PERIODICKÁ TABULKA PRVKŮ: HISTORIE, STRUKTURA, PRVKY - CHEMIE - 2025

Periodická tabulka prvků je nástroj, který umožňuje konzultaci chemické vlastnosti 118 prvků dosud známé. Je to nezbytné při provádění stechiometrických výpočtů, předpovídání fyzikálních vlastností prvku, jejich třídění a hledání periodických vlastností mezi nimi.

Atomy těžší, když jejich jádra přidávají protony a neutrony, které musí být také doprovázeny novými elektrony; jinak by elektroneutralita nebyla možná. Některé atomy jsou tedy velmi lehké, jako vodík, jiné jsou super těžké, jako je oganeson.

Komu v chemii dluží takové srdce? Vědec Dmitri Mendeleev, který v roce 1869 (téměř před 150 lety) publikoval, po desetiletí teoretických studií a experimentů, první periodickou tabulku ve snaze uspořádat 62 tehdy známých prvků.

Za tímto účelem Mendeleev spoléhal na chemické vlastnosti, zatímco paralelně Lothar Meyer publikoval další periodickou tabulku, která byla organizována podle fyzikálních vlastností prvků.

Tabulka zpočátku obsahovala „prázdné prostory“, jejichž prvky nebyly v těchto letech známy. Mendeleyev však dokázal předpovídat několik svých vlastností se znatelnou přesností. Některé z těchto prvků byly: germanium (které nazýval eka-křemík) a gallium (eka-hliník).

První periodické tabulky uspořádaly prvky podle jejich atomových hmot. Toto uspořádání odhalilo určitou periodicitu (opakování a podobnost) v chemických vlastnostech prvků; prvky přechodu však s tímto řádem nesouhlasily, ani ušlechtilé plyny.

Z tohoto důvodu bylo nutné místo atomové hmoty objednat elementy s ohledem na atomové číslo (počet protonů). Odtud, spolu s těžkou prací a příspěvky mnoha autorů, byl Mendeleevova periodická tabulka vylepšena a dokončena.

Historie periodické tabulky

Elementy

Použití prvků jako základu pro popis prostředí (přesněji řečeno přírody) se používá již od starověku. V té době však byly označovány jako fáze a stavy hmoty, a nikoliv způsobem, jakým jsou označovány od středověku.

Starověcí Řekové věřili, že planeta, kterou obýváme, je tvořena čtyřmi základními prvky: ohněm, zemí, vodou a vzduchem.

Na druhé straně, ve starověké Číně byl počet prvků pět, a na rozdíl od Řeků, tyto vyloučily vzduch a zahrnovaly kov a dřevo.

První vědecký objev byl proveden v roce 1669 německou značkou Henning, která objevila fosfor; od tohoto data byly zaznamenány všechny následující položky.

Je třeba objasnit, že některé prvky, jako je zlato a měď, byly známy již před fosforem; rozdíl je v tom, že nebyli nikdy zaregistrováni.

Symbologie

Alchymisté (předci dnešních chemiků) dali elementům jména ve vztahu k souhvězdím, jejich objevitelům a místům, kde byli objeveni.

V 1808 Dalton navrhl sérii kreseb (symboly) reprezentovat elementy. Pozdnější, tento notační systém byl nahrazený to Jhon Berzelius (zvyklý k datu), protože Daltonův model stal se komplikovanější jak nové prvky se objevily.

Vývoj schématu

K prvním pokusům o vytvoření mapy, která uspořádala informace o chemických prvcích, došlo v 19. století s Döbereinerovými triády (1817).

V průběhu let byly nalezeny nové prvky, které vedly k novým organizačním modelům, dokud nedosáhly toho, který se v současnosti používá.

Telluric šroub Chancourtois (1862)

Alexandré-Émile Béguyer de Chancourtois navrhl papírovou spirálu ukazující graf spirál (telluric screw).

V tomto systému jsou prvky uspořádány ve vzestupném pořadí s ohledem na jejich atomové hmotnosti. Podobné položky jsou svisle zarovnány.

