Chemia ogólna i nieorganiczna Zakład Chemii Medycznej Pomorski Uniwersytet Medyczny 1
Budowa atomu model atomu Thomsona (1904 r.), ciasto z rodzynkami" każdy atom jest zbudowany z jednorodnej kuli naładowanej dodatnio, wewnątrz której znajdują się ujemnie naładowane elektrony nie interpretuje prawidłowo rozpraszania promieniowania a przez materią model atomu Rutherforda (1911 r.) model atomu oparty na efektach eksperymentu: ładunek dodatni zgromadzony jest w niewielkim, bardzo gęstym jądrze gromadzącym większość masy atomu ujemnie naładowane elektrony znajdują się w przestrzeni wokół jądra 2
Budowa atomu model Bohra (1913 r.) wady modelu atomu Rutherforda: nie przewidywał dyskretnego charakteru widma promieniowania wysyłanego przez atomy oraz nie wyjaśniał stabilności atomów Niels Bohr kwantowy model budowy atomu postulaty Bohra: orbitalny moment pędu elektronu jest skwantowany i może on przybierać dyskretne wartości, tzn. z nieskończoności ilości orbit, które umożliwia mechanika klasyczna, elektron może przyjąć tylko dokładnie te, dla których jego moment pędu jest równy krotności stałej Plancka podczas zmiany orbity, której towarzyszy zmiana energii elektronu, elektron emituje foton o energii równej różnicy między energiami elektronu na tych orbitach
Budowa atomu model Bohra (1913 r.) wady modelu atomu Bohra: zgodnie z elektrodynamiką klasyczną poruszający się po okręgu (lub elipsie) elektron jest przyspieszany elektron powinien w sposób ciągły wypromieniowywać energię w rezultacie promień orbity ulegałby zmniejszeniu aż do osiągnięcia wartości zerowej (w czasie ok. 10 6 sekundy) nie można było zaadaptować go do opisu atomów posiadających więcej niż dwa elektrony nie można było za jego pomocą stworzyć zgodnej z wynikami doświadczeń teorii powstawania wiązań chemicznych.
Budowa atomu: od Bohra do Schrödingera 1913 r. Model Bohra: każdy elektron w celu przeskoczenia między orbitami musi zaabsorbować lub wyemitować foton o określonej energii 1916 r. G.N. Lewis: wiązania powstają w wyniku wymiany i współdzielenia elektronów na najwyższych orbitach atomowych 1919 r. I.Langmuir: okresowość właściwości pierwiastków jest efektem grupowania się elektronów na orbitach tworzących powłoki elektronowe 5
https://en.wikipedia.org/wiki/stern%e2%80%93gerlach_experiment Budowa atomu: od Bohra do Schrödingera 1922 r. O. Stern i W.Gerlach: kierunek wektora magnetycznego momentu dipolowego atomów jest skwantowany przepuszczano wiązkę atomów srebra przez niejednorodne pole magnetyczne i rejestrowano obraz wiązki na ekranie (np. kliszy fotograficznej). 1. źródło atomów 2. atomy srebra 3. niejednorodne pole magnetyczne 4. obraz przewidywany przez mechanike klasyczną 5. zaobserwowany obraz wiązka atomów srebra uległa rozdzieleniu na dwie grupy, w których wektor momentu magnetycznego skierowany był w górę lub w dół. Niezgodnie z mechaników klasyczną!!! mechanika klasyczna: moment magnetyczny każdego atomu może być skierowany w dowolnym kierunku, a oddziaływanie z zewnętrznym polem magnetycznym może jedynie rozciągnąć strumień atomów w jednym kierunku.
Budowa atomu: od Bohra do Schrödingera 1924 r. L.de Broglie: wszystkie cząstki mogą zachowywać się jak fale 1926 r. E. Schrödinger: matematyczny model atomu, w którym ruch elektronów został opisany funkcjami fal stojących 1926 r. W. Heisenberg: matematycznie niemożliwe jest jednoczesne określenie położenia i pędu fal stojących Zasada nieoznaczoności Heisenberga: zwiększając precyzję pomiaru położenia, zmniejsza się jednocześnie precyzję pomiaru pędu Model Schrödingera umożliwił rozwiązanie problemów, które napotykały wcześniejsze modele przy wyjaśnianiu linii spektralnych atomów cięższych od wodoru.
