PERIODISK TABELL ÖVER ELEMENT: HISTORIK, STRUKTUR, ELEMENT - KEMI

Den periodiska systemet av elementen är ett verktyg som gör det möjligt att ha hört de kemiska egenskaperna hos de 118 elementen hittills kända. Det är viktigt när du utför stökiometriska beräkningar, förutsäger de fysiska egenskaperna hos ett element, klassificerar dem och hittar periodiska egenskaper bland dem alla.

Atomer blir tyngre när deras kärnor lägger till protoner och neutroner, som också måste åtföljas av nya elektroner; i annat fall skulle elektronutralitet inte vara möjligt. Således är vissa atomer mycket lätta, som väte, och andra, supertunga, som oganeson.

Till vem är ett sådant hjärta skyldigt inom kemi? Till forskaren Dmitri Mendeleev, som 1869 (för nästan 150 år sedan) publicerade, efter ett decennium av teoretiska studier och experiment, den första periodiska tabellen i ett försök att organisera de 62 elementen som var kända vid den tiden.

För att göra detta förlitade Mendeleev sig på kemiska egenskaper, medan parallellt publicerade Lothar Meyer en annan periodisk tabell som organiserades enligt elementens fysiska egenskaper.

Ursprungligen innehöll tabellen "tomma utrymmen", vars element inte hade varit kända under dessa år. Mendeleyev kunde dock förutsäga flera av dess egenskaper med märkbar noggrannhet. Några av dessa element var: germanium (som han kallade eka-kisel) och gallium (eka-aluminium).

De första periodiska tabellerna beställde elementen enligt deras atommassa. Denna beställning avslöjade viss periodicitet (upprepning och likhet) i grundens kemiska egenskaper; emellertid överensstämde övergångselementen inte med denna ordning och inte heller ädelgaserna.

Av denna anledning var det nödvändigt att beställa elementen med tanke på atomantalet (antal protoner) istället för atommassan. Härifrån, tillsammans med många författares hårda arbete och bidrag, förfinades och slutfördes Mendeleevs periodiska tabell.

Den periodiska tabellens historia

element

Användningen av element som grund för att beskriva miljön (mer exakt, naturen) har använts sedan antiken. På den tiden kallades de emellertid som materiens faser och tillstånd, och inte på det sätt som de hänvisas till från medeltiden.

De antika grekerna trodde att planeten vi bor består av de fyra grundläggande elementen: eld, jord, vatten och luft.

Å andra sidan, i antika Kina var antalet element fem och till skillnad från grekerna utesluter dessa luft och inkluderade metall och trä.

Den första vetenskapliga upptäckten gjordes 1669 av det tyska Henning Brand, som upptäckte fosfor; från och med det datumet registrerades alla efterföljande artiklar.

Det är värt att klargöra att vissa element som guld och koppar redan var kända innan fosfor; skillnaden är att de aldrig registrerades.

symbology

Alchemisterna (förfäder till dagens kemister) gav namn på elementen i förhållande till konstellationerna, deras upptäckare och platserna där de upptäcktes.

År 1808 föreslog Dalton en serie ritningar (symboler) för att representera elementen. Senare ersattes detta notationssystem av Jhon Berzelius (hittills använt), eftersom Daltons modell blev mer komplicerad när nya element dök upp.

Schema evolution

De första försöken att skapa en karta som organiserade informationen om de kemiska elementen inträffade under 1800-talet med Döbereiner Triaderna (1817).

Under åren har nya element hittats, vilket gav upphov till nya organisatoriska modeller tills de nådde den som för närvarande används.

Tellurisk skruv av Chancourtois (1862)

Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois designade en pappersspiral som visar en kurva över spiraler (tellurisk skruv).

I detta system ordnas elementen i ökande ordning med avseende på deras atomvikter. Liknande objekt är vertikalt inriktade.

