De periodiskt system av element är ett verktyg som låter dig konsultera de kemiska egenskaperna hos de 118 element som hittills varit 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 inte elektronutralitet vara möjligt. Således är vissa atomer mycket lätta, såsom väte, och andra supertunga, såsom oganeson.
Vem är ett sådant hjärta skyldigt inom kemi? Till forskaren Dmitri Mendeleev, som 1869 (för nästan 150 år sedan), efter ett decennium av teoretiska studier och experiment, publicerade den första periodiska tabellen i ett försök att organisera de 62 element som var kända vid den tiden.
För detta förlitade Mendeleev sig på kemiska egenskaper, samtidigt som Lothar Meyer publicerade ett annat periodiskt system som var organiserat efter elementens fysiska egenskaper..
Ursprungligen innehöll tabellen "tomma utrymmen", vars element inte hade varit kända under dessa år. Men Mendeleev kunde 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 ordnade elementen enligt deras atommassa. Denna ordning avslöjade viss periodicitet (upprepning och likhet) i de kemiska egenskaperna hos elementen; emellertid övergångselementen inte överens med denna ordning, och inte heller de ädla gaserna.
Av denna anledning var det nödvändigt att beställa elementen med beaktande av atomnummer (antal protoner), istället för atommassa. Härifrån, tillsammans med många författares hårda arbete och bidrag, förfinades och slutfördes Mendeleevs periodiska system..
Artikelindex
Användningen av element som grund för att beskriva miljön (närmare bestämt naturen) har använts sedan urminnes tider. Men vid den tiden kallades de faser och tillstånd i materien, och inte på det sätt som det hänvisas till från medeltiden.
De forntida grekerna trodde att planeten vi bor bestod av de fyra grundläggande elementen: eld, jord, vatten och luft..
Å andra sidan var antalet element i forntida Kina fem och till skillnad från grekerna uteslutte dessa luft och inkluderade metall och trä..
Den första vetenskapliga upptäckten gjordes 1669 av tyska Henning Brand, som upptäckte fosfor; från och med det datumet registrerades alla efterföljande poster.
Det är värt att klargöra att vissa element som guld och koppar redan var kända före fosfor; skillnaden är att de aldrig registrerades.
Alkemisterna (förfäderna till dagens kemister) gav namnen till elementen i förhållande till konstellationerna, deras upptäckare och de platser där de upptäcktes.
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 dykt upp..
De första försöken att skapa en karta som organiserade informationen om de kemiska grundämnena inträffade på 1800-talet med Döbereiner Triads (1817).
Under åren hittades nya element som gav upphov till nya organisationsmodeller tills den som för närvarande används..
Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois designade en pappershelix som visar en graf med spiraler (tellurskruv).
I detta system ordnas elementen i ökande ordning med avseende på deras atomvikter. Liknande objekt är vertikalt inriktade.
Fortsätt med Döbereiner arbete arrangerade brittiska John Alexander Reina Newlands de kemiska elementen i ökande ordning med avseende på atomvikter och noterade att var sju element hade likheter i sina egenskaper (väte ingår inte).
Mendeleev ordnade de kemiska elementen i ökande ordning med avseende på atomvikt och placerade i samma kolumn de vars egenskaper var likartade. Han lämnade luckor i sin periodiska modell för att förutse utseendet på nya element i framtiden (förutom att förutsäga de egenskaper den borde ha).
Ädelgaser förekommer inte i Mendeleevs bord, eftersom de ännu inte hade upptäckts. Dessutom betraktade Mendeleiv inte väte.
Henry Gwyn Jeffreys Moseley föreslog att de kemiska elementen i det periodiska systemet skulle ordnas enligt deras atomnummer; det vill säga som en funktion av dess antal protoner.
Moseley förkunnade den "periodiska lagen" 1913: "När grundämnen är ordnade efter deras atomnummer, 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..
Det kan ses att pastellen i det periodiska systemet har flera färger. Varje färg associerar element med liknande kemiska egenskaper. Det finns orange, gula, blå, lila kolumner; gröna rutor och en äpplegrön diagonal.
Observera att cellerna i de mellersta kolumnerna är gråaktiga, så alla dessa element måste ha något gemensamt, det vill säga att de är övergångsmetaller med halvfulla d-orbitaler..