Nové oktávy (1865)

V pokračování Döbereinerovy práce uspořádal britský John Alexander Reina Newlands chemické prvky ve vzestupném pořadí s ohledem na atomové hmotnosti, přičemž poznamenal, že každý ze sedmi prvků měl ve svých vlastnostech podobnosti (vodík není zahrnut).

Mendeleevův stůl (1869)

Mendeleev uspořádal chemické prvky ve vzestupném pořadí s ohledem na atomovou hmotnost a do stejného sloupce umístil ty, jejichž vlastnosti byly podobné. Ve svém modelu periodické tabulky nechal mezery a předjímal vzhled nových prvků v budoucnosti (kromě předpovídání vlastností, které by měl mít).

Ušlechtilé plyny se neobjevují v Mendeleevově stole, protože ještě nebyly objeveny. Mendeleiv navíc neuvažoval o vodíku.

Moseleyova periodická tabulka (aktuální periodická tabulka) - 1913

Henry Gwyn Jeffreys Moseley navrhl uspořádat chemické prvky periodické tabulky podle jejich atomového čísla; to je, na základě jejich počtu protonů.

Moseley vydal v roce 1913 „periodický zákon“: „Když jsou prvky uspořádány podle jejich atomových čísel, jejich fyzikální a chemické vlastnosti vykazují periodické trendy.“

Každý vodorovný řádek nebo období tedy ukazuje jeden typ vztahu a každý sloupec nebo skupina ukazuje jiný.

Jak je to organizováno? (Struktura a organizace)

Je vidět, že pastel periodické tabulky má několik barev. Každá barva spojuje prvky s podobnými chemickými vlastnostmi. Existují oranžové, žluté, modré a fialové sloupce; zelené čtverečky a jablko zelené úhlopříčky.

Všimněte si, že buňky ve středních sloupcích mají šedavou barvu, takže všechny tyto prvky musí mít něco společného, ​​což znamená, že se jedná o přechodné kovy s poloplnými d orbitaly.

Stejně tak prvky fialových čtverců, i když pocházejí z plynných látek, od načervenalé kapaliny k pevnému černo-fialovému (jod) a stříbrošedému (astatin), dělají z nich kongenery. Tyto vlastnosti se řídí elektronovými strukturami atomů.

Organizace a struktura periodické tabulky není libovolná, ale řídí se řadou periodických vlastností a vzorců hodnot určených pro jednotlivé prvky. Například, pokud kovový znak klesá zleva doprava, nelze očekávat kovový prvek v pravém horním rohu.

Období

Prvky jsou uspořádány v řadách nebo obdobích v závislosti na energetické úrovni svých orbitálů. Před obdobím 4, kdy se prvky navzájem uspěly ve vzestupném pořadí atomové hmoty, bylo zjištěno, že pro každých osm z nich se chemické vlastnosti opakovaly (John Newlandsův zákon oktáv).

Přechodové kovy byly odlévány s jinými nekovovými prvky, jako je síra a fosfor. Z tohoto důvodu byl vstup kvantové fyziky a elektronových konfigurací životně důležitý pro pochopení moderních periodických tabulek.

Orbitaly energetického náboje se během času vyplňují elektrony (a jádry protonů a neutronů). Tato energetická vrstva jde ruku v ruce s velikostí nebo atomovým poloměrem; proto položky v horních obdobích jsou menší než položky níže.

H a On jsou v první (periodě) energetické úrovni; první řada šedivých čtverců ve čtvrtém období; a řada oranžových čtverců v šestém období. Všimněte si, že ačkoli se zdá, že se nachází v předpokládaném devátém období, ve skutečnosti patří do šestého, těsně za žlutým rámečkem pro Ba.

Skupiny

Během období se zjistilo, že se zvyšuje hmotnost, počet protonů a elektronů. Ve stejném sloupci nebo skupině, i když se hmotnost a protony mění, je počet elektronů ve valenčním obalu stejný.

