Periodisk tabell av elementen: historia, struktur, element

Den periodiska tabellen över elementen är ett verktyg som gör det möjligt att konsultera de kemiska egenskaperna hos de 118 kända elementen hittills. Det är viktigt att utföra stökiometriska beräkningar, förutspå de fysiska egenskaperna hos ett element, att klassificera dem och att hitta periodiska egenskaper bland dem alla.

Atomer blir tyngre eftersom deras kärnor adderar protoner och neutroner, vilket också måste åtföljas av nya elektroner. Annars skulle elektroneutralitet inte vara möjligt. Sålunda är vissa atomer väldigt ljusa, som väte, och andra, superheavy, som oganeson.

Vem är skyldig ett sådant hjärta i kemi? Till forskaren Dmitri Mendeléyev, som år 1869 (nästan 150 år sedan), efter ett decennium av teoretiska studier och experiment, publicerade det första periodiska bordet i ett försök att organisera de 62 element som kändes vid den tiden.

För detta var Mendeléyev baserat på kemiska egenskaper, medan parallellt Lothar Meyer publicerade ett annat periodiskt bord som organiserades enligt elementens fysikaliska egenskaper.

Initialt innehöll tabellen "tomma utrymmen", vars element inte hade varit kända för dessa år. Mendeléyev kunde emellertid med stor noggrannhet förutse flera av sina egenskaper. Några av dessa element var: germanium (vilket han kallade eka-kisel) och gallium (eka-aluminium).

De första periodiska tabellerna beställde elementen enligt deras atommassor. Detta arrangemang fick glansa viss periodicitet (upprepning och likhet) i elementens kemiska egenskaper; Ändå var övergångselementen inte överens med denna ordning eller de ädla gaserna.

Av detta skäl var det nödvändigt att beställa elementen med tanke på atomnumret (antal protoner), istället för atommassan. Härifrån, tillsammans med det hårda arbetet och bidragen från många författare, blev Mendeléyevs periodiska bord perfekerat och färdigt.

Det periodiska bordets historia

element

Användningen av element som grund för att beskriva miljön (mer exakt, till naturen) har använts sedan antiken. Men på den tiden hänvisades de till faser och tillstånd av materia, och inte hur hänvisning görs från medeltiden.

De antika grekerna hade tron ​​att den planet vi bebodde bestod av de fyra grundläggande elementen: fier, ti erra, en gua och aire.

Å andra sidan var det i forntida Kina fem element och i motsats till grekerna uteslutte de luft och inkluderade metall och trä.

Den första vetenskapliga upptäckten gjordes 1669 av det tyska Henning Brand, som upptäckte fosfor; Från och med det datumet registrerades alla efterföljande element.

Det är värt att nämna att vissa element som guld och koppar redan var kända före fosfor; skillnaden är att de aldrig registrerades.

symbolik

Alkimisterna (föregångare till de nuvarande kemisterna) gav namn till elementen i förhållande till konstellationerna, deras upptäckare och de platser där de upptäcktes.

År 1808 föreslog Dalton en serie ritningar (symboler) för att representera elementen. Därefter ersattes det här noteringssystemet med det av Jhon Berzelius (används för närvarande), eftersom Daltons modell blev mer komplicerad när nya element uppträdde.

Utveckling av systemet

De första försöken att skapa en karta som organiserad informationen om kemiska element inträffade under 1800-talet med Triad of Döbereiner (1817).

Under årens lopp har nya element hittats, vilket ger upphov till nya organisationsmodeller tills de nått används.

Chancurtois tellurisk skruv (1862)

Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois konstruerade en pappershelikix där han visade en spiralgrafik (tellurisk skruv).

I detta system beställs elementen på ett ökande sätt med avseende på deras atomvikter. Liknande element är inriktade vertikalt.

Octaves of Newlands (1865)

Fortsatt med Döbereiner arbetade de brittiska John Alexander Queen Newlands de kemiska elementen i ökande ordning med avseende på atomvikterna och noterade att varje sju element hade likheter i sina egenskaper (väte ingår ej).

