TABELUL PERIODIC AL ELEMENTELOR: ISTORIE, STRUCTURĂ, ELEMENTE - CHIMIE - 2025

Tabelul periodic al elementelor este un instrument care permite consultarea proprietățile chimice ale elementelor 118 cunoscute până în prezent. Este esențial când se efectuează calcule stoechiometrice, se prezice proprietățile fizice ale unui element, se clasifică și se găsesc proprietăți periodice între toți.

Atomii devin mai grei pe măsură ce nucleii lor adaugă protoni și neutroni, care trebuie să fie însoțiți și de noi electroni; în caz contrar, electroneutralitatea nu ar fi posibilă. Astfel, unii atomi sunt foarte ușori, precum hidrogenul, iar alții, foarte grei, ca oganesonul.

Cui i se datorează o asemenea inimă în chimie? Omului de știință Dmitri Mendeleev, care în 1869 (acum aproape 150 de ani) a publicat, după un deceniu de studii și experimente teoretice, primul tabel periodic în încercarea de a organiza cele 62 de elemente cunoscute la acea vreme.

Pentru a face acest lucru, Mendeleev s-a bazat pe proprietățile chimice, în timp ce în paralel Lothar Meyer a publicat un alt tabel periodic care a fost organizat în funcție de proprietățile fizice ale elementelor.

Inițial, tabelul conținea „spații goale”, ale căror elemente nu fuseseră cunoscute în acei ani. Cu toate acestea, Mendeleyev a fost capabil să prezică multe dintre proprietățile sale cu o precizie apreciabilă. Unele dintre aceste elemente au fost: germaniu (pe care l-a numit eka-siliciu) și galiu (eka-aluminiu).

Primele tabele periodice au ordonat elementele în funcție de masele lor atomice. Această ordonare a evidențiat o oarecare periodicitate (repetiție și similaritate) în proprietățile chimice ale elementelor; cu toate acestea, elementele de tranziție nu au fost de acord cu această ordine și nici gazele nobile.

Din acest motiv, a fost necesar să se ordone elementele luând în considerare numărul atomic (numărul de protoni), în locul masei atomice. De aici, alături de munca asiduă și contribuțiile multor autori, tabelul periodic al lui Mendeleev a fost rafinat și completat.

Istoricul tabelului periodic

element

Utilizarea elementelor ca bază pentru descrierea mediului (mai precis natura) a fost folosită încă din cele mai vechi timpuri. Cu toate acestea, la acea vreme au fost denumite fazele și stările materiei și nu modul în care sunt menționate din Evul Mediu.

Grecii antici aveau convingerea că planeta pe care o locuim era formată din cele patru elemente fundamentale: foc, pământ, apă și aer.

Pe de altă parte, în China antică numărul de elemente era de cinci și, spre deosebire de greci, acestea excludeau aerul și includeau metalul și lemnul.

Prima descoperire științifică a fost făcută în 1669 de marca germană Henning, care a descoperit fosforul; de la această dată, toate articolele ulterioare au fost înregistrate.

Merită clarificat faptul că unele elemente, cum ar fi aurul și cuprul, erau deja cunoscute înainte de fosfor; diferența este că nu au fost niciodată înregistrați.

simbolicii

Alchimiștii (strămoșii chimiștilor de astăzi) au dat nume elementelor în legătură cu constelațiile, descoperitorii lor și locurile în care au fost descoperiți.

În 1808, Dalton a propus o serie de desene (simboluri) care să reprezinte elementele. Ulterior, acest sistem de notație a fost înlocuit cu cel al lui Jhon Berzelius (folosit până în prezent), deoarece modelul lui Dalton a devenit mai complicat pe măsură ce apar elemente noi.

Evoluția schemei

Primele încercări de creare a unei hărți care a organizat informațiile elementelor chimice au avut loc în secolul al XIX-lea odată cu triadele Döbereiner (1817).

De-a lungul anilor, au fost găsite noi elemente, dând naștere la noi modele de organizare până la atingerea celui folosit în prezent.

Șurubul teluric al lui Chancourtois (1862)

Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois a proiectat o helix din hârtie care prezintă un grafic al spiralelor (șurubul teluric).

În acest sistem elementele sunt ordonate în ordine crescătoare în raport cu greutățile lor atomice. Articole similare sunt aliniate vertical.