Funkcja falowa i liczby kwantowe zachowanie elektronu znajdującego się w ruchu opisuje funkcja falowa Y : kwadrat z jej bezwzględnej wartości IYI 2 podaje gęstość prawdopodobieństwa znalezienia elektronu w danym elemencie objętości: w danym obszarze przestrzeni w atomie w pewnej odległości i określonym kierunku od jądra 8
Funkcja falowa i liczby kwantowe funkcja falowa Y : jednoznaczna musi mieć w każdym punkcie przestrzeni x,y,z tylko jedną wartość skończona nie powinna w żadnym punkcie dążyć do nieskończoności ciągła funkcja powinna zmieniać się w sposób ciągły funkcje falowe spełniające te warunki funkcje porządne 9
Funkcja falowa i liczby kwantowe Uzyskanie funkcji porządnych po nałożeniu na rozwiązanie równania Schrödingera ograniczeń: 1. energia elektronu 2. moment pędu 3. składowa z orbitalnego momentu pędu muszą przyjmować wartości skwantowane, tzn. dozwolone, ale nie dowolne 10
Funkcja falowa i liczby kwantowe Liczby kwantowe parametry pojawiające się w funkcjach falowych są ściśle określone ich wartość nie zmienia się w sposób ciągły, lecz co jeden Główna liczba kwantowa n: przyjmuje wartości n= 1, 2, 3, charakteryzuje energię elektronu w danej powłoce (na danym poziomie energetycznym) powłoka zbiór wszystkich stanów kwantowych o określonej głównej liczbie kwantowej 11
Funkcja falowa i liczby kwantowe Liczby kwantowe parametry pojawiające się w funkcjach falowych są ściśle określone ich wartość nie zmienia się sposób ciągły, lecz co jeden Poboczna liczba kwantowa l: przyjmuje wartości od 0 do n-1, gdzie n to główna liczba kwantowa precyzuje energię elektronu w atomie wieloelektronowym rozróżnia stany energetyczne elektronów znajdujących się na tej samej powłoce elektronowej podpowłoka elektronowa zbiór stanów kwantowych o takich samych wartościach głównej i pobocznej liczby kwantowej 12
Funkcja falowa i liczby kwantowe Magnetyczna liczba kwantowa m: przyjmuje wartości od l do +l (łącznie z zerem), gdzie l to poboczna liczba kwantowa charakteryzuje (niewielkie) różnice energii między elektronami jednej podpowłoki, które ujawniają się tylko w zewnętrznym polu magnetycznym poziom orbitalny zbiór stanów kwantowych o takich samych wartościach głównej, pobocznej i magnetycznej liczby kwantowej 13
oddziaływania międzycząstczkowe Wiązania chemiczne wiązanie atomowe, czyli kowalencyjne, powstaje w wyniku uwspólnienia dwóch elektronów o spinie przeciwnym, po jednym od każdego atomu wiązanie jonowe powstaje w wyniku przyciągania elektrostatycznego odmiennych ładunków siły Van der Waalsa - mają one głównie charakter elektrostatyczny wiązanie wodorowe wiązanie koordynacyjne https://en.wikipedia.org/wiki/ionic_bonding https://www.mpg.de/10386007/van-der-waals-quantum-mechanical 2
Powstawanie związku chemicznego energia wiązania długość wiązania P energia potencjalna r odl. międzyjądrowa przy zbliżeniu jądro każdego atomu przyciąga elektrony drugiego, a jądra i elektrony wzajemnie odpychają się w wyniku tych oddziaływań następuje zmiana energii potencjalnej układu jeżeli między zbliżającymi się atomami przeważają siły odpychania, to energia zmienia się w sposób monotoniczny (krzywa odpychania) 15
Powstawanie związku chemicznego energia wiązania długość wiązania P energia potencjalna r odl. międzyjądrowa gdy przeważają siły przyciągania, to przy określonej odległości między atomami, energia potencjalna osiąga minimum. atomy zbliżą się do siebie na odległość zwaną odległością równowagową i powstaje układ o sumarycznej energii niższej niż energia poszczególnych atomów dochodzi do powstania cząsteczki odległość równowagowa, odległość między jądrami, odpowiada długości powstałego wiązania. 16
metody oznaczania metody oznaczania Wielkości charakteryzujące cząsteczkę Kształt cząsteczki rozpraszanie promieni X dyfrakcja neutronów rezonans elektronowy określa, w jaki sposób atomy tworzące cząsteczkę są rozmieszczone w przestrzeni Długość wiązania średnia odległość między jądrami atomów tworzących wiązanie dyfrakcja promieni rentgenowskich rozpraszanie strumienia neutronów dyfrakcję strumienia elektronów w substancjach krystalicznych i gazowych.
