PERIODISK OVERSIGT OVER ELEMENTER: HISTORIE, STRUKTUR, ELEMENTER - KEMI - 2025

Den periodiske system af elementerne er et værktøj, der tillader konsulteret de kemiske egenskaber af de 118 elementer hidtil kendte. Det er vigtigt, når du udfører støkiometriske beregninger, forudsiger de fysiske egenskaber af et element, klassificerer dem og finder periodiske egenskaber blandt dem alle.

Atomer bliver tungere, når deres kerner tilføjer protoner og neutroner, som også skal ledsages af nye elektroner; Ellers ville elektroneutralitet ikke være mulig. Nogle atomer er således meget lette, ligesom brint, og andre er supertunge, som oganeson.

Hvem skyldes sådan et hjerte inden for kemi? Til forskeren Dmitri Mendeleev, der i 1869 (for 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 elementer, der var kendt på det tidspunkt.

For at gøre dette påberåbte Mendeleev sig kemiske egenskaber, mens Lothar Meyer parallelt udgav en anden periodisk tabel, der var organiseret efter elementernes fysiske egenskaber.

Oprindeligt indeholdt tabellen ”tomme rum”, hvis elementer ikke var kendt i disse år. Mendeleyev var imidlertid 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 bestilte elementerne i henhold til deres atommasser. Denne ordre afslørede en vis periodicitet (gentagelse og lighed) i elementernes kemiske egenskaber; overgangselementerne var imidlertid ikke enige i denne rækkefølge, og ædelgasserne gjorde heller ikke.

Af denne grund var det nødvendigt at bestille elementerne, der tager hensyn til atomnummeret (antal protoner) i stedet for atommassen. Herfra sammen med det hårde arbejde og bidrag fra mange forfattere blev Mendeleevs periodiske tabel forfinet og afsluttet.

Historik om den periodiske tabel

elementer

Brugen af ​​elementer som grundlag for at beskrive miljøet (mere præcist, naturen) er blevet brugt siden oldtiden. På det tidspunkt blev de imidlertid omtalt som faser og tilstande af stof, og ikke som den måde, hvorpå de henvises til fra middelalderen.

De gamle grækere troede, at planeten, vi bor, består 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 optaget.

Det er værd at præcisere, at nogle elementer som guld og kobber allerede var kendt før fosfor; forskellen er, at de aldrig blev registreret.

Symbology

Alkemisterne (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) til 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.

Skemaudvikling

De første forsøg på at skabe et kort, der organiserede informationen om de kemiske elementer, fandt sted i det 19. århundrede med Döbereiner Triads (1817).

I årenes løb blev der fundet nye elementer, der gav anledning til nye organisatoriske modeller, indtil de nåede op til de i øjeblikket anvendte.

Tellurisk skrue af Chancourtois (1862)

Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois designede en papirhelix, der viser en graf af spiraler (tellurskrue).

I dette system ordnes elementerne i stigende rækkefølge med hensyn til deres atomvægte. Lignende genstande er lodret på linje.

Octaves of Newlands (1865)

Fortsat med Döbereiner's arbejde arrangerede britiske John Alexander Reina Newlands de kemiske elementer i stigende rækkefølge med hensyn til atomvægte og bemærkede, at hvert syv elementer havde ligheder i deres egenskaber (brint er ikke inkluderet).

Mendeleevs tabel (1869)

Mendeleev arrangerede de kemiske elementer i stigende rækkefølge med hensyn til atomvægt og anbragte i samme søjle dem, hvis egenskaber var ens. Han efterlod huller i sin model af den periodiske tabel og forudså udseendet af nye elementer i fremtiden (ud over at forudsige de egenskaber, den skulle have).

Ædelgasserne vises ikke i Mendeleevs tabel, da de endnu ikke var blevet opdaget. Yderligere overvejede Mendeleiv ikke brint.

Moseleys periodiske tabel (nuværende periodiske tabel) - 1913

Henry Gwyn Jeffreys Moseley foreslog at bestille de kemiske elementer i den periodiske tabel i henhold til deres atomnummer; det er baseret på deres antal protoner.