På samma sätt är elementen i de lila rutorna, även om de går från gasformiga ämnen, från en rödaktig vätska till fast svartlila (jod) och silvergrå (astatin), det är deras kemiska egenskaper som gör dem kongener. Dessa egenskaper styrs av de elektroniska strukturerna för dess atomer..
Organisationen och strukturen för det periodiska systemet är inte godtycklig, utan följer en serie periodiska egenskaper och värden som bestäms för elementen. Till exempel, om metallkaraktären minskar från vänster till höger om bordet, kan ett metallelement i det övre högra hörnet inte förväntas.
Elementen är ordnade i rader eller perioder beroende på energinivån på deras orbitaler. Före period 4, när grundämnena lyckades varandra i ökande ordning av atommassa, fann man att för varje åtta av dem upprepades de kemiska egenskaperna igen (John Newlands oktavlag).
Övergångsmetallerna gjöts med andra icke-metalliska element, såsom svavel och fosfor. Av denna anledning var införandet av kvantfysik och elektronkonfigurationer avgörande för förståelsen av moderna periodiska tabeller..
Orbitalerna i ett energiskal fylls med elektroner (och kärnorna hos protoner och neutroner) när det rör sig genom en period. Detta energilager går hand i hand med storleken eller atomradien; därför är elementen i de övre perioderna mindre än de nedan.
H och Han befinner sig på den första (period) energinivån; den första raden av 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 med Ba.
Genom att gå igenom en period har man funnit att massan, antalet protoner och elektroner ökar. I samma kolumn eller grupp, även om massan och protonerna varierar, är antalet valensskalelektroner är samma.
Till exempel, i den första kolumnen eller gruppen har H en enda elektron i 1s-omloppet1, som Li (2s1natrium (3s1), kalium (4s1) och så vidare tills francium (7s1). Det nummer 1 betecknar att dessa element knappast har en valenselektron och därför tillhör grupp 1 (IA). Varje element är i olika perioder.
Om man inte räknar med grönt väte, är elementen under det orange-boxade och kallas alkalimetaller. En ruta till höger under 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 kunskap om d-orbitalerna, kommer man till borgruppen (B) eller gruppen 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.
När man studerar det periodiska systemet kan en förvirring uppstå mellan atomnummer Z eller antalet totala protoner i kärnan och antalet valenselektroner. Till exempel 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 de sex elektronerna, fyra är från valencia. Av den anledningen är dess elektronkonfiguration [He] 2stvå2 stvå. [Han] betecknar de två 1-elektronernatvå av det slutna lagret och deltar teoretiskt inte i bildandet av kemiska bindningar.
Eftersom kol har fyra valenselektroner är det också "bekvämt" beläget i grupp 14 (IVA) i det periodiska systemet..
Elementen under kol (Si, Ge, Sn, Pb och Fl) har högre atomnummer (och atommassor); men de har alla de fyra valenselektronerna gemensamt. Detta är nyckeln till att förstå varför ett element tillhör en grupp och inte en annan..
Som just förklarats kännetecknas grupperna 1 och 2 av att de har en eller två elektroner i sina orbitaler. Dessa orbitaler har 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. Elektronkonfigurationen för elementen i detta block är ns (1s, 2s, etc.).
Även om elementet helium finns i det övre högra hörnet av tabellen är dess elektronkonfiguration 1stvå och tillhör därför detta block.
Till skillnad från s-blocket har elementen i detta block helt fyllt s orbitaler, medan deras p-orbitaler fortsätter att fyllas med elektroner. De elektroniska konfigurationerna för elementen som tillhör detta block är av typen nstvånp1-6 (p-orbitaler kan ha en eller upp till sex elektroner att fylla).
Så var i det periodiska systemet finns detta block? Till höger: de gröna, lila och blå rutorna; dvs icke-metalliska grundämnen och tungmetaller, såsom vismut (Bi) och bly (Pb).
Börjar med bor, med elektronkonfiguration nstvånp1, kolet till höger lägger till ytterligare en elektron: 2stvå2 stvå. Därefter är elektronkonfigurationerna för de andra elementen i period 2 i block p: 2stvå2 s3 (kväve), 2stvå2 s4 (syre), 2stvå2 s5 (fluor) och 2stvå2 s6 (neon).
