurul axei x în apropiere de planul xy.Orbitalii atomici d au două planuri nodale. Semnul lui Ψ se schimbă

atunci când fiecare plan este intersectat (fig 4).

Figura 4. Orientarea orbitalilor de tip d

Orbitalele f, în număr de 7, au o geometrie mai complicată (fig

5.). Orbitalelel f sunt caracterizate prin l = 3 şi m = -3, -2, -1, 0, +1, +2,

+3, ceea ce corespunde existenţei a trei planuri nodale (8 lobi).

Reprezentarea orbitalilor de tip f octolobari corespunde orientării celor 8

lobi după direcţiile colţurile unui cub. [26]


19/231


19

Figura 5. Orbitali de tip f

2.2. MODUL DE OCUPARE CU ELECTRONI A ORBITALELOR

ATOMICE

Ocuparea cu electroni a orbitalelor atomice se face ţinând seama

de următoarele reguli:

1. Principiul stabilităţii sau de construcţie, conform căruia ocuparea cu

electroni a orbitalelor atomice se face în ordinea crescândă a energiei

acestora, adică în ordinea:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p etc.

aşa cum prezintă şi fig.6.

Fiecare electron ocupă orbitala atomică liberă cu nivelul energetic

cel mai scăzut. În acelaşi strat electronic, orbitalele atomice se ocupă cu

electroni în ordinea crescândă a valorilor lui „l”, adică în ordinea s, p, d, f

şi cea descrescătoare a excentricităţii orbitelor eliptice, orbitele circulare

(l=n-1) ocupându-se ultimele.


20/231


20

2. Regula lui Klechkovski, după care completarea orbitalelor atomice cu

electroni are loc în ordinea crescândă a sumei numereleor cunatice n+l; în

caz de egalitate a acestei sume, se ocupă mai întâi orbitalul atomic cu nmai mic (tabel 1.).

3. Principiul excluziunii al lui Pauli, după care, într-un atom nu poate

exista decât un singur electron cu valori bine determinate şi identice a

celor 4 numere cunatice (electronii identici se exclud). O orbitală atomică

poate fi ocupată cu maximum doi electroni cu spin opus.

4. Regula maximei multiplicităţi a lui Hund, după care, electronii ocupă astfel orbitalele atomice, încât numărul electronilor necuplaţi să fie

maxim.

La completarea substraturilor 4f (4+3=7) şi 5f (5+3=8) se ocupă orbitalele

atomice 5d (5+2=7) respectiv 6d (6+2=8) cu câte un electron, după care

se continuă completarea OA 4f, respectiv 5f până la completarea lor (f 14).

În tabelul 1 poate fi urmărită repartiţia electronilor în atomiielementelor chimice. [65]

Tabelul 1. Repartiţia electronilor în atomii elementelor chimice

n 1 2 3 4 5 6 7

1 0 0,1 0,1,2 0,1,2,3 0,1,2,3,4 0,1,2,3,4,5 0,1,2,3,4,5,6,7

1+0=1 2+0=2 3+0=3 4+0=4 5+0=5 6+0=6 7+0=7

n

+1

2+1=3 3+1=4 4+1=5 5+1=6 6+1=7

3+2=5 4+2=6 5+2=7

4+3=7


21/231


21

Figura 6. Ocuparea cu electroni a orbitalelor atomice


22/231


22

2.3. CONFIGURAŢIA ELECTRONICĂ A ATOMULUI UNUI

ELEMENT

În formularea configuraţiei electronice a atomilor elementelor, se indică:

• Stratul electronic, cu ajutorul cifrelor 1,2,3, care reprezintă valoarea

numărului cunatic principal n;

• Substratul electronic, cu ajutorul literelor s, p, d, f pentru l = 0, 1, 2

respectiv 3;

• Numărul electronilor din substrat, cu ajutorul cifrelor 1, 2, 3, exponentla literele s, p, d, f.

Exemple:

H: 1s1

He: 1s2 sau He

Li: 1s2

2s1

sau He 2s1

Be: 1s2 2s2 sau He 2s2

B : 1s2 2s2 2p1 sau He 2s2 2p1

F: 1s2 2s2 2p5 sau He 2s2 2p5

Na: 1s2 2s2 2p6 3s1 sau Ne 3s1

Mn: 1s2 2s2 2p6 3d5 4s2 sau Ar 3d5 4s2

În locul trecerii în paranteze mari a gazului rar care precedeelementul respectiv în sistemul periodic, se pot trece straturi interioare,

prescurtat str it + .....

Configuraţia electronică a atomilor elementelor poate fi f ăcută şi

cu ajutorul căsuţelor cuantice, adică a orbitalilor, reprezentaţi simbolic

prin mici pătrate sau cercuri, ocupate cu 1 sau 2 electroni, reprezentaţi


23/231


23

prin săgeţi, ale căror vârfuri simbolizează direcţia de rotaţie a spinului:

+1/2 în sus şi -1/2 în jos. Exemple:

N: 1s2

2s2

2p3

sau Str. Int + 2s2

2p4

sau [He]

2.4. CLASIFICAREA ELEMENTELOR CHIMICE DUPĂ

CONFIGURAŢIA LOR ELECTRONICĂ

1. În funcţie de configuraţia electronică a elementelor, elementele

chimice se împart în elemente reprezentative şi elemente tranziţionale.

Elementele reprezentative au ca electroni de valenţă s şi p, în

număr egal cu numărul grupei, aşezaţi pe orbitalele s şi p din ultimul strat.

Se găsesc aşezaţi în sistemul peiodic în grupe principale. Configuraţia

electronică generală este:Str int. + ns1-2np1-6

Elementele reprezentative se împart în metale, nemetale şi gaze

rare (inerte). Configuraţia lor electronică este :

• Metale reprezentative : Str int. + ns1-2np1-2 excepţie Bi 6s26p3;

• Nemetale: Str int. + ns2np2-5 excepţie B 2s22p1;

• Gaze rare: Str int. + ns2

np6

excepţie He 1s2

;Elementele traziţionale au ca electron de valenţă, electroni s în

ultimul strat, electroni d în penultimul strat, sau electroni f pe

antepenultimul strat.

Se împart în elemente tranziţionale de tip d şi de tip f.


24/231


24

Elementele tranziţionale de tip d au ca electroni de valenţă

electroni s în ultimul strat electronic şi electroni d în penultimul strat.

Configuraţia lor electronică este:Str int. + (n-1)d1-10ns2 sau Str int. + (n-1)dxns2

Str int. + (n-1)dx+1ns1

Str int. + (n-1)dx+2ns0

Se cunosc patru serii de metale tranziţionale de tip d. Acestea se

găsesc aşezate în sistemul periodic în grupele secundare (subgrupe), câte

zece într-o perioadă, începând cu perioada a patra, subgrupa IIIb şiterminând cu subgrupa IIb.

Prima serie de metale tranziţionale de tip d cuprind elementele

situate între 21Sc – 30Zn, din perioada a patra şi completează orbitale

atomice 3d. Seria a doua 39Y - 48Cd, din perioada a cincea, completează

orbitalele atomice 4d.

Seria a treia

57

La -

80

Hg, din perioada şasea, completează orbitaleleatomice 5d. Seria patra începe cu Ac Z = 90, din perioada şaptea,

completează orbitalele atomice 6d şi este incompletă.