Octaves of Newlands (1865)

Continuând lucrările lui Döbereiner, britanicul John Alexander Reina Newlands a aranjat elementele chimice în ordine crescândă în raport cu greutățile atomice, menționând că la fiecare șapte elemente au similitudini în proprietățile lor (hidrogenul nu este inclus).

Masa lui Mendeleev (1869)

Mendeleev a aranjat elementele chimice în ordine crescândă în raport cu greutatea atomică, plasând în aceeași coloană acelea ale căror proprietăți erau similare. El a lăsat lacune în modelul său din tabelul periodic anticipând apariția de noi elemente în viitor (pe lângă predicția proprietăților pe care ar trebui să le aibă).

Gazele nobile nu apar în tabelul lui Mendeleev, deoarece nu au fost încă descoperite. Mai mult, Mendeleiv nu a avut în vedere hidrogenul.

Tabelul periodic al lui Moseley (tabelul periodic actual) - 1913

Henry Gwyn Jeffreys Moseley a propus să ordone elementele chimice ale tabelului periodic în funcție de numărul lor atomic; adică, în funcție de numărul lor de protoni.

Moseley a enunțat „Legea periodică” în 1913: „Când elementele sunt aranjate în ordinea numerelor lor atomice, proprietățile fizice și chimice prezintă tendințe periodice”.

Astfel, fiecare rând sau perioadă orizontală arată un tip de relație și fiecare coloană sau grup arată un alt.

Cum este organizat? (Structura și organizarea)

Se poate observa că pastelul din tabelul periodic are mai multe culori. Fiecare culoare asociază elemente cu proprietăți chimice similare. Există coloane portocaliu, galben, albastru, violet; pătrate verzi și o diagonală verde de mere.

Rețineți că celulele din coloanele din mijloc au o culoare cenușie, deci toate aceste elemente trebuie să aibă ceva în comun, care este că sunt metale de tranziție cu orbitale d jumătate pline.

În același mod, elementele pătratelor purpurii, deși pleacă de la substanțe gazoase, de la un lichid roșiatic la negru-purpuriu solid (iod) și gri-argintiu (astat), proprietățile lor chimice le determină congeneri. Aceste proprietăți sunt guvernate de structurile electronice ale atomilor săi.

Organizarea și structura tabelului periodic nu este arbitrară, ci se supune unei serii de proprietăți periodice și tipare de valori determinate pentru elemente. De exemplu, dacă caracterul metalic scade de la stânga la dreapta tabelului, nu se poate aștepta un element metalic din colțul din dreapta sus.

Perioade

Elementele sunt dispuse în rânduri sau perioade în funcție de nivelul energetic al orbitalelor lor. Înainte de perioada a 4-a, când elementele s-au succedat reciproc în creșterea ordinii masei atomice, s-a constatat că pentru fiecare opt dintre ele proprietățile chimice se repetă (legea octavelor lui John Newlands).

Metalele de tranziție au fost turnate cu alte elemente nemetalice, cum ar fi sulful și fosforul. Din acest motiv, intrarea fizicii cuantice și a configurațiilor electronilor a fost vitală pentru înțelegerea tabelelor periodice moderne.

Orbitalele unei cochilii de energie se umplu cu electroni (și nucleii protonilor și neutronilor) pe măsură ce se deplasează printr-o perioadă. Acest strat de energie merge mână în mână cu dimensiunea sau raza atomică; prin urmare, elementele din perioadele superioare sunt mai mici decât cele de mai jos.

H și El se află în prima (perioadă) nivel de energie; primul rând de pătrate cenușii, în a patra perioadă; și rândul pătratelor portocalii, în a șasea perioadă. Rețineți că, deși aceasta din urmă pare a fi în presupusa a noua perioadă, ea aparține de fapt a șasea, imediat după caseta galbenă pentru Ba.

Grupuri

Trecând printr-o perioadă, se constată că masa, numărul de protoni și electroni cresc. În aceeași coloană sau grup, deși masa și protonii variază, numărul de electroni din carcasa valenței este același.

