PERIODISK OVERSIKT OVER ELEMENTER: HISTORIE, STRUKTUR, ELEMENTER - KJEMI - 2026

Den periodiske tabellen over elementene er et verktøy som gjør det mulig å konsultere de kjemiske egenskapene til de hittil kjente 118 elementene. Det er viktig når du utfører støkiometriske beregninger, forutsier de fysiske egenskapene til et element, klassifiserer dem og finner periodiske egenskaper blant dem alle.

Atomer blir tyngre ettersom kjernene deres tilfører protoner og nøytroner, som også må ledsages av nye elektroner; Ellers ville ikke elektronutralitet være mulig. Dermed er noen atomer veldig lette, som hydrogen, og andre, supertunge, som oganeson.

Hvem skyldes et slikt hjerte i kjemi? Til forskeren Dmitri Mendeleev, som i 1869 (for nesten 150 år siden) publiserte, 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 å gjøre dette, stolte Mendeleev på kjemiske egenskaper, mens parallelt publiserte Lothar Meyer en annen periodisk tabell som var organisert i henhold til de fysiske egenskapene til elementene.

Opprinnelig inneholdt tabellen “tomme mellomrom”, hvis elementer ikke hadde vært kjent i de årene. Mendeleyev var imidlertid i stand til å forutsi flere av sine egenskaper med betydelig nøyaktighet. Noen av disse elementene var: germanium (som han kalte eka-silisium) og gallium (eka-aluminium).

De første periodiske tabellene bestilte elementene i henhold til atommassene. Denne ordningen avslørte en viss periodisitet (repetisjon og likhet) i elementenes kjemiske egenskaper; overgangselementene stemte imidlertid ikke med denne rekkefølgen, og heller ikke edle gasser.

Av denne grunn var det nødvendig å bestille elementene som vurderer atomnummeret (antall protoner), i stedet for atommassen. Herfra, sammen med hardt arbeid og bidrag fra mange forfattere, ble Mendeleevs periodiske tabell foredlet og fullført.

Historikk om periodiske tabeller

Elements

Bruk av elementer som grunnlag for å beskrive miljøet (mer presist, naturen) har blitt brukt siden antikken. På den tiden ble de imidlertid referert til som faser og tilstander i saken, og ikke på den måten de er referert til fra middelalderen.

De gamle grekere hadde troen på at planeten vi bor var sammensatt av de fire grunnleggende elementene: ild, jord, vann og luft.

På den annen side, i det gamle Kina var antall elementer fem, og i motsetning til grekere, utelukket disse luft og inkluderte metall og tre.

Den første vitenskapelige oppdagelsen ble gjort i 1669 av det tyske Henning Brand, som oppdaget fosfor; fra og med den datoen ble alle etterfølgende poster spilt inn.

Det er verdt å avklare at noen elementer som gull og kobber allerede var kjent før fosfor; forskjellen er at de aldri ble registrert.

symbologi

Alchemistene (forfedrene til dagens kjemikere) ga navn til elementene i forhold til stjernebildene, deres oppdagere og stedene der de ble oppdaget.

I 1808 foreslo Dalton en serie tegninger (symboler) for å representere elementene. Senere ble dette notasjonssystemet erstattet av Jhon Berzelius (brukt til dags dato), siden Daltons modell ble mer komplisert etter hvert som nye elementer dukket opp.

Ordningsutvikling

De første forsøkene på å lage et kart som organiserte informasjonen om de kjemiske elementene skjedde på 1800-tallet med Döbereiner Triads (1817).

Gjennom årene ble det funnet nye elementer som ga opphav til nye organisasjonsmodeller inntil de nådde de som nå brukes.

Tellurisk skrue av Chancourtois (1862)

Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois tegnet en papirhelix som viser en graf av spiraler (tellurskrue).

I dette systemet ordnes elementene i økende rekkefølge med hensyn til atomvektene. Lignende elementer er loddrett på linje.

Octaves of Newlands (1865)

Fortsatt med Döbereiner sitt arbeid, ordnet britiske John Alexander Reina Newlands de kjemiske elementene i økende rekkefølge med hensyn til atomvekter, og merket at hvert syv elementer hadde likheter i egenskapene sine (hydrogen er ikke inkludert).

Mendelejevs bord (1869)

Mendeleev arrangerte de kjemiske elementene i økende rekkefølge med hensyn til atomvekten, og plasserte i samme kolonne de hvis egenskaper var like. Han etterlot hull i sin modell av det periodiske systemet og forventet utseendet til nye elementer i fremtiden (i tillegg til å forutsi egenskapene det burde ha).