Například, v prvním sloupci nebo skupině, H má jediný elektron v orbitále 1s ¹, stejně jako Li (2s ¹), sodík (3s ¹), draslík (4s ¹) atd., Až do francia (7s ¹). Toto číslo 1 označuje, že tyto prvky stěží mají valenční elektron, a proto patří do skupiny 1 (IA). Každá položka je v různých obdobích.

Nepočítají-li se zelený box, vodíkové prvky pod ním jsou oranžové a nazývají se alkalické kovy. Další kolonka vpravo v kterémkoli období je skupina nebo sloupec 2; to znamená, že jeho prvky mají dva valenční elektrony.

Když se ale posuneme o krok dále doprava, aniž by věděli o orbitálech, dojde k skupině bórů (B) nebo 13 (IIIA); místo skupiny 3 (IIIB) nebo skandia (Sc). S ohledem na vyplnění orbitálů začíná člověk procházet obdobími šedivých čtverců: přechodných kovů.

Protonová čísla vs. valenční elektrony

Při studiu periodické tabulky může dojít k záměně mezi atomovým číslem Z nebo počtem protonů v jádru a počtem valenčních elektronů. Například uhlík má Z = 6, to znamená, že má šest protonů, a tedy šest elektronů (jinak by to nemohl být neutrálně nabitý atom).

Ale z těchto šesti elektronů jsou čtyři valenční. Z tohoto důvodu je jeho elektronová konfigurace 2s ² 2p ². označuje dva elektrony 1 s ² uzavřené skořápky a teoreticky se neúčastní tvorby chemických vazeb.

Také, protože uhlík má čtyři valenční elektrony, je "vhodně" umístěn ve skupině 14 (IVA) periodické tabulky.

Prvky pod uhlíkem (Si, Ge, Sn, Pb a Fl) mají vyšší atomová čísla (a atomové hmotnosti); ale všichni mají společné čtyři valenční elektrony. To je klíč k pochopení toho, proč položka patří do jedné skupiny a ne do druhé.

Prvky periodické tabulky

Blok s

Jak bylo vysvětleno, skupiny 1 a 2 se vyznačují tím, že mají jeden nebo dva elektrony v orbitálech. Tyto orbity jsou sférické geometrie, a jak jeden sestupuje přes některou z těchto skupin, elementy získají vrstvy, které zvětšují velikost jejich atomů.

Protože vykazují silné tendence ve svých chemických vlastnostech a způsobech reakce, jsou tyto prvky uspořádány jako blok s. Proto do tohoto bloku patří alkalické kovy a kovy alkalických zemin. Elektronická konfigurace prvků tohoto bloku je ns (1s, 2s atd.).

Ačkoli je helium prvku v pravém horním rohu tabulky, jeho elektronická konfigurace je 1s ^2, a proto patří do tohoto bloku.

Blok p

Na rozdíl od bloku s, prvky tohoto bloku mají zcela vyplněné orbitaly, zatímco jejich orbitaly jsou nadále naplněny elektrony. Elektronické konfigurace prvků patřících do tohoto bloku jsou typu ns ² np ^1-6 (orbitaly mohou mít jeden nebo až šest elektronů k vyplnění).

Takže kde v periodické tabulce je tento blok umístěn? Vpravo: zelené, fialové a modré čtverečky; to znamená nekovové prvky a těžké kovy, jako například bizmut (Bi) a olovo (Pb).

Počínaje bórem, s elektronickou konfigurací ns ² np ¹, uhlík napravo přidá další elektron: 2s ² 2p ². Dále, elektronové konfigurace ostatních prvků dobu 2 blokové p jsou: 2s ² 2p ³ (dusík), 2s ² 2p ⁴ (kyslík), 2s ² 2p ⁵ (fluor) a 2s ² 2p ⁶ (neon).

Pokud přejdete dolů do nižších period, budete mít energetickou hladinu 3: 3s ² 3p ^1-6 atd. Až do konce bloku p.