Octaves of Newlands (1865)

Fortsatt med Döbereiner's arbete ordnade briten John Alexander Reina Newlands de kemiska elementen i ökande ordning med avseende på atomvikter och noterade att var sjunde element hade likheter i sina egenskaper (väte ingår inte).

Mendeleevs tabell (1869)

Mendeleev arrangerade de kemiska elementen i ökande ordning med avseende på atomvikten och placerade i samma kolonn de vars egenskaper var liknande. Han lämnade luckor i sin modell av det periodiska systemet och förutsåg utseendet på nya element i framtiden (förutom att förutsäga egenskaperna det borde ha).

De ädla gaserna visas inte i Mendeleevs bord eftersom de ännu inte hade upptäckts. Vidare beaktade Mendeleiv inte väte.

Moseleys periodiska tabell (aktuell periodisk tabell) - 1913

Henry Gwyn Jeffreys Moseley föreslog att beställa de kemiska elementen i det periodiska systemet enligt deras atomnummer; det vill säga baserat på deras antal protoner.

Moseley uttalade den "periodiska lagen" 1913: "När element är ordnade efter deras atomantal, visar deras fysiska och kemiska egenskaper periodiska trender."

Således visar varje horisontell rad eller period en typ av relation, och varje kolumn eller grupp visar en annan.

Hur är det organiserat? (Struktur och organisation)

Det kan ses att den periodiska tabellpastellen har flera färger. Varje färg associerar element med liknande kemiska egenskaper. Det finns orange, gul, blå, lila kolumner; gröna rutor och en äppelgrön diagonal.

Observera att cellerna i de mittersta kolumnerna har gråaktig färg, så alla dessa element måste ha något gemensamt, det vill säga att de är övergångsmetaller med halvfullt d-orbital.

På samma sätt, elementen i de lila rutorna, även om de går från gasformiga ämnen, från en rödaktig vätska till fast svart-lila (jod) och silvergrå (astatin), är det deras kemiska egenskaper som gör dem till kongener. Dessa egenskaper styrs av de elektroniska strukturerna i dess atomer.

Organiseringen och strukturen för den periodiska tabellen är inte godtycklig utan följer en serie periodiska egenskaper och mönster av värden bestämda för elementen. Om exempelvis metallkaraktären minskar från vänster till höger om bordet, kan inte ett metalliskt element i det övre högra hörnet förväntas.

perioder

Elementen är arrangerade i rader eller perioder beroende på energinivån i deras orbital. Före period 4, när elementen lyckades varandra i ökad ordning av atommass, konstaterades det att för varje åtta av dem upprepade sig de kemiska egenskaperna (John Newlands lag om oktaver).

Övergångsmetallerna gjutits med andra icke-metalliska element, såsom svavel och fosfor. Av denna anledning var inträde av kvantefysik och elektronkonfigurationer avgörande för att förstå de moderna periodiska tabellerna.

Orbitalerna i ett energiskal fylls med elektroner (och kärnorna i protoner och neutroner) när det rör sig under en tidsperiod. Detta energiskikt går hand i hand med storleken eller atomradie; därför är artiklarna i de övre perioderna mindre än de nedan.

H och Han befinner sig i den första (perioden) energinivån; den första raden med gråaktiga rutor under den fjärde perioden; och raden med orange rutor under den sjätte perioden. Observera att även om den senare verkar vara i den förmodade nionde perioden tillhör den faktiskt den sjätte, strax efter den gula rutan för Ba.

grupper

Under en period konstateras att massan, antalet protoner och elektroner ökar. I samma kolumn eller grupp, även om massan och protonerna varierar, är antalet elektroner i valensskalet detsamma.

I den första kolumnen eller gruppen har H till exempel en enda elektron i kretsloppet 1s ¹ , liksom Li (2s ¹ ), natrium (3s ¹ ), kalium (4s ¹ ) och så vidare tills francium (7s ¹ ). Detta nummer 1 anger att dessa element knappast har en valenselektron och därför tillhör grupp 1 (IA). Varje artikel är i olika perioder.