Edelgassene vises ikke i Mendeleevs bord, siden de ennå ikke var oppdaget. Videre vurderte Mendeleiv ikke hydrogen.

Moseleys periodiske tabell (nåværende periodiske 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 antall protoner.

Moseley uttalte "Periodisk lov" i 1913: "Når elementer er ordnet i rekkefølge etter atomnummeret, viser deres fysiske og kjemiske egenskaper periodiske trender."

Dermed viser hver horisontale rad eller periode en type forhold, og hver kolonne eller gruppe viser en annen.

Hvordan er det organisert? (Struktur og organisering)

Det kan sees at den periodiske tabellen pastell har flere farger. Hver farge forbinder elementer med lignende kjemiske egenskaper. Det er oransje, gule, blå, lilla søyler; grønne firkanter, og en eplegrønn diagonal.

Legg merke til at cellene i de midterste kolonnene har gråaktig farge, så alle disse elementene må ha noe til felles, som er at de er overgangsmetaller med halvfulle d orbitaler.

På samme måte, elementene i de lilla rutene, selv om de går fra gassformige stoffer, fra en rødlig væske til fast svart-lilla (jod) og sølvgrå (astatin), er det deres kjemiske egenskaper som gjør dem til kongener. Disse egenskapene er styrt av de elektroniske strukturene til dets atomer.

Organiseringen og strukturen av den periodiske tabellen er ikke vilkårlig, men adlyder en serie med periodiske egenskaper og mønstre av verdier bestemt for elementene. Hvis for eksempel det metalliske tegnet avtar fra venstre til høyre for bordet, kan ikke et metallisk element i øverste høyre hjørne forventes.

perioder

Elementene er ordnet i rader eller perioder avhengig av energinivået til deres orbitaler. Før periode 4, når elementene etterfulgte hverandre i økende rekkefølge av atommassen, ble det funnet at for hver åtte av dem kjemiske egenskapene gjentok seg (John Newlands lov om oktaver).

Overgangsmetallene ble støpt med andre ikke-metalliske elementer, for eksempel svovel og fosfor. Av denne grunn var oppføringen av kvantefysikk og elektronkonfigurasjoner avgjørende for forståelsen av moderne periodiske tabeller.

Orbitalene i et energiskall fylles opp med elektroner (og kjernene til protoner og nøytroner) når det beveger seg gjennom en periode. Dette energilaget går hånd i hånd med størrelsen eller atomradiusen; elementene i de øvre periodene er derfor mindre enn under.

H og Han er i det første (periode) energinivået; den første raden med grålige firkanter, i den fjerde perioden; og raden med oransje firkanter, i den sjette perioden. Legg merke til at selv om sistnevnte ser ut til å være i antatt niende periode, hører den faktisk til den sjette, like etter den gule boksen for Ba.

grupper

Når man går gjennom en periode, finner man at massen, antall protoner og elektroner øker. I samme kolonne eller gruppe, selv om massen og protonene varierer, er antallet elektroner i valensskallet det samme.

For eksempel, i den første kolonnen eller gruppen, har H et enkelt elektron i 1s ^1- bane , det samme gjør Li (2s ¹ ), natrium (3s ¹ ), kalium (4s ¹ ) og så videre til francium (7s ¹ ). At nummer 1 betegner at disse elementene knapt har et valenselektron, og derfor tilhører gruppe 1 (IA). Hver vare er i forskjellige perioder.

Elementene under den er ikke oransje-kasset og kalles alkalimetaller. En boks til høyre i hvilken som helst periode, er gruppen eller kolonne 2; det vil si at elementene har to valenselektroner.

Men når man beveger seg et skritt lenger mot høyre, uten kunnskap om d orbitalene, ankommer man borgruppen (B) eller gruppe 13 (IIIA); i stedet for gruppe 3 (IIIB) eller skandium (Sc). Når man tar i betraktning fyllingen av d orbitalene, begynner man å gå gjennom periodene med de gråaktige rutene: overgangsmetallene.

Protonnummer vs valenselektroner

Når du studerer den periodiske tabellen, kan det oppstå en forvirring mellom atomnummer Z eller antall totale protoner i kjernen, og antall valenselektroner. For eksempel har karbon et Z = 6, det vil si at det har seks protoner og derfor seks elektroner (ellers kan det ikke være et nøytralt ladet atom).