Moseley udpegede den "periodiske lov" i 1913: "Når elementer er arrangeret i rækkefølge 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.

Hvordan er det organiseret? (Struktur og organisation)

Det kan ses, at den periodiske tabelpastel 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 har en grålig farve, så alle disse elementer skal have noget til fælles, hvilket er, 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 (jod) og sølvgrå (astatin), det er deres kemiske egenskaber, der får dem til at blive kongenerer. Disse egenskaber styres af de elektroniske strukturer i dets atomer.

Organiseringen og strukturen af ​​den periodiske tabel er ikke vilkårlig, men adlyder en række periodiske egenskaber og mønstre af værdier bestemt for elementerne. For eksempel, hvis det metalliske tegn falder fra venstre til højre for bordet, kan et metallisk element i øverste højre hjørne ikke forventes.

perioder

Elementerne er arrangeret i rækker eller perioder afhængigt af energieniveauet for deres orbitaler. Før periode 4, hvor elementerne lykkedes hinanden i stigende rækkefølge af atommassen, blev det konstateret, at for hver otte af dem gentog de kemiske egenskaber sig (John Newlands 'oktaverlov).

Overgangsmetallerne blev støbt med andre ikke-metalliske elementer, såsom svovl og fosfor. Af denne grund var indgangen til kvantefysik og elektronkonfigurationer afgørende for forståelsen af ​​moderne periodiske tabeller.

Orbitalerne i en energiskal fyldes op med elektroner (og kernerne i protoner og neutroner), når de bevæger sig gennem en periode. Dette energilag går hånd i hånd med størrelsen eller atomradiusen; posterne i de øvre perioder er derfor mindre end dem nedenfor.

H og Han er i det første (periode) energiniveau; den første række med grålige firkanter i den fjerde periode; og rækken med orange firkanter i den sjette periode. Bemærk, at selv om sidstnævnte ser ud til at være i den formodede niende periode, hører den faktisk til den sjette, lige efter den gule boks for Ba.

grupper

Under en periode viser det sig, at massen, antallet af protoner og elektroner stiger. I samme søjle eller gruppe, selvom massen og protonerne varierer, er antallet af elektroner i valensskallen det samme.

For eksempel har H i den første søjle eller gruppe en enkelt elektron i 1s ^1- orbitalen, ligesom Li (2s ¹), natrium (3s ¹), kalium (4s ¹) og så videre indtil francium (7s ¹). Dette nummer 1 angiver, at disse elementer næppe har en valenselektron, og derfor hører til gruppe 1 (IA). Hver vare er i forskellige perioder.

Tæller ikke brint, der har en grøn kasse, elementerne under det er orange kasse og kaldes alkalimetaller. En anden boks til højre i enhver periode er gruppen eller kolonne 2; dets elementer har to valenselektroner.

Men når man bevæger sig et skridt længere mod højre uden kendskab til d orbitaler, ankommer man til boregruppen (B) eller gruppe 13 (IIIA); i stedet for gruppe 3 (IIIB) eller scandium (Sc). Når man tager højde for udfyldningen af ​​d orbitaler, begynder man at gå gennem perioderne med de grålige firkanter: overgangsmetaller.

Protonnumre vs valenselektroner

Når man studerer den periodiske tabel, kan der opstå en forvirring mellem atomnummeret Z eller antallet af totale protoner i kernen og antallet af valenselektroner. For eksempel har carbon et Z = 6, det vil sige det har seks protoner og derfor seks elektroner (ellers kunne det ikke være et neutralt ladet atom).

Men af ​​disse seks elektroner er fire af valens. Derfor er dens elektronkonfiguration 2s ² 2p ². betegner de to 1s ^2- elektroner i den lukkede skal, og teoretisk deltager de ikke i dannelsen af ​​kemiske bindinger.

Fordi carbon 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.

Elementer i den periodiske tabel

Blokering s

Som netop forklaret er grupper 1 og 2 kendetegnet ved at have en eller to elektroner i orbitaler. Disse orbitaler er af sfærisk geometri, og når man falder gennem en af ​​disse grupper, får elementerne lag, som øger størrelsen på deres atomer.