Räknar inte grönboxad väte, elementen under den är orange-boxade och kallas alkalimetaller. En ruta till höger i vilken period som helst, är gruppen eller kolumn 2; det vill säga dess element har två valenselektroner.

Men när man går ett steg längre åt höger, utan kännedom om d-orbitalerna, anländer man till bor-gruppen (B) eller grupp 13 (IIIA); istället för grupp 3 (IIIB) eller skandium (Sc). Med hänsyn till fyllningen av d orbitalerna börjar man gå igenom perioderna med de gråaktiga rutorna: övergångsmetallerna.

Protonnummer vs valenselektroner

När man studerar det periodiska systemet kan det uppstå en förvirring mellan atomnumret Z eller antalet totala protoner i kärnan och antalet valenselektroner. Exempelvis har kol en Z = 6, det vill säga den har sex protoner och därför sex elektroner (annars kan det inte vara en neutralt laddad atom).

Men av dessa sex elektroner är fyra av valens . Därför är dess elektronkonfiguration 2s ² 2p ² . betecknar de två 1s ^2- elektronema i det slutna skalet, och teoretiskt sett deltar de inte i bildandet av kemiska bindningar.

Eftersom kol har fyra valenselektroner finns det "bekvämt" i grupp 14 (IVA) i det periodiska systemet.

Elementen under kol (Si, Ge, Sn, Pb och Fl) har högre atomantal (och atommassor); men de har alla de fyra valenselektronerna gemensamt. Detta är nyckeln till att förstå varför ett objekt tillhör en grupp och inte en annan.

Delar av det periodiska systemet

Blockera s

Som just förklarats kännetecknas grupperna 1 och 2 av att ha en eller två elektroner i orbitaler. Dessa orbitaler är av sfärisk geometri, och när man går ner genom någon av dessa grupper, får elementen lager som ökar storleken på deras atomer.

Eftersom de presenterar starka tendenser i sina kemiska egenskaper och sätt att reagera är dessa element organiserade som s-blocket. Därför tillhör alkalimetallerna och jordalkalimetallerna detta block. Den elektroniska konfigurationen av elementen i detta block är ns (1s, 2s, etc.).

Även om elementet helium är i det övre högra hörnet av bordet, är dess elektroniska konfiguration 1s ² och tillhör det därför detta block.

Block p

Till skillnad från blocket s har elementen i detta block helt fyllda orbitaler, medan deras orbitaler fortsätter att fyllas med elektroner. De elektroniska konfigurationerna av elementen som tillhör detta block är av typen ns ² np ^1-6 (p orbitaler kan ha en eller upp till sex elektroner att fylla).

Så var på det periodiska bordet finns detta block? Till höger: de gröna, lila och blå rutorna; det vill säga icke-metalliska element och tungmetaller, såsom vismut (Bi) och bly (Pb).

Börjar med bor, med elektronisk konfiguration ns ² np ¹ , tillför kolet till höger en annan elektron: 2s ² 2p ² . Därefter är elektronkonfigurationerna för de andra elementen i period 2 i block p: 2s ² 2p ³ (kväve), 2s ² 2p ⁴ (syre), 2s ² 2p ⁵ (fluor) och 2s ² 2p ⁶ (neon).

Om du går ner till lägre perioder har du energinivån 3: 3s ² 3p ^1-6 , och så vidare tills slutet av block p.

Observera att det viktigaste med detta block är att från och med period 4 har dess element helt fyllt d orbitaler (blå rutor till höger). Kort sagt: block s är till vänster om det periodiska systemet och block p till höger.

Representativa element

Vilka är de representativa delarna? Det är de som å ena sidan lätt tappar elektroner, eller å andra sidan får dem för att fullborda valensoktetten. Med andra ord: de är elementen i s- och p-blocken.