Elementele tranziţionale de tip f au ca electroni de valenţă 2

electroni s în ultimul strat, 0-1 electroni d în penultimul strat şi electroni f

din antepenultimul strat. Configuraţia lor electronică generală este:

Str int. + (n-2)f 2-14(n-1)d0-1ns2

Se cunosc două serii de elemente tranziţionale de tip f:

- lantanidele cu n = 6, cuprinse între ceriu (Z = 58) şi lutetium (Z =

71); completează OA 4f

- actinidele cu n = 7, cuprinse între toriu (Z = 90) şi lavrenţiu (Z =

103); competează OA 5f.


25/231


25

2. Elementele chimice mai pot fi clasificate după natura electronului

distinctiv în patru blocuri: blocul elementelor s (grupa I şi a II-a

principală), blocul elementelor d (grupele IIIb la IIb), bloculelementelor p (grupele III-VII principale) şi blocul elementelor f

(lantanidele şi actinidele) aşa cum sunt prezentate şi în fig 7. [4]

Figura 7. Clasificarea elementelor chimice după natura electronului

distinctiv


26/231


26

3. TABELUL PERIODIC AL ELEMENTELOR

Au existat în decursul timpului mai multe tentative ale chimiştilor

de clasificare a elementelor chimice: în metale şi nemetale, acizi şi baze,

în funcţie de valenţă sau de alte proprietăţi. Aplicarea acestor metode

f ăcea însă ca o serie de elemente să se regăsească în mai multe grupe

concomitent. O clasificare mai detaliată şi mai utilă s-a bazat la început pe

greutatea atomică şi apoi pe numărul atomic. Această clasificare a condus

la ceea ce cunoaştem astăzi sub denumirea de sistemul periodic, inclus în

tabelul periodic care ilustrează grafic legăturile dintre diferite elemente.

3.1. NOTAŢIA ATOMICĂ

Notaţia atomică este o modalitate de a descrie două proprietăti

principale ale unui element – numărul atomic şi numărul de masă.

Elementele se scriu de obicei sub formab

aX, unde X este simbolulchimic al elementului, a este numărul sau atomic, iar b este numărul de

masă.

Clasificarea iniţială a elementelor cunoscute în metale şi nemetale

a condus mai departe la diferenţieri în funcţie de reactivitate. S-a observat

că unele elemente au proprietăţi intermediare între metale şi nemetale,

acestea primind denumirea de metaloizi.În 1828, J.W. Döbereiner a remarcat că la unele elemente există

aceeaşi diferenţă între greutatea lor atomică (termenul actual utilizat este

masa atomică relativă), atunci când sunt aranjate în grupe de câte trei. De

exemplu, a observat aceeaşi diferenţă între greutatea atomică a

elementelor clor – brom şi brom – iod. Pe aceeaşi bază a găsit şi alte

grupări asemănătoare, care au devenit cunoscute sub denumirea de


27/231


27

“triadele lui Döbereiner”. John Newlands a arătat în 1864 că aceste

clasificări sunt parte integrantă dintr-o schemă mai generală. Newlands a

grupat elementele pe linie, în ordinea masei lor atomice şi atunci când aobservat apariţia unor elemente cu proprietăţi similare la intervale

regulate, a regrupat elementele şi în coloane, astfel:

Newlands a observat că proprietăţile primelor şapte elemente

reapar şi la următoarele şapte, astfel încât primul şi al optelea, al doilea şi

al nouălea şi aşa mai departe, aparţin aceluiaşi grup sau familii. El a numit

acest fenomen “legea octavelor”. Gazele nobile, care nu fuseseră

descoperite până în anul 1890, şi-au găsit locul în această schemă la

sfârşitul fiecărei linii. Această teorie nu a fost luată în serios la acea

vreme, mai mult datorită alegerii termenului muzical de “octava” de către

Newlands.

Ideile lui Newlands au fost dezvoltate şi reformulate mai clar de

către chimistul rus Dimitry Mendeleyev. Mendeleyev a formulat legea

periodicităţii, care se bazează pe ipoteza că proprietăţile elementelor sunt

într-o dependenţă periodică, în funcţie de masele lor atomice. El a aranjat

elementele într-un tabel, lasând spaţii libere acolo unde nu existau

elemente cunoscute, cu masa atomică sau proprietăţi fizice şi chimice

corespunzătoare poziţiei respective.

Primele opt elemente după hidrogen şi heliu sunt litiu, beriliu, bor,

carbon, nitrogen, oxigen, fluor şi neon (neonul încă nu fusese descoperit

la vremea aceea). Aceste elemente au fost grupate de către Mendeleyev


28/231


28

pentru a forma prima linie sau perioadă din tabelul periodic. Celelalte

elemente cunoscute au fost aranjate sub această primă linie, în ordinea

masei lor atomice, astfel încât să rezulte un tabel în care elementele de pecoloane prezintă proprietăţi similare.

Mendeleyev a aranjat de asemenea şi elementele pe care le

cunoaştem astăzi sub denumirea de metale tranzitorii, în perioade mai

lungi, astfel încât să nu se regăsească în tabel în regiunea ocupată de

nemetale. Decizia lui Mendeleyev de a lăsa anumite locuri libere în tabel

a fost confirmată ulterior prin descoperirea de elemente ale căror

proprietăţi fuseseră astfel anticipate. De exemplu, el a prognozatdescoperirea unui element pe care l-a numit eka-aluminiu şi ale cărui

proprietăţi le-a intuit printr-un studiu al tendinţelor şi similitudinilor

dintre elementele din tabelul său. Patru ani mai târziu a fost descoperit

galiu, ale cărui proprietăţi corespundeau pe deplin cu cele prognozate de

către Mendeleyev.

Tabelul periodic al elementelor este instrumentul cel mai valoros

în studiul chimiei anorganice. Acesta a ajutat la estimarea masei atomice

relative reale a elementelor şi la descoperirea de noi elemente. Un studiu

mai riguros al sistemului periodic, bazat pe masa atomică, scoate însă în

evidenţă şi o serie de anomalii. De exemplu, argonul şi potasiul, iodul şi

telurul, cobaltul şi nichelul, judecând după proprietăţile lor, ar trebui să

fie plasate incorect, în funcţie de masele lor atomice. Această anomalie a

rămas o lungă perioadă de timp neexplicată, dar acum se cunoaşte că

masa atomică a unui element are o importanţă mai mare decât masa

atomică relativă. Aceste anomalii dispar atunci când elementele sunt

aranjate în funcţie de numărul atomic.

3.2. Gruparea elementelor în tabelul periodic

Tabelul periodic al elementelor este aranjat astfel încât să scoată

în evidenţă similitudinea dintre anumite elemente. Elementele dintr-o


29/231


29

anumită zonă a tabelului au proprietăţi asemănătoare, în timp ce

elementele situate la o distanţă semnificativă au un comportament diferit.

Între aceste extreme există o variaţie gradată a proprietăţilor fizice şi

chimice, ca rezultat al masei atomice relative şi configuraţiei electronice a

elementelor care intervin în această zonă intermediară, conform figurii

nr.8.