Všimněte si, že nejdůležitější věcí na tomto bloku je to, že od období 4 mají jeho prvky zcela vyplněné orbitaly (modré rámečky vpravo). Zkrátka: blok s je nalevo od periodické tabulky a blok p je vpravo.

Reprezentativní prvky

Jaké jsou reprezentativní prvky? Jsou to ti, kteří na jedné straně snadno ztratí elektrony nebo na druhé straně získají, aby dokončili valenční oktet. Jinými slovy: jsou prvky bloků s a p.

Jejich skupiny byly od ostatních odlišeny písmenem A na konci. Bylo tedy osm skupin: od IA po VIIIA. V současné době je však číslovací systém používaný v moderních periodických tabulkách arabský, od 1 do 18, včetně přechodných kovů.

Z tohoto důvodu může být skupina boru IIIA nebo 13 (3 + 10); uhlíková skupina, DPH nebo 14; a to ušlechtilých plynů, poslední na pravé straně stolu, VIIIA nebo 18.

Přechodové kovy

Přechodové kovy jsou všechny prvky šedivých čtverců. Během jejich období jsou jejich orbitaly naplněny, což je pět, a proto mohou mít deset elektronů. Protože k naplnění těchto orbitálů musí mít deset elektronů, musí existovat deset skupin nebo sloupců.

Každá z těchto skupin ve starém číslovacím systému byla označena římskými číslicemi a písmenem B na konci. První skupinou, skupinou skandia, byla skupina IIIB (3), skupina železa, kobaltu a niklu VIIIB, která měla velmi podobné reaktivity (8, 9 a 10), a reakce zinku IIB (12).

Jak je vidět, je mnohem snazší rozpoznat skupiny podle arabských čísel než pomocí římských číslic.

Vnitřní přechodné kovy

Od období 6 periodické tabulky se energie stanou energeticky dostupnými. Tyto musí být vyplněny nejprve než orbitály; a proto jsou jeho prvky obvykle umístěny odděleně, aby se stůl příliš nezkrášlil.

Poslední dvě období, oranžová a šedá, jsou vnitřní přechodné kovy, také nazývané lanthanidy (vzácné zeminy) a aktinidy. Existuje sedm orbitálů, které potřebují čtrnáct elektronů k vyplnění, a proto musí existovat čtrnáct skupin.

Pokud budou tyto skupiny přidány do periodické tabulky, bude celkem 32 (18 + 14) a bude existovat „dlouhá“ verze:

Zdroj: Sandbh, z Wikimedia Commons

Světle růžová řada odpovídá lanthanoidům, zatímco tmavě růžová řada odpovídá aktinoidům. Lanthanum, La se Z = 57, aktinium, Ac se Z = 89 a celý f blok patří do stejné skupiny jako skandium. Proč? Protože skandium má nd ¹ orbitál, který je přítomen ve zbytku lanthanoidů a aktinoidů.

La a Ac mají valenční konfigurace 5d ¹ 6s ² a 6d ¹ 7s ². Jak se pohybujete doprava oběma řadami, začnou se vyplňovat orbitaly 4f a 5f. Po naplnění se dostanete k prvkům lutetium, Lu a laurencio, Lr.

Kovy a nekovy

Ponecháme-li za dortem periodické tabulky, je vhodnější uchýlit se k tomu, který je na horním obrázku, a to i v jeho podlouhlé podobě. V současné době byla většina zmíněných prvků kovy.

Při pokojové teplotě jsou všechny kovy pevné látky (kromě rtuti, která je tekutá) se stříbřitě šedou barvou (kromě mědi a zlata). Také jsou obvykle tvrdé a lesklé; ačkoli ty bloky jsou měkké a křehké. Tyto prvky se vyznačují snadnou ztrátou elektronů a vytvářením M ⁺ kationtů.

V případě lanthanoidů ztratí tři elektrony 5d ¹ 6s ^2, aby se staly trojmocnými kationty M ³⁺ (jako je La ³⁺). Cerium je schopen ztratit čtyři elektrony (Ce ⁴⁺).

