Periodisk tabell av elementene: historie, struktur, elementer
Den periodiske tabellen av elementene er et verktøy som gjør det mulig å konsultere de kjemiske egenskapene til de 118 elementene som er kjent til nå. Det er viktig når du utfører støkiometriske beregninger, forutsi de fysiske egenskapene til et element, å klassifisere dem, og å finne periodiske egenskaper blant dem alle.
Atomer blir tyngre som deres kjerner legger til protoner og nøytroner, som også må ledsages av nye elektroner; ellers ville ikke elektroneutralitet være mulig. Dermed er noen atomer svært lyse, som hydrogen, og andre, superheavy, som oganeson.
Hvem er skyldig et slikt hjerte innen kjemi? Til forskeren Dmitri Mendeléyev, som i 1869 (nesten 150 år siden), publisert etter et tiår med teoretiske studier og eksperimenter, den første periodiske tabellen i et forsøk på å organisere de 62 elementene som var kjent på den tiden.
For dette var Mendeléyev basert på kjemiske egenskaper, mens parallelt Lothar Meyer utgav et annet periodisk bord som ble organisert i henhold til elementernes fysiske egenskaper.
I utgangspunktet inneholdt tabellen "tomme mellomrom", hvis elementer ikke hadde vært kjent i de årene. Men Mendeléyev var i stand til å forutsi med betydelig nøyaktighet flere av sine egenskaper. Noen av disse elementene var: germanium (som han kalte eka-silicium) og gallium (eka-aluminium).
De første periodiske tabellene bestilte elementene i henhold til atommassene. Dette arrangementet fikk lov til å se noen periodicitet (repetisjon og likhet) i elementets kjemiske egenskaper; Ikke desto mindre overgikk elementene i overgangen ikke denne ordren, heller ikke de edle gasser.
Av denne grunn var det nødvendig å bestille elementene med tanke på atomnummeret (antall protoner), i stedet for atommassen. Herfra, sammen med det harde arbeidet og bidragene fra mange forfattere, ble Mendeléyevs periodiske bord perfeksjonert og fullført.
Historien til det periodiske bordet
elementer
Bruken av elementer som grunnlag for å beskrive miljøet (mer presist, til naturen) har vært brukt siden antikken. Men på den tiden ble de omtalt som faser og tilstander av materie, og ikke måten som referanse er gjort fra middelalderen.
De gamle greker hadde troen på at planeten vi bebodd besto av de fire grunnleggende elementene: fier, ti erra, en gua og aire.
På den annen side var det i det gamle Kina fem elementer, og i motsetning til grekerne utelukket de luft og inkluderte metall og tre.
Den første vitenskapelige oppdagelsen ble laget i 1669 av det tyske Henning Brand, som oppdaget fosfor; fra den datoen ble alle etterfølgende elementer registrert.
Det er verdt å nevne at noen elementer som gull og kobber var kjent før fosfor; forskjellen er at de aldri ble registrert.
symbologi
Alkymisterne (forgjengerne til dagens kjemikere) ga navn til elementene i forhold til konstellasjonene, deres oppdagere og til de stedene de ble oppdaget.
I år 1808 foreslo Dalton en serie tegninger (symboler) for å representere elementene. Da ble dette noteringssystemet erstattet av Jhon Berzelius (brukt frem til i dag), siden Daltons modell ble mer komplisert etter hvert som nye elementer dukket opp.
Utviklingen av ordningen
De første forsøkene på å lage et kart som organiserte informasjonen om kjemiske elementer, skjedde i det nittende århundre med Triad of Döbereiner (1817).
I løpet av årene ble det funnet nye elementer som ga opphav til nye organisasjonsmodeller inntil de nå ble brukt.
Chancurtois tellurisk skrue (1862)
Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois utformet en papirhelix hvor han viste en spiralgrafikk (tellurisk skrue).
I dette systemet bestilles elementene på en økende måte med hensyn til deres atomvekter. Lignende elementer er justert vertikalt.
Octaves of Newlands (1865)
Fortsatt med Döbereiner arbeidet den britiske John Alexander Queen Newlands de kjemiske elementene i økende rekkefølge angående atomvektene, og bemerket at hver syv elementer hadde likheter i deres egenskaper (hydrogen er ikke inkludert).
Table of Mendeléyv (1869)
Mendeléyv bestilte de kjemiske elementene i økende rekkefølge med hensyn til atomvekt, og plasserte i samme kolonne de egenskapene som var liknende. Av hollows i sin modell av periodiske bord forutse utseendet av nye elementer i fremtiden (i tillegg til å forutsi egenskapene som burde ha).