Figura 8. Sistemul periodic al elementelor

Perioade

Totalitatea elementelor succesive, neasămănătoare, care se găsesc

în acelaşi şir oriziontal, începând cu primul element care urmează după un

gaz rar monoatomic şi terminând cu gazul rar următor, constituie o

perioadă.

TABELUL PERIODIC AL ELEMENTELOR

Metale alcaline

Gaze nobile

Nemetale Lantanide

Actinide

Metale alcalino-

pamintoase

Metaloizi

Metale bloc-p

Metale

tranzitionale


30/231


30

Se notează cu numere de la 1-7, sau cu literele K, L, M, N, O, P,

Q. Numărul elementelor dintr-o perioadă se calculează cu relaţia E=2n2,

unde n are valoarea 1 pentru perioada unu; 2 pentru perioada a doua şi a

treia,3 în perioadele patru şi cinci şi 4 în pentru perioada şase şi şapte.

Perioada întâi conţine numai 2 elemente; perioada a 2-a de la Li la

Ne şi perioada a 3-a de la Na la Ar, conţin câte 8 elemente şi formează

perioadele scurte ale sistemului. Perioada a 4-a, de la K la Kr, şi a 5-a de

la Rb la Xe conţine câte 18 elemente şi se numesc perioade lungi.

Perioada a 6-a, de la Cs la Rn, conţine 32 de elemente şi este cea mailungă; perioada a 7-a, de la Fr la E = 118 conţine tot 32 de elemente,

dintre care sunt cunoscute astăzi numai cele până la Z = 105.

O perioadă începe cu un metal alcalin cu configuraţie ns1, puternic

electropozitiv şi se termină printr-un gaz rar, cu octet electronic ns2np6,

precedat de un halogen puternic electronegativ, cu configuraţie ns2np5. De

la o perioadă la alta, se observă salturi calitative, iar elementele din ultimaperioadă sunt radioactive. [7]

Elementele dintr-o perioada au acelaşi număr de straturi

electronice în atom, număr care coincide şi cu numărul stratului exterior.

În cadrul aceleaşi perioade, elementele sunt aranjate în ordinea

crescătoare a numerelor atomice. În aceeaşi perioadă, fiecare element

conţine un electron în plus pe ultimul strat, comparativ cu elementulanterior. Aceasta conduce la o creştere a masei nucleului şi sarcinii

elementelor, de la stânga spre dreapta, în cadrul fiecărei perioade, f ără a

avea însă şi o creştere a numărului de straturi de electroni.

Rezultă în acest fel o creştere a forţei de atracţie exercitată de către

nucleu asupra electronilor din ultimul strat, numit şi strat de valenţă. O

altă consecinţă este şi contractarea stratului de valenţă, de la stânga spre


31/231


31

dreapta, cu electronii din acest strat orbitând mai aproape de nucleu

(scade raza atomică). Acest fenomen reflectă o tendinţă de creştere a

atracţiei atomului pentru electroni, pe măsură ce ne deplasăm de la stânga

spre dreapta în cadrul aceleaşi perioade. Metalele alcaline şi alcalino-

pământoase, care sunt situate la capătul din stânga al perioadelor,

prezintă o slabă atracţie pentru electronii din stratul exterior de valenţă,

electroni pe care îi cedează uşor, formând astfel ioni pozitivi. Spunem că

aceste elemente sunt electropozitive, spre deosebire de elementele situate

la dreapta perioadelor, care sunt electronegative. Halogenii, situaţi la

extremitatea din dreapta a perioadelor, sunt elemente puternicelectronegative şi, posedând o afinitate mare pentru electroni, formează

uşor ioni negativi cu metalele sau cu hidrogenul, prin atragerea unui

electron în stratul de valenţă.

Grupe

Totalitatea elementelor asemănătoare care se găsesc în acelaşi şirvertical formează o grupă; ele au proprietăţi înrudite, sunt analoage.

Grupele se notează cu cifrele romane de la I-VII şi 0.

Primele 7 grupe sunt împărţite în grupe principale notate cu a,

care conţin elementele reprezentative de tip s şi p: grupele secundare,

notate cu b, care conţin elementele tranziţionale de tip d şi f. Grupa a

VIII-a b urmează după grupa VIIb şi conţine numai elemente tranziţionale

de tip d, aşezate câte 3 în perioadele 4, 5, 6. Grupa zero conţine gazelemonoatomice sau rare cu octet electronic, exceptând He 1s2.

Deplasându-ne de sus în jos în coloanele (grupele) tabelului

periodic, fiecare element va avea un strat de electroni în plus faţă de cel

de deasupra lui. Chiar dacă sarcina nucleului creşte pe această direcţie,

straturile suplimentare şi distanţa din ce în ce mai mare a nucleului faţă de

electronii de pe ultimul strat face ca aceşti electroni să fie mai puţin

legaţi. Una dintre cauze o constituie influenţa straturilor interioare de


32/231


32

electroni, care au un efect de ecranare, reducând astfel forţa de atracţie

exercitată asupra electronilor de valenţă, ceea ce conduce la formarea de

cationi (ioni cu sarcină pozitivă).

Influenţa combinată a acestor factori conduce la o tendinţă

puternică a elementelor metalice din colţul din stânga jos al tabelului

periodic (metalele alcaline grele) de a forma cationi, în timp ce

elementele nemetalice din colţul din dreapta sus (halogenii uşori)

formează anioni (ioni cu sarcină negativă). [2]

3.3. Legături pe diagonală

Ca urmare a celor două tendinţe importante din tabelul periodic –

contracţia straturilor de electroni de la stânga la dreapta perioadelor

(creşterea electronegativităţii) şi creşterea numărului de straturi de

electroni în grupe de sus în jos (descreşterea electronegativităţii) – se

întâmplă deseori ca un element să aibă o rază atomică şi raza ionică

apropiate de cele ale elementului poziţionat mai jos pe diagonală, decât

elementele din propria grupă.Deoarece există o serie de proprietăţi care sunt dependente de

aceste raze şi de valorile electronegativităţii, comportarea elementelor

situate pe diagonală poate fi uneori asemănătoare. De exemplu, litiu se

aseamănă ca proprietăţi chimice cu magneziu mai mult decât ne-am

aştepta. Astfel de asemănări pot fi observate şi în cazul altor perechi de

elemente poziţionate similar. [9]

3.4. Blocurile de elemente de tip s, p, d si f

Este cunoscut că substraturile de electroni sunt formate din orbitali de

acelaşi tip şi care au aceeaşi energie; aceştia sunt notaţi cu simbolurile s,

p, d, f .


33/231


33

Tipuri de orbitali

Elementele chimice se pot clasifica în grupuri sau blocuri, după tipul de

orbital în care intră electronul distinctiv.

Elemente de tip bloc s

Toate elementele din blocul s sunt metale şi se regăsesc în grupele

1 şi 2 ale tabelului periodic. Blocul s conţine metalele alcaline şi

metalele alcalino-pamântoase. Aceste metale sunt puternic reactive,

pierzând cu uşurinţă electronii lor de valenţă, pentru a forma compuşiionici cu numere de oxidare +1 sau +2. Numărul de oxidare este un număr

care indică câţi electroni trebuie să primească sau să cedeze atomul dintr-

un compus pentru a forma un atom neutru.