Wielkości charakteryzujące cząsteczkę Kąt wiązania: kąt pomiędzy dwoma wiązaniami tego samego atomu, zależy od całkowitej liczby par elektronowych wokół atomu centralnego Energia (moc) wiązania różnica pomiędzy energią izolowanych atomów a minimum energii w cząsteczce Energia niezbędna do rozerwania wiązań między danymi atomami. Im jej wartość jest większa, tym wiązanie będzie trwalsze 18
Wiązanie jonowe pierwiastki różnią się znacznie elektroujemnością całkowite przeniesienie elektronów z atomów pierwiastka elektrododatniego na atomy pierwiastka elektroujemnego oba pierwiastki uzyskują trwałą konfigurację oktetową atomy jednego pierwiastka tracą elektrony stając się jonami dodatnimi atomy drugiego pierwiastka przyjmując te elektrony stają się jonami ujemnymi. [ 11 Na] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 [ 11 Na + ] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 0 +1e = [Ne] + 1e [ 17 Cl] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5 +1e [ 17 Cl - ] = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 = [Ar] atom atom kation anion sodu chloru sodowy chlorkowy 19
Wiązania jonowe występują w solach kwasów beztlenowych i tlenowych w zasadach w tlenkach metali aktywnych najbardziej typowe wiązania jonowe powstają między atomami metali i atomami niemateli związki o budowie jonowej posiadają szereg właściwości chemicznych: substancje stałe, krystaliczne, twarde są dobrze rozpuszczalne w rozpuszczalnikach silnie polarnych posiadają zdolność przewodzenia prądu w roztworach wodnych oraz w stanie stopionym mają wysokie temperatury topnienia i wrzenia charakteryzuje je znaczna trwałość i mała lotność 20
Wiązanie kowalencyjne (atomowe, homeopolarne) nie zachodzi całkowite przeniesienie elektronu z jednego atomu na drugi powstaje między atomami pierwiastków o tej samej lub zbliżonej elektroujemności interpretacja wiązań, obejmująca opis elektronów w cząsteczkach, może być rozpatrywana zgodnie z: elektronową teorią wiązania chemicznego do powstania wiązania konieczne jest utworzenie wspólnych par elektronów pomiędzy atomami teorią orbitali molekularnych tworzeniu wiązania towarzyszy zwiększenie gęstości elektronowej między jądrami atomów teorią pola krystalicznego i teorią pola ligandów opisują wiązania w kompleksach jako oddziaływania o charakterze elektrostatycznym lub wiązania o charakterze koordynacyjnym 21
TEW elektronowa teoria wiązania chemicznego atomy w cząsteczce są bardzo podobne do oddzielnych atomów jeden lub więcej elektronów z zewnętrznej powłoki jednego atomu penetruje także zewnętrzną powłokę innego atomu siłą wiążącą jest uwspólniona para elektronów jeżeli łączą się dwa atomy pierwiastków o takiej samej elektroujemności, to rozkład ładunków elektrycznych w cząsteczce jest symetryczny cząsteczka chloru Cl 2 cząsteczka tlenu O 2 wspólne pary elektronów oba atomy tlenu są związane podwójnym wiązaniem kowalencyjnym: każdy atom tlenu ma sześć elektronów walencyjnych i potrzebuje dwóch elektronów do uzupełnienia ostatniej powłoki do oktetu. 22
TEW elektronowa teoria wiązania chemicznego jeżeli występują różnice w elektroujemnosciach, to wiązanie jest spolaryzowane wspólna para elektronów jest silniej przyciągana przez jedno z jąder powstaje niesymetryczny rozkład ładunku pochodzącego od wspólnych elektronów. cząsteczka taka staje się dipolem dipol scharakteryzowany jest przez moment dipolowy miarę polarności wiązań cząsteczki dwuatomowe, zbudowane z atomów o różnej elektroujemności, zawsze posiadają różne od zera momenty dipolowe. cząsteczka CO 2 posiada zerowy moment dipolowy!!!
LCAO MO metoda liniowych kombinacji orbitali atomowych rozpatruje ona cząsteczkę jako układ jader atomowych, a nie jako oddzielne atomy elektrony pozostają w polu działania kilku jąder atomowych oraz pozostałych elektronów. elektrony znajdują się w określonych stanach kwantowomechanicznych. każdemu elektronowi możemy przypisać funkcję falową zwaną orbitalem molekularnym. powstawaniu wiązania chemicznego towarzyszy zwiększenie gęstości elektronowej miedzy jądrami atomów tworzących wiązanie. warunkiem powstawania orbitali molekularnych jest możliwe jak największe nakładanie się orbitali atomowych porównywalnych energiach orbitalnych i o odpowiedniej symetrii względem osi łączącej obydwa jądra. 24
Wiązania kowalencyjne i jonowe - porównanie Polarność Tworzenie Właściwości Wiązania kowalencyjne Wiązania jonowe Niepolarne wiązania chemiczne utworzone między atomami o małej różnicy elektroujemności uwspólnienie elektronów walencyjnych przez atomy wiążącymi Sieć krystaliczna nie tworzą tworzą Rodzaje tworzących pierwiastków tworzą się między niemetalami Temperatura topnienia niska wysoka polarne wiązania chemiczne, utworzą przez molekuły obdarzone ładunkiem wzajemne oddziaływanie między jonami o przeciwnych ładunkach elektrycznych zazwyczaj powstają między metalami i niemetalami Przykłady woda, dwutlenek węgla chlorek wapnia, wodorotlenek sodu Temperatura wrzenia niska wysoka Stan fizyczny mogą istnieć w stanie stałym, ciekłym lub gazowym zwykle tworzą ciała stałe jonowe 25
Wiązanie wodorowe stabilizują oddziaływania międzycząsteczkowe Atom wodoru staje się wspólny dla dwóch innych atomów Donor wodoru atom, z którym wodór jest ściśle związany Akceptor wodoru drugi atom biorący udział w tworzeniu wiązania O H N N H O tlen donor wodoru azot akceptor wodoru azot donor wodoru tlen akceptor wodoru W wiązaniach wodorowych, w organizmach żywych: donorem wodoru jest atom tlenu lub atom azotu kowalencyjnie związany z atomem wodoru akceptorem wodoru jest tlen lub azot 26
Wiązanie wodorowe stabilizują oddziaływania międzycząsteczkowe 27
Wiązanie wodorowe stabilizują oddziaływania międzycząsteczkowe pary zasad adenina tymina guanina cytozyna wiązania wodorowe wiązanie wodorowe a-helisa globiny w hemoglobinie Struktura II-rzędowa, struktura 28
Układ okresowy pierwiastków Pierwiastki usystematyzowano według: wzrastającej liczby atomowej (wzrostu ładunku jądra) okresowo powtarzającego się podobieństwa ich konfiguracji elektronowych po określonym wzroście liczby protonów w jądrze atomu atomy walencyjne obsadzają ponownie podpowłoki tego samego typu, tzn. s, p, d lub f Każdy okres rozpoczyna się pierwiastkiem posiadającym jeden, a kończy pierwiastkiem zawierającym osiem elektronów walencyjnych. Elektrony walencyjne elektrony atomu, które dzięki wysokim wartościom energii mogą brać udział w tworzeniu wiązań chemicznych. Zrąb (rdzeń) atomowy składa się z: jądra elektronów niewalencyjnych (nie są odrywane od atomu w procesach chemicznych) 29
Układ okresowy pierwiastków Układ okresowy podzielony jest na: osiemnaście grup (osiem głównych i osiem pobocznych), siedem okresów, cztery bloki. Grupa - zbiór pierwiastków, których atomy: uporządkowane są zgodnie ze wzrastającymi liczbami atomowymi, zawierają identyczną liczbę elektronów walencyjnych. znając numer grupy głównej możemy podać, ile elektronów walencyjnych posiada atom pierwiastka. Okres - zbiór pierwiastków, których atomy: uporządkowane są zgodnie ze wzrastającymi liczbami atomowymi, zawierają identyczną liczbę powłok elektronowych. wewnatrz okresu następuje stopniowa zmiana właściwości pierwiastków: od bardzo aktywne metale metale mało aktywne o własciwościach amfoterycznych, mało aktywne niemetale bardzo aktywne, typowe niemete znając numer okresu możemy określić liczbę powłok, jaką posiada atom pierwiastka. W blokach znajdują się pierwiastki o tym samym typie podpowłoki 30 podlegającej zabudowie.