Noble gasser er ikke oppført i Mendeléyvs bord, siden de ikke var blitt oppdaget. I tillegg betraktet Mendeléiv ikke hydrogen.
Moseley periodiske bord (nåværende periodisk tabell) - 1913
Henry Gwyn Jeffreys Moseley foreslo å bestille de kjemiske elementene i det periodiske bordet i henhold til deres atomnummer; det vil si ifølge deres antall protoner.
Moseley opplyste den "periodiske loven" i 1913: "Når elementene er satt i rekkefølge av atomene, viser deres fysiske og kjemiske egenskaper periodiske tendenser."
Således viser hver horisontal rad eller periode en type forhold, og hver kolonne eller gruppe viser en annen.
Hvordan er det organisert? (Struktur og organisering)
Det kan observeres at kaken i det periodiske bordet har flere farger. Hver farge forbinder elementer med lignende kjemiske egenskaper. Det er oransje, gule, blå, lilla kolonner; grønne firkanter, og en grønn eple diagonal.
Legg merke til at firkantene i midtre kolonner er gråaktig i farge, så alle disse elementene må ha noe til felles, det vil si at de er overgangsmetaller med halvfylte orbitaler.
På samme måte er elementene i de lilla torgene, selv om de går fra gassformige substanser, fra en rødlig væske og til og med solid svart (jod) og sølvgrå (astatin), deres kjemiske egenskaper som gjør dem kongene. Disse egenskapene styres av de elektroniske strukturer av deres atomer.
Organiseringen og strukturen til det periodiske tabellen er ikke vilkårlig, men adlyder en rekke periodiske egenskaper og verdier som er bestemt for elementene. For eksempel, hvis metallkarakteren avtar fra venstre til høyre på bordet, kan det ikke forventes et metallelement i øvre høyre hjørne.
perioder
Elementene er ordnet i rader eller perioder avhengig av energinivået i deres orbitaler. Før periode 4, da elementene ble lyktes i stigende rekkefølge av atommassen, ble det funnet at for hver åtte av dem ble de kjemiske egenskapene gjentatt (oktavloven, John Newlands).
Overgangsmetallene var innebygd med andre ikke-metalliske elementer, slik som svovel og fosfor. Av denne grunn var inngangen til kvantefysikken og den elektroniske konfigurasjonen for forståelsen av moderne periodiske bord avgjørende.
Orbitaler av et energisk lag er fylt med elektroner (og kjernene til protoner og nøytroner), ettersom det beveger seg over en periode. Dette energiske laget går hånd i hånd med størrelsen eller atomradiusen; Derfor er elementene i høyere perioder mindre enn de som er under.
H og He er i det første energimennivået; den første raden av grå firkanter, i fjerde periode; og rad av oransje firkanter, i den sjette perioden. Vær oppmerksom på at selv om sistnevnte synes å være i den antatte niende perioden, tilhører det faktisk den sjette, like etter det gule torget i Ba.
grupper
Gjennom en periode finner vi at massen, antall protoner og elektroner øker. I samme kolonne eller gruppe, selv om massen og protonene varierer, er antall elektroner i valensskallet det samme.
For eksempel, i den første kolonnen eller gruppen, har H en enkelt elektron i 1s1-orbitalet, likesom Li (2s1), natrium (3s1), kalium (4s1) og så videre til francium (7s1). At nummer 1 betyr at disse elementene knapt har en valenselektron, og tilhører derfor gruppe 1 (IA). Hvert element er i forskjellige perioder.
Ikke teller hydrogen, grønn boks, elementene under den er oransje bokser og kalles alkalimetaller. En boks til høyre i en hvilken som helst periode er gruppen eller kolonne 2; det vil si at dets elementer har to valenselektroner.
Men å flytte ett skritt videre til høyre, uten kjennskap til d orbitaler, kommer du til borruppen (B) eller gruppe 13 (IIIA); i stedet for gruppe 3 (IIIB) eller scandium (Sc). Med hensyn til fyllingen av d-orbitaler begynner perioder av de grå firkantene å bli krysset: overgangsmetallene.
Antall protoner mot valenselektroner
Når man studerer det periodiske tabellen, kan det oppstå forvirring mellom atomnummeret Z eller antallet av totale protoner i kjernen, og mengden av valenselektroner. For eksempel har karbon en Z = 6, det vil si at den har seks protoner og dermed seks elektroner (ellers kunne det ikke være et atom med en nøytral ladning).
Men av de seks elektronene er fire valens . Av den grunn er den elektroniske konfigurasjonen [He] 2s22p2. [Han] betegner de to elektronene 1s2 av det lukkede laget, og teoretisk deltar de ikke i dannelsen av kjemiske bindinger.
Dessuten, fordi karbon har fire valenselektroner, er "bekvemt" lokalisert i gruppe 14 (IVA) i det periodiske tabellen.
Elementene under karbonet (Si, Ge, Sn, Pb og Fl) har høyere atomnummer (og atommasser); men alle har felles de fire valenselektronene. Dette er nøkkelen til å forstå hvorfor ett element tilhører en gruppe og ikke en annen.
Elementer i det periodiske bordet
Blokker s
Som nettopp forklart, er gruppene 1 og 2 kjennetegnet ved å ha en eller to elektroner i s orbitaler. Disse orbitaler er av sfærisk geometri, og når du kommer ned gjennom noen av disse gruppene, får elementene lag som øker størrelsen på atomene deres.
Ved å presentere sterke tendenser i deres kjemiske egenskaper og måter å reagere, er disse elementene organisert som s-blokk. Derfor tilhører alkalimetaller og jordalkalimetaller denne blokken. Den elektroniske konfigurasjonen av elementene i denne blokken er ns (1s, 2s, etc.).
Selv om heliumelementet er i øvre høyre hjørne av bordet, er den elektroniske konfigurasjonen 1s2 og tilhører derfor denne blokken.
Blokker s
I motsetning til blokk s har elementene i denne blokken fullstendig fylt orbitaler, mens deres p-orbitaler fortsetter å fylle med elektroner. De elektroniske konfigurasjonene til elementene som tilhører denne blokken, er av typen ns2np1-6 (p-orbitaler kan ha en eller opptil seks elektroner å fylle).
Så, i hvilken del av det periodiske bordet er denne blokken? Til høyre: de grønne, lilla og blå firkantene; det vil si ikke-metalliske elementer og tungmetaller, som vismut (Bi) og bly (Pb).
Fra og med bor, med elektronisk konfigurasjon ns2np1, legger karbonet til høyre en annen elektron: 2s22p2. Deretter er de elektroniske konfigurasjonene til de andre elementene i periode 2 i blokk p: 2s22p3 (nitrogen), 2s22p4 (oksygen), 2s22p5 (fluor) og 2s22p6 (neon).
Hvis du går ned til lavere perioder, vil du ha energinivået 3: 3s23p1-6, og så videre til slutten av blokk p.
Vær oppmerksom på at det viktigste med denne blokken er at fra element 4 har elementene fullstendig fylt orbitaler (blå bokser til høyre). Sammendrag: Blokk s er til venstre for periodisk tabell, og blokk p, til høyre.
Representative elementer
Hva er de representative elementene? De er de som på den ene siden lett mister elektroner, eller på den annen side får de dem til å fullføre valensoktetet. Med andre ord: de er elementene i blokkene s og p.
Deres grupper ble skilt fra andre med et brev A på slutten. Dermed var det åtte grupper: fra IA til VIIIA. Men for tiden er nummereringssystemet som brukes i moderne periodiske tabeller arabisk, fra 1 til 18, inkludert overgangsmetaller.
Av den grunn kan borruppen være IIIA, eller 13 (3 + 10); karbongruppen, mva eller 14; og den av de edle gassene, den siste til høyre for bordet, VIIIA eller 18.
Overgangsmetaller
Overgangsmetallene er alle elementene i de grå firkantene. Gjennom perioder fyller de sine orbitaler d, som er fem og kan derfor ha ti elektroner. Siden de må ha ti elektroner for å fylle slike orbitaler, må det være ti grupper eller kolonner.
Hver av disse gruppene i det gamle nummereringssystemet ble betegnet med romerske tall og et bokstav B på slutten. Den første gruppen, den av scandium, var IIIB (3), jern, kobolt og nikkel VIIIB for å ha meget lignende reaktiviteter (8, 9 og 10) og sink IIB (12).
Som det kan sees, er det mye lettere å gjenkjenne grupper med arabiske tall enn ved å bruke romerske tall.
Interne overgangsmetaller
Fra periode 6 i det periodiske bordet begynner f orbitaler å være energisk tilgjengelige. Disse må fylles først enn d orbitals; og derfor er dets elementer vanligvis plassert fra hverandre for ikke å forlenge bordet for mye.