Deras grupper skilde sig från de andra med en bokstav A i slutet. Således fanns det åtta grupper: från IA till VIIIA. Men för närvarande är numreringssystemet som används i moderna periodiska tabeller arabiska, från 1 till 18, inklusive övergångsmetallerna.

Av den anledningen kan borgruppen vara IIIA, eller 13 (3 + 10); kolgruppen, moms eller 14; och den för ädla gaser, den sista till höger om bordet, VIIIA eller 18.

Övergångsmetaller

Övergångsmetallerna är alla elementen i de gråaktiga rutorna. Under sina perioder fylls deras orbitaler, som är fem och kan därför ha tio elektroner. Eftersom de måste ha tio elektroner för att fylla dessa orbitaler, måste det finnas tio grupper eller kolumner.

Var och en av dessa grupper i det gamla numreringssystemet utsågs med romerska siffror och en bokstav B i slutet. Den första gruppen, den av skandium, var IIIB (3), den av järn, kobolt och nickel VIIIB för att ha mycket liknande reaktiviteter (8, 9 och 10) och den för zink IIB (12).

Som framgår är det mycket lättare att känna igen grupper med arabiska siffror än med romerska siffror.

Interna övergångsmetaller

Från period 6 i det periodiska systemet blir orbitalerna energiskt tillgängliga. Dessa måste fyllas först än orbitalerna; och därför är dess element vanligtvis placerade isär för att inte göra bordet för långt.

De två senaste perioderna, orange och grå, är de inre övergångsmetallerna, även kallade lantanider (sällsynta jordar) och aktinider. Det finns sju f orbitaler, som behöver fjorton elektroner för att fylla, och därför måste det finnas fjorton grupper.

Om dessa grupper läggs till i det periodiska systemet kommer det att finnas 32 totalt (18 + 14) och det kommer att finnas en "lång" version:

Källa: Av Sandbh, från Wikimedia Commons

Den ljusrosa raden motsvarar lanthanoiderna, medan den mörkrosa raden motsvarar actinoiderna. Lanthanum, La med Z = 57, actinium, Ac med Z = 89, och hela f-blocket tillhör samma grupp som skandium. Varför? Eftersom skandium har en nd ^en orbital , som är närvarande i resten av lantanoider och actinoids.

La och Ac har valenskonfigurationer 5d ¹ 6s ² och 6d ¹ 7s ² . När du går åt höger genom båda raderna börjar 4f- och 5f-orbitalerna att fyllas. När du är fylld kommer du till elementen lutetium, Lu och laurencio, Lr.

Metaller och icke-metaller

Efter att ha lämnat sig bakom kakan i det periodiska bordet är det bekvämare att ta till den i den övre bilden, även i sin långsträckta form. Just nu är det stora flertalet av de nämnda elementen metall.

Vid rumstemperatur är alla metaller fasta ämnen (utom kvicksilver, som är flytande) med en silvergrå färg (med undantag av koppar och guld). Dessutom är de vanligtvis hårda och glänsande; även om de från block s är mjuka och bräckliga. Dessa element kännetecknas av att det är lätt att förlora elektroner och bilda M ⁺ -kationer .

När det gäller lantanoider förlorar de de tre elektronerna 5d ¹ 6s ^{2 för} att bli trivalenta M 3 ⁺ -katjoner (som La ³⁺ ). Cerium, för sin del, kan förlora fyra elektroner (Ce ⁴⁺ ).

Å andra sidan utgör icke-metalliska element den minsta delen av det periodiska systemet. Det är gaser eller fasta ämnen med kovalent bundna atomer (såsom svavel och fosfor). Alla är belägna i block p; mer exakt, i den övre delen av den, eftersom nedåt till de nedre perioderna ökar den metalliska karaktären (Bi, Pb, Po).

Icke-metaller istället för att förlora elektroner, får du dem. Således bildar de anjoner X ^- med olika negativa laddningar: -1 för halogener (grupp 17) och -2 för kalkogener (grupp 16, syre).