Având numai unul sau doi electroni de valenţă, legătura metalică

din structura metalelor din blocul s este relativ slabă, astfel încât acestea

sunt metale cu temperaturi de topire scăzute.

Elementele de tip bloc p

Elementele de tip bloc p sunt cele din grupele 13-18 din tabelul

periodic. Blocul include un amestec de metale de tip bloc p şi nemetale.

Metaloizii (sau semi-metalele – germaniu, arsenic, antimoniu) se găsesc

şi ei în acest bloc. Toate aceste elemente au orbitalii de tip p parţial

ocupaţi. Aceste elemente prezintă o variaţie mai mare a proprietăţilor

fizice şi chimice, comparativ cu cele din blocul de tip s. Blocul p include

şi halogenii puternic reactivi, precum şi un număr de nemetale extrem de

importante, cum ar fi: carbonul, nitrogenul şi oxigenul. Aceste elemente

tind să formeze între ele compuşi covalenţi. Tot în blocul p se regăsesc şi

gazele nobile.


34/231


34

Elemente de tip bloc d

Blocul d conţine metalele tranziţionale care au orbitalii d parţial

ocupat. Din punct de vedere energetic, aceşti orbitali sunt asemănători cucei situaţi imediat deasupra lor. Ca urmare a energiei tranziţionale

scăzute, electronii din orbitalul d pot trece uşor pe un nivel energetic mai

înalt, prin absorbţia de radiaţii electromagnetice din domeniul vizibil.

Unele dintre elementele cele mai grele din blocul d prezintă o puternică

instabilitate nucleară, motiv pentru care nu se găsesc în formă naturală, ci

trebuie produse pe cale sintetică.

Elemente de tip bloc f

Elementele din blocul f sunt lantanidele şi actinidele. Acestea au

orbitalii 4 f sau 5 f ocupaţi parţial sau total şi uneori au orbitalul 5d sau 6d

ocupat pe jumătate. Ca urmare a diferenţelor mici între nivelele energetice

din aceasta regiune a tabelului periodic, lantanidele au proprietăţi

asemănătoare. [9]

O contracţie pronunţată apare în seria lantanidelor din blocul f .

Ca rezultat al acestei contracţii, elementele care urmează în tabel imediat

după lantanide au raze atomice şi ionice similare cu elementele din grupa

situată imediat la stânga lantanidelor. Tendinţa generală pentru elementele

cu electronegativitate puternic diferită între ele este de a forma legături

ionice. Atomii metalelor tind să formeze cationi având o rază ionică mare.

Nemetalele tind să formeze legături covalente între ele. Oricare

dintre elementele din grupa metalelor tranziţionale, inclusiv lantanidele

şi actinidele, prezintă o mai mare asemănare între ele decât există în alte

zone ale tabelului periodic. Similitudinea rezultă ca urmare a faptului că

stratul de electroni, care este completat de-a lungul unei perioade, nu este


35/231


35

stratul exterior, astfel încât diferenţele din cadrul acestei serii de elemente

sunt mai puţin evidente ca în alte zone, stratul exterior fiind similar.

3.5. INVERSIUNI ALE MASELOR ATOMICE ÎN SISTEMUL

PERIODIC

În perioadem există elemente cu mase atomice inferioare, aşezate

după elementele cu mase atomice superioare; astfel de inversiuni se

întâlnesc la Ar-K, Te-I, Co-Ni şi Th-Pa.Variaţia periodică sau aperiodică a proprietăţilor elementelor

Unele proprietăţi fizice ale elementelor cu număr atomic Z, număr

de masă A şi spectrele de raze X variază liniar, aperiodic.

Periodic, variază proprietăţile chimice ale elementelor (valenţă,

caracter electrochimic şi caracterul acid sau bazic al oxizilor, hidroxizilor

şi hidracizilor), precum şi unele proprietăţi fizice ca densitatea, volumulatomic, raze atomice sau ionice, energia de ionizare, punctele de topire şi

de fierbere, spectrele optice. [64]

3.6. CARACTER ELECTROCHIMIC

Proprietatea atomilor elementelor de a ceda sau accepta electroni

conform schemei E ± ne- → En± constituie caracterul electrochimic al

acestora.

Elementele a căror atomi au tendinţa de a câştiga electroni,

transfomându-se în ioni negativi, se numesc electronegative, iar cele care

cedează electroni, tranformându-se în ioni pozitivi, se numesc


36/231


36

electropozitive; caracterul electronegativ sau nemetalic creşte în perioadă

şi scade în grupe cu creşterea lui Z.

Elementul cu cel mai accentuat caracter electronegativ estefluorul (2s22p5) şi se găseşte în colţul din dreapta sus a sistemului

periodic, primul element din grupa VII-a. Elementele electronegative

formează oxizi cu caracter acid. Caracterul electropozitiv sau metalic

scade în perioadă şi creşte în grupă, cu creşterea lui Z.

Elementul cu cel mai accentuat caracter electropozitiv este franciu

(6s

2

) şi se găseşte în colţul din stânga jos a sistemului periodic, ultimulelement din grupa I. Elementele electropozitive formează oxizi cu

caracter bazic.

Elementele cu caracter electropozitiv (metale) sunt despărţite de

cele cu caracter electronegativ (nemetale) de o diagonală ipotetică, care

trece de la B-Si-As-Te şi At.

Combinarea elementelor între ele are loc cu atât mai uşor, iarcompuşii formaţi sunt cu atât mai stabili, cu cât caracterul lor chimic este

mai diferit.

Variaţia caracterului bazic şi acid al compuşilor de tipul EOm(OH)n,

variaţia caracterului acid al hidrurilor nemetalelor:

Caracterul bazic al hidroxizilor de tipul E(OH)n creşte în grupe şi

scade în perioade, cu creşterea lui Z. Caracterul bazic este cu atât mai

accentuat cu cât n este mai mic şi masa atomică a lui E mai mare.

Exemplu :

Al(OH)3 Mg(OH)2 NaOH

Creşte caracterul bazic

Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2

Creşte caracterul bazic


37/231


37

Caracterul acid al acizilor oxigenaţi, de tipul EOm(OH)n, este cu

atât mai accentuat cu cât m are o valoare mai mare. La oxoacizii de

acelaşi tip şi cu acelaşi număr de oxidare, caracterul acid şi caracteruloxidant scad în grupe cu creşterea lui Z.

Exemplu :

HClO4 HBrO4 HIO4

Scade caracterul acid

H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4

Creşte caracterul acidÎn perioadă, creşte caracterul acid, stabilitatea termică şi

polaritatea moleculelor, în timp ce caracterul reducător scade.

În grupe, caracterul acid şi caracterul reducător cresc, iar

stabilitatea termică şi polaritatea moleculelor scade.

Exemplu :

CH4 NH3 H2O HFCreşte caracterul acid

HF HCl HBr HI

Creşte caracterul acid

Potenţialul de ionizare (P.I.) a atomilor elementelor:

Cantitatea minimă de energie măsurată în electroni volţi (eV),

necesară îndepărtării unui electron la o distanţă infinită de nucleul său şi

formării unui ion pozitiv, se numeşte potenţial de ionizare.

