Periodisk tabell av elementene historie, struktur, elementer

den Periodisk tabell 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, klassifiser dem og finn periodiske egenskaper mellom dem..

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 veldig lyse, som hydrogen, og andre, superheavy, som oganneson.

Hvem er skyldig et slikt hjerte innen kjemi? Forskeren Dmitrij Mendelejev, som i 1869 (nesten 150 år) publisert, etter et tiår med teoretiske studier og eksperimenter, den første periodiske tabellen i et forsøk på å organisere de 62 elementer kjent på det tidspunktet.

For dette utgav Mendeléyev basert på kjemiske egenskaper, samtidig som 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 det periodiske bordet Mendeleev perfeksjonert og fullført..

index

• 1 Historien til det periodiske bordet
  • 1.1 Elementer
  • 1.2 Symbology
  • 1.3 Utviklingen av ordningen
  • 1.4 Gardineskrue fra Chancourtois (1862)
  • 1,5 Octaves of Newlands (1865)
  • 1,6 Mendeléyv-tabellen (1869)
  • 1.7 Moseley Periodisk Tabell (nåværende periodisk tabell) - 1913
• 2 Hvordan er det organisert? (Struktur og organisering)
  • 2.1 Perioder
  • 2,2 grupper
  • 2.3 Antall protoner vs valenselektroner
• 3 elementer av det periodiske bordet
  • 3.1 Blokk s
  • 3,2 blokk p
  • 3.3 Representative elementer
  • 3.4 Overgangsmetaller
  • 3.5 Metaller av intern overgang
  • 3.6 Metaller og ikke-metaller
  • 3.7 Metallfamilier
  • 3.8 Metalloider
  • 3,9 gasser
• 4 bruksområder og applikasjoner
  • 4.1 Forutsigelse av formlene av oksydene
  • 4.2 Valencias av elementene
  • 4.3 Digitale periodiske tabeller
• 5 Betydningen av periodisk tabell
• 6 Referanser

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 referert til som faser og tilstander av materie, og ikke den måten som refereres til fra middelalderen.

De gamle greker hadde troen på at planeten vi bebodd ble dannet av de fire grunnleggende elementene: brann, jord, vann og luft.

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 de nåværende kjemikerne) 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. Deretter ble dette systemet av notasjon erstattet av Jhon Berzelius (brukes før dagens dato), fordi Dalton modellen ble komplisert som de dukket opp nye elementer.

Utviklingen av ordningen

De første forsøkene på å lage et kart for å organisere informasjonen om kjemiske elementer skjedde i det nittende århundre med Triads 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)

Fortsetter arbeidet med å Döbereiner, Storbritannia John Newlands beordret de kjemiske elementene i stigende orden med hensyn atomvekter, og bemerker at syv elementene var likhetene 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. Han forlot hull i sin periodiske bordsmodell forutse utseendet av nye elementer i fremtiden (foruten å forutsi egenskapene han 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, basert på 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 boksene av de midtre søyler er av grålig farge, slik at alle disse elementene må ha noe til felles, og det er overgangsmetall d orbitaler halvfull.

Tilsvarende elementer i de lilla bokser, skjønt passerer gassformige stoffer, av en rødaktig væske og faste svarte til purpur (jod) og sølvgrå (Astat) er deres kjemiske egenskaper som gjør kongenere. 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 den periode 4, når elementene var som skjer i rekkefølge etter økende atommasse, var det at åtte av de kjemiske egenskaper oppstår på nytt (lov av oktaver av John Newlands).

Overgangsmetallene var innebygd med andre ikke-metalliske elementer, slik som svovel og fosfor. Av denne grunn var innføringen av kvantfysikk og elektroniske konfigurasjoner i forståelsen av moderne periodiske tabeller 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 de øvre periodene 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. Merk at selv om sistnevnte synes å være i den antatte niende perioden, tilhører det faktisk den sjette, like etter den gule boksen av 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 av valenslaget det er det samme.

For eksempel, i den første kolonnen eller gruppen, har H en enkelt elektron i 1s-omgangen¹, akkurat som Li (2s¹), natrium (3s¹), kalium (4s¹) og så videre til francen (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 dekket: 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 kan det ikke være et atom med en nøytral ladning).

Men av de seks elektronene, fire er fra valencia. Av den grunn er den elektroniske konfigurasjonen [He] 2s²2p². [Han] betegner de to elektronene 1s² av det lukkede laget, og teoretisk ikke delta 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 sfærisk geometri, og som skråner ned ved hvilken som helst av disse gruppene, er elementene anskaffe lag som øker størrelsen av deres atomer.