De exemplu, în prima coloană sau grup, H are un singur electron în orbitalul 1s ¹ , la fel ca Li (2s ¹ ), sodiu (3s ¹ ), potasiu (4s ¹ ) și așa mai departe până la franciu (7s ¹ ). Acest număr 1 indică faptul că aceste elemente au cu greu un electron de valență și, prin urmare, aparțin grupului 1 (IA). Fiecare articol se află în perioade diferite.

Fără a lua în calcul hidrogenul cu cutii verzi, elementele de sub acesta sunt cutii portocalii și se numesc metale alcaline. Încă o casetă din dreapta în orice perioadă, este grupul sau coloana 2; adică elementele sale au doi electroni de valență.

Dar atunci când se deplasează cu un pas mai spre dreapta, fără cunoașterea orbitalelor d, se ajunge la grupul de bor (B) sau la grupul 13 (IIIA); în loc de grupa 3 (IIIB) sau scandiu (Sc). Luând în considerare umplerea orbitalelor d, se începe trecerea prin perioadele pătratelor cenușii: metalele de tranziție.

Numere de protoni vs electroni de valență

Când studiați tabelul periodic, poate apărea o confuzie între numărul atomic Z sau numărul de protoni totale din nucleu și numărul de electroni de valență. De exemplu, carbonul are Z = 6, adică are șase protoni și deci șase electroni (altfel nu ar putea fi un atom încărcat neutru).

Dar, dintre acei șase electroni, patru sunt de valență . Din acest motiv, configurația sa de electroni este 2s ² 2p ² . denotă cei doi electroni 1s ² ai carcasei închise și, teoretic, nu participă la formarea de legături chimice.

De asemenea, deoarece carbonul are patru electroni de valență, „în mod convenabil” este situat în grupa 14 (IVA) din tabelul periodic.

Elementele de sub carbon (Si, Ge, Sn, Pb și Fl) au un număr atomic mai mare (și mase atomice); dar toate au în comun cei patru electroni de valență. Acest lucru este esențial pentru a înțelege de ce un articol aparține unui grup și nu altuia.

Elemente din tabelul periodic

Bloc s

După cum s-a explicat, grupele 1 și 2 sunt caracterizate prin faptul că au unul sau doi electroni în s orbitalele. Acești orbitali sunt de geometrie sferică, iar pe măsură ce se coboară prin oricare dintre aceste grupuri, elementele dobândesc straturi care cresc dimensiunea atomilor lor.

Deoarece prezintă tendințe puternice în proprietățile lor chimice și modurile de reacție, aceste elemente sunt organizate sub forma blocului s. Prin urmare, metalele alcaline și metalele alcaline de pământ aparțin acestui bloc. Configurația electronică a elementelor acestui bloc este ns (1s, 2s, etc.).

Deși elementul heliu se află în colțul din dreapta sus al tabelului, configurația sa electronică este 1s ² și, prin urmare, aparține acestui bloc.

Blocare p

Spre deosebire de blocul s, elementele acestui bloc au orbitale complet umplute, în timp ce orbitalele lor p continuă să fie umplute cu electroni. Configurațiile electronice ale elementelor aparținând acestui bloc sunt de tipul ns ² np ^1-6 (orbitalii p pot avea unul sau până la șase electroni de completat).

Deci, unde pe tabelul periodic se află acest bloc? În dreapta: pătratele verzi, violet și albastre; adică elemente nemetalice și metale grele, cum ar fi bismutul (Bi) și plumbul (Pb).

Începând cu borul, cu configurația electronică ns ² np ¹ , carbonul din dreapta lui adaugă un alt electron: 2s ² 2p ² . În continuare, configurațiile electronilor celorlalte elemente din perioada 2 a blocului p sunt: ​​2s ² 2p ³ (azot), 2s ² 2p ⁴ (oxigen), 2s ² 2p ⁵ (fluor) și 2s ² 2p ⁶ (neon).

Dacă coborâți la perioadele inferioare, veți avea nivelul de energie 3: 3s ² 3p ^1-6 și așa mai departe până la sfârșitul blocului p.

Rețineți că cel mai important lucru despre acest bloc este că, începând cu perioada 4, elementele sale au completat d orbitale (căsuțe albastre din dreapta). Pe scurt: blocul s este în stânga tabelului periodic, iar blocul p, în dreapta.

Elemente reprezentative

Care sunt elementele reprezentative? Ele sunt cele care, pe de o parte, pierd cu ușurință electroni sau, pe de altă parte, le câștigă pentru a completa octetul de valență. Cu alte cuvinte: ele sunt elementele blocurilor s și p.