De to siste perioder, oransje og grå, er de interne overgangsmetallene, også kalt lanthanider (sjeldne jordarter) og aktinider. Det er syv f orbitaler, som trenger fjorten elektroner å fylle, og derfor må det være fjorten grupper.
Hvis disse gruppene legges til det periodiske tabellen, vil det være totalt 32 (18 + 14) og det vil være en "langstrakt" versjon:
Den lyserøde rækken tilsvarer lantanoider, mens den mørke rosa rækken tilsvarer actinoider. Lanan, La med Z = 57, actinium, Ac med Z = 89, og hele blokk f tilhører samme gruppe av scandium. Hvorfor? Fordi scandium har en nd1-bane, som er tilstede i resten av lantanoider og actinoider.
La og Ac har valensekonfigurasjoner 5d16s2 og 6d17s2. Når det beveger seg til høyre gjennom begge radene, begynner 4f og 5f-orbitaler å fylle. Når du er full, når du elementene Lutecio, Lu og Laurencio, Lr.
Metaller og ikke-metaller
Etter å ha ligget bak kaken i det periodiske bordet, er det mer praktisk å ty til det av det øvre bildet, selv i sin langstrakte form. For øyeblikket har de aller fleste av elementene nevnt vært metaller.
Ved romtemperatur er alle metaller faste stoffer (unntatt kvikksølv, som er flytende) gråaktig sølv (unntatt kobber og gull). Dessuten er de vanligvis harde og lyse; selv om de i blokken er myke og skjøre. Disse elementene er preget av deres evne til å miste elektroner og danne M + kationer.
I tilfelle av lantanoider, mister de de tre 5d16s2-elektronene for å bli trivalente M3 + kationer (som La3 +). Cerium, derimot, er i stand til å miste fire elektroner (Ce4 +).
På den annen side utgjør ikke-metalliske elementer den minste delen av det periodiske bordet. De er gasser eller faste stoffer med kovalent bundet atomer (som svovel og fosfor). Alle ligger i blokk p; Nærmere bestemt, i den øvre delen av sistnevnte, øker den metalliske karakteren (Bi, Pb, Po) ned til de nedre periodene.
I tillegg vinner ikke-metaller i stedet for å miste elektroner. Dermed danner de X-anioner med forskjellige negative ladninger: -1 for halogener (gruppe 17) og -2 for chalkogener (gruppe 16, det av oksygen).
Metallfamilier
Innen metaller er det en intern klassifisering som skiller mellom dem:
-Metallene i gruppe 1 er alkaliske
-Gruppe 2, jordalkalimetaller (Mr. Becambara)
-Gruppe 3 (IIIB) Scandium-familien. Denne familien er i overensstemmelse med skandiet, gruppens leder, yttrium Y, av lantan, actinium og alle lantanoider og actinoider.
-Gruppe 4 (IVB), titanfamilie: Ti, Zr (zirkonium), Hf (hafnium) og Rf (rutherfordio). Hvor mange valenceelektroner har de? Svaret er i gruppen din.
-Gruppe 5 (VB), vanadiumfamilie. Gruppe 6 (VIB), kromfamilie. Og så videre til sinkfamilien, gruppe 12 (IIB).
metalloid
Metallisk karakter øker fra høyre til venstre, og fra topp til bunn. Men hva er grensen mellom disse to typer kjemiske elementer? Denne grensen består av elementer som kalles metalloider, som har egenskaper av både metaller og ikke-metaller.
Metalloidene kan ses i det periodiske bordet i "trappen" som starter med bor, og slutter i det radioaktive elementet astatin. Disse elementene er:
-B: bor
-Silicio: Ja
-Ge: germanium
-As: arsen
-Sb: antimon
-T: Tellurium
-At: astatin
Hver av disse syv elementene har mellomliggende egenskaper, som varierer i henhold til kjemisk miljø eller temperatur. En av disse egenskapene er halvledelse, det vil si, metalloider er halvledere.
gasser
Ved jordiske forhold er de gassformige elementene de ikke-lette metallene, som nitrogen, oksygen og fluor. Også klor, hydrogen og edelgasser faller inn i denne klassifiseringen. Av dem alle er de mest emblematiske de edle gassene, på grunn av deres lave tendens til å reagere og oppføre seg som frie atomer.