Aceasta variază periodic, având o valoare maximă la gazele rare

(ns2np6) şi minimă la metalele alcaline (ns1). În grupe scade, iar în

perioade creşte odată cu creşterea lui Z. Potenţialul de ionizare al atomilor

neutri şi ionizaţi, cresc în ordinea :

PI1


38/231


38

Potenţialele de ionizare pentru treapta a patra şi a cincea sunt

foarte ridicate, mult superioare celor întâlnite în reacţii chimice, din care

cauză nu se cunosc ioni monoatomici cu sarcini superioare lui 3.Energia de ionizare, în prima treaptă a unui gaz rar monoatomic

este totdeauna superioară energiei de ionizare în prima treaptă a atomilor

elementelor din aceeaşi perioadă.

Valoarea energiei de ionizare este influenţată de sarcina nucleară

şi efectul de ecranare al electronilor, precum şi de distanţa acestora faţă de

nucleu; pentru un electron cu număr cuantic n energia de ionizare estedată de relaţia :

eV n

S Z I P 60,13

)(..

2

2

⋅−

= (4)

în care (Z-S) reprezintă sarcina nucleară efectivă a unui atom pentru un

anumit electron, S este constanta de ecranare, datorită prezenţei celorlalţi

electroni ai atomului. Efectul de ecranare este cu atât mai mare cu cât

numărul electronilor interiori este mai mare şi sunt mai depărtaţi de

nucleu; electronii având acelaşi număr cuantic principal n (din acelaşi

strat) cu electronul care ionizează, nu ecranează decât într-o măsură

redusă. [10]

3.7. STRUCTURA SISTEMULUI PERIODIC ÎN FORMĂ ELECTRONICĂ

Sistemul periodic în formă electronică cuprinde 7 perioade şi 32

de şiruri verticale, grupate în trei mari diviziuni.

Prima diviziune cuprinde 8 şiruri verticale, cele 8 grupe de

elemente reprezentative din sistemul periodic clasic, la care completarea


39/231


39

straturilor electronice se face prin adăugarea electronului distinctiv pe

orbitalele atomice s şi p ale stratului exterior, cu nivelul energetic cel mai

ridicat.A doua diviziune cuprinde, în 10 şiruri vericale, elementele

tranziţionale de tip d, din subgrupele sistemului periodic clasic, la care

completarea stratului electronic se face prin adăugarea electronului

distinctiv pe orbitalele atomice d din penultimul strat electronic.

A treia diviziune cuprinde în 14 şiruri verticale, elementele

tranziţionale de tip f, lantanidele şi actinidele din sistemul periodic clasic,la care completarea structurilor electronice se face prin adăugarea

electronului distinctiv pe OA f din antipenultimul strat electronic. [8]

Analogii electronice la elementele din grupele principale şi secundare

Ţinând seama de configuraţia electronică a elementelor şi acompuşilor lor, la toate numerele de oxidare pot apare analogii perfecte şi

imperfecte.

Analogii perfecte prezintă elementele care au aceiaşi configuraţie

electronică atât în stare atomică cât şi în toate stările de oxidare.

Aşa se comportă elementele din aceiaşi grupă a perioadelor mari

(4,5,6) ale sistemului periodic. De exemplu Ge, Sn, Pb în gr. IV; As, Sb,

Bi în grupa V; Se, Te, Po în grupa VI: Br, I, At în gr VII: Kr, Xe Rn în

grupa VIII.

Analogii imperfecte prezintă elementele care au aceeaşi

configuraţie electronică numai la anumite numere de oxidare.


40/231


40

Aşa de exemplu, elementele din perioadele mari (4, 5, 6) ale

sistemului periodic prezintă analogii cu cel din perioadele mici (3), la

toate numerele de oxidare, exceptând numărul de oxidare maxim.La această stare de oxidare, ionii elementelor din perioade mari, au

configuraţia de 18 e-, iar cei din perioadele mici de 8 electroni.

Elementele din subgrupele IV-VII prezintă analogii electronice cu

elementele din grupele principale, perioada a 3-a, numai la numere de

oxidare maxim. De exemplu, în subgrupa a IV-a, bioxidul de titan, acidul

titanic şi titanaţii sunt analogi cu dioxidul de siliciu, acidul silicic şisilicaţii. În subgrupa a V-a, pentoxidul de vanadiu, acidul vanadic şi

vanadaţii sunt analogi cu pentoxidul de fosfor, acidul fosforic şi fosfaţi.

În subgrupa a VI-a oxidul de crom (VI), acidul cromic şi cromaţii

sunt analogi cu trioxidul de sulf, acidul sulfuric şi sulfaţii.

În subgrupa VII-a oxidul de mangan (VII), acidul permanganic şi

permanganaţii sunt analogi cu oxidul de clor (VII), acidul percloric şipercloraţii. [26]

În tabelul 2 se pot urmării analogiile electronice existente între S,Se, Te şi

între Cr şi S.

Tabelul 2. Analogiile electronice

Cr S Se Te N.O.8 13 1

-

2 8 12

2 8 10

2 8 8

2 8 6

2 8 8

2 8 4

2 8 2

2 8

2 8 18 6

2 8 18 8

2 8 14 4

2 8 18 2

2 8 18

2 8 18 18 6

2 8 18 18 8

2 8 18 18 4

2 8 18 18 2

2 8 18 18

0

-2

+2

+4

+6


41/231


41

Poziţia unui element din sistemul periodic:

Pentru a determina poziţia unui element în sistemul periodic,

cunoscând numărul de ordine Z. este necesar să se reţină următoarele:• numărul elementelor din perioade este : 2, 8, 8, 18, 18, 32;

• perioadele mari (4, 5, 6 şi 7) sunt formate din două rânduri:

rândurile pare (4, 6, 8) conţin câte 10 elemente, care se găsesc în grupele

secundare (subgrupe), exceptând elementele din grupa I şi a II-a; rândul 8,

perioada 6, conţine 24 de elemente (10 elemente tranziţionale + 14

lantanide);• rândurile impare (5, 7, 9) conţin câte 8 elemente, situate în grupele

principale, exceptând grupele I şi II şi se termină cu un gaz rar

monoatomic.

Cunoscând numărul elementelor dintr-o perioadă (2, 8, 8, 18, 18,

32), se poate stabili numărul de ordine al elementelor din grupe

principale.Numărul de ordine al primului element din grupă este egal cu

numărul grupei +2 şi se găseşte în perioada a 2-a. La numărul de ordine al

primului element din grupă se adaugă apoi cifra care reprezintă numărul

elementelor din perioadele următoare.

