Det periodisk system af elementer er et værktøj, der giver dig mulighed for at konsultere de kemiske egenskaber ved de 118 hidtil kendte elementer. Det er vigtigt, når man udfører støkiometriske beregninger, forudsiger de fysiske egenskaber for et element, klassificerer dem og finder periodiske egenskaber blandt dem alle..
Atomer bliver tungere, da deres kerner tilføjer protoner og neutroner, som også skal ledsages af nye elektroner; Ellers ville elektronutralitet ikke være mulig. Således er nogle atomer meget lette, såsom hydrogen, og andre supertunge, såsom oganeson.
Hvem skyldes et sådant hjerte inden for kemi? Til videnskabsmanden Dmitri Mendeleev, som i 1869 (næsten 150 år siden) efter et årti med teoretiske studier og eksperimenter offentliggjorde den første periodiske tabel i et forsøg på at organisere de 62 kendte elementer på det tidspunkt.
Til dette støttede Mendeleev sig på kemiske egenskaber, mens Lothar Meyer samtidig offentliggjorde et andet periodisk system, der var organiseret efter elementernes fysiske egenskaber..
Oprindeligt indeholdt tabellen "tomme rum", hvis elementer ikke havde været kendt i disse år. Imidlertid var Mendeleev i stand til at forudsige flere af dens egenskaber med mærkbar nøjagtighed. Nogle af disse elementer var: germanium (som han kaldte eka-silicium) og gallium (eka-aluminium).
De første periodiske tabeller ordnede elementerne i henhold til deres atommasser. Denne rækkefølge afslørede en vis periodicitet (gentagelse og lighed) i grundstoffernes kemiske egenskaber; overgangselementerne var imidlertid ikke enige i denne rækkefølge, og heller ikke de ædle gasser.
Af denne grund var det nødvendigt at bestille elementerne i betragtning af atomnummeret (antal protoner) i stedet for atommassen. Herfra sammen med hårdt arbejde og bidrag fra mange forfattere blev Mendeleevs periodiske system forfinet og afsluttet..
Artikelindeks
Anvendelsen af elementer som grundlag for at beskrive miljøet (mere præcist naturen) er blevet brugt siden oldtiden. På det tidspunkt blev de imidlertid henvist til som faser og tilstander af materie og ikke på den måde, som det henvises til fra middelalderen.
De gamle grækere mente, at den planet, vi bor, bestod af de fire grundlæggende elementer: ild, jord, vand og luft..
På den anden side var antallet af elementer i det gamle Kina fem, og i modsætning til grækerne udelukkede disse luft og omfattede metal og træ..
Den første videnskabelige opdagelse blev foretaget i 1669 af det tyske Henning Brand, der opdagede fosfor; fra denne dato blev alle efterfølgende poster registreret.
Det er værd at præcisere, at nogle elementer såsom guld og kobber allerede var kendt før fosfor; forskellen er, at de aldrig blev registreret.
Alkymisterne (forfædre til nutidens kemikere) gav navnene til elementerne i forhold til konstellationerne, deres opdagere og de steder, hvor de blev opdaget.
I 1808 foreslog Dalton en række tegninger (symboler) for at repræsentere elementerne. Senere blev dette notationssystem erstattet af Jhon Berzelius (brugt til dato), da Daltons model blev mere kompliceret efterhånden som nye elementer dukkede op..
De første forsøg på at skabe et kort, der organiserede informationen om de kemiske grundstoffer, fandt sted i det 19. århundrede med Döbereiner Triads (1817).
I årenes løb blev der fundet nye elementer, der gav anledning til nye organisationsmodeller, indtil den i øjeblikket blev brugt..
Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois designet en papirhelix, der viser en graf med spiraler (tellurskrue).
I dette system ordnes elementerne i stigende rækkefølge med hensyn til deres atomvægte. Lignende emner er lodret justeret.
Fortsat med Döbereiner's arbejde arrangerede den britiske John Alexander Reina Newlands de kemiske grundstoffer i stigende rækkefølge med hensyn til atomvægte og bemærkede, at hver syv grundstoffer havde ligheder i deres egenskaber (brint er ikke inkluderet).
Mendeleev arrangerede de kemiske grundstoffer i stigende rækkefølge med hensyn til atomvægt og placerede dem i samme søjle, hvis egenskaber var ens. Han efterlod huller i sin periodiske systemmodel forudse udseendet af nye elementer i fremtiden (ud over at forudsige de egenskaber, den skulle have).
