Curs nr. 2 chimie anorganica

1
Curs 2
Şef Lucr. Dr. Gavăt Cristian
Sistemul Periodic al Elementelor. Stabilirea configuraţiei electronice
a elementelor. Periodicitatea proprietăţilor elementelor

2
Dmitri Ivanovich Mendeleev (1834 – 1907)
 chimist rus foarte celebru pentru contribuţiile sale majore aduse n domeniul legilor
chimei şi pentru faptul că a descoperit Sistemul Periodic al Elementelor pe care l-a
dezvoltat ulterior;
 el a aşezat elementele la locurile lor corecte în Tabelul Periodic şi a arătat că
greutățile lor atomice (masele lor atomice) au fost măsurate incorect iniţial;

3
Sistemul Periodic iniţial descoperit de Mendeleev - 57 elemente

4
 pe lângă descoperirea legii periodicităţii şi întocmirea Sistemului Periodic al
Elementelor, Mendeleev a realizat lucrări importante în domeniul studiului soluţiior,
tehnologiei petrolului, definirea temperaturii critice a gazelor, gazificării subterane a
cărbunilor, introducerea sistemului metric de măsură în Rusia etc. În 1868 a publicat
“Bazele chimiei”, în care chimia anorganică este tratată în lumina legii periodicităţii.
1. Sistemul Periodic al Elementelor.
 Mendeleev a creat o versiune fidelă a Tabelului Periodic al Elementelor, pe care a
folosit-o pentru a corecta proprietățile unor elemente deja descoperite și, de asemenea,
pentru a prezice proprietățile a opt elemente care urmau să fie descoperite.;
 D.I.Mendeleev (1869) a ordonat cele 63 de elemente cunoscute la acea vreme în
ordinea crescătoare a maselor lor atomice pe baza legii periodicităţii. A constatat că :
“proprietatile fizico-chimice ale elementelor se repetă periodic în funcţie de maselor
lor atomice,” sunt funcţii periodice ale maselor lor atomice

5
 Moseley (1913), pe baza teoriilor cu privire la strcutura atomului ale lui N. Bohr, a
formulat un enunţ modern , actualizat al legii periodicităţii, care este acceptat şi
astăzi: „ proprietăţile fizico-chimice ale elementelor se repetă în funcţie de sarcinile
nucleelor atomice ale elementelor,” deci sunt funcţii periodice ale numărului lor
atomic Z”, (variază periodic în funcţie de sarcina lor nucleară).
 Sistemul Periodic al elementelor este alcătuit din 7 şiruri de elemente ( pe orizontală)
numite perioade şi din 18 coloane de elemente (pe verticală) denumite grupe. (8 grupe
principale şi 10 grupe secundare).
 tabelul periodic a fost realizat în strânsa corelaţie cu structura învelişului electronic al
elementelor; în tabel, elementele sunt aşezate în ordinea crescătoare a numărului lor
atomic Z, (care indică numărul de protoni din nucleu, egal cu numărul de electroni din
învelişul electronic al atomului), pe orizontală, în perioadă, de la stânga la dreapta.
1.a. Structura şi configuraţia Sistemului Periodic al Elementelor
 în perioadă fiecare element din dreapta altui element conţine un proton în plus în
nucleu şi un electron în plus în învelişul electronic.
 electronul din învelişul electronic prin care un element chimic se deosebeşte de cel
precedent se numeşte electron distinctiv (electron de valenţă); electronul distinctiv se
află pe nivelul energetic cel mai ridicat (cel mai bogat în energie, la distanţa cea mai
mare faţă de nucleul atomic) → situat pe ultimul strat = strat de valenţă

6
Plasarea electronului distinctiv (electron de valenţă) - atomii
elementelor primelor 3 perioade ale Sistemului Periodic
 în tabel, elementele sunt aşezate în ordinea crescătoare a numărului lor
atomic Z, (a sarcinii nucleare a atomilor elementelor)
Perioada 1 - a: Z= 1 H; Z= 2 He
Perioada 2 - a: Z= 3 Li Z= 4 Be Z= 5 B Z= 6 C Z= 7 N Z= 8 O Z= 9 F Z= 10 Ne
Perioada 3 - a: Z= 11 Na Z= 12 Mg Z= 13 Al Z= 14 Si Z = 15 P Z= 16 S Z= 17 Cl Z= 18 Ar
 în tabelul periodic, în afară de cele 8 grupe principale, 10 grupe
secundare şi 7 perioade, mai există două şiruri orizontale separate
situate sub tabel: lantanidele şi actinidele

8
 au fost descoperite patru noi elemente şi clasificate în Sistemul periodic al elementelor
IUPAC (“ Imternational Union of Pure and Applied Chemistry”) a iniţiat procesul de
formalizare a numelor şi simbolurilor pentru aceste elemente, denumite provizoriu
Ununtrium, (Uut sau elementul Z = 113), Ununpentium (Uup, elementul Z = 115),
Ununseptium (Uus, elementul Z= 117), şi Ununoctium (Uuo, elementul Z = 118) (cu
roşu). Sistemul periodic numără acum 118 elemente chimice ( iulie 2009 ).

9
Ununoctium (Uuo, elementul Z = 118; A = 294 ) redenumit
actualmente Oganesson (Og) → ultimul element descoperit .
 118 protoni în nucleu;
 118 electroni în învelişul
electronic distribuiţi pe toate
cele 7 straturi (K, L, M, N, O, P
şi Q); → perioada a 7-a
 176 de neutroni în nucleu.;
 configuraţie stabilă de octet
(8 electroni pe ultimul strat Q)
→ grupa a 8-a principală;
 este un gaz rar (nobil).

10
Grupele Sistemului Periodic
 reprezentate de coloanele verticale, numite şi familii, conţin elemente cu proprietăţi
fizice şi chimice asemănătoare, care au aceeaşi configuraţie electronică pe stratul de
valenţă. - sunt notate cu cifre arabe de la 1 la 18, conform recomandărilor IUPAC din
1986; până atunci grupele principale erau notate cu cifre romane de la I la VIII şi litera
A, iar grupele secundare era notate cu cifre romane de la I la VIII şi litera B.
Numărul grupei în care se găseşte un element este egal cu numărul electronilor
din stratul de valenţă al atomilor elementului respectiv Pentru a afla numărul de
electroni din stratul de valenţă, în cazul elementele grupelor 13 – 18, se scade numărul
10 din numărul grupei; de exemplu fosforul se găseşte în gupa 15 a sistemului periodic,
deci are 15-10 = 5 electroni în stratul de valenţă, aşa cum se observă şi din scrierea
configuraţiei electronice 15 P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 – grupa a 5-a principală
Perioadele Sistemului Periodic
 corespund nivelelor energetice ale atomilor elementelor;
 Sistemul Periodic conţine 7 perioade corespunzătoare celor 7 nivele energetice notate
cu cifre arabe de la 1 la 7 asimilate celor 7 straturi ale atonului unui element (K, L, M,
N, O, P şi Q) Numărul perioadei în care se află un element este egal cu numărul de
nivele energetice (straturi) ocupate cu electroni, sau cu valoarea numărului
cuantic principal „n” pentru stratul exterior de valenţă al atomului unui element.

11
 perioada 1 – elementele au numai stratul electronic K
● perioada 2 – elementele au straturile electronice K, L
● perioada 3 – elementele au straturile electronice K, L, M
● perioada 4 – elementele au straturile electronice K, L, M, N
 perioada 5 – elementele au straturile electronice K, L, M, N, O
 perioada 6 - elementele au straturile electronice K, L, M, N, O, P
 perioada 7 - elementele au straturile electronice K, L, M, N, O, P şi Q.