Metalliska familjer

Inom metaller finns en intern klassificering för att skilja dem från varandra:

-Metallerna i grupp 1 är alkaliska

-Grupp 2, jordalkalimetaller (Mr. Becambara)

-Skandiumfamilj från grupp 3 (IIIB). Denna familj består av skandium, gruppens chef, av yttrium Y, lantan, aktinium och alla lanthanoider och actinoider.

-Grupp 4 (IVB), titanfamilj: Ti, Zr (zirkonium), Hf (hafnium) och Rf (rutherfordium). Hur många valenselektroner har de? Svaret finns i din grupp.

-Grupp 5 (VB), vanadiumfamilj. Grupp 6 (VIB), kromfamilj. Och så vidare upp till zinkfamiljen, grupp 12 (IIB).

metalloider

Den metalliska karaktären ökar från höger till vänster och från topp till botten. Men vad är gränsen mellan dessa två typer av kemiska element? Denna gräns består av element som kallas metalloider, som har egenskaper både för metaller och icke-metaller.

Metalloider kan ses på det periodiska bordet i "stegen" som börjar med bor och slutar med det radioaktiva elementet astatin. Dessa element är:

-B: bor

-Silicon: Ja

-Ge: germanium

-Som: arsenik

-Sb: antimon

-Te: tellurium

-At: astatin

Var och en av dessa sju element uppvisar mellanliggande egenskaper, som varierar beroende på kemisk miljö eller temperatur. En av dessa egenskaper är halvledning, det vill säga metalloider är halvledare.

gaser

Under markbundna förhållanden är gasformiga element de lätta icke-metaller, såsom kväve, syre och fluor. Klor, väte och ädelgaser faller också in i denna klassificering. Av alla är de mest emblematiska ädelgaserna på grund av deras låga tendens att reagera och bete sig som fria atomer.

De senare finns i grupp 18 i det periodiska systemet och är:

-Helio, He

-Neon, Ne

-Argon, Ar

-krypton, Kr

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

-Och den senaste av alla, syntetisk ädelgas oganeson, Og.

Alla ädelgaser har gemensamt valenskonfigurationen ns ² np ⁶ ; det vill säga de har hela valensoktetten.

Tillstånden av aggregering av element vid andra temperaturer

Elementen är i fast, flytande eller gasformigt tillstånd beroende på temperaturen och styrkan i deras interaktioner. Om jordens temperatur kyls ned till cirka absolut noll (0K), skulle alla element frysa; förutom helium, som skulle kondensera.

Vid denna extrema temperatur skulle resten av gaserna vara i form av is.

Vid det andra extrema, om temperaturen var ungefär 6000K, skulle "alla" elementen vara i gasformigt tillstånd. Under dessa förhållanden kunde du bokstavligen se moln av guld, silver, bly och andra metaller.

Användningar och applikationer

Den periodiska tabellen i sig har alltid varit och kommer alltid att vara ett verktyg för att konsultera symbolerna, atommassorna, strukturerna och andra egenskaper hos elementen. Det är oerhört användbart när du utför stökiometriska beräkningar, som är dagens ordning i många uppgifter inom och utanför laboratoriet.

Inte bara det, utan också den periodiska tabellen gör att du kan jämföra elementen i samma grupp eller period. Således kan man förutsäga hur vissa föreningar av elementen kommer att se ut.

Förutsägelse av oxidformler

Till exempel, för alkalimetalloxider, eftersom de har en enda valenselektron, och därför en valens av 1, är formeln för deras oxider förväntas vara av den M ₂ O typ . Detta verifieras med oxiden av väte, vatten, H ₂ O. också med oxiderna av natrium, Na ₂ O och av kalium, K ₂ O.

För de andra grupperna, måste deras oxider har den allmänna formeln M ₂ O _n , där n är lika med gruppnumret (om elementet är från block p, kalkylera n-10). Sålunda, kol, som tillhör grupp 14, bildar CO ₂ (C ₂ O _4/2 ); svavel, från grupp 16, SO ₃ (S ₂ O _6/2 ); och kväve, från grupp 15, N ₂ O ₅ .