Sistnevnte er i gruppe 18 i det periodiske bordet og er:
-Helio, Han
-Nei, Ne
-Argon, Ar
-krypton, Kr
-Xenon, Xe
-Radón, Rn
Og det siste av alt, den syntetiske edelgassen oganneson, Og.
Alle edle gasser har til felles valensekonfigurasjonen ns2np6; det vil si, de har fullført valensoktet.
Statene for aggregering av elementene ved andre temperaturer
Elementene er i fast, flytende eller gassformet tilstand, avhengig av temperaturen og styrken av deres interaksjoner. Hvis jordens temperatur skulle avkjøle til det nåte absolutt null (0K), ville alle elementene fryse; med unntak av helium, som ville kondensere.
Ved denne ekstreme temperaturen vil resten av gassene være i form av is.
På den andre ekstreme, hvis temperaturen var omtrent 6000K, "alle", ville elementene være i en gassformig tilstand. Under disse forholdene kunne man tydeligvis observere skyer av gull, sølv, bly og andre metaller.
Bruk og applikasjoner
Det periodiske tabellen alene har alltid vært og vil være et verktøy for å konsultere symboler, atommasser, strukturer og andre egenskaper av elementene. Det er veldig nyttig når du utfører støkiometriske beregninger, som er dagens rekkefølge i mange oppgaver innenfor og utenfor laboratoriet.
Ikke bare det, men også det periodiske tabellen tillater å sammenligne elementene i samme gruppe eller periode. Dermed kan det forutsettes hvordan visse forbindelser av elementene vil være.
Forutsigelse av formlene av oksyder
For eksempel, for oksidene av alkalimetaller, ved å ha en enkelt valenselektron og derfor en valens på +1, antas formelen av deres oksider å være av M20-typen. Dette kontrolleres med oksydet av hydrogen, vann, H20. Også med oksyder av natrium, Na20 og kalium, K20.
For de andre gruppene må deres oksider ha en generell formel M 2 O n, hvor n er lik gruppens nummer (dersom elementet er fra blokk p, beregnes n-10). Kull, som tilhører gruppe 14, danner således CO 2 (C204/ 2 ); svovel, gruppe 16, S03 ( S206/2 ); og nitrogen, av gruppe 15, N205.
Dette gjelder imidlertid ikke for overgangsmetaller. Dette skyldes at selv om jern tilhører gruppe 8, kan det ikke miste 8 elektroner, men 2 eller 3. Derfor, i stedet for å huske formlene, er det viktigere å følge valensene til hvert element.
Valencias av elementene
De periodiske tabellene (noen) viser mulige valenser for hvert element. Å vite disse kan man i forveien estimere nomenklaturen til en forbindelse og dens kjemiske formel. Valensene, som nevnt ovenfor, er relatert til gruppens nummer; selv om det ikke gjelder for alle grupper.
Valensene avhenger mer av den elektroniske strukturen av atomer, og hvilke elektroner kan virkelig miste eller vinne.
Ved å vite antall valenselektroner kan man også starte med Lewis-strukturen av en forbindelse fra denne informasjonen. Periodisk tabell lar elevene og fagfolkene derfor å skissere strukturer og legge grunnlag for en undersøkelse av mulige geometrier og molekylære strukturer.
Periodiske digitale tabeller
I dag har teknologien tillatt periodiske tabeller å være mer allsidige og gi mer informasjon tilgjengelig for alle. Flere av dem gir slående illustrasjoner av hvert element, samt en kort oppsummering av deres hovedbruk.
Måten det interagerer med, øker forståelsen og studien. Det periodiske bordet må være et verktøy som er behagelig for øyet, lett å utforske, og den mest effektive metoden for å vite at dens kjemiske elementer er å reise fra perioder til grupper.
Betydningen av periodisk tabell
Foreløpig er det periodiske tabellen det viktigste organisasjonsinstrumentet for kjemi på grunn av de detaljerte forholdene til elementene. Dens bruk er viktig for studenter og lærere, samt forskere og mange fagfolk dedikert til kjemi og ingeniørfag.
Bare se på det periodiske bordet, du får en stor mengde og informasjon raskt og effektivt, for eksempel:
- Litium (Li), beryllium (Be) og bor (B) utfører elektrisitet.
- Litium er et alkalimetall, beryllium er et jordalkalimetall og bor er ikke-metallisk.
- Litium er den beste lederen av de tre navnene, etterfulgt av beryllium og til slutt bor (halvleder).
Ved å finne disse elementene i det periodiske bordet kan du øyeblikkelig avslutte sin tendens til elektrisk ledningsevne.