15
1. Fiecare perioadă începe cu atomi ai elementelor care au în curs de completare cu
electroni orbitalii de tip ns şi se termină cu atomi ai elementelor care îşi completează
orbitalii de tip np. Ocuparea completa a orbitalilor s şi p duce la configuraţii de
octet ns2 np6 a gazului rar cel mai apropiat. Ex: Li (Z = 3), 1s2 2s1 elementul cu care
începe perioada a 2-a ; respectiv Ne (Z= 10), 1s2 2s2 2p6 - elementul cu care se
termină perioada a 2-a.
2. Toate elementele din aceeaşi grupă au aceeaşi configuraţie electronică a ultimului
şi/sau penultimului strat. Exemple: Li (Z = 3), 1s2, 2s1, are aceeaşi configuraţie
electronică de pe ultimul strat cu potasiu , K (Z = 19), 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 situat
în aceeşi grupă a I-a principală (1 electron pe ultimul strat)
3. Numărul perioadei în care se afla un element este egal cu numărul nivelelor
electronice (straturi) ocupate sau în curs de ocupare cu electroni Ex: K(Z = 19),
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 este situat în perioada a 4-a.
4. Repetarea periodică a proprietăţilor elementelor este determinată de repetarea, după
un număr de elemente, a configuraţiei electronice exterioare (a ultimului strat al
acestora) .
5. Numărul electronilor de valenţă (de pe ultimul strat) este egal cu numărul
grupei principale. Ex:emple: Na (Z = 11) cu configuraţia electronică 1s2, 2s2, 2p6,
3s1 este situat în grupa a I-a principală, perioada a 3-a; Mg (Z = 12), are configuraţia
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, localizat în grupa a II-a principală, perioada a 3-a; S (Z = 16), 1s2,
2s2, 2p6, 3s2, 3p4, este situat în grupa a VI-a principală, perioada a 3-a.

16
 fiecare perioadă începe cu un metal alcalin şi se termină cu un gaz rar
(nobil), cu excepţia celor două şiruri orizontale separate, ocupate de
Lantanide şi Actinide;
 prin parcurgerea perioadei de la stânga la dreapta se constată pierderea
treptată a caracterului metalic, o dată cu creşterea numărului grupei şi
apariţia caracterului nemetalic (de la grupa a 4-A) până la limita
gazului nobil ce încheie perioada (până la grupa a 7-A inclusiv);
 în tabelul periodic predomină caracterul metalic în blocul
elementelor s, d şi f (care au în curs de completare cu electroni orbitalii
substraturilor de tip s, d şi f);
 metalele grupelor principale şi hidrogenul (H = nemetal) → au în
curs de completare cu electroni orbitalii substraturilor de tip s (grupele
1-A, 2-A) şi orbitalii substraturilor de tip p (grupa a 3-A)
Exemple: perioada a 3-a
 grupa 1-A: Na (Z = 11), 1s2, 2s2, 2p6, 3s1;
 grupa 2-A: Mg (Z = 12), 1s2, 2s2, 2p6, 3s2;
 grupa 3-A: Al (Z = 13), 1s2, 2s2, 2p6, 3s2; 3p1
H (Z = 1), 1s1

17
 grupele principale au denumiri consacrate precum:
- grupa 1 – grupa metalelor alcaline;
-grupa 2- grupa metalelor alcalino-pământoase sau alcalino-
teroase;
- grupa 6 - grupa calcogenilor (a sulfului);
- grupa 7 – grupa halogenilor;
- grupa 8 - grupa gazelor rare (sau nobile).
 nemetalele grupelor principale inclusiv semimetalele (metaloizii)
→ au în curs de completare cu electroni numai orbitalii substraturilor
de tip p (grupele 4-A, 5-A, 6-A, 7-A)
Exemple: perioada a 2-a
 grupa 4-A: C (Z = 6), 1s2, 2s2, 2p2;
 grupa 5-A: N (Z = 7) , 1s2, 2s2, 2p3;
 grupa 6-A: O (Z = 8), 1s2, 2s2, 2p4;
 grupa 7-A: F (Z = 9), 1s2, 2s2, 2p5,

19
O împărţire riguroasă a elementelor din Sistemul Periodic:
 metale (grupele principale 1 – III),
 nemetale (grupa IV – VII principală),
 metale tranziţionale, (grupele secundare, I - X).
 gazele rare - grupa a VIII- a principală (Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) şi He cu
configuraţii electronice stabile pe ultimul strat -He de dublet iar celelalte
- de octet.
 două şiruri orizontale separate cuprind Lantanidele şi Actinidele
(Lantaniu şi Actiniu ce încep şirurile).
 semimetalele sau metaloizii (au caracteristici cuprinse între cele ale
metalelor şi nemetalelor) sunt: Bor (B), Siliciu (Si), Germaniu (Ge),
Arseniu (As), Seleniu (Se), Stibiu (Sb), Telur (Te), Astatin (At).
 fiecare element al Sistemului Periodic tinde să realizeze configuraţia
stabilă de dublet a heliului sau de octet a gazului rar cel mai apropiat.

21
2. Stabilirea configuraţiei electronice a elementelor.
Grupa a 1-a principală → grupa metalelor alcaline
Grupa 1-a principală (denumită şi grupa metalelor alcaline) cuprinde elementele:
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr,
 are 3 protoni în nucleu, 3 electroni în învelişul electronic;
 4 neutroni localizaţi în nucleu
Z = 3 Li
A = 7
 configuraţia electronică a litiului Li este; 1s2 2s1, ;
 2 straturi : K şi L
 este situat în grupa a 1-a principală, perioada a 2-a
Z = 11 Na
A = 23  are 11 protoni în nucleu, 11 electroni în învelişul electronic;
 configuraţia electronică a sodiului Na este; 1s2 2s2 2p6 3s1, ;
 3 straturi : K , L şi M

22Litiul (Li) Potasiul ( K )
Cinfiguraţia electronică a sodiului

23
Silicat natural de litiu, (Li)

24
Z = 19 K
A = 39  19 protoni în nucleu, 19 electroni în învelişul electronic;
 configuraţia electronică a potasiului K este; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 ;
 4 straturi : K , L , M şi N.
Z = 37 Rb
 configuraţia electronică a rubidiului Rb este; 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 ;
 5 straturi : K , L , M , N şi O
Z = 55 Cs

25
Grupa a 2-a principală → grupa metalelor alcalino-pământoase (alcalino-teroase)
Grupa 2-a principală cuprinde elementele: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
 configuraţia electronică -cesiul Cs: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s1 ;
 6 straturi : K , L , M , N, O şi P.
Z = 4 Be
A = 9
 4 protoni în nucleu, 4 electroni în învelişul electronic;
 configuraţia electronică -Beriliu Be: 1s2 2s2 ;

26
Z = 12 Mg
 configuraţia electronică -magneziu Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2;
 3 straturi : K . L şi M.
Z = 20 Ca
 configuraţia electronică-calciu Ca: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2;
 4 straturi : K . L, M şi N
Z = 38 Sr
 configuraţia electronică-stronţiu Sr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d10 4p6 5s2;
 5 straturi : K . L, M, N şi O

27
 stronţiu este situat în grupa a 2-a principală, perioada a 5-a
Z = 56 Ba
 configuraţia electronică- bariu Ba: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
 6 straturi : K . L, M, N, O şi P
 bariu este situat în grupa a 2-a principală, perioada a 6-a
Grupa a 3-a principală → grupa aluminiului (Al)
Grupa 3 -a principală cuprinde elementele: B, Al, Ga, In, Tl (Taliu)
Z = 5 B
 configuraţia electronică- bor B: 1s2 2s2 2p1
 borul este situat în grupa a 3-a principală, perioada a 2-a → metaloid