Ædle gasser vises ikke i Mendeleevs tabel, da de endnu ikke var blevet opdaget. Desuden overvejede Mendeleiv ikke brint.
Henry Gwyn Jeffreys Moseley foreslog at ordne de kemiske grundstoffer i det periodiske system i henhold til deres atomnummer; det vil sige som en funktion af dets antal protoner.
Moseley fortalte den "periodiske lov" i 1913: "Når grundstoffer er arrangeret efter deres atomnummer, viser deres fysiske og kemiske egenskaber periodiske tendenser".
Således viser hver vandret række eller periode en type forhold, og hver kolonne eller gruppe viser en anden..
Det kan ses, at pastellen i det periodiske system har flere farver. Hver farve forbinder elementer med lignende kemiske egenskaber. Der er orange, gule, blå, lilla søjler; grønne firkanter og en æblegrøn diagonal.
Bemærk, at cellerne i de midterste søjler er grålige i farve, så alle disse elementer skal have noget til fælles, det vil sige at de er overgangsmetaller med halvfulde d orbitaler..
På samme måde er elementerne i de lilla firkanter, selvom de går fra gasformige stoffer, fra en rødlig væske til fast sort-lilla (iod) og sølvgrå (astatin), det er deres kemiske egenskaber, der gør dem til kongenere. Disse egenskaber styres af dets elektroners strukturer..
Organiseringen og strukturen af det periodiske system er ikke vilkårlig, men adlyder en række periodiske egenskaber og værdimønstre, der er bestemt for elementerne. For eksempel, hvis den metalliske karakter falder fra venstre til højre for bordet, kan et metalelement i øverste højre hjørne ikke forventes.
Elementerne er arrangeret i rækker eller perioder afhængigt af deres orbitalers energiniveau. Før periode 4, hvor elementerne lykkedes hinanden i stigende rækkefølge med atommasse, blev det fundet, at for hver otte af dem gentog de kemiske egenskaber sig igen (John Newlands 'lov om oktaver).
Overgangsmetalerne blev støbt med andre ikke-metalliske grundstoffer, såsom svovl og fosfor. Af denne grund var indførelsen af kvantefysik og elektronkonfigurationer afgørende for forståelsen af moderne periodiske tabeller..
Orbitalerne i en energiskal fyldes op med elektroner (og kerner af protoner og neutroner), når den bevæger sig gennem en periode. Dette energilag går hånd i hånd med størrelse eller atomradius; derfor er elementerne i de øvre perioder mindre end dem der er under.
H og Han er på det første (periode) energiniveau; den første række grålig firkant i den fjerde periode; og rækken med orange firkanter i den sjette periode. Bemærk, at selvom sidstnævnte ser ud til at være i den formodede niende periode, hører det faktisk til den sjette, lige efter den gule boks med Ba.
Gennemgå en periode viser det sig, at massen, antallet af protoner og elektroner stiger. I samme søjle eller gruppe, selvom massen og protonerne varierer, antallet af valensskalelektroner er den samme.
For eksempel har H i den første kolonne eller gruppe en enkelt elektron i 1s orbitalen1, ligesom Li (2s1natrium (3s1), kalium (4s1) og så videre indtil francium (7s1). Det nummer 1 angiver, at disse grundstoffer næppe har et valenselektron og derfor hører til gruppe 1 (IA). Hvert element er i forskellige perioder.
Når man ikke tæller brint med grøn boks, er elementerne under det orange-kasserede og kaldes alkalimetaller. Et yderligere felt til højre i enhver periode er gruppen eller kolonne 2; det vil sige, dets elementer har to valenselektroner.
Men når man bevæger sig et skridt længere mod højre uden kendskab til d-orbitalerne, når man frem til boregruppen (B) eller gruppe 13 (IIIA); i stedet for gruppe 3 (IIIB) eller scandium (Sc). Under hensyntagen til udfyldningen af d-orbitalerne begynder man at gå gennem perioderne med de gråliggende firkanter: overgangsmetallerne.
Når man studerer det periodiske system, kan der opstå forvirring mellem atomnummeret Z eller antallet af totale protoner i kernen og antallet af valenselektroner. For eksempel har kulstof en Z = 6, dvs. det har seks protoner og derfor seks elektroner (ellers kunne det ikke være et neutralt ladet atom).