Bord av Mendeléyv (1869)

Mendeléyv beställde de kemiska elementen i ökande ordning med avseende på atomvikt och placerade i samma kolumn de vars egenskaper liknade. Av håligheter i sin modell av periodiskt bord som förutsätter utseendet av nya element i framtiden (förutom att förutsäga egenskaperna som borde ha).

Ädelgaser är inte listade i Mendeléyvs bord, eftersom de ännu inte har upptäckts. Dessutom ansåg Mendeléiv inte väte.

Moseley periodiskt bord (aktuellt periodiskt bord) - 1913

Henry Gwyn Jeffreys Moseley föreslog att de kemiska elementen i det periodiska bordet beställdes enligt deras atomnummer; det vill säga enligt deras antal protoner.

Moseley uttalade den "periodiska lagen" 1913: "När elementen är inställda på deras atomnummer, visar deras fysiska och kemiska egenskaper periodiska tendenser."

Således visar varje horisontell rad eller period en typ av relation, och varje kolumn eller grupp visar en annan.

Hur är det organiserat? (Struktur och organisation)

Det kan observeras att kakan i det periodiska bordet har flera färger. Varje färg associerar element med liknande kemiska egenskaper. Det finns orange, gul, blå, lila kolumner; gröna rutor och en grön äppel diagonal.

Observera att fyrkanterna i mellanskolumnerna är gråaktiga, så alla dessa element måste ha något gemensamt, vilket är att de är övergångsmetaller med halvfulla orbitaler.

På samma sätt är elementen i de lila rutorna, även om de går från gasformiga ämnen, från en rödaktig vätska och till och med fast svart (jod) och silvergrå (astatin), deras kemiska egenskaper som gör dem kongener. Dessa egenskaper styrs av de elektroniska strukturerna hos sina atomer.

Organisation och struktur för det periodiska tabellen är inte godtyckligt, men följer en rad periodiska egenskaper och mönster av värden bestämda för elementen. Till exempel, om metallkaraktären minskar från vänster till höger om bordet, kan ett metallelement inte förväntas i övre högra hörnet.

perioder

Elementen är ordnade i rader eller perioder beroende på energinivån i sina orbitaler. Före period 4, när elementen lyckades i ökande ordning av atommassan, visade sig att för var åtta av dem upprepades de kemiska egenskaperna (oktavskonventionen, John Newlands).

Övergångsmetallerna inbäddades med andra icke-metalliska element, såsom svavel och fosfor. Av denna anledning var ingången till kvantfysik och den elektroniska konfigurationen för förståelsen av moderna periodiska bord avgörande.

Orbitalerna av ett energiskt skikt fylls med elektroner (och kärnorna i protoner och neutroner), när de rör sig över en period. Detta energiska lager går hand i hand med storleken eller atomraden; därför är elementen i de högre perioderna mindre än de som ligger nedanför.

H och han är i den första (perioden) energinivån; den första raden av grå rutor, i den fjärde perioden; och raden av orange rutor, under den sjätte perioden. Observera att även om den senare verkar vara i den förmodade nionde perioden, hör den faktiskt till den sjätte, strax efter den gula torget i Ba.

grupper

Under en period finner vi att massan, antalet protoner och elektroner ökar. I samma kolumn eller grupp, även om massan och protonen varierar, är antalet elektroner i valensskalet detsamma.

Till exempel, i den första kolumnen eller gruppen har H en enda elektron i 1s1-orbitalen, liksom Li (2s1), natrium (3s1), kalium (4s1) och så vidare tills francium (7s1). Det nummer 1 betecknar att dessa element knappt har en valenselektron och hör därför till grupp 1 (IA). Varje element är i olika perioder.

Inte räknar väte, grön lådan, elementen nedanför det är apelsinlådor och kallas alkalimetaller. En ruta till höger i någon period är gruppen eller kolumn 2; det vill säga dess element har två valenselektroner.

Men förflyttning ett steg längre till höger, utan kännedom om d orbitaler, kommer du till borruppen (B) eller grupp 13 (IIIA); istället för grupp 3 (IIIB) eller scandium (Sc). Med hänsyn till fyllningen av d-orbitalerna börjar de grå kvadraternas perioder att kryssas: övergångsmetallerna.

Antal protoner vs valenselektroner

När man studerar det periodiska tabellen kan en förvirring uppstå mellan atomnummeret Z eller antalet totala protoner i kärnan och mängden 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 atom med en neutral laddning).