Grupurile lor s-au distins de celelalte printr-o literă A la sfârșit. Astfel, au existat opt ​​grupuri: de la IA la VIIIA. În prezent, sistemul de numerotare utilizat în tabelele periodice moderne este araba, de la 1 la 18, inclusiv metalele de tranziție.

Din acest motiv, grupul de bor poate fi IIIA, sau 13 (3 + 10); grupa de carbon, TVA sau 14; și cel al gazelor nobile, ultimul din dreapta mesei, VIIIA sau 18.

Metale de tranziție

Metalele de tranziție sunt toate elementele pătratelor cenușii. De-a lungul perioadelor lor, orbitalele lor d sunt umplute, care sunt cinci și, prin urmare, pot avea zece electroni. Deoarece trebuie să aibă zece electroni pentru a umple aceste orbitale, atunci trebuie să existe zece grupe sau coloane.

Fiecare dintre aceste grupuri din vechiul sistem de numerotare a fost desemnat cu cifre romane și o literă B la sfârșit. Primul grup, cel al scandiumului, a fost IIIB (3), cel al fierului, cobaltului și nichelului VIIIB pentru reactivități foarte similare (8, 9 și 10) și cel al zincului IIB (12).

După cum se poate observa, este mult mai ușor să recunoașteți grupuri prin numere arabe decât folosind cifre romane.

Metale de tranziție internă

Începând cu perioada 6 din tabelul periodic, orbitalele f devin disponibile energetic. Acestea trebuie completate mai întâi decât orbitalele d; și, prin urmare, elementele sale sunt de obicei așezate pentru a nu face masa prea lungă.

Ultimele două perioade, portocaliu și gri, sunt metalele de tranziție internă, numite și lantanide (pământuri rare) și actinide. Există șapte orbitali f, care au nevoie de paisprezece electroni pentru a umple și, prin urmare, trebuie să existe paisprezece grupe.

Dacă aceste grupuri sunt adăugate în tabelul periodic, vor fi 32 în total (18 + 14) și va exista o versiune „lungă”:

Sursa: De Sandbh, de la Wikimedia Commons

Rândul roz deschis corespunde lantanoidelor, în timp ce rândul roz închis corespunde actinoidelor. Lantanul, La cu Z = 57, actinium, Ac cu Z = 89 și întregul bloc f aparțin aceluiași grup ca scandiu. De ce? Deoarece scandiul are un orbital nd ¹ , care este prezent în restul lantanoizilor și actinoidelor.

La și Ac au configurații de valență 5d ¹ 6s ² și 6d ¹ 7s ² . Pe măsură ce treceți la dreapta prin ambele rânduri, orbitalele 4f și 5f încep să se umple. Odată umplut, ajungeți la elementele lutetium, Lu și laurencio, Lr.

Metale și nemetale

Lăsând în urmă tortul tabelului periodic, este mai convenabil să apelezi la cel din imaginea superioară, chiar și în forma alungită. În momentul de față, marea majoritate a elementelor menționate au fost metale.

La temperatura camerei, toate metalele sunt substanțe solide (cu excepția mercurului, care este lichid) cu o culoare gri argintie (cu excepția cuprului și a aurului). De asemenea, sunt de obicei dure și strălucitoare; deși cele din blocul s sunt moi și fragile. Aceste elemente se caracterizează prin ușurința lor de a pierde electroni și de a forma cationi M ⁺ .

În cazul lantanoizilor, aceștia pierd cei trei electroni 5d ¹ 6s ² pentru a deveni cationi M ³⁺ trivalenți (cum ar fi La ³⁺ ). Cerium, din partea sa, este capabil să piardă patru electroni (Ce ⁴⁺ ).

Pe de altă parte, elementele nemetalice alcătuiesc cea mai mică parte a tabelului periodic. Sunt gaze sau solide cu atomi legați covalent (cum ar fi sulful și fosforul). Toate sunt situate în blocul p; mai precis, în partea superioară a acestuia, deoarece coborârea la perioadele inferioare crește caracterul metalic (Bi, Pb, Po).