Detta gäller dock inte för övergångsmetaller. Detta beror på att järn, även om det tillhör grupp 8, inte kan förlora 8 elektroner utan 2 eller 3. Därför, istället för att memorera formlerna, är det viktigare att uppmärksamma valens för varje element.

Valens av elementen

De periodiska tabellerna (några) visar de möjliga valenserna för varje element. Genom att veta dessa kan nomenklaturen för en förening och dess kemiska formel beräknas i förväg. Valer, som nämnts ovan, är relaterade till gruppnumret; även om det inte gäller alla grupper.

Valer beror mer på atomernas elektroniska struktur och vilka elektroner de faktiskt kan vinna eller förlora.

Genom att känna till antalet valenselektroner kan du också börja med Lewis-strukturen för en förening från denna information. Den periodiska tabellen tillåter därför studenter och proffs att skissa strukturer och ge plats för en undersökning av möjliga geometrier och molekylstrukturer.

Digitala periodiska tabeller

Idag har tekniken gjort det möjligt för periodiska tabeller att vara mer mångsidiga och ge mer information tillgänglig för alla. Flera av dem har slående illustrationer av varje element samt en kort sammanfattning av dess huvudsakliga användningar.

Hur du interagerar med dem påskyndar deras förståelse och studier. Den periodiska tabellen bör vara ett verktyg som är behagligt för ögat, lätt att utforska och den mest effektiva metoden att känna till dess kemiska element är att gå igenom det från perioder till grupper.

Betydelsen av det periodiska systemet

Idag är det periodiska systemet det viktigaste organiseringsverktyget i kemi på grund av dess detaljerade förhållanden. Användningen är väsentlig både för studenter och lärare såväl som för forskare och många yrkesverksamma som är dedikerade till gren för kemi och teknik.

Bara genom att titta på det periodiska systemet får du en enorm mängd och information snabbt och effektivt, till exempel:

- Litium (Li), beryllium (Be) och bor (B) leder elektricitet.

- Litium är en alkalimetall, beryllium är en jordalkalimetall och bor är en icke-metall.

- Litium är den bästa ledaren av de tre nämnda, följt av beryllium och slutligen bor (halvledare).

Genom att lokalisera dessa element i den periodiska tabellen kan deras tendens till elektrisk ledningsförmåga omedelbart sluts.

referenser

Scerri, E. (2007). Den periodiska tabellen: dess berättelse och dess betydelse. Oxford New York: Oxford University Press.
Scerri, E. (2011). Den periodiska tabellen: en mycket kort introduktion. Oxford New York: Oxford University Press.
Moore, J. (2003). Kemi för dummies. New York, NY: Wiley Pub.
Venable, FP. (1896). Utvecklingen av den periodiska lagen. Easton, Pennsylvania: Chemical Publishing Company.
Ball, P. (2002). Ingredienserna: en guidad rundtur i elementen. Oxford New York: Oxford University Press.
Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8: e upplagan). CENGAGE Learning.
Royal Society of Chemistry. (2018). Periodiska systemet. Återställd från: rsc.org
Richard C. Banks. (Januari 2001). Den periodiska tabellen. Återställd från: chemistry.boisestate.edu
Fysik 2000. (nd). Ursprunget till det periodiska systemet. Återställd från: physics.bk.psu.edu
King K. & Nazarewicz W. (7 juni 2018). Är det slut på det periodiska systemet? Återställd från: msutoday.msu.edu
Dr Doug Stewart. (2018). Den periodiska tabellen. Återställd från: chemicool.com
Mendez A. (16 april 2010). Mendeleevs periodiska tabell. Återställd från: quimica.laguia2000.com

PERIODISK TABELL ÖVER ELEMENT: HISTORIK, STRUKTUR, ELEMENT - KEMI - 2026