Men av de seks elektronene er fire av valens . Av den grunn er elektronkonfigurasjonen 2s ² 2p ² . betegner de to 1s ^2- elektronene til det lukkede skallet, og teoretisk sett deltar de ikke i dannelsen av kjemiske bindinger.

Fordi karbon har fire valenselektroner, er det "beleilig" lokalisert i gruppe 14 (IVA) i det periodiske systemet.

Elementene under karbon (Si, Ge, Sn, Pb og Fl) har høyere atomnummer (og atommasser); men de har alle de fire valenselektronene til felles. Dette er nøkkelen til å forstå hvorfor et element tilhører en gruppe og ikke en annen.

Elementer i det periodiske systemet

Blokk s

Som nettopp forklart, er gruppene 1 og 2 preget av å ha en eller to elektroner i orbitaler. Disse orbitalene er av sfærisk geometri, og når en går ned gjennom en av disse gruppene, får elementene lag som øker størrelsen på atomene deres.

Fordi de har sterke tendenser i sine kjemiske egenskaper og måter å reagere på, er disse elementene organisert som s-blokken. Derfor hører alkalimetallene og jordalkalimetallene til denne blokken. Den elektroniske konfigurasjonen av elementene i denne blokken er ns (1s, 2s, etc.).

Selv om elementet helium er i øvre høyre hjørne av bordet, er dets elektroniske konfigurasjon 1s ² og tilhører derfor denne blokken.

Blokk bl

I motsetning til blokken, har elementene i denne blokken fullstendig fylt orbitaler, mens deres orbitaler fortsetter å være fylt med elektroner. De elektroniske konfigurasjonene til elementene som tilhører denne blokken er av typen ns ² np ^1-6 (p-orbitalene kan ha en eller opptil seks elektroner å fylle).

Så hvor på det periodiske systemet ligger denne blokken? Til høyre: de grønne, lilla og blå rutene; det vil si ikke-metalliske elementer og tungmetaller, for eksempel vismut (Bi) og bly (Pb).

Begynnende med bor, med elektronisk konfigurasjon ns ² np ¹ , tilføyer karbonet til høyre en annen elektron: 2s ² 2p ² . Deretter er elektronkonfigurasjonene til de andre elementene i periode 2 i blokk p: 2s ² 2p ³ (nitrogen), 2s ² 2p ⁴ (oksygen), 2s ² 2p ⁵ (fluor) og 2s ² 2p ⁶ (neon).

Hvis du går ned til de lavere periodene, vil du ha energinivået 3: 3s ² 3p ^1-6 , og så videre til slutten av blokk p.

Merk at det viktigste med denne blokken er at elementene fra periode 4 har fylt d orbitaler (blå bokser til høyre). Kort sagt: blokk s er til venstre for det periodiske systemet, og blokk p, til høyre.

Representative elementer

Hva er de representative elementene? Det er de som på den ene siden lett mister elektroner, eller på den annen side får dem til å fullføre valensoktetten. Med andre ord: de er elementene i s- og p-blokkene.

Deres grupper ble skilt fra de andre ved bokstav 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 borgruppen være IIIA, eller 13 (3 + 10); karbongruppen, moms eller 14; og den for edle gasser, den siste til høyre for bordet, VIIIA eller 18.

Overgangsmetaller

Overgangsmetallene er alle elementene i de gråaktige rutene. Gjennom periodene deres er d orbitalene deres fylt, som er fem og kan derfor ha ti elektroner. Siden de må ha ti elektroner for å fylle disse orbitalene, så må det være ti grupper eller kolonner.

Hver av disse gruppene i det gamle nummereringssystemet ble utpekt med romertall og en bokstav B på slutten. Den første gruppen, skandium, var IIIB (3), den av jern, kobolt og nikkel VIIIB for å ha veldig like reaktiviteter (8, 9 og 10), og den for sink IIB (12).

Som det er sett, er det mye lettere å gjenkjenne grupper etter arabiske tall enn ved å bruke romertall.

Interne overgangsmetaller

Fra periode 6 i periodiske tabeller blir orbitalene energisk tilgjengelige. Disse må fylles først enn d orbitals; og derfor er elementene vanligvis plassert fra hverandre for ikke å gjøre bordet for langt.

De to siste periodene, de oransje og de gråaktige, er de indre overgangsmetallene, også kalt lantanider (sjeldne jordarter) og aktinider. Det er syv f orbitaler, som trenger fjorten elektron for å fylle, og det må derfor være fjorten grupper.