Om du går ner till de lägre perioderna kommer du att ha energinivån 3: 3stvå3p1-6, och så vidare tills slutet av blocket p.
Observera att det viktigaste med detta block är att dess element från period 4 har fyllt d-orbitaler helt (blå rutor till höger). Kort sagt: block s är till vänster om det periodiska systemet och block p till höger.
Vilka är de representativa elementen? De är de som å ena sidan lätt tappar elektroner eller å andra sidan får dem att slutföra valensoktet. Med andra ord: de är elementen i blocken s och p.
Deras grupper skilde sig från de andra med bokstaven 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 övergångsmetaller..
Av den anledningen kan borgruppen vara IIIA eller 13 (3 + 10); kolgruppen, moms eller 14; och för ädelgaser, den sista till höger om bordet, VIIIA eller 18.
Övergångsmetallerna är alla element i de gråaktiga rutorna. Under deras perioder fylls deras d-orbitaler, vilka 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 betecknades med romerska siffror och bokstaven B i slutet. Den första gruppen, den för skandium, var IIIB (3), den för 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..
Från och med period 6 i det periodiska systemet blir f-orbitalerna energiskt tillgängliga. Dessa måste fyllas först än d-orbitalerna; och därför är dess element vanligtvis placerade isär för att inte förlänga bordet för mycket.
De senaste två perioderna, orange och grå, är de inre övergångsmetallerna, även kallade lantanider (sällsynta jordarter) och aktinider. Det finns sju f-orbitaler, som behöver fjorton elektroner att fylla, och därför måste det finnas fjorton grupper.
Om dessa grupper läggs till i det periodiska systemet kommer det att finnas totalt 32 (18 + 14) och det kommer att finnas en “lång” version:
Den ljusrosa raden motsvarar lantanoiderna, medan den mörkrosa raden motsvarar aktinoiderna. Lanthanum, La med Z = 57, actinium, Ac med Z = 89, och hela f-blocket tillhör samma grupp som skandium. Varför? Eftersom skandium har en andra omlopp1, som finns i resten av lantanoiderna och aktinoiderna.
La och Ac har 5d valensinställningar16stvå och 6d17stvå. När du flyttar åt höger genom båda raderna börjar orbitalerna 4f och 5f att fyllas. När du väl är fylld kommer du till elementen lutetium, Lu och laurencio, Lr.
Att lämna bakom kakan i det periodiska bordet är det bekvämare att tillgripa den i den övre bilden, även i dess långsträckta form. Just nu har de allra flesta av de nämnda elementen varit metaller.
Vid rumstemperatur är alla metaller fasta ämnen (utom kvicksilver, som är flytande) med en silvergrå färg (förutom koppar och guld). De tenderar också att vara hårda och glänsande; även om de i block s är mjuka och spröda. Dessa element kännetecknas av att de är lätta att förlora elektroner och bilda katjoner M+.
När det gäller lantanoider förlorar de alla tre 5d-elektronerna16stvå att bli trevärda katjoner M3+ (som hon3+). Cerium kan å sin sida förlora fyra elektroner (Ce4+).
Å andra sidan utgör icke-metalliska element den minsta delen av det periodiska systemet. De är gaser eller fasta ämnen med kovalent bundna atomer (som svavel och fosfor). Alla finns i block p; mer exakt, i den övre delen av den, eftersom nedåtgående till de nedre perioderna ökar metallkaraktären (Bi, Pb, Po).
Också, icke-metall 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).
Inom metaller finns en intern klassificering för att skilja dem från varandra:
-Grupp 1-metaller är alkaliska
-Grupp 2, alkaliska jordartsmetaller (Mr. Becambara)
-Grupp 3 (IIIB) skandiumfamilj. Denna familj består av skandium, gruppens chef, yttrium Y, lantan, aktinium och alla lantanoider och aktinoider.
-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), vanadinfamilj. Grupp 6 (VIB), kromfamilj. Och så vidare upp till zinkfamiljen, grupp 12 (IIB).