La elementele din grupele I şi a II-a din perioada a 4-a, se adaugă

8, iar la perioada 6-a se adaugă 18.Numărul de ordine al elementelor din subgrupe se calculează

astfel: din numărul de ordine Z al elementelor din grupe se scade zece

pentru elementele din subgrupele III-VII şi se adaugă 10 pentru

subgrupele I şi II, perioadele 4 şi 5 respectiv 24 pentru perioada 6; pentru

elementele din cele trei triade a grupei VIIIb se adaugă cifrele 1, 2, 3, la

Z-ul elemenetelor din aceleaşi perioadă ale subgrupei VII. [30]


42/231


42

Exemple:

9F: 1s2 2s2 2p5 = K 2s2 2p5 = [He] 2s2 2p5 =

= [He] 2s2 2p5 = [He] 2s2 2px2 2py2 2pz1

24Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 = [Ar] 4s1 3d5 =

= [Ar] 4s1 3dz21 3d x2-y2

1 3dxy1 3dyz

1 3dzx1

50Sn: 1s2

2s2

2p6

3s2

3p6

4s2

3d10

4p6

5s2

4d10

5p2

=

= [Kr] 4d10 5s2 5px1 5py

1


43/231


43

4. STRUCTURA MOLECULELOR ŞI LEGĂTURI CHIMICE

4.1. ELECTROCOVALENŢA (LEGĂTURA IONICĂ)

Legătura ionică sau electrovalenţa este legătura realizată între

particule încărcate din punct de vedere electric deosebit, între ioni,

însoţită de apropierea acestora până la o distanţă compatibilă cu repulsia

dintre învelişurile lor electronice. Are loc în reacţiile elementelor cu

proprietăţi chimice opuse sau foarte îndepărtate din punct de vederechimic (metale+nemetale).

Atomii elementelor care urmează în sistem după gazele nobile

(grupa Ia, IIa) pierd cu uşurinţă electronii excedentari faţă de configuraţia

gazului nobil precedent, devenind ioni pozitivi (cationi). Atomii

elementelor aflate înaintea gazelor rare (grupa VIa, VIIa) î şi pot completa

octetul cu un număr de electroni corespunzător diferenţei între 8 şinumărul grupei, devenind ioni negativi (anioni), cu configuraţia

electronică a gazului nobil care urmează. Transferul de electroni se

produce de la elementul electropozitiv cu potenţial de ionizare scăzut, la

elementul electronegativ, cu afinitate mare pentru electroni. [1]

În formarea unei legături ionice se pot imagina următoarele trei

etape :

Na – 1e- Na+ (1’)

Cl + 1e- Cl- (2’)

Na+ +Cl- Na+ Cl- (3’) sau


44/231


44

se combină cu f ormând

Prima etapă necestită o energie egală cu potenţialul de ionizare al

atomului de sodiu, ∆H=+5,14 EV; în cea de a doua etapă se degajă o

cantitate de energie echivalentă cu afinitatea faţă de electroni a atomului

de clor (∆H=-3,61 eV), iar în cea de a treia prin atracţia ionilor formaţi

(Na+ şi Cl-) se degajă energia ∆H= -5,18 eV.Formarea unei legături ionice este posibilă numai atunci când

cantitatea de energie degajată în etapele (2’) şi (3’) este superioară

energiei absorbite în etapa (1’).

O legătură ionică stabilă se formează numai dacă energia de

ionizare (P.I.) a cationului este mică, iar afinitatea faţă de electroni a

anionului este mare.Tăria unei legături ionice este influnenţată de sarcina electrică şi

raza ionilor componenţi; la aceeaşi sarcină electrică scade, cu creşterea

razei, iar la aceeaşi rază, creşte cu sarcina electrică. Raportul dintre raza

cationului şi cea a anionului, rc/ra, este determinant în formarea legăturii;

raze mici ale cationului şi mari ale anionului defavorizează formarea

legăturii ionice şi favorizează legăturile covalente.

Formarea legăturii ionice în cazul MgCl2 sau BeF2, MgBr2, CaCl2,

CaI2, poate fi imaginată astfel:

se combină cu doi

formând


45/231


45

În cazul formării AlF3

se combină cu trei şi formează

Metalele din grupa I formează legături ionice de tipul K2O, Na2O,

Na2S, K2S:

Doi atomi se combină cu un atom şi

formează

MgO, MgS, CaS şi CaO se formează conform:

se combină şi f ormează

Ionii astfel formaţi se atrag electrostatic până la o distanţă minimă,

permisă de repulsiile între învelişurile lor electronice. Cu alte cuvinte, în

cazul combinaţiilor ionice, nu se pot forma molecule independente.Deorece câmpul electric creat de ioni este puternic şi uniform distribuit în

toate direcţiile, fiecare ion are posibilitatea de a atrage alţi ioni de semn

opus din orice direcţie, ceea ce duce la realizarea cristalelor ionice.

Astfel, se poate spune că legătura ionică, spre deosebire de

legătura covalentă, deorece nu implică numai doi ioni, nu poate fi dirijată


46/231


46

în spaţiu şi de aceea ea poate fi apreciată mai corect ca o interacţiune

ionică şi nu ca o legătură chimică.

Din considerente geometrice, numărul maxim de ioni cu sarciniopuse, care înconjoară la distanţă minimă un anumit ion în reţeaua

cristalină, este limitat. Acest număr se numeşte număr de coordinare şi

este determinat de raportul razelor cationului şi anionului. Valoarea

acestui raport determină structura internă a compuşilor ionici.

De exemplu N.C. = 8 – structura cubică centrată intern sau N.C. = 6 –

structură octaedrică, N.C. = 4 – structură tetraedrică, N.C. = 3 – structură triunghiulară, N.C. = 2 - structură liniară. [11]

4.1.1. Formarea reţelelor ionice

S-a arătat că metalele şi nemetalele reacţionează între ele prin

transferuri de electroni între atomii lor, cu formare de cationi şi anioni,care apoi se atrag mutual. Formele solide ionice rezultate în urma

atracţiilor reciproce puternice dintre ioni au o energie mai joasă decât

elementele iniţiale. Cât de puternic s-au atras ionii între ei în stare solidă

se poate afla dacă se cunoaşte energia de reţea. Aceasta reprezintă

schimbul de energie, care are loc atunci când ioni gazoşi, încărcaţi cu

sarcini opuse, se asamblează într-un solid ionic.

Valoarea energiei de reţea este determinată de următoarele caracteristici

ale ionilor :

A. Structura electronică

Clasificarea ionilor în funcţie de configuraţia lor electronică :

1. Ioni punctiformi, f ără înveliş electronic, cu structura neutronului :

H

+

(existent în soluţia apoasa ca H3O

+

) n← H+


47/231


47

2. Ioni cu configuraţia dublet 1s2, 2 electroni exteriori (configuraţia

He 1s2).

H

-

→ He ← Li+

, Be

2+

, B

3+

3. Ioni cu configuraţia de octet ( configuraţia de gaz rar, ns2np6)

O2-, F- → Ne ← Na+, Mg2+, Al3+

S2-, Cl- → Ar ← K+, Ca2+, Sc3+, Ti4+

Se2-, Br-→ Kr ← Rb+, Sr2+, Y3+, Ce4+

Te2-, I-→ Xe ← Cs+, Ba2+, La3+, Hf 4+

Po2-, At-→ Rn ← Fr+, Ra2+, Ac3+, Th4+

4. Ioni cu 18 configuraţie de electroni (configuraţie ns2np6nd10):

Cu+, Ag+, Au+, Zn2+, Cd2+, Hg2+.

5. Ioni cu configuraţie de 18+2 electroni, sau ns2 (n> 1):

Sn2+, Pb2+, Bi3+, Tl+.

6. Ioni cu configuraţie electronică incompletă (n-1)d1-9 :

ionii metalelor tranziţionale de tip d.

7. Ionii lantanidelor şi actinidelor cu configuraţii interioare

incomplete (n-2)f 2-13.

