HVAD ER KEMISK PERIODICITET? HOVEDTRÆK - KEMI - 2025

Den kemiske periodicitet eller regelmæssighed af de kemiske egenskaber er den regelmæssige variation, tilbagevendende og forudsigelige kemiske egenskaber for elementerne, når atomantalet stiger.

Således er kemisk periodicitet grundlaget for en klassificering af alle kemiske elementer baseret på deres atomnummer og kemiske egenskaber.

Den visuelle repræsentation af kemisk periodicitet er kendt som den periodiske tabel, Mendeleïevs tabel eller periodiske klassificering af elementer.

Dette viser alle de kemiske elementer, arrangeret i stigende rækkefølge af deres atomantal og organiseret efter deres elektroniske konfiguration. Dens struktur afspejler, at kemiske elementers egenskaber er en periodisk funktion af deres atomnummer.

Denne periodicitet har været meget nyttig, da den har givet os mulighed for at forudsige nogle egenskaber af elementer, der ville besætte tomme steder i tabellen, før de blev opdaget.

Den generelle struktur i det periodiske system er et arrangement af rækker og søjler, hvor elementerne er arrangeret i stigende rækkefølge af atomantal.

Der er et stort antal periodiske egenskaber. Blandt de vigtigste er den effektive atomladning, der er relateret til atomstørrelsen og tendensen til at danne ioner, og atomradiusen, der påvirker densiteten, smeltepunktet og kogepunktet.

Ionisk radius (påvirker de fysiske og kemiske egenskaber ved en ionisk forbindelse), ioniseringspotentiale, elektronegativitet og elektronisk affinitet, blandt andre, er også grundlæggende egenskaber.

De 4 vigtigste periodiske egenskaber

Atomradio

Det henviser til et mål, der er relateret til atomets dimensioner og svarer til halvdelen af ​​afstanden, der findes mellem centrene for to atomer, der skaber kontakt.

Når du rejser gennem en gruppe kemiske elementer på det periodiske system fra top til bund, er atomerne tilbøjelige til at blive større, da de yderste elektroner optager energiniveauer længere væk fra kernen.

Derfor siges det, at atomradiusen stiger med perioden (fra top til bund).

Tværtimod, at gå fra venstre mod højre i den samme periode af tabellen øger antallet af protoner og elektroner, hvilket betyder, at den elektriske ladning stiger og derfor tiltrækningskraften. Dette har en tendens til at mindske størrelsen af ​​atomer.

Ioniseringsenergi

Dette er den energi, det tager for at fjerne et elektron fra et neutralt atom.

Når en gruppe af kemiske elementer i den periodiske tabel gennemgås fra top til bund, vil elektronerne i det sidste niveau blive tiltrukket af kernen af ​​en mindre og mindre elektrisk kraft, da de befinder sig længere væk fra kernen, der tiltrækker dem.

Derfor siges det, at ioniseringsenergien stiger med gruppen og falder med perioden.

elektronegativitet

Dette begreb henviser til den kraft, hvormed et atom genererer tiltrækning mod de elektroner, der udgør en kemisk binding.

Elektronegativitet stiger fra venstre til højre over en periode og falder sammen med faldet i metallisk karakter.

I en gruppe falder elektronegativiteten med stigende atomantal og stigende metallisk karakter.

De mest elektronegative elementer er placeret i den øverste højre del af den periodiske tabel, og de mindst elektronegative elementer i nederste venstre del af tabellen.

Elektronisk tilknytning

Elektronisk affinitet svarer til den energi, der frigives i det øjeblik, hvor et neutralt atom tager et elektron, som det danner en negativ ion.

Denne tendens til at acceptere elektroner falder fra top til bund i en gruppe og bliver større, når du bevæger dig til højre i en periode.

Organisering af elementerne i den periodiske tabel

Et element anbringes i den periodiske tabel i henhold til dets atomnummer (antal protoner, som hvert atom i dette element har) og typen af ​​underplan, hvor det sidste elektron befinder sig.