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 systemet i "stegen" som börjar med bor och slutar med det radioaktiva elementet astatin. Dessa element är:
-B: bor
-Kisel: Ja
-Ge: germanium
-Som: arsenik
-Sb: antimon
-Te: tellurium
-Vid: astatine
Var och en av dessa sju element uppvisar mellanegenskaper, som varierar beroende på kemisk miljö eller temperatur. En av dessa egenskaper är halvledningar, det vill säga metalloider är halvledare.
Under markbundna förhållanden är de gasformiga elementen de icke-lätta metaller, såsom kväve, syre och fluor. Klor, väte och ädelgaser omfattas också av denna klassificering. Av dem 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:
-Helium, han
-Neon, Ne
-Argon, Ar
-krypton, Kr
-Xenon, Xe
-Radon, Rn
-Och det senaste av alla, den syntetiska ädelgasen oganeson, Og.
Alla ädelgaser har valenskonfigurationen ns gemensamttvånp6; det vill säga de har hela valensoktet.
Elementen är i fast, flytande eller gasformigt tillstånd beroende på temperaturen och styrkan hos deras interaktioner. Om jordens temperatur svalnade till 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.
Å andra sidan, om temperaturen var ungefär 6000K, skulle "alla" elementen vara i gasform. Under dessa förhållanden kunde du bokstavligen se moln av guld, silver, bly och andra metaller.
Det periodiska systemet har i sig alltid varit och kommer att vara ett verktyg för att konsultera elementens symboler, atommassor, strukturer och andra egenskaper. Det är extremt användbart när du utför stökiometriska beräkningar, som är ordningen för dagen i många uppgifter inom och utanför laboratoriet.
Inte bara det utan också det periodiska systemet gör att du kan jämföra elementen i samma grupp eller period. Således kan man förutsäga hur vissa föreningar av elementen kommer att se ut.
Till exempel, för alkalimetalloxider, eftersom de har en enda valenselektron, och därför en valens av +1, förväntas formeln för deras oxider vara av M-typentvåO. Detta kontrolleras med väteoxid, vatten, HtvåO. Även med natriumoxider, NatvåO och kalium, KtvåELLER.
För de andra grupperna måste deras oxider ha den allmänna formeln MtvåELLERn, där n är lika med gruppnumret (om elementet är från block p beräknas n-10). Således bildar kol, som tillhör grupp 14, COtvå (CtvåELLER4/två); svavel, från grupp 16, SO3 (StvåELLER6/två); och kväve, grupp 15, NtvåELLER5.
Detta gäller dock inte övergångsmetaller. Detta beror på att järn, även om det tillhör grupp 8, inte kan förlora 8 elektroner utan 2 eller 3. Därför är det viktigare att uppmärksamma valensen för varje element istället för att memorera formlerna..
De periodiska tabellerna (några) visar möjliga valenser för varje element. Genom att känna till dessa kan nomenklaturen för en förening och dess kemiska formel uppskattas i förväg. Valens, som nämnts tidigare, är relaterade till gruppnumret; även om det inte gäller för alla grupper.
Valenserna beror mer på atomernas elektroniska struktur och vilka elektroner de faktiskt kan förlora eller få..
Genom att känna till antalet valenselektroner kan du också börja med Lewis-strukturen för en förening från denna information. Det periodiska systemet gör det därför möjligt för studenter och yrkesverksamma att skissa strukturer och vika för en undersökning av möjliga geometrier och molekylära strukturer..
Idag har tekniken gjort att periodiska tabeller kan bli mer mångsidiga och ge mer information tillgänglig för alla. Flera av dem ger slående illustrationer av varje element, samt en kort sammanfattning av dess huvudsakliga användningsområden.
Sättet du interagerar med dem påskyndar din förståelse och studier. Det periodiska systemet borde vara ett verktyg som är tilltalande för ögat, lätt att utforska och den mest effektiva metoden att känna till dess kemiska element är att gå igenom den från perioder till grupper..
Idag är det periodiska systemet det viktigaste organiseringsverktyget i kemi på grund av dess detaljerade förhållanden. Dess användning är avgörande både för studenter och lärare såväl som för forskare och många yrkesverksamma som ägnar sig åt branschen 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 namngivna, följt av beryllium och slutligen bor (halvledare).
Genom att placera dessa element i det periodiska systemet kan deras tendens till elektrisk ledningsförmåga sålunda omedelbart avslutas..
Ingen har kommenterat den här artikeln än.