Hvis disse gruppene blir lagt til i den periodiske tabellen, vil det være 32 totalt (18 + 14) og det vil være en "lang" versjon:

Kilde: Av Sandbh, fra Wikimedia Commons

Den lyserosa raden tilsvarer lanthanoidene, mens den mørkrosa raden tilsvarer actinoidene. Lanthanum, La med Z = 57, actinium, Ac med Z = 89, og hele f-blokken tilhører samme gruppe som skandium. Hvorfor? Fordi scandium har en nd ¹ orbital , som er til stede i resten av lanthanoids og actinoids.

La og Ac har valenskonfigurasjoner 5d ¹ 6s ² og 6d ¹ 7s ² . Når du beveger deg til høyre gjennom begge radene, begynner 4f- og 5f-bane å fylle seg. Når du er fylt, kommer du til elementene lutetium, Lu og laurencio, Lr.

Metaller og ikke-metaller

Etter å ha lagt seg bak kaken på det periodiske bordet, er det mer praktisk å ty til den i det øvre bildet, selv i sin langstrakte form. For øyeblikket har de aller fleste elementene nevnt metall.

Ved romtemperatur er alle metaller faste stoffer (unntatt kvikksølv, som er flytende) med en sølvgrå farge (unntatt kobber og gull). Dessuten er de vanligvis harde og blanke; selv om de av blokker s er myke og skjøre. Disse elementene er preget av at det er enkelt å miste elektroner og danne M ⁺ -kationer .

Når det gjelder lantanoider, mister de de tre elektronene 5d ¹ 6s ^{2 for} å bli trivalente M ³⁺ kationer (som La ³⁺ ). Cerium på sin side er i stand til å miste fire elektroner (Ce ⁴⁺ ).

På den annen side utgjør ikke-metalliske elementer den minste delen av det periodiske systemet. De er gasser eller faste stoffer med kovalent bundne atomer (for eksempel svovel og fosfor). Alle er plassert i blokk p; mer presist, i den øvre delen av den, siden nedover til de nedre perioder øker den metalliske karakteren (Bi, Pb, Po).

Også, ikke-metaller i stedet for å miste elektroner, får du dem. Dermed danner de anioner X ^- med forskjellige negative ladninger: -1 for halogener (gruppe 17), og -2 for kalkogener (gruppe 16, den for oksygen).

Metalliske familier

I metaller er det en intern klassifisering for å skille dem fra hverandre:

-Metallene i gruppe 1 er alkaliske

-Gruppe 2, jordalkalimetaller (Mr. Becambara)

-Gruppe 3 (IIIB) skandiumfamilie. Denne familien består av skandium, leder av gruppen, av yttrium Y, lantan, aktinium og alle lanthanoider og actinoider.

-Gruppe 4 (IVB), titanfamilie: Ti, Zr (zirkonium), Hf (hafnium) og Rf (rutherfordium). Hvor mange valenselektroner har de? Svaret er i gruppen din.

-Gruppe 5 (VB), vanadium-familie. Gruppe 6 (VIB), kromfamilie. Og så videre opp til sinkfamilien, gruppe 12 (IIB).

metalloider

Den metalliske karakteren øker fra høyre til venstre og fra topp til bunn. Men hva er grensen mellom disse to typer kjemiske elementer? Denne grensen er sammensatt av elementer kjent som metalloider, som har kjennetegn på både metaller og ikke-metaller.

Metalloider kan sees på det periodiske bordet i "stigen" som begynner med bor, og slutter med det radioaktive elementet astatine. Disse elementene er:

-B: bor

-Silisium: Ja

-Ge: germanium

-Som: arsen

-Sb: antimon

-Te: tellurium

-At: astatin

Hvert av disse syv elementene har mellomegenskaper, som varierer i henhold til kjemisk miljø eller temperatur. En av disse egenskapene er halvledelse, det vil si at metalloider er halvledere.

gasser

Under terrestriske forhold er gasselementene de lette ikke-metaller, som nitrogen, oksygen og fluor. Også klor, hydrogen og edle gasser faller inn i denne klassifiseringen. Av dem alle er de mest emblematiske edelgassene på grunn av deres lave tendens til å reagere og oppføre seg som frie atomer.

De sistnevnte finnes i gruppe 18 i det periodiske systemet og er:

-Helio, han

-Neon, Ne

-Argon, Ar

-krypton, Kr

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

-Og den nyeste av alle, den syntetiske edelgass Oganeson, Og.