Na druhé straně nekovové prvky tvoří nejmenší část periodické tabulky. Jsou to plyny nebo pevné látky s kovalentně spojenými atomy (jako je síra a fosfor). Všechny jsou umístěny v bloku p; přesněji, v jeho horní části, protože klesání do nižších period zvyšuje kovový charakter (Bi, Pb, Po).

Také, nonmetals místo ztráty elektronů, vy získáte je. Tvoří tedy anionty X ^- s různými zápornými náboji: -1 pro halogeny (skupina 17) a -2 pro chalkogeny (skupina 16, kyslík).

Kovové rodiny

V rámci kovů existuje interní klasifikace, která je od sebe odlišuje:

- Kovy skupiny 1 jsou alkalické

-Skupina 2, kovy alkalických zemin (Mr. Becambara)

-Skupina skandia 3 (IIIB). Tato rodina je tvořena skandiem, hlavou skupiny, ytriem Y, lanthanem, aktiniem a všemi lanthanoidy a aktinoidy.

- Skupina 4 (IVB), titanová rodina: Ti, Zr (zirkonium), Hf (hafnium) a Rf (rutherfordium). Kolik valenčních elektronů mají? Odpověď je ve vaší skupině.

-Skupina 5 (VB), rodina vanadu. Skupina 6 (VIB), rodina chromu. A tak dále až do rodiny zineků, skupina 12 (IIB).

Metaloidy

Kovový charakter se zvětšuje zprava doleva a shora dolů. Jaká je ale hranice mezi těmito dvěma typy chemických prvků? Tato hranice je složena z prvků známých jako metaloidy, které mají vlastnosti jak kovů, tak nekovů.

Metaloidy jsou vidět na periodické tabulce v „žebříku“, který začíná bórem a končí radioaktivním prvkem astatinem. Jedná se o tyto prvky:

-B: bor

-Silicon: Ano

-Ge: germanium

-As: arsen

-Sb: antimon

-Te: tellurium

-At: astatin

Každý z těchto sedmi prvků vykazuje přechodné vlastnosti, které se liší v závislosti na chemickém prostředí nebo teplotě. Jednou z těchto vlastností je polovodič, tj. Metaloidy jsou polovodiče.

Plyny

V suchozemských podmínkách jsou plynnými prvky ty lehké nekovy, jako je dusík, kyslík a fluor. Do této klasifikace rovněž spadají chlor, vodík a vzácné plyny. Ze všech nejznámějších jsou vzácné plyny kvůli jejich nízké tendenci reagovat a chovat se jako volné atomy.

Ty se nacházejí ve skupině 18 periodické tabulky a jsou:

-Helio, On

-Neon, Ne

-Argon, Ar

krypton, Kr

-Xenon, Xe

-Radon, Rn

- A poslední ze všech, oganeson ze syntetického vzácného plynu, Og.

Všechny vzácné plyny mají společnou valenční konfiguraci ns ² np ⁶; to znamená, že mají celý valenční oktet.

Stavy agregace prvků při jiných teplotách

Prvky jsou v pevném, kapalném nebo plynném stavu v závislosti na teplotě a síle jejich interakcí. Pokud by se teplota Země ochladila na přibližně absolutní nulu (0K), pak by všechny prvky zmrzly; kromě helia, které by kondenzovalo.

Při této extrémní teplotě bude zbytek plynů ve formě ledu.

V opačném případě, pokud by teplota byla přibližně 6000 K, „všechny“ prvky by byly v plynném stavu. Za těchto podmínek jste mohli doslova vidět mraky zlata, stříbra, olova a dalších kovů.

Použití a aplikace

Periodická tabulka sama o sobě byla a vždy bude nástrojem pro prohlížení symbolů, atomových hmot, struktur a dalších vlastností prvků. Je to velmi užitečné při provádění stechiometrických výpočtů, které jsou v mnoha úkolech uvnitř i vně laboratoře na denním pořádku.