Men af de seks elektroner, fire er fra valencia. Af den grund er dets elektronkonfiguration [He] 2sto2 sto. [Han] betegner de to 1'ere elektronerto af det lukkede lag og teoretisk ikke deltager i dannelsen af kemiske bindinger.
Også fordi kulstof har fire valenselektroner, er det "bekvemt" placeret i gruppe 14 (IVA) i det periodiske system..
Elementerne under kulstof (Si, Ge, Sn, Pb og Fl) har højere atomnumre (og atommasser); men de har alle de fire valenselektroner til fælles. Dette er nøglen til at forstå, hvorfor et element tilhører en gruppe og ikke en anden..
Som netop forklaret er gruppe 1 og 2 karakteriseret ved at have en eller to elektroner i s orbitaler. Disse orbitaler har sfærisk geometri, og når man kommer ned gennem en af disse grupper, får elementerne lag, der øger størrelsen på deres atomer..
Fordi de præsenterer stærke tendenser i deres kemiske egenskaber og måder at reagere på, er disse elementer organiseret som s-blokken. Derfor hører alkalimetalerne og jordalkalimetalerne til denne blok. Elektronkonfigurationen af elementerne i denne blok er ns (1s, 2s osv.).
Selv om elementet helium er i øverste højre hjørne af bordet, er dets elektronkonfiguration 1sto og hører derfor til denne blok.
I modsætning til s-blokken har elementerne i denne blok fuldstændigt fyldt s orbitaler, mens deres p-orbitaler fortsat er fyldt med elektroner. De elektroniske konfigurationer af elementerne, der hører til denne blok, er af typen nstonp1-6 (p-orbitaler kan have en eller op til seks elektroner at udfylde).
Så hvor i det periodiske system er denne blok placeret? Til højre: de grønne, lilla og blå firkanter; dvs. ikke-metalliske grundstoffer og tungmetaller, såsom vismut (Bi) og bly (Pb).
Begyndende med bor, med elektronkonfiguration nstonp1, kulstof til højre tilføjer en anden elektron: 2sto2 sto. Dernæst er elektronkonfigurationerne af de andre elementer i periode 2 i blok p: 2sto2 s3 (nitrogen), 2sto2 s4 (ilt), 2sto2 s5 (fluor) og 2sto2 s6 (neon).
Hvis du går ned til de lavere perioder, har du energiniveauet 3: 3sto3p1-6, og så videre indtil slutningen af blok s.
Bemærk, at det vigtigste ved denne blok er, at fra og med periode 4 har dens elementer fuldstændigt fyldt d orbitaler (blå felter til højre). Kort sagt: blok s er til venstre for det periodiske system og blok p til højre.
Hvad er de repræsentative elementer? Det er dem, der på den ene side let mister elektroner eller på den anden side får dem til at fuldføre valensoktet. Med andre ord: de er elementerne i blokkene s og p.
Deres grupper blev adskilt fra de andre ved et bogstav A i slutningen. Således var der otte grupper: fra IA til VIIIA. Men i øjeblikket er nummereringssystemet, der anvendes i moderne periodiske tabeller, arabisk, fra 1 til 18, inklusive overgangsmetaller..
Af den grund kan boregruppen være IIIA eller 13 (3 + 10); kulstofgruppen, moms eller 14; og for ædle gasser, den sidste til højre for bordet, VIIIA eller 18.
Overgangsmetalerne er alle elementerne i de gråliggende firkanter. I hele deres perioder er deres d orbitaler fyldt, som er fem og kan derfor have ti elektroner. Da de skal have ti elektroner til at udfylde disse orbitaler, skal der være ti grupper eller kolonner.
Hver af disse grupper i det gamle nummereringssystem blev udpeget med romertal og et bogstav B i slutningen. Den første gruppe, den for scandium, var IIIB (3), den for jern, cobalt og nikkel VIIIB for at have meget lignende reaktiviteter (8, 9 og 10) og den for zink IIB (12).
Som det kan ses, er det meget lettere at genkende grupper efter arabiske tal end ved at bruge romertal..
Fra periode 6 i det periodiske system bliver f-orbitalerne energisk tilgængelige. Disse skal udfyldes først end d orbitalerne; og derfor er dens elementer normalt placeret fra hinanden for ikke at forlænge bordet for meget.