B. Raza şi sarcina

Aprecierea razei ionilor se face în funcţie de complexitatea

acestora şi anume: pentru ioni monoatomici, raza depinde de numărul

straturilor electronice şi sarcina electrică iar pentru ionii poliatomici raza

depinde de numărul de atomi, de natura acestora şi de geometria lor.

În cadrul ionilor monoatomici izoelectronici, adică ionii care au

aceeaşi configuraţie electronică, cationii au raza şi volumul mai mare

decât anionii, deorece o sarcină pozitivă indică un număr redus de

electroni faţă de numărul de protoni şi deci, o atracţie nucleară mai mare

faţă de ultimul nivel energetic.


48/231


48

Razele cationilor izoelectronici scad în perioadă de la stânga la

dreapta, ceea ce înseamnă că razele ionilor trivalenţi sunt mai mici decât

razele ionilor divalenţi şi acestea mai mici decât ale celor monovalenţi.Razele ionilor izoelectrici scad în perioadă de la stânga la dreapta. Ionii

metalelor tranziţionale au razele mai mici decât ionii metalelor

reprezentative. Creşterea razei ionice determină mărirea numărului de

coordinare. Dacă un element există în mai multe stări de oxidare, pentru

acelaşi număr de coordinare, raza ionică scade odată cu creşterea

numărului de oxidare.C.Polarizarea

Cationii sunt polarizanţi mai puternici decât anionii, iar aceştia

sunt mai polarizabili decât anionii .

Formarea reţelelor ionice se poate urmării, de exemplu, la NaCl (fig.9.):

Figura 9. Reţea ionică a NaCl

În funcţie de configuraţia lor electronică, stabilitatea cationilor scade

relativ în ordinea:

(1s

2

) ≅ (ns2

np

6

)> (ns2

)> (ns2

np

6

nd

10

)> (n-1)d1-9


49/231


49

N.O., electrovalenţa compuşilor ionici este dat de numărul

electronilor cedaţi sau câştigaţi de atomii elementelor respective la

formarea legăturii. [6]

4.1.2. Caracteristicile compuşilor ionici

Substanţele ionice formează cristale transparente, dure, cu p.t. şi p.f.

ridicate, coeficient mic de dilataţie termică, solubile în solvenţi cu

constantă dielectrică ridicată; în topitură sau în soluţie apoasă conduccurentul electric.

1. Toate substanţele ionice sunt solide, iar tipul de reţea este dat

de aranjamentul ionilor, de distanţa minimă dintre ei şi

polarizarea lor.

2. Punctele de topire ale compuşilor ionici sunt destul de înalte,

în jur de 1000

0

C, iar punctele de fierbere sunt şi mai ridicate;ele scad o dată cu creşterea razei ionilor şi cresc o dată cu

creşterea valenţei.

Exemple:

Compusul p.t. 0C p.f.0C

LiCl 606 1350

NaCl 801 1440

KCl 768 1411

Compusul NaF MgF2 AlF3 SiF4 PF5 SF6

p.t.0C 801 1263 1257 -90 -94 -54

3. O altă proprietate a substanţelor ionice este solubilitatea lor în

solvenţi polari, cu constante dielectrice mari, cum ar fi de

exemplu, apa.


50/231


50

Dizolvarea este endotermă când energia de reţea este mai mare

decât energia de solvatare. În acest caz coeficientul de solubilitate creşte

cu temperatura.Dizolvare este exotermă când energia de reţea este mai mică decât

energia de solvatare, iar coeficientul de solubilitate scade cu creşterea

temperaturii.

De exemplu, se consideră două serii de compuşi: sulfaţii şi hidroxizii

aceloraşi elemente: Mg, Ca, Sr, Ba.

Solubilitatea sulfaţilor scade de la MgSO4 la BaSO4, pe când solubilitateahidroxizilor creşte de la Mg(OH)2 la Ba(OH)2.

4. Culoarea ionilor este determinată de structura electronică

periferică şi anume, de existenţa electronilor neîmperechiaţi.

Cu alte cuvinte combinaţii colorate ar trebui să formeze doar

ionii cu structură incompletă, de exemplu ionii Cr3+, Mn2+,

Fe

2+

, Fe

3+

, Co

2+

, Co

3+

, Ni

2+

, Cu

2+

etc, care au în substratul detip d un număr impar de electroni.

5. Duritate şi densitatea sunt proprietăţi ale compuşilor ionici,

explicate pe baza aceloraşi factori determinanţi ca în cazul

proprietăţilor descrise anterior. Adică în cadrul aceluiaşi tip de

reţea, duritate creşte pe măsura creşterii sarcinii ionilor şi

micşorării distanţelor dintre ei.

6. Substanţele ionice sunt casante, adică se sparg atunci când se

acţionează asupra lor cu o forţă mecanică.

7. În stare solidă, substanţele ionice nu conduc curentul electric,

deorece în structura lor nu există electroni delocalizaţi. Dacă

sunt topite sau dizolvate în apă, atunci ionii deveniţi mobili,

pot transporta curentul electric. [9]


51/231


51

4.2. LEGĂTURA COVALENTĂ

Teoria lui LewisÎn concepţia clasică a chimiei legătura covalentă sau covalenţa

este legătura realizată prin punerea în comun, de către doi atomi identici

sau foarte apropiaţi din punct de vedere chimic, a 1, 2 sau 3 electroni, cu

formarea a 1, 2 sau 3 perechi de electroni, care aparţin, în egală măsură,

ambilor atomi care se unesc.

Astfel, formarea moleculelor atomilor elementelor care au 7, 6,sau 5 electroni de valenţă se realizează prin punerea în comun a câte 1, 2

respectiv 3 electroni de fiecare atom, realizându-se astfel 1, respectiv 2

sau 3 perechi de electroni puşi în comun, adică o legătură simplă, dublă

sau triplă.

+ →

sau sau


52/231


52

Formarea moleculelor de F2 sau N2:

,

Fiecare din atomii componenţi ai moleculelor de mai sus are configuraţia

de octet.

Legătura covalentă este o legătură rigidă, orientată în spaţiu, în

funcţie de tipul de hibridizare.

Dintre molecule covalente care nu respectă regula octetului se potmenţiona:

, BF3 , CH3Li etc.

Numărul electronilor care înconjoară un atom se extinde de la 10

în IF5, 12 în IF6, 14 în IF7 sau 16 în OsF8, elementele respective utilizând

şi OA la formarea legăturii covalente. [8]

Regula covalenţei maxime:

Numărul maxim de electroni care se pot grupa în jurul unui atom,

în compuşii covalenţi, este dat de aşa zisa regulă a covalenţei maxime,

după care:

- hidrogenul formează o singură covalenţă (dispune de o singură OA),

elementele din perioada a doua (Li-F) maxim patru covalenţe (dispun de

4OA), cele din perioada a treia (Na-Cl) maxim şase, iar elementele din

celelalte perioade pot forma maxim opt covalenţe, datorită faptului că ele

pot folosi la formarea legăturilor covalente şi OA d.


53/231


53

Covalenţa unui element este dată numai de numărul electronilor

necuplaţi pe care îi posedă atomul respectiv şi nu de numărul total al

electronilor săi de valenţă. Acest număr poate creşte în urma unor tranziţiielectronice s→ p, p→ d sau s → d.