28
Z = 13 Al
 configuraţia electronică- aluminiu Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1
 3 straturi : K, L şi M
 aluminiul este situat în grupa a 3-a principală, perioada a 3-a
Z = 31 Ga
A = 70
 configuraţia electronică- galiu Ga: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1
 4 straturi : K, L, M şi N
 galiul este situat în grupa a 3-a principală, perioada a 4-a
Z = 49 In
A = 115
 configuraţia electronică- indiu In: : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p6 5s2 4d10 5p1 ; → 5 straturi : K, L, M, N şi O
Indiul In este situat în grupa a 3-a principală, perioada 5-a

29
Na. - 1 e- Na+ (grupa a I-a principalã)
Mg. - 2 e-
Mg2+ (grupa a II-a principalã)
.
Al
. .
.
1s2,
2s2
, 2p6
, 3s1
Z = 11
1s2,
2s2
, 2p6
(Ne)
Z = 12
1s2,
2s2
, 2p6
, 3s2
1s2,
2s2
, 2p6
(Ne)
1s2,
2s2
, 2p6
, 3s3
Z = 13
Al3+ (grupa a III-a principalã)
1s2,
2s2
, 2p6
(Ne)
- 3 e-
Metalele din grupele principale (1A-3A) tind să cedeze, 1 e-, 2 e-, 3 e- de valenţă şi
să formeze cationi, au caracter metalic (electropozitiv)
Ecemple:

30
Grupa a 4-a principală → grupa carbonului (C)
Grupa 4 -a principală cuprinde : C (nemetal) Si, Ge ( metaloide), Sn, Pb (metale)
Z = 6 C
 configuraţia electronică- carbon C: 1s2 2s2 2p2
 2 straturi : K, şi L
 carbonul este situat în grupa a 4-a principală, perioada a 2-a
Z = 14 Si
 configuraţia electronică- siliciu Si : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2
 3 straturi : K,, L şi M
 siliciul este situat în grupa a 4-a principală, perioada a 3-a

31
Z = 32 Ge
 configuraţia electronică- germaniu Ge : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2
 4 straturi : K,, L, M şi N
 germaniul este situat în grupa a 4-a principală, perioada a 4-a
Z = 50 Sn
 configuraţia electronică- staniului Sn : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2
 5 straturi : K,, L, M, N şi O
 staniul este situat în grupa a 4-a principală, perioada a 5-a

32
Z = 82 Pb
 configuraţia electronică- plumb Pb : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
6s2 5d10 4f 14 6p2
 6 straturi : K,, L, M, N, O. P
 plumbul este situat în grupa a 4-a principală, perioada a 6-a
Grupa 5 -a principală cuprinde : N, P (nemetale) , As, Sb ( metaloide), Bi (metal)
Grupa a 5-a principală → grupa azotului (N)
Z = 7 N
 configuraţia electronică- azot N : 1s2 2s2 2p3
 azotul este situat în grupa a 5-a principală, perioada a 2-a

33
Z = 15 P
 configuraţia electronică- fosfor P : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3
 fosforul este situat în grupa a 5-a principală, perioada a 3-a
Z = 33 As
 configuraţia electronică- arsen As : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
3d10 4p3
 4 straturi : K, L, M şi N
 arsenul este situat în grupa a 5-a principală, perioada a 4-a
Z = 51 Sb

34
 configuraţia electronică- stibiu Sb : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p3
 5 straturi : K, L, M, N şi O
 stibiul este situat în grupa a 5-a principală, perioada a 5-a
Z = 83 Bi
 configuraţia electronică- bismut Bi : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
5d10 4f 14 6p3
 6 straturi : K, L, M, N, O şi P
 bismutul este situat în grupa a 5-a principală, perioada a 6-a
Grupa a 6-a principală → grupa calcogenilor ( a sulfului)
Grupa 6 -a principală cuprinde : O, S (nemetale) , Se, Te ( metaloide), Po (metal)

35
Z = 8 O
 configuraţia electronică- oxigen O : 1s2 2s2 2p4
 oxigenul este localizat în grupa a 6-a principală, perioada a 2-a
Z = 16 S
 configuraţia electronică- sulf S : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4
 sulful este localizat în grupa a 6-a principală, perioada a 3-a
Z = 34 Se
 configuraţia electronică- seleniu Se: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
4s2 3d10 4p4
 4 straturi :electronice : K, L. M şi N

36
 seleniul este localizat în grupa a 6-a principală, perioada a 4-a
Z = 52 Te
A = 128
 configuraţia electronică- telur Te: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4
 5 straturi electronice : K, L. M , N şi O
 telurul este localizat în grupa a 6-a principală, perioada a 5-a
Z = 84 Po
 configuraţia electronică- poloniu Po: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
6s2 5d10 4f 14 6p4
 6 straturi electronice : K, L.M ,N, O şi P
 poloniu este localizat în grupa a 6-a principală, perioada a 6-a

37
Grupa a 7-a principală → grupa halogenilor
Grupa a 7-a principală cuprinde: F, Cl, Br, I, (nemetale), At (Astatiniu - metaloid)
 fluorul F şi clorul Cl sunt gaze, bromul Br este lichid, iar iodul I este solid cristalin
Z = 9 F
 configuraţia electronică- fluor F: 1s2 2s2 2p5
 2 straturi electronice : K şi L
 fluorul este situat în grupa a 7-a principală, perioada a 2-a
Z = 17 C l
A = 35,5  17 protoni în nucleu, 17 electroni în învelişul electronic;
 configuraţia electronică- clor Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
 3 straturi :electronice : K, L şi M
 clorul este situat în grupa a 7-a principală, perioada a 3-a

38
Z = 35 Br
 configuraţia electronică- brom Br: : 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5
 4 straturi electronice : K, L, M şi N
 bromul este situat în grupa a 7-a principală, perioada a 4-a
Z = 53 I
 configuraţia electronică- iod I: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s 2 4d10 5p 5
 5 straturi electronice : K, L, M . N şi O
 iodul este situat în grupa a 7-a principală, perioada a 5-a

39
Nemetalele din grupele principale (5A -7 A) tind să accepte 3e- , 2 e-, 1 e- (de la metale)
şi să formeze anioni, pentru a realiza configuraţia stabilă pe ultimul strat a gazului rar
cel mai apropiat (au caracter nemetalic, electronegativ).
O
Z = 8
.
... ..
+ 2e- O.... ..
..
2-
1s2
, 2s2
, 2p4
1s2,
2s2
, 2p6
(Ne)
(grupa a VI-a principalã)
Z = 9
.
... ..
+ 1e-
.... ..
..
1s2
, 2s2
, 2p5
1s2,
2s2
, 2p6
(Ne)
(grupa a VII-a principalã)
.F F
-1
Ecemple:

40
Grupa a 8-a principală → grupa gazelor rare (nobile)
Grupa a 8-a principală cuprinde: Ne, Ar, Kr, Xe, Rn
 He (heliul) prezintă configuraţie stabilă de dublet de electroni
Z = 2 He
 configuraţia electronică- heliu He: 1s2
 1 strat :electronic : K cu dublet stabil de electroni
 Li (Z =3; 1s2 2s1 ) Be (Z =4; 1s2 2s2) , B (Z =5; 1s2 2s3 ) → tind să atingă
configuraţia stabilă de dublet a heliului He (1s2) – atomi ai elementelor perioadei a
1-a.
Z = 1 H
A = 1  configuraţia electronică- hidrogenului H: 1s1
 1 strat :electronic : K cu un singur electron de valenţă
 He şi H situate separat în tabelul periodic – perioada a 1-a