Układ okresowy pierwiastków Właściwości, które mogą zmieniać się okresowo i są do siebie zbliżone dla pierwiastków posiadających ten sam typ konfiguracji elektronowej: wartościowość, promień atomowy i jonowy, objętość molową, temperaturę topnienia, twardość, przewodniość elektryczną, energię jonizacji, powinowactwo elektronowe elektroujemność. 31
Wartościowość pierwiastka własność bezpośrednio wynikająca z budowy atomu. wartościowość liczba wiązań chemicznych, którą może utworzyć atom pierwiastka z innymi atomami. Teoria elektronowa uwzględnia: wiązanie kowalencyjne - udział wspólnych par elektronowych wiązanie koordynacyjne - udział wspólnych par elektronowych pochodzących od jednego atomu wartościowość: liczba elektronów biorących udział w tworzeniu wiązań chemicznych 32
Wartościowość pierwiastka Elektrowartościowość dodatnia: podaje liczbę elektronów oddanych w procesie tworzenia wiązań jonowych Elektrowartościowość ujemna: określa liczbę elektronów pobranych w czasie tworzenia wiązań jonowych. 33
Wartościowość pierwiastka Ładunek formalny lub stopień utlenienia: ładunek (liczba elektronów), jaki przypisalibyśmy atomowi danego pierwiastka, gdyby cząsteczka w skład której on wchodzi miała budowę jonową, a elektrony w każdym wiązaniu, który utworzy ten atom należały do atomu bardziej ujemnego. Ten sam pierwiastek, w zależności od rodzaju związku chemicznego może mieć różne stopnie utlenienia: +4-4 -2 CO 2 CH 4 CH 3 Cl wartość liczbowa stopnia utlenienia nie musi pokrywać się z wartościowością 34
Wartościowość pierwiastka Ujemny stopień utlenienia wskazuje, że pierwiastek tworzy wiąznie z innym pierwiastkiem, mniej od niego elektroujemnym. Dodatni stopień utlenienia posiada pierwiastek tworzący związek z pierwiastkiem bardziej od siebie elektroujemnym. Znając położenie w układzie okresowym, możemy projektować wzory związków tworzonych przez pierwiastek właściwości pierwiastków w grupie są bardzo podobne. 35
Wartościowość pierwiastka Maksymalna wartościowość określonego pierwiastka: odpowiada numerowi grupy z wyjątkiem: tlenu, który jest dwuwartościowy, fluoru, który jest zawsze jednowartościowy metali grup IB, IIB i VIIIB, których stopień utlenienia nie pokrywa się z numerem grupy. Maksymalna wartościowość pierwiastków grup głównych: w związkach z tlenem, wzrasta od wartości 1 do 7 (z wyjątkiem fluoru), zgodnie z numerem grupy w związkach z wodorem wzrasta od wartościowości 1 do 4, a potem systematycznie maleje od wartości 4 do 1. 36
Układ okresowy pierwiastków Na podstawie położenia pierwiastka w układzie okresowym możemy dla niego podać: liczbę atomową, liczbę cząstek elementarnych: protonów, elektronów i neutronów konfigurację walencyjną (prznależność do odpowiedniego bloku), pełną konfigurację elektronową, liczbę powłok odpowiadającą numerowi okresu liczbę elektronów walencyjnych, która wskazuje na numer grupy głównej wartościowości w związkach z innymi pierwiastkami (np. tlenem i wodorem), 37
Układ okresowy pierwiastków Na podstawie położenia pierwiastka w układzie okresowym możemy: podać właściwości fizyczne i chemiczne, określić rodzaj pierwiastka metal, niemetal określić zdolność do reagowania z innymi pierwiastkami (mniejszą lub większą reaktywność) zaproponować: stopnie utlenienia, wzory tlenków w konsekwencji wzory wodorotlenków lub kwasów. 38
Promienie atomowe Promień atomu jest równy połowie odległości między jądrami dwóch identycznych atomów w krysztale ciała stałego lub w cząsteczkach gazowych. Na wielkość atomów (objętość, promień) mają wpływ siły przyciągania miedzy: jądrem, elektronami niewalencyjnymi i walencyjnymi. 39
Promienie atomowe W obrębie okresu promień atomowy maleje: przy niezmienionej liczbie powłok, elektrony walencyjne są coraz silniej przyciągane przez jądro W obrębie grupy, promień atomowy pierwiastków rośnie zgodnie ze wzrostem liczby atomowej: dodanie kolejnej powłoki ma więszy wpływ na wielkość atomu niż zwiększanie się ładunku jądra W atomie helowca, kończącego okres, obserwujemy niewielki wzrost promienia wywołany wzajemnym odpychaniem elektronów w całkowicie zapełnionej powłoce walencyjnej. 40
Promienie jonowe Wielkość promieni jonowych zależy od liczby elektronów przyłączonych lub utraconych podczas tworzenia się jonu. Kation jest zawsze mniejszy od macierzystego atomu obojętnego i to tym mniejszy, im więcej stracił elektronów. Usunięcie elektronu z atomu powoduje zmniejszenie odpychania pomiędzy elektronami (wzmocnienie sił przyciągania elektrostatycznego elektronów przez jądro) Anion jest większy od atomu z którego powstał. Przyłączenie elektronu do atomu powoduje zwiększenie sił odpychania między elektronami, a w konsekwencji wzrost wymiarów chmury elektronowej powstałego anionu. 41
Energia jonizacji Ej 42
Energia jonizacji Ej minimalna energia potrzebna do oderwania elektronu najsłabiej związanego z atomem i przeniesienia go poza sferę oddziaływania dodatniego jądra atom + E j -> kation + elektron energię potrzebną do oderwania elektronu od atomu lub jonu możemy zmierzyć przez wyznaczneie potencjału jonizacji, czyli najniższego napięcia pola elektrycznego, niezbędnego do jonizacji atomu. 43
Energia jonizacji Ej Wielkość energii jonizacji zależy od: wielkości atomu, tj. od promienia atomu dla pierwiastków tej samej grupy zwiększaniu wymiarów atomu towarzyszy zmniejszanie energii jonizacji ładunku jądra: im większy ładunek jądra atomów o podobnej konfiguracji elektronowej, tym silniej elektron walencyjny jest przyciągany przez jądro budowy powłoki, z której elektron jest usuwany, czyli od konfiguracji: np. łatwiej jest usunąć elektron z podpowłoki p niż z podpowłoki s skuteczności ekranowania ładunku jądra przez elektrony niewalencyjne: elektrony przebywające bliżej jądra zmniejszają efektywny ładunek jądra działający na elektrony walencyjne, a to przyczynia się do zmniejszenia energii jonizacji 44
Energia jonizacji Ej W ramach grupy energia jonizacji maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej, jest to związane ze wzrostem promienia atomowego, przy jednoczesnym zachowaniu tego samego układu elektronów walencyjnych i zwiększeniu skuteczności ekranowania. W ramach okresu, przechodząc od metali alkalicznych do fluorowców, energia jonizacji rośnie wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej, bo wzrasta efektywny ładunek jądra. Najwyższe wartości energii jonizacji mają gazy szlachetne. Gwałtowny spadek energii do wartości minimalnej dla metali alkalicznych, po każdym gazie szlachetnym, związany jest z dodaniem elektronu typu s do następnego, wyższego poziomu kwantowego. 45
Powinowactwo elektronowe Energia, jaka wyzwala się w procesie przyłączenia elektronu do izolowanego atomu atom + elektron -> anion+e p Powinowactwo elektornowe może być oznaczone tylko pośrednio i z mniejszą dokładnością niż energia jonizacji. Wielkość powinowactwa zalezy od tych samych czynników, co energia jonizacji. Największe wartości powinowactwa elektronowego wykazują pierwiastki, których atomy mają niemal całkowicie zapełnione zewnetrzne powłoki elektronowe. W ramach grupy powinowactwo maleje ze wzrostem liczby atomowej W ramach okresu wzrasta, osiagając wartość maksymalną dla fluorowca, po czym dla atomu gazy szlachetnego znów gwałtownie maleje. 46
T.Kędryna, str. 95-134 47