De sidste to perioder, orange og grå, er de indre overgangsmetaller, også kaldet lanthanider (sjældne jordarter) og actinider. Der er syv f orbitaler, som har brug for fjorten elektroner til at udfylde, og derfor skal der være fjorten grupper.
Hvis disse grupper føjes til det periodiske system, vil der være 32 i alt (18 + 14), og der vil være en "lang" version:
Den lyserøde række svarer til lanthanoiderne, mens den mørke lyserøde række svarer til actinoiderne. Lanthanum, La med Z = 57, actinium, Ac med Z = 89, og hele f-blokken tilhører den samme gruppe som scandium. Hvorfor? Fordi scandium har en anden orbital1, som er til stede i resten af lanthanoiderne og actinoiderne.
La og Ac har 5d valensindstillinger16sto og 6d17sto. Når du bevæger dig til højre gennem begge rækker, begynder orbitalerne 4f og 5f at fyldes. Når du er fyldt, kommer du til elementerne lutetium, Lu og laurencio, Lr.
Efterladt det periodiske bords kage er det mere bekvemt at ty til den i det øverste billede, selv i sin langstrakte form. I øjeblikket har langt størstedelen af de nævnte grundstoffer været metaller.
Ved stuetemperatur er alle metaller faste stoffer (undtagen kviksølv, som er flydende) med en sølvgrå farve (undtagen kobber og guld). De har også en tendens til at være hårde og skinnende; skønt de i blok s er bløde og skøre. Disse elementer er karakteriseret ved deres lette at miste elektroner og danne kationer M+.
I tilfælde af lanthanoider mister de alle tre 5d-elektroner16sto at blive trivalente kationer M3+ (ligesom hende3+). Cerium er på sin side i stand til at miste fire elektroner (Ce4+).
På den anden side udgør ikke-metalliske elementer den mindste del af det periodiske system. De er gasser eller faste stoffer med kovalent forbundne atomer (som svovl og fosfor). Alle er placeret i blok p; mere præcist, i den øverste del af det, da nedadgående til de nedre perioder øger den metalliske karakter (Bi, Pb, Po).
Også, ikke-metaller i stedet for at miste elektroner, får du dem. Således danner de anioner X- med forskellige negative ladninger: -1 for halogener (gruppe 17) og -2 for chalcogener (gruppe 16, ilt).
Inden for metaller er der en intern klassificering for at skelne dem fra hinanden:
-Gruppe 1 metaller er basiske
-Gruppe 2, jordalkalimetaller (Mr. Becambara)
-Gruppe 3 (IIIB) scandium familie. Denne familie består af scandium, leder af gruppen, yttrium Y, lanthanum, actinium og alle lanthanoider og actinoider.
-Gruppe 4 (IVB), titanfamilie: Ti, Zr (zirconium), Hf (hafnium) og Rf (rutherfordium). Hvor mange valenselektroner har de? Svaret findes i din gruppe.
-Gruppe 5 (VB), vanadiumfamilie. Gruppe 6 (VIB), kromfamilie. Og så videre op til zinkfamilien, gruppe 12 (IIB).
Den metalliske karakter stiger fra højre til venstre og fra top til bund. Men hvad er grænsen mellem disse to typer kemiske grundstoffer? Denne grænse består af grundstoffer kendt som metalloider, som har karakteristika for både metaller og ikke-metaller..
Metalloider kan ses på det periodiske system i "stigen", der begynder med bor og slutter med det radioaktive element astatin. Disse elementer er:
-B: bor
-Silicium: Ja
-Ge: germanium
-Som: arsen
-Sb: antimon
-Te: tellurium
-Ved: astatine
Hvert af disse syv elementer udviser mellemliggende egenskaber, som varierer alt efter kemisk miljø eller temperatur. En af disse egenskaber er halvleder, dvs. metalloider er halvledere.
Under terrestriske forhold er de gasformige elementer de ikke-lette metaller, såsom nitrogen, ilt og fluor. Også klor, brint og ædelgasser falder ind under denne klassificering. Af dem alle er de ædle gasser mest symbolske på grund af deres lave tendens til at reagere og opføre sig som frie atomer..