Aşa de exemplu, atomul de beriliu, cu configuraţia electronică

1s22s2, nedispunând de electroni necuplaţi, în stare fundamentală nu

admite valenţe şi ar trebui să fie zero valent. Deorece diferenţa energetică

între OA 2s şi 2p ai Be este relativ mică, prin activare, datorită unei

acţiuni exterioare, relativ slabe, unul din electronii 2s poate să treacă într-un OA 2p; în urma tranziţiei electronice 2s→2 p, atomul de beriliu

devine:

Be: str.int. + 2s22p0 → 2s12p1

cu 2 electroni necuplaţi, care conferă beriliului covalenţa 2. În mod

analog atomii de bor şi carbon cu configuraţia 2s12p1, respectiv 2s12p2,

dispun de unu, respectiv de doi electroni necuplaţi; aceştia pot deveni tri-respectiv tetracovalenţi, prin activare ca urmare a trecerii unui electron

dintr-o OA 2s într-o OA 2p.

Atomii de azot, oxigen şi fluor pot forma 3, respective doi

covalenţe. Deorece aceste elemente nu dispun de OA libere în cadrul

aceluiaşi strat electronic (n=2), iar tranziţii electronice 2s sau 2p la un

strat superior 3s nu sunt posibile din punct de vedere energetic, acesteelemente funcţionează constant, bi, respectiv monocovalent.

Atomii de fosfor, sulf şi clor, care se găsesc în aceleaşi grupă cu

azotul, oxigenul şi fluorul, dar în perioada a treia, care dispun şi de OA d;

deci pot forma prin tranziţii electronice p→ d şi s→ d un număr mai mare

de covalenţe, aşa cum rezultă din schemele de mai jos:


54/231


54

s→ d

P : 3s23p33d0→ 3s13p33d1

p→ d s→ d

S : 3s23p43d0→ 3s23p33d1→ 3s13p33d2

p→ d p→ d s→ d

Cl: 3s23p53d0→ 3s43p43d1→ 3s23p33d2→ 3s13p33d3

Decuplarea şi promovarea electronilor la nivele energetice

superioare are loc în procesul continuu al formării moleculei; energia

necesară se obţine, cel puţin în parte, din energia ce se degajă la formareamoleculelor.

Numărul covalenţelor unui atom depinde nu numai de numărul

electronilor necuplaţi, dar şi de consideraţii spaţiale, strâns legate de

volumul atomilor care formează compusul covalent. Astfel, sulful

formează cu halogeni următorii compuşi:

- cu fluorul un compus hexacovalent SF6;- cu clorul un compus tetracovalent SCl4;

- iar iodul formează cu fluorul un compusul heptacovalent IF7;

- iodul cu clorul formează un compus de tipul ICl3;

Datorită faptului că atomul de fluor are un volum atomic mai mic decât

atomul de clor, în jurul atomului de sulf se pot grupa 6 atomi de fluor, dar

numai patru de clor. [6]


55/231


55

4.3. TIPURI DE LEGĂTURI ÎNTRE ATOMII A ŞI B ÎN FUNCŢIE

DE ENERGIILE LOR DE IONIZARE

Natura legăturii chimice este determinată de energia de ionizare

(P.I.), afinitatea faţă de electroni (AE), raza, sarcina ionilor şi

polarizabilitatea lor. [7]

În funcţie de energia de ionizare a atomilor A şi B, legăturile

chimice pot fi ionice, covalent sau metalice, aşa cum se poate constata din

tabelul nr.3.

Tabelul 3. Clasificarea legăturilor chimice

Energia deionizare a atomilorA B

Interacţiunea electronilor devalenţă

Legătura

mică maremare maremică mică

Transfer de electroniParticipare

Benzi de valenţă

Ionică Covalentă Metalică

Aranjarea perechilor de electroni în jurul atomului central al unei

molecule şi geometria unor molecule simplepoate fi reprezentat după cum

urmează:

AB2

Liniară trigonal plană plan pătratică

ο •

ο

ο

• ο ο •

ο

ο

ο

ο


56/231


56

Fomă-V piramidal trigonală tetraedrică

Formă- T piramidal pătratică AB5 AB6

Bipiramidal trigonală octoedrică

Piramidal pătratică octoedrică deformată

•

ο ο

ο

•

ο ο

•

ο

ο

ο

ο

ο • ο

ο

•

ο

ο

ο

ο

• ο

ο

ο

ο

ο

ο

ο

ο ο

ο

•

ο

•

ο

ο

ο

ο

ο

ο

• ο

ο

ο

ο

ο


57/231


57

4.4. FORMAREA LEGĂTURII COVALENTE

DUPĂ METODA LEGĂTURILOR DE VALENŢĂ (MLV)

În mecanica cuantică funcţia de undă a OM pentru moleculele bi-

şi poliatomice, plecând de la funcţia de undă a OA respective se pot

calcula cu ajutorul MLV şi MOM, ambele folosind diferite aproximaţii de

calcul.

Metoda legăturii de valenţă a fost iniţiată de Heitler şi London,

dezvoltată de către Slater şi Pauling, se mai numeşte metoda H.L.S.P. saumetoda perechilor de electroni sau a suprapunerilor schemelor de valenţă.

Formarea moleculelor bi sau poiatomice, conform acestei metode,

presupune suprapunerea sau întrepătrunderea parţială a OA, însoţită de

împerecherea sau cuplarea de spin a electronilor necuplaţi. Mărimea

suprapunerii constituie o tărie a legăturii formate, electronii de legătură

fiind localizaţi numai la atomii direcţi legaţi, norii electronilor împerechiaţi fiind contopiţi într-un nor unic, comun concentrat în jurul

axei de legătură a celor două nuclee. Densitatea electronică este maximă

în porţiunea comună a OA suprapuse. Cu cât această porţiune este mai

mare, cu atât este mai mare şi densitatea electronică dintre nuclee,

distanţa dintre nuclee este mai mică şi tăria legăturii este mai mare.

În concluzie, când doi atomi sunt destul de apropiaţi în spaţiu, OA

se întrepătrund şi formează OM; ei sunt comuni ambilor atomi,

constituind o legătură covalentă. OM conţin două nuclee şi pot fi ocupate

cu maxim 2e- cu spini antiparaleli.

Stabilitatea OM este cu atât mai mare cu cât gradul de

suprapunere a OA a fost mai mare; energia OM este mai mică decât suma

energiei OA.


58/231


58

Un atom poate realiza un număr de covalenţe egal cu numărul

electronilor necuplaţi, care poate creşte în urma tranziţiei electronice.

Starea reală a moleculei este descrisă prin aşa-zisele structurilimită de rezonanţă sau forme canonice, fiecare având un anumit conţinut

energetic, deosebindu-se între ele numai prin modul de aşezare al

electronilor. [9]

Aşa, de exemplu, în cazul moleculelor de hidrogen, în mişcarea celor doi

electroni în jurul celor doi protoni, pot fi considerate următoarele structuri

limită, reprezentate prin schemele de mai jos (figura 10):

Figura 10. Structurile limită ale moleculei de H2 Fiecare dintre structurile limită de mai sus posedă un conţinut de

energie superior moleculei reale, fiind mai puţin stabile comparativ cu

molecula reală. La reprezentarea moleculei reale, fiecare str

chimie generala si anorganica(2)

Documents