De asemenea, nemetalele în loc să pierdeți electronii, le câștigați. Astfel, ei formează anioni X ^- cu sarcini negative diferite: -1 pentru halogeni (grupa 17), și -2 pentru calcogeni (grupa 16, cea a oxigenului).

Familii metalice

În cadrul metalelor există o clasificare internă care să le diferențieze între ele:

-Metalele din grupa 1 sunt alcaline

-Grupul 2, metale alcaline de pământ (dl Becambara)

-Grupul 3 (IIIB) de familie cu scandiu. Această familie este formată din scandiu, șeful grupului, din yttrium Y, lantanum, actinium și toate lantanoizii și actinoizii.

-Grupul 4 (IVB), familie de titan: Ti, Zr (zirconiu), Hf (hafnium) și Rf (rutherfordium). Câți electroni de valență au? Răspunsul este în grupul tău.

-Grupul 5 (VB), familie de vanadiu. Grupul 6 (VIB), familie de crom. Și tot așa până la familia de zinc, grupa 12 (IIB).

metaloizi

Caracterul metalic crește de la dreapta la stânga și de sus în jos. Dar care este limita dintre aceste două tipuri de elemente chimice? Această graniță este compusă din elemente cunoscute sub numele de metaloizi, care au caracteristici atât ale metalelor, cât și ale celor nemetale.

Metalloidele pot fi văzute pe tabelul periodic din „scara” care începe cu borul și se încheie cu elementul radioactiv astatină. Aceste elemente sunt:

-B: bor

-Silicon: Da

-Ge: germaniu

-Așa: arsenic

-Sb: antimoniu

-Te: teluriu

-La astatină

Fiecare dintre aceste șapte elemente prezintă proprietăți intermediare, care variază în funcție de mediul sau temperatura chimică. Una dintre aceste proprietăți este semiconductia, adică metaloizii sunt semiconductori.

gaze

În condiții terestre, elementele gazoase sunt acele nemetale ușoare, cum ar fi azotul, oxigenul și fluorul. De asemenea, clor, hidrogen și gaze nobile intră în această clasificare. Dintre toate, cele mai emblematice sunt gazele nobile, datorită tendinței lor scăzute de a reacționa și de a se comporta ca atomi liberi.

Acestea din urmă se regăsesc în grupa 18 din tabelul periodic și sunt:

-Helio, He

-Neon, Ne

-Aggon, Ar

-krypton, Kr

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

-Și cel mai recent dintre toate, oganezonul de gaz nobil sintetic, Og.

Toate gazele nobile au în comun configurația de valență ns ² np ⁶ ; adică au întregul octet valențial.

Stări de agregare a elementelor la alte temperaturi

Elementele sunt în stare solidă, lichidă sau gazoasă, în funcție de temperatură și puterea interacțiunilor lor. Dacă temperatura Pământului s-ar răci la aproximativ zero absolut (0 K), atunci toate elementele s-ar îngheța; cu excepția heliului, care s-ar condensa.

La această temperatură extremă, restul gazelor ar fi sub formă de gheață.

La cealaltă extremă, dacă temperatura ar fi de aproximativ 6000K, „toate” elementele ar fi în stare gazoasă. În aceste condiții, puteți vedea literalmente nori de aur, argint, plumb și alte metale.

Utilizări și aplicații

Tabelul periodic a fost întotdeauna și va fi întotdeauna un instrument de consultare a simbolurilor, a maselor atomice, a structurilor și a altor proprietăți ale elementelor. Este extrem de util atunci când efectuați calcule stoechiometrice, care sunt la ordinea zilei în multe sarcini în interiorul și în afara laboratorului.

Nu numai asta, ci și tabelul periodic vă permite să comparați elementele aceluiași grup sau perioadă. Astfel, se poate prezice cum vor fi anumiți compuși ai elementelor.

Prezicerea formulelor de oxid

De exemplu, pentru oxizii de metale alcaline, deoarece au un singur electron de valență și, prin urmare, o valență de +1, formula oxizilor lor este de așteptat să fie de tipul M ₂ O. Aceasta se verifică cu oxidul de hidrogen, apă, H ₂ O. de asemenea , cu oxizii de sodiu, Na ₂ O și de potasiu, K ₂ O.