Men av de sex elektronerna är fyra valens . Av den anledningen är dess elektroniska konfiguration [He] 2s22p2. [Han] betecknar de två elektronerna 1s2 i det slutna skiktet och teoretiskt deltar de inte i bildandet av kemiska bindningar.

Också, eftersom kol har fyra valenselektroner, ligger "bekvämt" i grupp 14 (IVA) i det periodiska bordet.

Elementen under kolet (Si, Ge, Sn, Pb och Fl) har högre atomantal (och atommassor); men alla har gemensamt de fyra valenselektronerna. Detta är nyckeln till att förstå varför ett element tillhör en grupp och inte en annan.

Element i det periodiska bordet

Block s

Som just förklarats kännetecknas grupperna 1 och 2 av att ha en eller två elektroner i s orbitaler. Dessa orbitaler är av sfärisk geometri, och när du faller genom någon av dessa grupper, förvärvar elementen elementen som ökar deras atomer.

Genom att presentera starka tendenser i sina kemiska egenskaper och sätt att reagera, organiseras dessa element som s-blocket. Därför hör alkalimetaller och jordalkalimetaller till detta block. Den elektroniska konfigurationen av elementen i detta block är ns (1s, 2s, etc.).

Även om heliumelementet ligger i tabellerns övre högra hörn är dess elektroniska konfiguration 1s2 och hör därför till detta block.

Blockera s

Till skillnad från block s har elementen i detta block helt fyllda orbitaler, medan deras p-orbitaler fortsätter att fylla med elektroner. De elektroniska konfigurationerna av elementen som hör till detta block är av typen ns2np1-6 (p-orbital kan ha en eller sex elektroner att fylla).

Så, i vilken del av det periodiska bordet är detta block? Till höger: de gröna, lila och blåa rutorna; det vill säga icke-metalliska element och tungmetaller, såsom vismut (Bi) och bly (Pb).

Börjar med bor, med elektronisk konfiguration ns2np1, kolet till höger lägger till en annan elektron: 2s22p2. Därefter är de elektroniska konfigurationerna för de andra elementen i period 2 i block p: 2s22p3 (kväve), 2s22p4 (syre), 2s22p5 (fluor) och 2s22p6 (neon).

Om du går ner till de lägre perioderna har du energinivån 3: 3s23p1-6, och så vidare tills slutet av block p.

Observera att det viktigaste med det här blocket är att från och med period 4 har elementen helt fyllda orbitaler (blå lådor till höger). Sammanfattningsvis: block s är till vänster om det periodiska bordet och blockera p, till höger.

Representativa element

Vilka är de representativa elementen? De är de som å ena sidan lätt förlorar elektroner, eller å andra sidan får de dem att slutföra valensoktetet. Med andra ord: de är elementen i blocken s och p.

Deras grupper skilde sig från andra med ett brev A i slutet. Således var det åtta grupper: från IA till VIIIA. Men för närvarande är nummersystemet som används i moderna periodiska tabeller arabiskt, från 1 till 18, inklusive övergångsmetaller.

Av den anledningen kan borgruppen vara IIIA eller 13 (3 + 10); kolgruppen, moms eller 14; och de ädla gasernas, den sista till höger om bordet, VIIIA eller 18.

Övergångsmetaller

Övergångsmetallerna är alla element i de grå rutorna. Under sina perioder fyller de sina orbitaler d, vilka är fem och kan därför ha tio elektroner. Eftersom de måste ha tio elektroner för att fylla sådana orbitaler måste det finnas tio grupper eller kolumner.

Var och en av dessa grupper i det gamla numreringssystemet betecknades med romerska siffror och ett brev B i slutet. Den första gruppen, den för scandium, var IIIB (3), järn, kobolt och nickel VIIIB för att ha mycket liknande reaktiviteter (8, 9 och 10) och zink IIB (12).

Som det kan ses är det mycket lättare att känna igen grupper med arabiska siffror än att använda romerska siffror.

Interna övergångsmetaller

Från period 6 i det periodiska systemet börjar f-orbitalerna vara energiskt tillgängliga. Dessa måste fyllas först än d orbitalerna; och därför är dess element vanligen placerade ihop för att inte förlänga bordet för mycket.