41
 H este un gaz ușor inflamabil, incolor,
insipid, inodor, iar în natură se întâlnește mai
ales sub formă de moleculă diatomică, H2
 este cel mai simplu element al Sistemului
Periodic
Structura atomică a hidrogenului H Z = 10 Ne
A = 20
 configuraţia electronică- Neon (Ne) : 1 s2, 2s2, 2p6
 2 straturi :electronice : K şi L
 Ne - grupa a 8-a principală, perioada a 2-a

42
Z = 18 Ar
A = 40
 configuraţia e - Argon (Ar): 1 s2, 2s2, 2p6, 3s2. 3p6
 3 straturi electronice : K. L, M
 Ar - grupa a 8-a principală, perioada a 3-a
C (Z = 6, 1s 2, 2 s2, 2p 2 ) ; N (Z = 7, 1 s2, 2s2 , 2p 3); O (Z = 8 , 1 s2, 2s2 , 2p 4);
F (Z = 9, 1s2, 2s2 , 2p 5 ) → tind întotdeauna spre configuraţia stabilă de octet de
pe ultimul strat a Ne (Z = 10; 1s2, 2s2 , 2p 6) –atomi ai elementelor perioadei a 2-a.
Na (Z = 11; 1 s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
1
); Mg (Z = 12;1s
2
,2s
2
, 2p
6
, 3s
2
) ; Al (Z = 13;1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
1
); Si (Z = 14; l s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
2
) ; P (Z = 15; 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
3
); S
(Z = 16; 1s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
4
); Cl (Z = 17; 1 s
2
, 2s
2
, 2p
6
, 3s
2
,3p
5
) → tind
întotdeauna spre configuraţia stabilă de octet de pe ultimul strat a Ar (Z = 10; 1s
2
,
2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
) – atomi ai elementelor perioadei a 3-a.

43
Z = 36 Kr
A = 84
 configuraţia electronică: Kripton ( Kr): 1 s2, 2s2, 2p6 , 3s2 , 3p6 , 4s2, 3d10, 4p6
 4 straturi :electronice : K. L, M . N
 Kr - grupa a 8-a principală, perioada a 4-a
 atomi ai elementelor perioadei a 4-a: → tind întotdeauna spre configuraţia
stabilă de octet de pe ultimul strat a Kr : Z = 36; 1s
2
,2s
2
, 2p
6
, 3s
2
, 3p
6
,4s
2
,3d
10
, 4p
6

44
 Xe - grupa a 8-a principală, perioada a 5-a
configuraţia electronică: Xenon (Xe): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
 5 straturi electronice : K. L, M . N. O
Z = 54 Xe
A = 131
stabilă de octet de pe ultimul strat a Xe : Z = 54 , 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
Z = 86 Rn
A = 222  Rn - grupa a 8-a principală, perioada a 6-a
 configuraţia electronică: Radon (Rn): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10
5p6 6s2 5d10 4f 14 6p6 ; 6 straturi :electronice : K. L, M . N. O, P

45
stabilă de octet de pe ultimul strat a Radon (Rn): Z = 86 , 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
2
4d
10
5p
6
6s
2
5d
10
4f
14
6p
6
Elementele de la Scandiu (Sc) până la Zinc (Zn) (perioada a 4-a) la care
electronul distinctiv (de valenţă) se plasează în substratul 3d, sunt elemente (metale)
tranziţionale de tip d. Un astfel de metal formează cel puţin 2 ioni cu sarcini diferite.
Ex: Fierul Fe formează ioni feroşi (Fe2+) şi ferici (Fe3+). Dacă cedează cei 2 electroni
din 4s rezultă Fe2+; dacă cedează 2 electroni din 4s şi un electron din 3d rezultă Fe 3+.
Fe (Z = 26)
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6
- 2e-
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d6
Fe2+
Fe (Z = 26)
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6
- 3e- 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d5
Fe3+
Fierul (Fe) este situat în grupa a 8 a- secundară, perioada a 4-a
Metalele tranziţionale → situate în grupele secundare

47
Cuprul (Cu) este situat în grupa a I -B, perioada a 4-a, salt din 4s în 3d.
Dacă cedează 1 electron din 4s formează ionul Cu +; dacă cedează 1 electron din 4s şi 1
electron din 3d formează ionul cupric Cu2+.
Cu (Z = 29)
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d10
Cu+
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1, 3d10
- 2e- 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 3d 9
- 1e-
Cu (Z = 29) Cu2+
Metalele tranziţionale formează săruri anorganice - compuşi ionici, (sulfaţi, cloruri,
nitraţi, fosfaţi) în care multe din aceste metale se prezintă sub formă de ioni (cationi)
aflaţi în cel puţin 2 stări de oxidare.
 intră de asemenea, în structura combinaţiilor complexe .
Paladiu Pd, Z = 46 situat în perioada a 5-a grupa are configuraţia electronică: 1s2 2s2
2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s0 4d10
Metalele tranziţionale din grupele secundare au în curs de completare cu electroni
orbitalii substraturilor de tip d (3d – elemetele perioadei a 4-a ; 4d – cele din
perioada 5-a)
Elementele cuprinse între Lu (Z =71) şi Au (Z = 79) -în curs de completare orbitalii
substratului 5d (perioada a 6-a).

49
Sn (Z = 50)
1s2 2s2, 2p6, 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2
4d10
5p2
- 2e- 1s2 2s2, 2p6, 3s2 3p6 4s2,
3d10 4p6
5s2
4d10
Sn2+
1s2 2s2, 2p6, 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2
- 4e- 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2
3d10 4p6
Sn4+Sn (Z = 50)
5s2
4d8
Sn2+: în SnF2, SnCl2, SnBr2; Sn4+ în SnH4, SnCl4 şi în combinaţii
complexe. Compuşii Sn2+ → cei mai stabili.
Sn
Sn2+
Sn4+

50
Exemple: completarea orbitalilor substratului 3d → perioada a 4-a
 grupa 1-B (a 3-a): Sc (Z = 21), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 ;
 grupa 2-B (a 4-a): Ti (Z = 22), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 ;
 grupa 3-B (a 5-a): V (Z = 23), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 ;
Blocul metalelor tranziţionale cu orbitalii substraturilor de tip d în
curs de completare cu electroni → grupele secundare 1 -10 B (I –X B)
 grupa 4-B (a 6-a): Cr (Z = 24), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 ;
 grupa 5-B (a 7-a): Mn (Z = 25), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 ;
 grupa 6-B (a 8-a): Fe (Z = 26), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 ;
 grupa 7-B (a 9-a): Co (Z = 27), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 ;
 grupa 8-B (a 10-a): Ni (Z = 28), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 ;
 grupa 9-B (a 11-a): Cu (Z = 29), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 ;
 grupa 10-B (a 12-a): Zn (Z = 30), 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 ;