Pentru celelalte grupuri, oxizii lor trebuie să aibă formula generală M ₂ O _n , unde n este egală cu numărul grupului (dacă elementul este din blocul p, calculați n-10). Astfel, carbon, care face parte din grupa 14, formează CO ₂ (C ₂ O _4/2 ); sulf, din grupa 16, SO ₃ (S ₂ O _6/2 ); și azot, din grupa 15, N ₂ O ₅ .

Totuși, acest lucru nu se aplică metalelor de tranziție. Acest lucru se datorează faptului că fierul, deși aparține grupului 8, nu poate pierde 8 electroni, ci 2 sau 3. De aceea, în loc să memoreze formulele, este mai important să acordăm atenție valențelor fiecărui element.

Valențele elementelor

Tabelele periodice (unele) arată valențele posibile pentru fiecare element. Cunoscând acestea, nomenclatura unui compus și formula sa chimică pot fi estimate în avans. Valențele, așa cum am menționat mai sus, sunt legate de numărul grupului; deși nu se aplică tuturor grupurilor.

Valențele depind mai mult de structura electronică a atomilor și de ce electroni pot câștiga sau pierde efectiv.

Cunoscând numărul de electroni de valență, puteți începe, de asemenea, cu structura Lewis a unui compus din aceste informații. Prin urmare, tabelul periodic permite studenților și profesioniștilor să schițeze structuri și să creeze loc pentru o sondare a posibilelor geometrii și structuri moleculare.

Tabele periodice digitale

Astăzi tehnologia a permis ca tabelele periodice să fie mai versatile și să ofere mai multe informații disponibile tuturor. Multe dintre ele aduc ilustrații marcante ale fiecărui element, precum și un scurt rezumat al principalelor sale utilizări.

Modul în care interacționezi cu ei grăbește înțelegerea și studiul acestora. Tabelul periodic ar trebui să fie un instrument plăcut pentru ochi, ușor de explorat, iar cea mai eficientă metodă de cunoaștere a elementelor sale chimice este să o parcurgi din perioade în grupuri.

Importanța tabelului periodic

Astăzi, tabelul periodic este cel mai important instrument de organizare în chimie datorită relațiilor detaliate ale elementelor sale. Utilizarea sa este esențială atât pentru studenți și profesori, cât și pentru cercetători și mulți profesioniști dedicați ramurii chimiei și ingineriei.

Doar uitându-vă la tabelul periodic, obțineți o cantitate uriașă de informații rapid și eficient, cum ar fi:

- Litiu (Li), beriliu (Be) și bor (B) conduc electricitatea.

- Litiu este un metal alcalin, beriliu este un metal alcalin de pământ, iar borul este un non-metal.

- Litiu este cel mai bun conductor dintre cei trei numiți, urmat de beriliu și, în sfârșit, de bor (semiconductor).

Astfel, prin localizarea acestor elemente în tabelul periodic, tendința lor de conductivitate electrică poate fi încheiată instantaneu.

Referințe

1. Scerri, E. (2007). Tabelul periodic: povestea și semnificația sa. Oxford New York: Oxford University Press.
2. Scerri, E. (2011). Tabelul periodic: o introducere foarte scurtă. Oxford New York: Oxford University Press.
3. Moore, J. (2003). Chimie pentru manechine. New York, NY: Wiley Pub.
4. Venable, FP. (1896). Dezvoltarea legii periodice. Easton, Pennsylvania: Chemical Publishing Company.
5. Ball, P. (2002). Ingredientele: un tur ghidat al elementelor. Oxford New York: Oxford University Press.
6. Whitten, Davis, Peck și Stanley. Chimie. (Ediția a VIII-a). CENGAGE Învățare.
7. Societatea Regală de Chimie. (2018). Tabelul periodic. Recuperat de la: rsc.org
8. Richard C. Banks. (Ianuarie 2001). Tabelul periodic. Recuperat din: chimie.boisestate.edu
9. Fizică 2000. (nd). Originea tabelului periodic. Recuperat din: physics.bk.psu.edu
10. King K. & Nazarewicz W. (7 iunie 2018). Există un sfârșit al tabelului periodic? Recuperat din: msutoday.msu.edu
11. Dr. Doug Stewart. (2018). Tabelul periodic. Recuperat de la: chemicool.com
12. Mendez A. (16 aprilie 2010). Tabelul periodic al lui Mendeleev. Recuperat din: quimica.laguia2000.com