De två sista perioderna, orange och grå, är de interna övergångsmetallerna, även kallade lantanider (sällsynta jordartsmetaller) 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 periodiska tabellen kommer det att finnas totalt 32 (18 + 14) och det kommer att finnas en "långsträckt" version:

Den ljusrosa rad motsvarar lantanoiderna, medan den mörka rosa rad motsvarar aktinoiderna. Lanan, La med Z = 57, aktinium, Ac med Z = 89, och allt block f tillhör samma grupp av scandium. Varför? Eftersom scandium har en nd1-omlopp, som är närvarande i resten av lantanoiderna och actinoiderna.

La och Ac har valens konfigurationer 5d16s2 och 6d17s2. När den rör sig till höger genom båda raderna börjar 4f och 5f-orbitalerna att fylla. När du är full, når du elementen Lutecio, Lu och Laurencio, Lr.

Metaller och icke-metaller

Att lämna sig bakom det periodiska bordets tårta är det bekvämare att tillgripa den övre bilden, även i sin långsträckta form. För närvarande har de allra flesta av de nämnda elementen varit metaller.

Vid rumstemperatur är alla metaller fasta ämnen (förutom kvicksilver, som är flytande) gråaktig silver (förutom koppar och guld). Dessutom är de vanligtvis svåra och ljusa; även om de i blocket är mjuka och bräckliga. Dessa element kännetecknas av deras förmåga att förlora elektroner och bilda M + -katjoner.

När det gäller lantanoider, förlorar de de tre 5d16s2-elektronerna för att bli trivalenta M3 + -katjoner (som La3 +). Cerium, å andra sidan, kan förlora fyra elektroner (Ce4 +).

Å andra sidan utgör icke-metalliska element den minsta delen av det periodiska bordet. De är gaser eller fastämnen med kovalent bundna atomer (såsom svavel och fosfor). Alla ligger i block p; Närmare bestämt ökar den metalliska karaktären (Bi, Pb, Po) i den övre delen av den senare nedåt till de nedre perioderna.

Dessutom vinner icke-metaller istället för att förlora elektroner. Således bildar de X-anjoner med olika negativa laddningar: -1 för halogener (grupp 17) och -2 för chalkogener (grupp 16, syre).

Metallfamiljer

Inom metaller finns en intern klassificering som skiljer mellan dem:

Metallerna i grupp 1 är alkaliska

-Grupp 2, jordalkalimetaller (Mr Becambara)

-Grupp 3 (IIIB) Scandium-familjen. Denna familj överensstämmer med scandium, gruppens huvud, yttrium Y, av lantan, actinium och alla lantanoider och aktinoider.

-Grupp 4 (IVB), titanfamilj: Ti, Zr (zirkonium), Hf (hafnium) och Rf (rutherfordio). Hur många valenselektroner har de? Svaret finns i din grupp.

-Grupp 5 (VB), vanadinfamilj. Grupp 6 (VIB), kromfamilj. Och så vidare tills zinkfamiljen, grupp 12 (IIB).

metalloid

Metallisk karaktär 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, vilka har egenskaper hos både metaller och icke-metaller.

Metalloiderna kan ses i det periodiska bordet i "trappan" som börjar med bor och slutar i det radioaktiva elementet astatin. Dessa element är:

-B: bor

-Silicio: Ja

-Ge: germanium

-As: arsenik

-Sb: antimon

-Te: Tellurium

-At: astatin

Var och en av dessa sju element uppvisar mellanliggande egenskaper, vilka varierar beroende på den kemiska miljön eller temperaturen. En av dessa egenskaper är halvledare, det vill säga metalloider är halvledare.

gaser

Vid markförhållanden är de gasformiga elementen de icke-lätta metallerna, såsom kväve, syre och fluor. Klor, väte och ädelgaser faller också i denna klassificering. Av dem alla är de mest emblematiska de ädla gaserna, på grund av deras låga tendens att reagera och uppträda som fria atomer.

Den senare är i grupp 18 i det periodiska bordet och är:

-Helio, He

-Nej, nej

-Argon, Ar

-krypton, Kr

-Xenon, Xe

-Radón, Rn

-Och den senaste av allt, syntetisk ädelgas oganneson, Og.