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 ns²np^1-6 (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).

Begynner med bor, med elektronisk konfigurasjon ns²np¹, karbonet til høyre legger til 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, har du energinivået 3: 3s²3p^1-6, og så videre til slutten av blokk p.

Legg merke til at den viktigste av denne blokken er det, fra den periode 4 dets elementer er helt fyllt d ​​orbitaler (blå bokser foran 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 disse 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, scandium, var IIIB (3), jern, kobolt og nikkel VIIIB ved å ha meget like 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 orbital nd¹, som er tilstede i resten av lantanoider og actinoider.

La og Ac har 5d valensekonfigurasjoner¹6s² 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 er faste stoffer (med unntak av kvikksølv, som er en væske) gråaktig sølv (bortsett fra 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 kasjoner⁺.

I tilfelle av lantanoider, mister de de tre 5d-elektronene¹6s² å bli trivalente kationer M³⁺ (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).

I tillegg vinner ikke-metaller i stedet for å miste elektroner. Dermed danner de X anioner^- med forskjellige negative kostnader: -1 for halogener (gruppe 17) og -2 for kalkogener (gruppe 16, 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), titan familie: 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

-Silisium: Ja

-Ge: germanium

-Som: arsen

-Sb: antimon

-Te: Tellurium

-På: astatin

Hver av disse syv elementene har mellomliggende egenskaper, som varierer i henhold til kjemisk miljø eller temperatur. En av disse egenskapene er halvleder, 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 periodisk tabell og er:

-Helio, He

-Neon, Ne

-Argon, Ar

-krypton, kr

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

-Og den siste av alt, den syntetiske edelgassen oganneson, Og.

Alle edle gasser har til felles valensekonfigurasjonen ns²np⁶; det vil si, de har fullført hvelvetoketten.

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 bokstavelig talt 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. Så, du kan forutsi 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 M-typen.₂O. Dette kontrolleres med hydrogenoksid, vann, H₂O. Også med natriumoksyder, Na₂O og kalium, K₂O.

For de andre gruppene må deres oksider ha en generell formel M₂O_n, hvor n er lik gruppens nummer (dersom elementet er fra blokk p, beregnes n-10). Kull, som tilhører gruppe 14, danner således CO₂ (C-₂O₄/ 2); Svovel, fra gruppe 16, SO₃ (S₂O₆/ 2); og nitrogen, fra gruppe 15, N₂O₅.

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 være oppmerksom på valennene 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 atomens elektroniske struktur, 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 hovedbruken.

Måten det interagerer med, øker forståelsen og studien. Det periodiske bordet bør 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 dirigenten til de tre navnene, etterfulgt av beryllium og til slutt bor (halvleder).

Ved å finne disse elementene i det periodiske bordet kan du dermed umiddelbart konkludere med tendensen til elektrisk ledningsevne.

referanser

1. Scerri, E. (2007). Det periodiske tabellen: dens historie og dens betydning. Oxford New York: Oxford University Press.
2. Scerri, E. (2011). Det periodiske bordet: en veldig kort introduksjon. Oxford New York: Oxford University Press.
3. Moore, J. (2003). Kjemi for dummies. New York, NY: Wiley Pub.
4. Venable, F.P ... (1896). Utviklingen av den periodiske loven. Easton, Pennsylvania: Chemical Publishing Company.
5. Ball, P. (2002). Ingrediensene: En guidet tur på elementene. Oxford New York: Oxford University Press.
6. Whitten, Davis, Peck & Stanley. Kjemi. (8. utgave). CENGAGE Learning.
7. Royal Society of Chemistry. (2018). Periodisk tabell. Hentet fra: rsc.org
8. Richard C. Banks. (Januar 2001). Det periodiske systemet. Hentet fra: chemistry.boisestate.edu
9. Fysikk 2000. (s.f.). Opprinnelsen til det periodiske tabellen. Hentet fra: physics.bk.psu.edu
10. King K. & Nazarewicz W. (7. juni 2018). Er det en slutt på det periodiske bordet? Hentet fra: msutoday.msu.edu
11. Dr. Doug Stewart. (2018). Det periodiske systemet. Hentet fra: chemicool.com
12. Mendez A. (16. april 2010). Mendeleev periodiske bord. Hentet fra: quimica.laguia2000.com