Alle edle gasser har til felles valenskonfigurasjonen ns ² np ⁶ ; det vil si at de har hele valensoktetten.

Tilstander av aggregering av elementer ved andre temperaturer

Elementene er i fast, flytende eller gassformig tilstand avhengig av temperaturen og styrken i deres interaksjoner. Hvis temperaturen på jorden ble avkjølt til rundt absolutt null (0K), ville alle elementene fryse; bortsett fra helium, som ville kondensere.

Ved denne ekstreme temperaturen ville resten av gassene være i form av is.

På det andre ytterpunktet, hvis temperaturen var omtrent 6000K, ville "alle" elementene være i gassform. Under disse forholdene kunne du bokstavelig talt se skyer av gull, sølv, bly og andre metaller.

Bruksområder og applikasjoner

Den periodiske tabellen i seg selv har alltid vært og vil alltid være et verktøy for å konsultere elementenees symboler, atommasser, strukturer og andre egenskaper. Det er ekstremt nyttig når du utfører støkiometriske beregninger, som er dagens rekkefølge i mange oppgaver i og utenfor laboratoriet.

Ikke bare det, men også den periodiske tabellen lar deg sammenligne elementene i samme gruppe eller periode. Dermed kan man forutsi hvordan visse forbindelser av elementene vil være.

Prediksjon av oksydformler

For eksempel, for alkalimetalloksyder, siden de har en enkel valens elektron, og derfor en valens på 1, er formelen for deres oksyder forventes å være av M ₂ O typen . Dette er bekreftet med oksydet av hydrogen, vann, H ₂ O. også med oksyder av natrium, Na ₂ O, og av kalium, K ₂ O.

For de andre gruppene må oksydene deres ha den generelle formelen M ₂ O _n , der n er lik gruppetallet (hvis elementet er fra blokk p, beregne n-10). Således, karbon, som hører til gruppen 14, danner CO ₂ (C ₂ O _4/2 ); svovel, fra gruppe 16, SO ₃ (S ₂ O _6/2 ); og nitrogen, fra gruppe 15, N ₂ O ₅ .

Dette gjelder imidlertid ikke overgangsmetaller. Dette er fordi jern, selv om det tilhører gruppe 8, ikke kan miste 8 elektroner, men 2 eller 3. Derfor er det, i stedet for å memorere formlene, viktigere å være oppmerksom på valensene til hvert element.

Valenser av elementene

De periodiske tabellene (noen) viser de mulige valensene for hvert element. Når du kjenner til dette, kan nomenklaturen til en forbindelse og dens kjemiske formel på forhånd estimeres. Valen, som nevnt over, er relatert til gruppenummer; selv om det ikke gjelder alle grupper.

Valenser avhenger mer av atomenes elektroniske struktur, og hvilke elektroner de faktisk kan få eller miste.

Ved å vite antall valenselektroner, kan du også starte med Lewis-strukturen til en forbindelse fra denne informasjonen. Den periodiske tabellen gjør det derfor mulig for studenter og fagpersoner å tegne strukturer og legge til rette for en sondering av mulige geometrier og molekylstrukturer.

Digitale periodiske tabeller

I dag har teknologi tillatt periodiske tabeller å være mer allsidige og gi mer informasjon tilgjengelig for alle. Flere av dem har slående illustrasjoner av hvert element, i tillegg til en kort oppsummering av dens viktigste bruksområder.

Måten du samhandler med dem fremskynder forståelsen og studiet. Den periodiske tabellen skal være et verktøy som er behagelig for øyet, lett å utforske, og den mest effektive metoden for å kjenne dets kjemiske elementer er å gå gjennom det fra perioder til grupper.

Betydningen av det periodiske systemet

I dag er periodiske tabeller det viktigste organiseringsverktøyet i kjemi på grunn av de detaljerte sammenhengene mellom elementene. Bruken er viktig både for studenter og lærere, så vel som for forskere og mange fagpersoner dedikert til grenen av kjemi og ingeniørfag.

Bare ved å se på det periodiske systemet får du enorme mengder og informasjon raskt og effektivt, for eksempel:

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

- Litium er et alkalimetall, beryllium er et jordalkalimetall, og bor er et ikke-metall.

- Litium er den beste lederen av de tre navngitte, etterfulgt av beryllium og til slutt bor (halvleder).

Ved å lokalisere disse elementene i den periodiske tabellen kan deres tendens til elektrisk ledningsevne øyeblikkelig konkluderes.

referanser

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