Alla ädelgaser har gemensamt valenskonfigurationen ns2np6; det vill säga de har fullbordat valensoktetet.

Stater för aggregering av elementen vid andra temperaturer

Elementen är i fast, flytande eller gasformigt tillstånd beroende på temperaturen och styrkan i deras växelverkan. Om jordens temperatur skulle svalna tills den nådde absolut noll (0K), skulle alla element frysa; med undantag av helium, vilket skulle kondensera.

Vid denna extrema temperatur skulle resten av gaserna vara i form av is.

Vid den andra extremen, om temperaturen var ca 6000K, "alla" skulle elementen vara i gasformigt tillstånd. Under dessa förhållanden kunde moln av guld, silver, bly och andra metaller bokstavligen observeras.

Användningar och applikationer

Det periodiska tabellen ensam har alltid varit och kommer att vara ett verktyg för att konsultera symbolerna, atommassorna, strukturerna och andra egenskaper hos elementen. Det är mycket användbart vid utförande av stökiometriska beräkningar, vilka är dagens ordning i många uppgifter inom och utanför laboratoriet.

Inte bara det, men även det periodiska tabellen tillåter att jämföra elementen i samma grupp eller period. Således kan det förutsägas hur vissa föreningar av elementen kommer att vara.

Förutsägelse av oxidernas formler

Till exempel för oxiderna av alkalimetallerna, genom att ha en enda valenselektron, och därmed en valens av +1, förväntas formeln av deras oxider vara av M20-typen. Detta kontrolleras med oxiden av väte, vatten, H20. Också med oxiderna av natrium, Na20 och kalium, K20.

För de andra grupperna måste deras oxider ha en generell formel M2On, där n är lika med gruppnumret (om elementet är från block p, beräknas n-10). Kol, som tillhör gruppen 14, bildar således _CO2 ( _C204/2 ); svavel, grupp 16, SO3 (S206/ ₂ ); och kväve, från grupp 15, N2O5.

Detta gäller emellertid inte för övergångsmetaller. Detta beror på att även om järn hör till grupp 8, kan det inte förlora 8 elektroner, men 2 eller 3. Därför är det i stället för att memorera formlerna viktigare att följa valet av varje element.

Valencias av elementen

De periodiska tabellerna (vissa) visar de möjliga valenserna för varje element. Att veta dessa kan man i förväg beräkna nomenklaturen för en förening och dess kemiska formel. Valenserna, som nämnts ovan, är relaterade till gruppnumret; även om det inte gäller för alla grupper.

Valenserna beror mer på den elektroniska strukturen hos atomer, och vilka elektroner kan verkligen förlora eller vinna.

Genom att känna till antalet valenselektroner kan man också börja med Lewis-strukturen hos en förening från denna information. Det periodiska tabellen gör det möjligt för elever och proffs att skissa strukturer och göra plats för en undersökning av möjliga geometrier och molekylära strukturer.

Periodiska digitala tabeller

Idag har tekniken tillåtit periodiska tabeller att vara mer mångsidiga och ge mer information tillgänglig för alla. Flera av dem ger slående illustrationer av varje element, liksom en kort sammanfattning av deras huvudsakliga användningsområden.

Det sätt på vilket det interagerar med dem ökar deras förståelse och studier. Det periodiska bordet måste vara ett verktyg som är behagligt för ögat, lätt att utforska, och den mest effektiva metoden att känna till att dess kemiska element är att resa från perioder till grupper.

Betydelsen av det periodiska tabellen

För tillfället är det periodiska tabellen det viktigaste organisatoriska instrumentet för kemi på grund av de detaljerade relationerna mellan dess element. Användningen är nödvändig för studenter och lärare samt forskare och många yrkesverksamma som är specialiserade på kemi och teknik.

Titta bara på det periodiska bordet, du får en stor 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 icke-metall.

- Litium är den bästa ledaren av de tre namnen, följt av beryllium och slutligen bor (halvledare).

Således kan man genom att lokalisera dessa element i det periodiska systemet konkludere sin tendens till elektrisk ledningsförmåga.