Sidstnævnte findes i gruppe 18 i det periodiske system og er:
-Helium, han
-Neon, Ne
-Argon, Ar
-krypton, Kr
-Xenon, Xe
-Radon, Rn
-Og den seneste af alle, den syntetiske ædelgas oganeson, Og.
Alle ædelgasser har valencekonfigurationen ns til fællestonp6; det vil sige, de har den komplette valensoktet.
Elementerne er i fast, flydende eller gasformig tilstand afhængigt af temperaturen og styrken af deres interaktioner. Hvis Jordens temperatur afkøles til omkring absolut nul (0K), vil alle elementer fryse; undtagen helium, som ville kondensere.
Ved denne ekstreme temperatur ville resten af gasserne være i form af is.
På den anden ende, hvis temperaturen var ca. 6000K, ville "alle" elementerne være i luftform. Under disse forhold kunne du bogstaveligt talt se skyer af guld, sølv, bly og andre metaller.
Det periodiske system har i sig selv altid været og vil være et redskab til at konsultere elementernes symboler, atommasser, strukturer og andre egenskaber. Det er yderst nyttigt, når du udfører støkiometriske beregninger, som er dagsordenen i mange opgaver inden for og uden for laboratoriet.
Ikke kun det, men også det periodiske system giver dig mulighed for at sammenligne elementerne i den samme gruppe eller periode. Man kan således forudsige, hvordan visse forbindelser af elementerne vil være.
For eksempel for alkalimetaloxider, fordi de har en enkelt valenselektron og derfor en valens på +1, forventes formlen for deres oxider at være af M-typentoO. Dette kontrolleres med hydrogenoxid, vand, HtoO. Også med natriumoxider, NatoO og kalium, KtoELLER.
For de andre grupper skal deres oxider have den generelle formel MtoELLERn, hvor n er lig med gruppetallet (hvis elementet er fra blok p, beregnes n-10). Således danner kulstof, der hører til gruppe 14, COto (CtoELLER4/to); svovl, fra gruppe 16, SO3 (StoELLER6/to); og nitrogen, gruppe 15, NtoELLER5.
Dette gælder dog ikke for overgangsmetaller. Dette skyldes, at jern, selvom det hører til gruppe 8, ikke kan miste 8 elektroner, men 2 eller 3. Derfor er det vigtigere at være opmærksom på valensen af hvert element i stedet for at huske formlerne..
De periodiske tabeller (nogle) viser de mulige valenser for hvert element. Når man kender disse, kan nomenklaturen for en forbindelse og dens kemiske formel estimeres på forhånd. Valencens, som nævnt tidligere, er relateret til gruppenummeret; skønt det ikke gælder for alle grupper.
Valenserne afhænger mere af atomernes elektroniske struktur, og hvilke elektroner de faktisk kan miste eller vinde..
Ved at kende antallet af valenselektroner kan du også starte med Lewis-strukturen af en forbindelse ud fra denne information. Det periodiske system giver derfor studerende og fagfolk mulighed for at skitsere strukturer og give plads til en sondering af mulige geometrier og molekylære strukturer..
I dag har teknologien gjort det muligt for periodiske tabeller at være mere alsidige og give mere information tilgængelig for alle. Flere af dem bringer slående illustrationer af hvert element samt en kort oversigt over dets vigtigste anvendelser.
Den måde, du interagerer med dem på, fremskynder din forståelse og undersøgelse. Det periodiske system skal være et værktøj, der er behageligt for øjet, let at udforske, og den mest effektive metode til at kende dets kemiske elementer er at gå igennem det fra perioder til grupper..
I dag er det periodiske system det vigtigste organiseringsværktøj i kemi på grund af dets detaljerede forhold. Dens anvendelse er vigtig både for studerende og lærere såvel som for forskere og mange fagfolk dedikeret til grenen af kemi og teknik..
Bare ved at kigge på det periodiske system får du en enorm mængde og information hurtigt og effektivt, såsom:
- Lithium (Li), beryllium (Be) og bor (B) leder elektricitet.
- Lithium er et alkalimetal, beryllium er et jordalkalimetal, og bor er et ikke-metal.
- Lithium er den bedste leder af de tre navngivne, efterfulgt af beryllium og endelig bor (halvleder).
Ved således at lokalisere disse elementer i det periodiske system kan deres tendens til elektrisk ledningsevne øjeblikkeligt konkluderes..
Endnu ingen kommentarer