Fordi de præsenterer stærke tendenser i deres kemiske egenskaber og reaktionsmåder, er disse elementer organiseret som s-blokken. Derfor hører alkalimetaller og jordalkalimetaller til denne blok. Den elektroniske konfiguration af elementerne i denne blok er ns (1s, 2s osv.).

Selvom elementet helium er i det øverste højre hjørne af bordet, er dets elektroniske konfiguration 1s ² og hører derfor til denne blok.

Blok p

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 ns ² np ^1-6 (p-orbitalerne kan have en eller op til seks elektroner at udfylde).

Så hvor på den periodiske tabel er denne blok placeret? Til højre: de grønne, lilla og blå firkanter; det vil sige ikke-metalliske elementer og tungmetaller, såsom vismut (Bi) og bly (Pb).

Begyndende med bor, med elektronisk konfiguration ns ² np ¹, tilføjer carbonet til højre en anden elektron: 2s ² 2p ². Dernæst er elektronkonfigurationer af de andre elementer i periode 2 i blok p: 2s ² 2p ³ (nitrogen), 2s ² 2p ⁴ (oxygen), 2s ² 2p ⁵ (fluor) og 2s ² 2p ⁶ (neon).

Hvis du går ned til de lavere perioder, har du energiniveauet 3: 3s ² 3p ^1-6, og så videre indtil slutningen af ​​blok p.

Bemærk, at den vigtigste ting ved denne blok er, at dens elementer fra periode 4 har fyldt d orbitaler (blå felter til højre). Kort sagt: blok s er til venstre for den periodiske tabel og blok p til højre.

Repræsentative elementer

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 valentoktetten. Med andre ord: de er elementerne i s- og p-blokke.

Deres grupper blev adskilt fra de andre med et bogstav A i slutningen. Der var således otte grupper: fra IA til VIIIA. Men i øjeblikket er nummereringssystemet, der bruges i moderne periodiske tabeller, arabisk fra 1 til 18, inklusive overgangsmetaller.

Af den grund kan borgruppen være IIIA eller 13 (3 + 10); kulstofgruppen, moms eller 14; og det for ædelgasser, den sidste til højre for bordet, VIIIA eller 18.

Overgangsmetaller

Overgangsmetaller er alle elementerne i de grålige firkanter. Gennem deres perioder udfyldes deres orbitaler, der er fem og kan derfor have ti elektroner. Da de skal have ti elektroner for at udfylde disse orbitaler, skal der være ti grupper eller kolonner.

Hver af disse grupper i det gamle nummereringssystem blev udpeget med romerske tal og et bogstav B i slutningen. Den første gruppe, scandium, var IIIB (3), den af ​​jern, kobolt 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 arabisk tal end ved at bruge romerske tal.

Interne overgangsmetaller

Fra periode 6 i det periodiske system bliver orbitalerne energisk tilgængelige. Disse skal først udfyldes end d orbitaler; og derfor er dens elementer normalt placeret fra hinanden for ikke at gøre bordet for langt.

De sidste to perioder, orange og grå, er de indre overgangsmetaller, også kaldet lanthanider (sjældne jordarter) og actinider. Der er syv f orbitaler, der har brug for fjorten elektroner til at udfylde, og derfor skal der være fjorten grupper.

Hvis disse grupper tilføjes til den periodiske tabel, vil der være 32 i alt (18 + 14), og der vil være en "lang" version:

Kilde: Af Sandbh, fra Wikimedia Commons

Den lyserosa række svarer til lanthanoiderne, mens den mørkerosa række svarer til actinoiderne. Lanthanum, La med Z = 57, actinium, Ac med Z = 89, og hele f-blokken tilhører den samme gruppe som skandium. Hvorfor? Fordi skandium har en ^første orbital, der er til stede i resten af ​​lanthanoiderne og actinoiderne.

La og Ac har valenskonfigurationer 5d ¹ 6s ² og 6d ¹ 7s ². Når du bevæger dig mod højre gennem begge rækker, begynder 4f- og 5f-orbitaler at udfyldes. Når du er fyldt, kommer du til elementerne lutetium, Lu og laurencio, Lr.