51
Argintul, Ag, Z = 47 situat în perioada a 5-a, grupa a 1-B are configuraţia electronică
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10, cu substratul 5s în curs de completare. Toate
elementele tranziţionale din perioada 5-a, cu numărul atomic Z cuprins între Z = 39
Ytriu (Y) şi Z = 46 Paladiu (Pd) au în curs de completare substratul 4d, iar cu
începere de la Niobiu (Nb) Z = 41, până la Z = 45 Rodiu (Rh) inclusiv 5s cuplat cu 4d
este în curs de completare.
 de la Paladiu (Pd) Z = 46 şi până la Cadmiu (Cd) Z = 48 , substratul 5 s revine la
configuraţia completă (2 e- pe ultimul strat).
 prima serie orizontală de 14 elemente situate imediat sub Tabelul Periodic sunt
toate asemănătoare Lantanului, motiv pentru care se mai numesc lantanide (sau
pământuri rare) şi ar trebui sa fie plasate toate deasupra lantanului.
 a doua serie de 14 elemente pe orizontală localizate sub lantanide sunt toate
asemanatoare Actiniului, motiv pentru care se mai numesc şi actinide si ar trebui sa fie
plasate deasupra actiniului. Atât lantanidele cât şi actinidele (şiruri care încep cu
Lantan şi Actiniu) au în curs de completare cu electroni orbitalii corespunzători
substraturilor de tip f (4f, 5f).
Lantanide şi Actinide

52
lantanidele
actinidele
LaZ = 57
A = 139
AcZ = 89
A = 227
Lantanidele: reprezintă acele elemente chimice care fac parte, ca și actinidele din
grupa metalelor tranziționale de tip f. Caracteristica lantanidelor este că au electronul
sau electronii de valență în substratul 4f, iar actinidele → în orbitalii substratului 5f.
Uranium, U (Z = 92): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10
4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d10 4f14 6p6 7s2 6d 1 5f 3.
Neodim, Nd (Z = 60): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f 4.

53
3. Periodicitatea proprietăţilor elementelor
Elementele chimice prezintă două tipuri de proprietăţi:
 neperiodice ;
 periodice.
Proprietăţi neperiodice - determinate de nucleele atomice ale
elementelor (număr atomic, masa atomică relativă, spectre Rontgen).
Proprietăţi periodice - determinate de configuraţia electronică a
elementelor şi structura învelişului electronic exterior. Proprietăţile
periodice : fizice şi chimice.
Proprietăţi periodice fizice : volumul atomic, raza atomică şi raza
ionică, energia de ionizare, afinitatea pentru electroni densitatea,
puncte de fierbere, puncte de topire.
Proprietăţi periodice chimice: caracterul electrochimic al
elementelor (electropozitiv şi electronegativ) ce determină caracterul
bazic al hidroxizilor şi caracterul acid al hidracizilor , valenţa
elementelor

54
3.1. Proprietăţi periodice fizice – variaţia lor în grupe şi perioade
3.1.a. Volumul atomic: raportul dintre masa atomică (A) şi densitatea (ρ) a unui
element oarecare. Are valori maxime pentru elementele din grupa metalelor alcaline
(grupa 1-A) şi cele mai mici valori - în cazul atomilor metalelor tranziţionale din
grupele secundare (partea de mijloc-stânga a Sistemului Periodic). Valori foarte
scăzute, dar intermediare – pentru atomii gazelor rare (grupa a 8-A)
 scade în perioadă de la stânga la dreapta, cu începere de la grupa a 1-A ;
 în grupele principale, volumul atomic al elementelor creşte de sus în jos, în
acelaşi sens cu razele atomice ale atomilor elementelor
3.1.b. Raza atomică:
 caracterizează dimensiunile relative ale atomilor;
 este definită ca distanţa dintre nucleu şi zona de densitate maximă a electronilor din
orbitalul atomic al substratului ce aparţine stratului exterior (de valenţă)
 este caracterizată ca jumătatea distanţei dintre nucleele a doi atomi identici, vecini,din
compuşi care conţin atomi în nodurile reţelei cristaline;
 în grupele secundare, razele atomice cresc uşor cu creşterea numărului atomicZ;
există o diferenţă mică între razele atomice ale elementelor din seriile 4d (perioada a
5-a) şi 5d (perioada a 6-a)

55
 în perioadele ce cuprind atomii elementelor din grupele principale, metalele
alcaline au cele mai mari raze atomice, urmate de metalele alcalino-pământoase,
metalele grupei a 3-A, halogenii şi de gazele rare; metalele tranziţionale din mijlocul
fiecărei serii au cele mai mici raze atomice dintre elementele unei perioade.(razele scad
de la stânga la dreapta în Sistemul Periodic, odată cu creşterea numărului atomic
Z) : cu cât creşte valoarea lui Z, creşte şi numărul de straturi ; cele interioare sunt
mai puternic atrase de nucleu, ceea ce conduce la scăderea razelor atomice în
perioadele Sistemului Periodic
Raza atomică creşte semnificativ în grupele principale, odată cu creşterea
numărului atomic Z (odată cu creşterea numărului de straturi electronice), de
sus în jos în grupă.
 în blocul elementelor „d” (metalele tranziţíonale), se constată o scădere a razelor
atomice de la grupa a 3-a secundară până la grupele secundare 8-10, apoi o uşoară
creştere → la elementele grupelor 11 şi 12 secundare.
 în blocul elementelor „f” (lantanidele), se constată o scădere uşoară a razelor atomice
odată cu creşterea numărului atomic Z, deci se observă „contracţia lantanidelor”
Exemplu grupa a 1-A: Li (Z =3), Na (Z =11), K (Z =19), Rb, (Z =37), Cs (Z =55), Fr
(Z = ), raza atomică creşte odată cu creşterea numărului atomic Z, de la Litiu (Li ) la
Franciu Fr (de sus în jos):

56
3.1.c. Raza ionică:
 caracterizează dimensiunile relative ale ionilor. În funcţie de Z, în grupă, razele
cationice şi anionice ale elementelor cresc de sus în jos odată cu creşterea numărului
atomic Z , cu creşterea numărului de straturi electronice. În perioadă, razele cationilor
scad de la stânga la dreapta de la grupa a 1-A (metalele alcaline) la grupa a 3-A,
odată cu creşterea lui Z. Ionii pozitivi (cationii) au raze ionice mai mici decât atomii
de la care provin şi se micşorează odată cu creşterea sarcinii pozitive (aceeaşi sarcină
nucleară atrage un număr mai mic de electroni) iar ionii negativi (anionii) au raze mai
mari, faţă de atomii neutri din care provin.

57Variaţia razelor ionice ale cationilor şi anionilor în grupe şi perioade
.Ratele anionilor scad în perioadă de la stânga la dreapta, cu creşterea lui Z, (de la
grupa 5-A → la grupa a 7-A), Cele mai mici raze anionice le au halogenii (grupa a 7-
A), iar cele mai mari raze anionice le prezintă atomii elementelor grupei a 5-A.

58
3.1.d. Densitatea elementelor (ρ) se defineşte ca fiind raportul dintre masa atomică şi
volumul atomic (atom-gram/cm3). Aceasta creşte în grupe de sus în jos, odată cu
creşterea numerelor atomice Z, iar în perioade, aceasta creşte de la extremităţi spre
centrul sistemului periodic (grupa 9). Metalele sunt clasificate în metale uşoare, adică
cu densitate scăzută, până la valoarea de 5 atom-gram/cm3 şi metale grele cu ρ > 5
atom-gram/cm3.
Elementul cu cea mai mică densitate este Li (ρ = 0.53at-g/cm3), iar cel mai greu metal
este Osmiu - Os (ρ = 22.6 atom-gram/cm3).
Pentru elementele solide, densităţile cresc cu valorile maselor atomice (A), iar
în perioadă, cresc de la stânga la dreapta, dar numai pentru elementele solide şi scad
progresiv în blocul p al elementelor din Sistemul Periodic
Toate metalele tranziţionale au densităţi mari din cauza legăturilor metalice puternice
stabilite între atomii elementelor din nodurile reţelelor metalice.
 pentru acelaşi element, raza cationului scade cu creşterea sarcinii sale electrice: raza
cationului Fe2+ este mai mare decât raza cationului Fe3+
 Exemplu: în perioada a 3-A, razele anionilor scad cu creşterea numărului atomic Z
(sarcinii electrice) : P3- → O2- → Cl- , de la fosfor la clor (de la stânga la dreapta)

59
3.1.e. Temperaturile de topire (p.t.) (temperaturile necesare pentru a transforma
substanţele din stare solidă în stare lichidă) şi temperaturile de fierbere (p.f.) (valorile
maxime ale temperaturilot necesare pentru a trece substanţele din stare lichidă în stare
de vapori) variază periodic deoarece depind de caracteristicile atomilor (volum, sarcină,
rază atomică etc.). Atomii elementelor cu volum mic, care se leagă covalent (puternic)
se topesc la temperaturi mai ridicate decât atomii cu volum mare care se leagă ionic. În
perioade, temperaturile de topire şi temperaturile de fierbere cresc la extremităţi,
către grupa a 14 şi în grupele 3 –12 cresc cu valorile numărului atomic Z.
Exemple: Mercurul (Hg) are p.t.- - 38.84°C; p.f. = 357°C (cel mai uşor ajunge în stare
de vapori dintre toate metalele); Wolfram (W ) are p.t. = 3410°C (este cel mai
refractar); p.f. = 5930°C ( cel mai greu ajunge în stare de vapori).
 cele mai mici valori ale punctelor de topire le au următoarele metale: Hg (-38°C), Ga
(29.8°C), Cs (28.7°C)
 cele mai mari puncte de topire le au metalele tranziţionale, ale căror valori cresc
în ordinea: de la Tantal (Ta) – la Niobiu (Nb) şi de la Wolfram (W) - la Molibden
(Mo), deoarece acestea formează reţelele metalice cele mai compacte
H (0.0089 g/cm3), C (3.52 g/cm3); valori mici: Li (0.53 g/cm3), K (0.86 g/cm3),
valori mari: Os (22.5 g/cm3) - Exemple de valori ale densităţilor elementelor

60
3.1.f. Energia de ionizare, Ei – variaţia în grupe şi perioade
 energia consumată la îndepărtarea unuia sau a mai multor electroni de pe ultimul
strat (de valenţă) al unui atom izolat aflat în stare gazoasă, cu formarea unui ion
pozitiv (cation) din atomul liber;
 se măsoară în electron-volţi (eV)
Energia de ionizare
măsură a
caracterului
electropozitiv al
atomilor elementelor

61
Energiile de ionizare ale atomilor, cresc în perioade, cu mici excepţii, de la stânga la
dreapta de la grupa a 1-A la grupa a 8-A principală odată cu creşterea nmărului
atomic Z (datorită creşterii sarcinii nucleului, a numărului de electroni de valenţă şi
ecranării reciproce din ce în ce mai slabe a electronilor din acelaşi strat exterior;
electronii de valenţă pot fi cedaţi tot mai greu, necesită consumuri din ce în ce mai
mari de energie), iar în grupe descresc de sus în jos odată cu creşterea numărului
atomic Z, a numărului de straturi electronice (datorită ecranării de către un
număr tot mai mare de electroni din straturile interioare, electronii de valenţă
sunt tot mai puţini şi mai îndepărtaţi de nucleu; sunt atraşi tot mai slab de acesta
şi pot fi cedaţi tot mai uşor, necesită energii de ionizare din ce în ce mai mici).
 cele mai mari energii de ionizare le au gazele rare – grupa a 8-A (valorile descresc
în grupă de la He la Rn), apoi halogenii (grupa a 7-A), atomii elementelor grupei a 6-
A, elementele din grupa a 5-A etc.
 cele mai mici energii de ionizare le prezintă metalele alcaline (grupa a 1-A),
întrucât pe ultimul strat al învelişului electronic se află un singur electron (1e-) a cărui
cedare (îndepărtare) se realizează foarte uşor şi necesită consumul celei mai mici
cantităţi de energie.
 cele mai mari energii de ionizare se întâlnesc la elementele din grupele 7-A şi 8-A
principale, pentru că au 7 e- şi respectiv 8 e- electroni pe ultimul strat (necesită
consumuri extrem de mari de energie).

62
 elementele a căror configuraţie electronică prezintă o stabilitate mare au valori
ridicate ale energiei de ionizare (gazele rare din grupa a 8-A principală)
 în grupa a 1-A principală, energia de ionizare scade de la Litiu (Li) la Franciu (Fr),
de sus în jos;
 elementele care formează uşor ioni pozitivi (au energie de ionizare mică)
prezintă caracter electropozitiv sau metalic pronunţat
 elementele cu energie de ionizare mare, formează greu ioni pozitivi, au caracter
electronegativ, nemetalic pregnant

63
3.1.g. Afinitatea pentru electroni, Ae – variaţia în grupe şi perioade
 energia degajată la acceptarea 1 e-, 2 e-, 3e- electroni de către atomii elementelor
electronegative pentru formarea ionilor negativi (anioni), cu configuraţie de gaz rar
pe ultimul strat;
 este o măsură a caracterului electronegativ al elementelor;
 creşte în perioade de la stânga la dreapta (de la grupa a 1-A la grupa a 7-a
principală) este nulă pentru metalele alcaline şi maximă pentru halogeni (grupa a
7-A); scade brusc în cazul gazele rare (grupa a 8-A) datorită inerţiei lor chimice;
 afinitatea pentru electroni a unui element este energia degajată de un atom în fază
gazoasă atunci când acceptă un electron; cu cât valoarea afinităţii pentru electroni este
mai mare cu atât se degajă o energie mai mare.
 elementele care au afinitate mare pentru e - au tendinţa ridicată de a accepta
electroni şi de a forma ioni negativi (anioni), se numesc elemente
electronegative sau nemetale.
În perioadă, metalele alcalino-pămîntoase (grupa a 1-A) au valorile cele mai mici ale
afinităţii pentru electroni (aproape nulă) deoarece au orbitalii de tip ns parţial
ocupaţi cu e- (1e-) şi pentru acceptarea cel puţin a unui electron este
necesară degajarea unei energii maxime.
 în perioadă, afinitatea pentru electroni scade de la grupa a 7-A → la grupa a 1-A
principală, de la dreapta la stânga.

64
În perioadă, halogenii (grupa a 7-A) au valorile cele mai mari ale afinităţii pentru
electroni (maximă) deoarece au orbitalii de tip np parţial ocupaţi cu e- (7 e-) şi pentru
acceptarea unui electron este necesară degajarea unei energii foarte scăzute (minime).
 cu cât atomii elementelor au mai puţini electroni pe ultimul strat şi un număr mai
mare de straturi (numarul atomic Z mai mare), cu atât prezintă o afinitate mai scăzută
pentru electroni (tendinţă foarte scăzută de a forma anioni) şi o energie de ionizare
mai mică (capacitate foarte mare de a forma cationi) → elementele situate la partea
inferioară a grupelor principale 1-A (metalele alcaline) şi apoi cele din grupa 2-A
principală.
 cu cât atomii elementelor au mai mulţi electroni de valenţă pe ultimul strat şi un
număr mai mic de straturi (numarul atomic Z mai scăzut), cu atât prezintă o afinitate
mai ridicată pentru electroni (tendinţă foarte ridicată de a forma anioni) şi o energie
de ionizare mai mare (capacitate foarte scăzută de a forma cationi) → elementele
situate în partea superioară a grupelor principale 7-A (halogenii) şi apoi grupa 6-A
principală.
În grupă, afinitatea pentru electroni a atomilor elementelor scade de sus în jos,
odată cu creşterea numărului de straturi electronice (creşterea lui Z) şi direct
proporţional cu micşorarea forţei de atracţie exercitată de nucleul atomic. Ex. În
grupa halogenilor (grupa a 7-A), afinitatea pentru electroni scade în ordinea: F→
Cl → Br → I, de la Fluor la Iod, de sus în jos.

65
Caracterul electrochimic – proprietatea atomilor elementelor de a ceda electroni
(electropozitiv) sau de a accepta electroni (electronegativ).
În perioade, caracterul electropozitiv (metalic) scade de la stânga la dreapta şi
creşte cel electronegativ (nemetalic). În partea stângă-sus a Sistemului Periodic se
află metale (alcaline şi alcalino-pământoase) elemente cu caracter electropozitiv
pronunţat, iar în dreapta-sus nemetale (halogenii, grupa calcogenilor), elemente cu
caracter electronegativ pronunţat.
 în grupele de la mijlocul tabelului caracterul electrochimic se atenuează, astfel încât
elementele din grupa 4- A , în special carbonul, sunt electroneutre.
Electropozitivitatea (caracterul electropozitiv):
 este tendința atomilor de a ceda electronii de valenţă cei mai slab atraşi de
nucleu ( unul, doi sau 3 e-) și de a forma ioni pozitivi, pentru a ajunge la o
configurație electronică stabilă pe ultimul strat (de octet a gazului rar cel mai
apropiat).
Caracterul electrochimic al elementelor (electropozitiv şi electronegativ)
Electropozitivitatea (caracterul electropozitiv - metalic)
 scade în perioadă de la stânga la dreapta, de la grupa 1-A la grupa a 7-A
principală; metalele alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) au caracterul electropozitiv cel
mai puternic, iar halogenii grupei a 7-a (F, Cl, Br, I) au cel mai scăzut caracter
electropozitiv (aproape nul )

66
 creşte în grupă de sus în jos ;
 din grupa a 1-A principală a metalelor alcaline (Li, Na, K, Rb, Cs,
Fr) caracterul electropozitiv cel mai puternic, îl au Cesiu (Cs ), şi
Franciu (Fr), care cedează cel mai uşor electronul de valenţă cu
formare de cationi şi atingerea configuraţiei stabile de octet pe
ultimul strat (valori mari ale lui Z, număr mare de straturi ,
electronul de valenţă este indepărtat de nucleu şi foarte slab atras de
acesta);
 cel mai scăzut caracter electropozitiv (metalic) îl au sodiul (Na) şi
Litiul (Li ), care cedează cel mai greu electronul de valenţă, din
cadrul grupe a 1-A (electronul de valenţă este puternic atras de
nucleu, este foarte apropiat de nucleu; aceste elemente au un număr
mic de straturi: Na = 3 straturi, → K, L, M, respectiv Li = 2
straturi → K şi L)
Electropozitivitatea (caracterul electropozitiv - metalic)

67
- Caracterul bazic al hidroxizilor - creşte de sus în jos în grupele principale odată cu
creşterea caracterului electropozitiv (metalic) al elementelor. Exemplu- grupa 2-A:
Be(OH)2 - caracter amfoter; Mg(OH)2 - caracter slab bazic; Ca(OH)2 - caracter
bazic mediu; Sr(OH)2 -caracter bazic pronunţat; Ba(OH)2 -caracter bazic
puternic; caracterul bazic creşte de la Be(OH)2 → la Ba(OH)2 de sus în jos.
În perioade caracterul bazic al compuşilor scade de la stânga la dreapta de la
grupa a 1-A principală la grupa a 3-a principală, pentru ca treptat să apară
caracterul acid. Exemplu: perioada 2: LiOH - caracter bazic puternic; Be(OH)2 -
caracter amfoter; B(OH)3 - caracter slab acid
Electropozitivitatea (caracterul electropozitiv - metalic) determină
în mod direct caracterul bazic al hidroxizilor
Metalele alcaline (grupa 1-A) formează hidroxizi cu cel mai pronunţat caracter
bazic (Li, Na, K, Rb) după care urmează în ordinea descrescătoare a caracterului
bazic - hidroxizii mealelor alcalino-pământoase (grupa a 2-A principală) şi
hidroxizii metalelor din grupa a 3-A principală. (Ex: scade caracterul bazic de la
NaOH, apoi Mg(OH)2, la Al (OH)3 în perioada a 3-a ).
Caracterul bazic al hidroxizilor metalici scade în perioadă astfel:
LiOH → Be(OH)2 → B(OH)3, de la Litiu la Bor, în perioada a 2-A, de la stânga la
dreapta de la grupa a 1-A la grupa a 3-A.

68
Valorile electronegativităților elementelor din grupele principale conform lui Linus
Pauling.
Electronegativitatea (caracterul electronegativ - nemetalic)

69
 cei mai electronegativi atomi sunt cei cărora le lipsesc 1 e-, 2 e-, sau 3 e- ; şi care
acceptă uşor aceşti electroni pentru a forma configuraţii stabile de octet pe
ultimul strat.
 cele mai mici valori ale electronegativității le au atomii care pot realiza
configurația de octet doar prin cedarea unui singur electron de valenţă
(elementele din grupa 1-a principală); electronegativitatea are o variație în tabelul
periodic similară cu energia de ionizare: cu cât un element este mai electronegativ,
cu atât elementul respectiv are o energie de ionizare mai mare şi tendinţă foarte
scăzută de a ceda e- şi a forma cationi. Variația electronegativității în tabelul
periodic:
 crește în perioadă de la stânga la dreapta; de la grupa a 1-a la grupa a 7-a
principală ; Ex: metalele alcaline ( Li, Na, K, Rb = grupa a 1-A) au
electronegativitatea cea mai scăzută (energia de ionizare cea mai scăzută – cedează
cel mai uşor e- de valenţă), iar halogenii (F, Cl, Br, I) sunt cei mai electronegativi ;
 electronegativitatea crește în grupă de jos în sus :
 Ex: în grupa a 7-a principală, caracterul electronegativ creşte de la Iod (I), la
fluor (F) , de jos în sus. Fluorul F este cel mai electronegativ element din Sistemul
Periodic deoarece cei 7 electroni de valenţă sunt foarte apropiaţi de nucleu (stratul
2 – L) ; Fluorul are numai 2 straturi; forţele foarte puternice de atracţie exercitate
de nucleu asupra electronilor de pe ultimului strat determină direct uşurinţa
foarte ridicată cu care fluorul acceptă un electron , cu formarea anionului F-.

70
Electronegativitatea (caracterul electronegativ- nemetalic) determină în mod
direct caracterul acid al hidracizilor care conţin hidrogen H
 atomii care cedeză electroni devin ioni pozitivi sau cationi , au caracter electropo
zitiv sau metalic → energia de ionizare este o măsură a caracterului metalic al acestora
- cu cât energia de ionizare este mai mică, cu atât atomii cedează mai uşor e- de valenţă
– au caracter metalic mai pronunţat; atomii elementelor care acceptă electroni devin
ioni negativi sau anioni, au caracter electronegativ sau nemetalic: afinitatea pentru
electroni este o măsură a caracterului nemetalic (electronegativ) al acestora; - cu cât
energia de ionizare este mai mare şi afinitatea pentru e- mai ridicată, cu atâr, atomii
acceptă mai uşor e- pe ultimul strat – au caracter nemetalic mai pronunnţat
 caracterul acid al compuşilor cu H (hidracizilor) scade în grupă de sus în jos., în
acelaşi sens cu micşorarea caracterului electronegativ (nemetalic) al elementelor.
Ex. caracterul acid al acizilor halogenaţi scade progresiv de la HF, HCl, HBr, la HI
pentru acizii halogenaţi (grupa 7-A principală);
 HF are cel mai puternic caracter acid din grupa a 7-a principală şi din Sistemul
Periodic (F este cel mai electronegativ element, acceptă cel mai uşor un electron pentru
a realiza configuraţia stabilă a gazului rar cel mai apropiat) În perioade caracterul acid
creşte odată cu numărul grupei şi cu micşorarea caracterului bazic al elementelor, de
la elementele grupei a 3-A → la halogenii grupe a 7-A, care au caracterul acid cel mai
pronunţat din Sistemul Periodic.

71
Linus Pauling – consideră că electronegativitatea unui atom dintr-o moleculă
reprezintă tendinţa atomului respectiv de a atrage mai puternic perechea de e- de
legătură

72
Valenţa este capacitatea atomilor unui element de a se combina cu atomii altui
element cu scopul atingerii configuraţiei de gaz inert, cu formarea unui nou compus
chimic. Ea se numeste electrovalenţă în cazul în care configuraţia de gaz inert se
realizează prin cedare sau acceptare de electroni, sau covalenţă în cazul în care
configuraţia de gaz inert se realizează prin punere în comun de electroni.
Elementele din tabelul periodic pot avea una sau mai multe valenţe în funcţie de
partenerul la care se raportează.
 valenţa elementelor din grupele principale 1-A, 2-A, 3-A faţă de hidrogen
este egală cu numărul grupei;
 valenţa elementelor din grupele 4-A, 5-A, 6-A, 7-A principale, de exemplu,
este egală cu diferenţa dintre cifra 8 şi numărul grupei principale.
Valenţa elementelor
Elementele din aceeaşi grupă principală au aceeaşi valenţă maximă în combinaţie
cu O2, H2 şi halogenii.
Faţă de H2 , valenţa elementelor creşte în perioade de la grupa 1-A la grupa 4-A
principală, fiind egală cu numărul grupei principale şi scade de la grupa 4-A la
grupa 7-A principală., caz în care este egală cu diferenţa dintre 8 şi numărul
grupei principale.

73
Valenţa elementelor prezintă capacitatea lor de combinare cu alte elemente. Valenţa
maximă a unui element este numărul maxim de atomi de hidrogen sau echivalenţi ai
acestuia, cu care elementul respectiv se poate combina. Valenţa 8 este atinsă în puţine
combinaţii: RuO4, OsO4, OsF8, XeF8. În combinaţii de două elemente nu apar valenţe
mai mari de 8.
Valenţa pozitivă este caracteristică elementelor grupelor principale 1, 2, 13 (grupele 1-
A, 2-A 3-A ),iar valenţa negativă pentru grupele 14 – 17 principale (grupele 4-A →
7-A). Metalele tranziţionale sunt aproape toate polivalente; în stare de valenţă
superioară au comportament de nemetale iar în cea inferioară, de metale.
Electrovalenţa reprezintă numărul de electroni cedaţi sau acceptaţi de atomii unui
element în procesul de formare a ionilor, deci electrovalenţa reprezintă valenţa
elementelor în combinaţii ionice.
Covalenţa reprezintă numărul de electroni pe care atomii unui element îi pun în comun
cu electronii altor atomi identici sau diferiţi.
În tabelul periodic, valenţa maximă este aceeaşi pentru toate elementele din aceeaşi
grupă, iar pentru grupele principale 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 (1-A, 2-A, 3-A, 4-A, 5-A, 6-
A, 7-A), este egală cu numărul de electroni de pe ultimul strat.
 valenţa unui element este dată de numărul de electroni ai acelui element care
participă la formarea legăturilor chimice. Electronii de valenţă sunt toţi electronii
unui element, ce pot participa la formarea de legături chimice

74
 starea (numărul) de oxidare (N.O.) a unui element reprezintă sarcina electrică, reală
sau formală, pe care o are elementul respectiv, într-o combinaţie chimică.
 substituie noţiunea de valenţă şi este mai bine definită.
Dacă se ţine cont de electroneutralitatea combinaţiilor, numerele de oxidare ale
atomilor se stabilesc empiric după următoarele reguli:
• N.O. = 0, pentru atomii din substanţele elementare, deoarece moleculele acestora se
formează prin participare cu electroni şi nu prin transfer de electroni între atomi;
• N.O. al ionilor monoatomici, în substanţele ionice, este egal cu numărul electronilor
primiţi sau cedaţi;
• N.O. al atomilor, în combinaţii covalente, se atribuie începând cu elementul cel mai
electronegativ.Semnul sarcinii electrice atribuite elementului depinde de
electronegativitatea celuilalt element din combinaţie. De exemplu: clorul este în stare de
oxidare negativă (-1) în NaCl şi pozitivă (+1) în Cl2O. Fluorul şi oxigenul sunt
electronegative în toate combinaţiile şi au stările de oxidare (-1) şi respectiv (-2).
Metalele de tip s (grupele a 1-A şi a 2-A) posedă o sigură stare de oxidare,
corespunzătoare cu numărul grupei. La metalele de tip p (grupa a 3-A), stările de
oxidare pe care le manifestă diferă între ele prin două unităţi, iar la metalele
tranziţionale d, stările de oxidare diferă între ele printr-o unitate Suma stărilor de
oxidare maxime, în valoare absolută pozitive şi negative, în cazul elementelor care
apar în mai multe stări de oxidare (exclusiv hidrogenul), este egală cu 8.

75
Bibliografie
1 Victoria Aldea, Valentina Uivarosi, Chimie Anorganică - Elemente şi Combinaţii,
Editura Medicală, Bucureşti, 1999.
2. Victoria Aldea, Valentina Uivarosi, Chimie Anorganică – Principii Fundamentale,
Editura Medicală, Bucureşti, 2000.
3. Catherine E. Housecroft; Alan G. Sharpe, Inorganic Chemistry, Editura: Pearson
Education (U.S.), New York, 2012.
4. Alina Ştefanache, Alina Monica Miftode, Maria Miftode, Chimie Anorganică
Experimentală, Editura Fundaţiei Axis, Iaşi, 2007.
5. Adrian Chiriac, Ciprian Radovan, Daniela Dascalu, Vlad Chiriac - Compendiu de
chimie generală pentru licenţă, Editura Universităţii de Vest, Timişoara, 2005.
6. Cornelia Guran, Chimie Anorganică - Structura atomului. Legatura chimică.,
Volumul I, Editura ASAB, Bucureşti, 2017.
7. Mircea Stefan, Chimie anorganică. Note de curs, Editura Hamangiu, Bucureşti,
2017.
8. Peter Atkins, Tina Overton, Jonathan Rourke, Mark Weller, Fraser Armstrong,
Inorganic Chemistry, Oxford University Press, Great Britain, 2014.

Curs nr. 2 chimie anorganica

Recommended

Recommended

More Related Content

What's hot

What's hot (20)

Similar to Curs nr. 2 chimie anorganica

Similar to Curs nr. 2 chimie anorganica (20)

More from Grigore T. Popa University of Medicine and Pharmacy, 16 Universitatii Street, Iasi, 700115, Romania

More from Grigore T. Popa University of Medicine and Pharmacy, 16 Universitatii Street, Iasi, 700115, Romania (20)

Curs nr. 2 chimie anorganica