úvod
Elektróny v atóme sú usporiadané vo vrstvách a každá vrstva sa delí na menšie časti, podvrstvy s, p, d a f. Do podvrstvy s sa zmestia 2 elektróny, do p 6, do d 10 a do f 14. Práve podľa nich má periodická tabuľka taký zvláštny, schodovitý tvar.
vyskúšaj si
Tabuľka blokov
[Ar] 3d⁶ 4s²
1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d⁶
- d-blok: posledný elektrón pribudol do podvrstvy d.
- 4. perióda: najvyššie hlavné kvantové číslo je n = 4.
- 8. skupina: d-prvok: elektróny v 3d a 4s spolu = 8, preto 8. skupina.
V tabuľke prvých piatich periód sú bloky s, p a d odlíšené farbou. Klikni na prvok a uvidíš jeho blok, konfiguráciu a dôvod, prečo leží práve v tej skupine.
teória
Štyri bloky na jednej mape
Podľa toho, do ktorej podvrstvy pribúda posledný elektrón, delíme prvky do štyroch blokov:
| blok | kde je v tabuľke | počet stĺpcov | príklady | aké prvky tam sú |
|---|---|---|---|---|
| s | 1. a 2. skupina, k tomu hélium | 2 | H, Na, Ca | reaktívne kovy, vodík a hélium |
| p | 13. až 18. skupina | 6 | C, O, Al, Cl, Ne | kovy, polokovy, nekovy aj vzácne plyny |
| d | 3. až 12. skupina | 10 | Fe, Cu, Ag, Au | prechodné kovy |
| f | dva riadky pod tabuľkou | 14 | Nd, U, Pu | lantanoidy a aktinoidy |
Šírka bloku sa rovná kapacite podvrstvy. Každý ďalší prvok v riadku má o jeden elektrón viac, takže podvrstva p so 6 miestami vystačí na 6 prvkov.
Elektróny obsadzujú podvrstvy trochu ako cestujúci v autobuse: najprv si sadnú na miesta, ktoré sú pre nich najvýhodnejšie (s najnižšou energiou), a až keď sú plné, pokračujú ďalej. Keď čítaš tabuľku po riadkoch zľava doprava, vidíš presne toto poradie: najprv blok s, potom (od 4. periódy) blok d a nakoniec blok p.
Tabuľka je vlastne ťahák na výstavbový princíp. Keď ju čítaš po riadkoch zľava doprava a zaznamenávaš bloky, dostaneš poradie zapĺňania podvrstiev:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p
Podvrstva d sa v perióde n zapĺňa s hlavným kvantovým číslom n − 1 a podvrstva f s číslom n − 2: vo 4. perióde ide o 3d, v 6. perióde o 4f. V skrátenom zápise nahradíme vnútorné elektróny vzácnym plynom, fosfor 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ je [Ne] 3s² 3p³. Pravidlá zapĺňania nájdeš v lekcii Pravidlá zapĺňania orbitálov a určovanie skupiny z konfigurácie v lekcii Konfigurácia a periodická tabuľka.
teória
Blok s: reaktívne kovy
Blok s tvoria alkalické kovy (1. skupina) a kovy alkalických zemín (2. skupina), k tomu vodík a hélium. Okrem vodíka a hélia sú to mäkké, ľahké a veľmi reaktívne kovy. Sodík sa dá krájať nožom a lítium má hustotu len 0,53 g/cm³, takže by plávalo na vode. Väčšina s-kovov reaguje s vodou za vzniku hydroxidu a vodíka. Ľahko odovzdávajú valenčné elektróny a tvoria ióny M⁺ a M²⁺.
Ich soli farbia plameň: lítium karmínovočerveno, sodík žlto, draslík fialovo, vápnik tehlovočerveno a bárium zeleno. Pozri si experiment Plameňové skúšky a lekciu Alkalické kovy.
Valenčná konfigurácia je ns¹ alebo ns². Tieto elektróny sú slabo viazané, ionizačná energia je nízka (sodík 496 kJ/mol, draslík 419 kJ/mol), preto sú s-kovy silné redukovadlá s oxidačným číslom +I alebo +II.
teória
Blok p: najpestrejší blok
V bloku p nájdeš kovy (hliník, cín, olovo, bizmut), polokovy (bór, kremík, germánium, arzén), nekovy (uhlík, dusík, kyslík, fosfor, síra), halogény aj vzácne plyny. Všetky nekovy okrem vodíka a hélia ležia práve tu.
Pekne to vidno v 14. skupine: uhlík je nekov, kremík a germánium sú polokovy a cín s olovom sú kovy. Smerom nadol v skupine kovový charakter rastie. Viac v lekcii Kovy, nekovy a polokovy a v experimente Kryštály bizmutu.
teória
Blok d: prechodné kovy
Všetky prvky bloku d sú kovy, voláme ich prechodné kovy. Majú spoločné vlastnosti:
- Sú lesklé, väčšinou tvrdé a dobre vedú teplo aj elektrický prúd. Majú vysoké teploty topenia, volfrám až 3414 °C. Výnimkou je kvapalná ortuť.
- Ich zlúčeniny sú často farebné: modrá skalica (pentahydrát síranu meďnatého) je modrá, hypermangán (manganistan draselný) fialový a dichróman draselný oranžový.
- Železo, kobalt a nikel sú feromagnetické, dajú sa z nich vyrobiť trvalé magnety.
- Sú dobré katalyzátory (železo pri výrobe amoniaku, platina v autách) a tvoria zliatiny ako oceľ, bronz či mosadz. Pozri lekciu Zliatiny.
Valenčná konfigurácia d-prvkov je (n − 1)d¹ ns² až (n − 1)d¹⁰ ns², s výnimkami ako chróm [Ar] 3d⁵ 4s¹ a meď [Ar] 3d¹⁰ 4s¹ (pozri lekciu Výnimky a ióny). Na väzbách sa podieľajú elektróny ns aj (n − 1)d, preto majú prechodné kovy viacero oxidačných čísel. Mangán bežne tvorí zlúčeniny od +II (MnSO₄) po +VII (KMnO₄).
- Skoré prechodné kovy (skupiny 3 až 7) dosahujú najvyššie oxidačné číslo rovné číslu skupiny: Cr +VI v K₂Cr₂O₇, Mn +VII v KMnO₄.
- Neskoré prechodné kovy (skupiny 8 až 12) majú podvrstvu d takmer plnú, väčšinou uprednostňujú nižšie oxidačné čísla a patria k nim ušľachtilé kovy Cu, Ag, Au, Pt. Meď pritom vytlačí z roztoku ešte ušľachtilejšie striebro, pozri experiment Strieborný strom.
Farba zlúčenín vzniká tak, že elektrón v neúplne obsadenej podvrstve d pohltí svetlo a preskočí na iný orbitál d. Ióny s prázdnou (Sc³⁺) alebo plnou (Zn²⁺) podvrstvou d takéto prechody nemajú, preto sú ich zlúčeniny zvyčajne biele.
rozšírenie Prečo je zlato žlté a ortuť kvapalná
Vnútorné elektróny ťažkých atómov sa pohybujú rýchlosťou porovnateľnou s rýchlosťou svetla. Pre elektrón 1s platí približne v/c ≈ Z/137, pri zlate (Z = 79) asi 0,58. Podľa teórie relativity sa tým zväčší jeho hmotnosť a orbitál sa stiahne k jadru asi o pätinu. Sťahujú sa aj ostatné orbitály s vrátane valenčného 6s, kým orbitály 5d sa rozťahujú.
Pri zlate sa tým zmenší rozdiel energií medzi 5d a 6s natoľko, že prechod elektrónu pohlcuje modré svetlo a odrazené svetlo je žlté. Pri striebre pohlcuje len ultrafialové žiarenie, preto je biele. Pri ortuti je dvojica 6s² pridržiavaná tak pevne, že sa takmer nezapája do kovovej väzby. Ortuť sa preto topí už pri −38,8 °C, hoci jej susedia zlato a tálium sa topia pri 1064 °C a 304 °C.
teória
Blok f: lantanoidy a aktinoidy
Blok f tvoria dva rady prvkov vytlačené pod tabuľkou: lantanoidy (Z = 57 až 71) patria do 6. periódy a aktinoidy (Z = 89 až 103) do 7. periódy.
- Lantanoidy sa spolu so skandiom a ytriom nazývajú kovy vzácnych zemín, hoci také vzácne nie sú: cér je v zemskej kôre podobne hojný ako meď. Neodým je v najsilnejších magnetoch v slúchadlách a elektromotoroch, európium a terbium svietia v obrazovkách.
- Aktinoidy sú všetky rádioaktívne. V prírode sa vo väčšom množstve vyskytujú len tórium a urán. Urán slúži ako palivo v jadrových elektrárňach, napríklad v Mochovciach a Jaslovských Bohuniciach, a amerícium nájdeš v niektorých hlásičoch dymu. Ako urán kedysi farbil sklo, ukazuje experiment Uránové sklo.
vyskúšaj si
Všetky štyri bloky
- s-prvky
- p-prvky
- d-prvky
- f-prvky
Klikni na prvok v tabuľke a pozri si jeho kartu. Na úrovni SŠ uvidíš aj konfiguráciu, elektronegativitu a ďalšie vlastnosti.
sodík
alkalické kovy
- protónové číslo
- 11
- relatívna atómová hmotnosť
- 22,99
- perióda
- 3
- skupina
- 1., alkalické kovy (a vodík)
- typ
- kov
- skupenstvo pri 25 °C
- pevné
- valenčné elektróny
- 1
- teplota topenia
- 97,8 °C
- teplota varu
- 882,9 °C
- hustota
- 0,97 g/cm³
- história
- objavený 1807
Tu vidíš všetky štyri bloky celej tabuľky vrátane bloku f. Klikni na prvok a na jeho karte uvidíš blok, periódu aj skupinu.
Pri lantanoidoch sa zapĺňa podvrstva 4f, pri aktinoidoch 5f. Orbitály 4f ležia hlboko vo vnútri atómu pod obsadenými 5s a 5p a na väzbách sa takmer nepodieľajú. Lantanoidy sú si preto chemicky veľmi podobné, takmer všetky tvoria ióny M³⁺ a ťažko sa od seba oddeľujú. Orbitály 5f sú menej ukryté, preto majú aktinoidy pestrejšie oxidačné čísla, urán od +III po +VI.
Slabé tienenie elektrónmi 4f spôsobuje aj lantanoidovú kontrakciu: hafnium má rovnaký kovalentný polomer ako zirkónium nad ním (175 pm), hoci má o 32 elektrónov viac. Viac v lekcii Polomer atómu a iónu.
rozšírenie Čo je vlastne prechodný prvok
Podľa definície IUPAC je prechodný prvok taký, ktorého atóm má neúplne obsadenú podvrstvu d, alebo ktorý tvorí katióny s neúplne obsadenou podvrstvou d. Zinok, kadmium a ortuť majú v atóme aj v bežných katiónoch (Zn²⁺, Cd²⁺, Hg²⁺) plnú podvrstvu d¹⁰, takže prísne vzaté prechodnými prvkami nie sú, hoci patria do bloku d. Ich vlastnosti tomu zodpovedajú: majú nízke teploty topenia, bezfarebné zlúčeniny a takmer vždy oxidačné číslo +II. Podobne je to na okraji bloku f: riadok pod tabuľkou má 15 prvkov, hoci podvrstva f pojme len 14 elektrónov, takže lantán alebo lutécium v skutočnosti patrí do 3. skupiny (pozri lekciu Skupiny a periódy).
vyskúšaj si
Príklady
Príklad 1. Do ktorého bloku patrí vápnik, síra, zinok a urán?
Riešenie
- Vápnik je v 2. skupine, teda v bloku s.
- Síra je v 16. skupine, teda v bloku p.
- Zinok je v 12. skupine, teda v bloku d.
- Urán je aktinoid v riadku pod tabuľkou, teda v bloku f.
Príklad 2. Prečo je blok f najširší zo všetkých?
Riešenie
Do podvrstvy f sa zmestí až 14 elektrónov, najviac zo všetkých podvrstiev. Každý prvok v rade pridá jeden elektrón, preto má blok f 14 stĺpcov. Blok d má 10, blok p 6 a blok s 2.
Príklad 2. Prvok má konfiguráciu [Kr] 4d¹⁰ 5s² 5p⁴. Urči blok, periódu a skupinu a pomenuj ho.
Riešenie
Posledný elektrón pribudol do 5p, prvok je z bloku p. Najvyššie n = 5, teda 5. perióda. Valenčné elektróny 5s² 5p⁴ sú spolu 6, skupina 10 + 6 = 16. Protónové číslo 36 + 10 + 2 + 4 = 52, je to telúr (Te).
Príklad 3. Zinok má konfiguráciu [Ar] 3d¹⁰ 4s² a gálium [Ar] 3d¹⁰ 4s² 4p¹. Prečo je zinok v bloku d a gálium v bloku p?
Riešenie
Rozhoduje podvrstva, do ktorej pribudol posledný elektrón podľa výstavbového princípu. Pri zinku je to desiaty elektrón v 3d, ktorým sa podvrstva 3d zaplnila, preto je v bloku d (12. skupina). Pri gáliu je 3d už plná a nový elektrón ide do 4p, preto je v bloku p (13. skupina, 10 + 3 valenčné elektróny).
teória
Časté chyby
- Hélium v bloku p. Hélium (1s²) patrí do bloku s, hoci ho kreslíme do 18. skupiny nad neón. Aj vodík je v bloku s, hoci nie je kov.
- Blok p rovná sa nekovy. V bloku p sú aj kovy: hliník, cín, olovo, bizmut.
- Lantanoidy ako samostatná perióda. Riadky pod tabuľkou patria do 6. a 7. periódy, lantanoidy medzi bárium a hafnium.
- Blok podľa poslednej napísanej podvrstvy. Železo sa zapisuje [Ar] 4s² 3d⁶ aj [Ar] 3d⁶ 4s². Na bloku to nič nemení, posledný elektrón pribudol do 3d.
Späť k určovaniu polohy sa dostaneš v lekcii Určenie skupiny a periódy, ďalej pokračuje lekcia Prvky v skupinách.