Metaller og ikke-metaller

Når man efterlader kagen i det periodiske bord, er det mere praktisk at ty til den i det øverste billede, selv i dens aflange form. I øjeblikket har langt de fleste af de nævnte elementer været metaller.

Ved stuetemperatur er alle metaller faste stoffer (undtagen kviksølv, der er flydende) med en sølvgrå farve (undtagen kobber og guld). De er også normalt hårde og blanke; skønt blokke s er bløde og skrøbelige. Disse elementer er kendetegnet ved deres lethed af at miste elektroner og danne M ⁺ kationer.

I tilfælde af lanthanoider mister de de tre elektroner 5d ¹ 6s ^{2 for} at blive trivalente M ³⁺ kationer (såsom La ³⁺). Cerium er på sin side i stand til at miste fire elektroner (Ce ⁴⁺).

På den anden side udgør ikke-metalliske elementer den mindste del af det periodiske system. Det er gasser eller faste stoffer med kovalent bundne atomer (såsom svovl og fosfor). Alle er placeret i blok p; mere præcist i den øverste del af det, da faldet ned 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).

Metalliske familier

Inden for metaller er der en intern klassifikation, der kan differentiere dem fra hinanden:

-Metallerne i gruppe 1 er alkaliske

-Gruppe 2, jordalkalimetaller (Mr. Becambara)

-Gruppe 3 (IIIB) skandiumfamilie. Denne familie består af scandium, lederen af ​​gruppen, af 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), vanadium-familie. Gruppe 6 (VIB), kromfamilie. Og så videre op til zinkfamilien, gruppe 12 (IIB).

metalloider

Den metalliske karakter stiger fra højre til venstre og fra top til bund. Men hvad er grænsen mellem disse to typer kemiske elementer? Denne grænse er sammensat af elementer 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

-Silicon: Ja

-Ge: germanium

-Som: arsen

-Sb: antimon

-Te: tellurium

-At: astatin

Hvert af disse syv elementer udviser mellemliggende egenskaber, der varierer afhængigt af kemisk miljø eller temperatur. En af disse egenskaber er halvleder, dvs. metalloider er halvledere.

gasser

Under terrestriske forhold er gasformige elementer de lette ikke-metaller, såsom nitrogen, ilt og fluor. Også klor, brint og ædelgasser falder ind under denne klassificering. Af dem alle er de mest emblematiske ædelgasser på grund af deres lave tendens til at reagere og opføre sig som frie atomer.

Sidstnævnte findes i gruppe 18 i den periodiske tabel og er:

-Helio, han

-Neon, Ne

-Argon, Ar

-krypton, Kr

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

-Og den nyeste af alle er den syntetiske ædelgas oganeson, Og.

Alle ædelgasser har til fælles valensekonfiguration ns ² np ⁶; det vil sige, de har hele valenceokteten.

Tilstande af aggregering af elementer ved andre temperaturer

Elementerne er i fast, flydende eller gasformig tilstand afhængig af temperaturen og styrken af ​​deres interaktioner. Hvis jordens temperatur afkøles til omkring absolut nul (0K), ville alle elementer fryse; undtagen helium, som ville kondensere.

Ved denne ekstreme temperatur ville resten af ​​gasserne være i form af is.

Ved det andet ekstreme, hvis temperaturen var ca. 6000K, ville "alle" elementerne være i gasformig tilstand. Under disse forhold kunne du bogstaveligt talt se skyer af guld, sølv, bly og andre metaller.

Anvendelser og applikationer

Den periodiske tabel i sig selv har altid været og vil altid være et værktøj til at konsultere elementernes symboler, atommasser, strukturer og andre egenskaber. Det er yderst nyttigt, når du udfører støkiometriske beregninger, som er dagens orden i mange opgaver i og uden for laboratoriet.

Ikke kun det, men også den periodiske tabel giver dig mulighed for at sammenligne elementerne i den samme gruppe eller periode. Man kan således forudsige, hvordan bestemte forbindelser af elementerne vil være.