Nejen to, ale také periodická tabulka vám umožňuje porovnat prvky stejné skupiny nebo období. Lze tedy předpovídat, jaké budou určité sloučeniny prvků.

Predikce oxidových vzorců

Například v případě oxidů alkalických kovů, protože mají jeden valenční elektron, a proto mocenství +1, očekává se, že vzorec jejich oxidů být z M ₂ O typu. To je ověřeno s oxidem vodíku, vody, H ₂ O. Také s oxidy sodíku, na ₂ o a draslíku, k ₂ O.

U ostatních skupin musí mít jejich oxidy obecný vzorec M ₂ O _n, kde n se rovná číslu skupiny (pokud je prvek z bloku p, vypočítejte n-10). Tak, uhlík, který patří do skupiny 14, tvoří CO ₂ (C ₂ O _4/2); síra, ze skupiny 16, SO ₃ (S ₂ O _6/2); a dusík, ze skupiny 15, N ₂ O ₅.

To však neplatí pro přechodné kovy. Je tomu tak proto, že železo, přestože patří do skupiny 8, nemůže ztratit 8 elektronů, ale 2 nebo 3. Proto je namísto zapamatování vzorců důležitější věnovat pozornost valencím každého prvku.

Valence prvků

Periodické tabulky (některé) ukazují možné valence pro každý prvek. Známe je, nomenklatura sloučeniny a její chemický vzorec lze odhadnout předem. Valence, jak je uvedeno výše, se vztahují k číslu skupiny; ačkoli to neplatí pro všechny skupiny.

Valence závisí více na elektronické struktuře atomů a na tom, které elektrony mohou skutečně získat nebo ztratit.

Tím, že znáte počet valenčních elektronů, můžete také začít s Lewisovou strukturou sloučeniny z této informace. Periodická tabulka proto umožňuje studentům a odborníkům načrtnout struktury a uvolnit cestu pro zkoumání možných geometrií a molekulárních struktur.

Digitální periodické tabulky

Dnešní technologie umožnila, aby periodické tabulky byly všestrannější a poskytovaly více informací všem dostupným. Několik z nich přináší nápadné ilustrace každého prvku a stručné shrnutí jeho hlavních použití.

Způsob, jakým s nimi komunikujete, zrychluje jejich porozumění a studium. Periodická tabulka by měla být nástrojem, který je pro oko příjemný, snadno prozkoumatelný a nejúčinnější metodou poznání jeho chemických prvků je procházet jej z období do skupin.

Význam periodické tabulky

Dnes, periodická tabulka je nejdůležitější organizační nástroj v chemii kvůli detailním vztahům jeho elementů. Jeho použití je nezbytné jak pro studenty a učitele, tak pro výzkumné pracovníky a mnoho odborníků věnovaných oboru chemie a strojírenství.

Pouhým pohledem na periodickou tabulku získáte rychle a efektivně obrovské množství informací a informací, například:

- Lithium (Li), berylium (Be) a bór (B) vedou elektřinu.

- Lithium je alkalický kov, berylium je kov alkalických zemin a bór je nekov.

- Lithium je nejlepším dirigentem tří jmenovaných, následuje berylium a nakonec bor (polovodič).

Umístěním těchto prvků do periodické tabulky lze tedy okamžitě ukončit jejich tendenci k elektrické vodivosti.

Reference

1. Scerri, E. (2007). Periodická tabulka: její příběh a jeho význam. Oxford New York: Oxford University Press.
2. Scerri, E. (2011). Periodická tabulka: velmi krátký úvod. Oxford New York: Oxford University Press.
3. Moore, J. (2003). Chemie pro figuríny. New York, NY: Wiley Pub.
4. Venable, FP. (1896). Vývoj periodického zákona. Easton, Pennsylvania: Chemical Publishing Company.
5. Ball, P. (2002). Složky: prohlídka s průvodcem. Oxford New York: Oxford University Press.
6. Whitten, Davis, Peck a Stanley. