11.14.11  

•  Test  postponed  –    –  review  tonight:  pp  126  #’s  43,  48,  50,  51  – HW  for  Wednesday  (due  Wednesday,  that  is)  –  Read  secHon  5.1,  answer  quesHons  1-­‐4  on  p  137  

•  Warmup:  how  do  you  find  out  the  number  of  valence  electrons  for  an  element?  

•  MSFWBAT  –  Explain  the  periodicity  in  the  periodic  table  for  ionizaHon  energy,  electron  affinity,  electronegaHvity,  atomic  radii  

– Define  the  terms  in  the  previous  objecHve    

The  periodic  table  

•  Early  a\empts  to  organize  elements  based  on  weight,  various  properHes,  but  scienHsts  believed  a  fundamental  pa\ern  must  exist  

•  A  fundamental  discovery  (which  we’ll  get  to  later  in  the  year)  revealed  that  for  all  substances  in  gas  phase  occupied  the  same  volume  

•  Based  on  this,  a  systemaHc  way  for  idenHfying  elements  by  weight  was  developed  

•  Dmitri  Mendeleev  was  the  first  to  organize  the  elements  according  to  their  atomic  mass  &  their  properHes.      

•  He  observed  that  when  elements  were  arranged  by  increasing  atomic  mass,  similariHes  in  properHes  occurred  at  regular  intervals…called  periodic.  

•  The  periodic  table  was  born.  

 Henry  Moseley  later  modified  Mendeleev’s  table  by  organizing  the  elements  by  atomic  number  rather  than  atomic  mass.  

Periodic  Law  

•  The  physical  and  chemical  properHes  of  the  elements  appear  at  regular  intervals  (periodic)  when  arranged  by  atomic  number.  

•  The  rows  on  the  periodic  table  are  called  periods.  

•  How  many  periods  are  there?  

•  The  columns  on  the  periodic  table  are  called  families  or  groups.  

•  How  many  families  are  there?  

•  h\p://library.thinkquest.org/06aug/00318/Images/periodic_table.gif  

11.16.11  

•  Warmup:  what  does  periodic  mean?  •  HW  tonight:  p149  quesHons  1-­‐5  

•  ObjecHves:  explain  the  periodic  trends  relaHng  to  valence,  atomic  radii,  ionic  radii,  electron  affinity,  electronegaHvity,  ionizaHon  energy  

Atomic  radii  

•  Measured  as  half  the  distance  between  the  nuclei  of  idenHcal  atoms  bonded  together  

•  FuncHonally…  

IonizaHon  energy  

•  Recall:  what  is  an  ion?  •  IonizaHon  energy  is  the  energy  required  to  remove  an  electron  from  a  neutral  atom  and  generate  a  caHon  

•  A  +  energy    A+  +  e-­‐  

•  First  ionizaHon  energy  is…  •  Second  ionizaHon  energy  is…  

Electron  affinity  

•  Deals  with  acquisiHon  of  electrons  by  neutral  atoms  

•  Electron  affinity  specifically  is  the  energy  change  that  results  when  an  electron  is  acquired  by  a  neutral  atom  

•  A  +  e-­‐    A-­‐  +  energy  

Ionic  radii    

•  What  happens  to  the  atomic  radii  when  an  atom  is  ionized?  (hint:  think  about  the  dynamic  between  the  nucleus  and  the  electrons)  

•  What  happens  to  the  atomic  radius  when  an  atom  acquires  an  electron?  

A  note  on  ions  

•  Electrons  lost  when  an  atom  is  ionized  (becomes  a  ca.on)  are  generally  always  valence  

•  Electrons  gained  (resulted  in  the  formaHon  of  an  anion)  will  similarly  become  valence  

•  Example:  generaHon  of  Fe3+  

electronegaHvity  

•  The  ability  of  the  nucleus  of  an  atom  to  a\ract  electrons  from  other  atoms  

•  Fluorine  is  arbitrarily  assigned  a  value  of  4,  all  other  elements  are  given  values  based  on  this  

•  This  explain  why,  for  example,  that  water  is  a  polar  molecule.    

11.17.11  

•  Can  you  believe  it’s  November  17  already?!?  

•  Today,  MSFWBAT  •  Compete  graphs  of  periodic  trends,  be  ready  to  answer  quesHons  about  periodic  trends  where  your  answers  cite  your  data  

•  No  ionic  radii  –  why?  But…  •  Check  with  me  regarding  your  STEM  fair  topics  •  HW  –  p149  quesHons  1-­‐5  

Assignment  #1  

•   graph  the  relaHonship  between  atomic  number  (z  number)  and  each  of  the  following:  –  IonizaHon  energy  (first  and  second  ionizaHon  energy)  as  well  as  electron  affinity  

–  ElectronegaHvity  and  #  of  valence  electrons  –  Atomic  radii  –  Ionic  radii  

•  For  each,  determine  what  the  unit  is,  how  it  measured,  what  it  means,  and  formulas  that  exist  for  it,  and  graph  its  value  as  a  funcHon  of  atomic  number  

•  Everyone  makes  their  own  graphs!  

11.18.11  

•  Warmup:  why  is  noble  gas  electronegaHvity  typically  zero?  

•  HW  –  p  164  #’s  1-­‐3  (you  already  did  #4!)  •  MSFWBAT  •  Explain  trends  across  periods  and  down  groups  on  the  periodic  table  for  electronegaHvity,  atomic  radius  and  ionizaHon  energy  

•  IdenHfy  characterisHcs  of  groups  on  the  periodic  table  

Metals  versus  nonmetals  

•  Metals  are  things  that  are:  – Shiny  (reflect  light)  – Good  conductor  of  heat/electricity  – Tend  to  ionize  easily  and  become  caHons  

•  Non-­‐metals  are  elements  that  are…not!  

Group  1  –  the  alkali  metals  

•  This  is  the  lithium  group.  Som,  silvery  metals  •  Extremely  reacHve,  with  low  first  ionizaHon  energies  •  Low  electronegaHvity  •  Conclusion  –  they  tend  to  ionize  easily  and  have  their  electrons  captured  by  other  elements  

•  Never  found  in  nature  as  pure  elements  •  Low  melHng  points  for  metals  •  React  with  nonmetals  easily  •  Violently  reacHve  in  water  –  liberate  H2  gas  which  makes  water  alkaline  

Group  2  –  the  alkali  earth  metals  

•  Harder  than  group  alkali  metals,  contain  ns2  electrons.    

•  Lowest  second  ionizaHon  energies  (though  1st  IE  is  higher  than  group  1)  

•  Higher  melHng  points  than  group  1  

•  Less  reacHve  than  group  1,  but  sHll  never  found  as  pure  elements  in  nature  

The  transiHon  metals  

•  A.k.a.  the  d  block  •  Good  conductors  of  electricity  and  heat,  have  high  luster  

•  Less  reacHve  than  group  1  and  2  elements  

•  Some  so  unreacHve  that  they  do  not  form  compounds  (e.g.  Pa,  Pt,  Au)  

P  block  metals  

•  Bo\om  lem  corner  of  p  block  

•  Generally,  harder  and  denser  than  s-­‐block  metals,  but  less  so  than  d-­‐block  metals  

Metalloids  (semi-­‐metals)  

•  ProperHes  intermediate  between  true  metals  and  non-­‐metals  

•  No  universally  agreed  upon  set  of  condiHons,  only  general  trends  

The  gases  

•  Include  the  familiar  gases  such  as  Nitrogen,  Oxygen,  etc.  

•  React  vigorously  with  metals  (Oxygen  causes  Iron  to  rust,  for  example)  forming  salts  

•  Form  anions,  because  they  generally  have  high  electronegaHvity  and  high  ionizaHon  energies  

Halogens  

•  Group  17  elements  •  Capped  by  Flourine  –  the  most  electronegaHve  element  

•  All  very  reacHve,  in  pure  form  all  are  toxic  

Noble  gases  

•  Chemically  inert,  they  have  full  s  and  p  subshells  so  do  not  take  on  electrons  (generally)  

•  Very  high  ionizaHon  energies  –  why?  Full  valence  means  stability,  which  means  much  more  energy  required  to  destabilize  them  

11.21.11  

•  Warmup:  show  me  your  notebook  entry  for  November  18  (2  points  HW)  

•  MSFWBAT  

•  IdenHfy  regions  of  the  periodic  table  •  Explain  the  concept  of  shielding  •  ArgumentaHve  essay  on  placement  of  He  on  periodic  table  –  due  11.28  

Review  

•  Describe  the  valence,  electron  affinity,  electronegaviHty,  and  atomic  radius  of  elements  across  periods,  down  groups  

•  What  are  the  basic  characterisHcs  of  each  of  the  following:  – Alkali  metals  – Alkali  earth  metals  –  TransiHon  metals  –  P-­‐block  metals  – Metalloids  – Non-­‐metals  – Halogens  – Noble  gases  

Nuclear  shielding  

•  In  general,  increasing  the  atomic  number  increases  the  a\racHve  force  holding  electrons  to  nuclei,    but  -­‐    

•  The  a\racHon  (especially)  valence  electrons  feel  towards  the  nucleus  (electrostaHc  a\racHon)  is  diminished  due  to  the  effects  of  “buried”  electrons  

•  Increasing  energy  levels  increases  the  shielding  effect  

Chemical  properHes  of  d  and  f  block  

•  review:  how  many  “valence”  electrons  in  these  elements?  

•  There  is  less  variance  and  periodicity  in  the  d  and  f  blocks  

•  ProperHes  of  s  and  p  block  elements  are  determined  almost  enHrely  be  valence  electrons  

•  TransiHon  metals  may  form  bonds  using  d  block  electrons  

Periodic  trends  

•  Atomic  radii  –  d  block  radii  generally  decrease  across  periods,  but  much  less  so  than  across  periods  2-­‐3  

•  Why?  (n-­‐1)d  sublevel  electrons  shield  the  outer  electrons  from  the  nucleus  

•  What  do  you  expect  for  ionizaHon  energy?  •  Going  across  a  period  IE  goes  up  as  expected  •  Going  down,  however,  incomplete  d  subshells  mean  valence  electrons  are  less  shieled,  so  IE  increases!  

Note  on  ions  

•  Ionized  electrons  are  always  the  highest  level  electrons,  not  the  electrons  you  added  last  (Aurau)  

•  So  the  first  and  second  ionizaHons  for  Fe  are  the  4s  electrons,  none  of  the  3d  electrons  

Lanthanides  

•  Trends  follow  similarly  to  d  block  for  ionizaHon  energy  and  atomic  radius,  with  even  less  variance  within  the  groups  

•  Consequently,  these  elements  were  all  very  difficult  to  isolate  and  idenHfy  (they  look,  behave,  and  react  very  similarly  to  one  another)  

•  SomeHmes  called  “rare  earths”  •  All  typically  form  +3  caHons  

AcHnides  

•  Much  more  variance  in  valence  than  Lanthanides  

•  Thorium  and  Uranium  are  only  acHnides  that  occur  in  any  abundance  

•  ProtacHnium  and  Neptunium  are  transient  

•  All  others  are  syntheHc  •  All  are  radioacHve  

11.22.11  

•  Warmup:  draw  an  orbital  diagram  for  C,  N  and  O  and  predict  which  one  will  have  the  lowest  electron  affinity  

•  MSFWBAT  

•  Argue  for  placement  of  He  on  periodic  table  

•  (6th  period  –  review  Lanthanides  and  AcHnides)  

Argument  wriHng  

•  He  is  typically  shown  with  the  noble  gas  group,  but  should  it  be?  Its  configuraHon  is  1s2,  which  indicates  it  could  be  considered  among  the  alkali  earths!    

•  Based  on  chemical  and  physical  properHes,  propose  the  ideal  placement  for  Helium  on  the  periodic  table.  

•  3  –  4  paragraphs.  Should  be  typed.  TNR  12-­‐point  double  spaced.  Include  a  data  table/graph.    

•  Due  11.28