Forudsigelse af oxidformler

For eksempel for alkalimetaloxider, da de har en enkelt valenselektron, og derfor en valens på +1, forventes formlen for deres oxider at være af M ₂ O typen. Dette verificeres med det oxid af hydrogen, vand, H ₂ O. også med oxider af natrium, Na ₂ O og kalium, K ₂ O.

For de andre grupper skal deres oxider have den generelle formel M ₂ O _n, hvor n er lig med gruppens antal (hvis elementet er fra blok p, beregn n-10). Således, carbon, som tilhører gruppe 14, danner CO ₂ (C ₂ O _4/2); svovl, fra gruppe 16, SO ₃ (S ₂ O _6/2); og nitrogen, fra gruppe 15, N ₂ O ₅.

Dette gælder dog ikke overgangsmetaller. Dette skyldes at jern, selvom det hører til gruppe 8, ikke kan miste 8 elektroner, men 2 eller 3. Derfor er det i stedet for at huske formlerne vigtigere at være opmærksom på valenserne for hvert element.

Valenser af elementerne

De periodiske tabeller (nogle) viser de mulige valenser for hvert element. Når man kender disse, kan nomenklaturen til en forbindelse og dens kemiske formel på forhånd estimeres. Valencer er som nævnt ovenfor relateret til gruppenummeret; selvom det ikke gælder for alle grupper.

Valenser afhænger mere af atomenes elektroniske struktur, og hvilke elektroner de faktisk kan vinde eller miste.

Ved at kende antallet af valenselektroner kan du også starte med Lewis-strukturen af ​​en forbindelse fra denne information. Den periodiske tabel giver derfor studerende og fagfolk mulighed for at tegne strukturer og gøre plads for en efterforskning af mulige geometrier og molekylstrukturer.

Digitale periodiske tabeller

I dag har teknologi gjort det muligt for periodiske tabeller at være mere alsidige og give flere oplysninger tilgængelige for alle. Flere af dem har markante illustrationer af hvert element samt et kort resumé af dets vigtigste anvendelser.

Den måde, du interagerer med dem, fremskynder deres forståelse og studier. Den periodiske tabel 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 gennem det fra perioder til grupper.

Betydningen af ​​den periodiske tabel

I dag er den periodiske tabel det vigtigste organiseringsværktøj inden for kemi på grund af de detaljerede forhold mellem dets elementer. Dets 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 se på det periodiske system får du en enorm mængde og information hurtigt og effektivt, såsom:

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

- Lithium er et alkalimetal, beryllium er et jordalkalimetal, og bor er et ikke-metal.

- Litium er den bedste leder af de tre nævnte, efterfulgt af beryllium og til sidst bor (halvleder).

Ved at placere disse elementer i den periodiske tabel kan deres tendens til elektrisk ledningsevne øjeblikkeligt konkluderes.

Referencer

1. Scerri, E. (2007). Den periodiske tabel: dens historie og dens betydning. Oxford New York: Oxford University Press.
2. Scerri, E. (2011). Den periodiske tabel: en meget kort introduktion. Oxford New York: Oxford University Press.
3. Moore, J. (2003). Kemi til dummies. New York, NY: Wiley Pub.
4. Venable, FP. (1896). Udviklingen af ​​den periodiske lov. Easton, Pennsylvania: Chemical Publishing Company.
5. Ball, P. (2002). Ingredienserne: en guidet tur til elementerne. Oxford New York: Oxford University Press.
6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kemi. (8. udgave). CENGAGE Læring.
7. Royal Society of Chemistry. (2018). Periodiske system. Gendannes fra: rsc.org
8. Richard C. Banks. (Januar 2001). Den periodiske tabel. Gendannes fra: chemistry.boisestate.edu
9. Fysik 2000. (nd). Oprindelsen af ​​det periodiske system. Gendannes fra: physics.bk.psu.edu
10. King K. & Nazarewicz W. (7. juni 2018). Er der slutt på det periodiske system? Gendannes fra: msutoday.msu.edu
11. Dr. Doug Stewart. (2018). Den periodiske tabel. Gendannes fra: chemicool.com
12. Mendez A. (16. april 2010). Mendeleevs periodiske tabel. Gendannes fra: quimica.laguia2000.com