I kolonnerne i tabellen er grupper eller familier med elementer. Disse har lignende fysiske og kemiske egenskaber og indeholder det samme antal elektroner i deres yderste energiniveau.

For tiden består den periodiske tabel af 18 grupper, hver repræsenteret af et bogstav (A eller B) og et romersk tal.

Elementerne i grupperne A er kendt som repræsentative, og elementerne i grupperne B kaldes overgangselementer.

Der er også to sæt med 14 elementer: de såkaldte "sjældne jordarter" eller intern overgang, også kendt som lanthanid- og actinid-serien.

Perioderne er i rækkerne (vandrette linjer) og er 7. Elementerne i hver periode har det samme antal orbitaler til fælles.

I modsætning til hvad der sker i grupperne i den periodiske tabel, har de kemiske elementer i den samme periode ikke lignende egenskaber.

Elementerne er grupperet i fire sæt i henhold til det kredsløb, hvor elektronet med den højeste energi er placeret: s, p, d og f.

Elementfamilier eller -grupper

Gruppe 1 (alkalimetalfamilie)

Alle har et elektron på deres ultimative energiniveau. Disse danner alkaliske opløsninger, når de reagerer med vand; deraf dens navn.

Elementerne, der udgør denne gruppe, er kalium, natrium, rubidium, lithium, francium og cesium.

Gruppe 2 (jordalkalimetalfamilie)

De indeholder to elektroner i det sidste energiniveau. Magnesium, beryllium, calcium, strontium, radium og barium hører til denne familie.

Grupper 3 til 12 (familie af overgangsmetaller)

De er små atomer. De er faste ved stuetemperatur, undtagen kviksølv. I denne gruppe skiller jern, kobber, sølv og guld sig ud.

Gruppe 13

Metalliske, ikke-metalliske og semi-metalliske elementer deltager i denne gruppe. Det består af gallium, bor, indium, thallium og aluminium.

Gruppe 14

Carbon hører til denne gruppe, et grundlæggende element i livet. Det består af halvmetalliske, metalliske og ikke-metalliske elementer.

Foruden kulstof er tin, bly, silicium og germanium også en del af denne gruppe.

Gruppe 15

Det består af nitrogen, som er den gas, der har den højeste tilstedeværelse i luften, samt arsen, fosfor, vismut og antimon.

Gruppe 16

I denne gruppe er ilt og også selen, svovl, polonium og tellur.

Gruppe 17 (familie af halogener, fra den græske "saltdannende")

De har mulighed for at fange elektroner og er ikke-metaller. Denne gruppe består af brom, astatin, klor, jod og fluor.

Gruppe 18 (ædelgasser)

De er de mest stabile kemiske elementer, da de er kemisk inerte, da deres atomer er fyldt med det sidste lag af elektroner. De er lidt til stede i jordens atmosfære med undtagelse af helium.

Endelig svarer de to sidste rækker uden for tabellen til de såkaldte sjældne jordarter, lanthanider og actinider.

Referencer

1. Chang, R. (2010). Kemi (bind 10). Boston: McGraw-Hill.
2. Brown, TL (2008). Kemi: den centrale videnskab. Upper Saddle River, NJ: Pearson Prentice Hall.
3. Petrucci, RH (2011). Generel kemi: principper og moderne anvendelser (bind 10). Toronto: Pearson Canada.
4. Bifano, C. (2018). Kemiens verden. Caracas: Polar Foundation.
5. Bellandi, F & Reyes, M & Fontal, B & Suárez, T & Contreras, R. (2004). Kemiske elementer og deres periodicitet. Mérida: Universidad de los Andes, VI Venezuelansk skole for undervisning i kemi.
6. Hvad er periodicitet? Gennemgå dine kemikoncepter. (2018). ThoughtCo. Hentet 3. februar 2018 fra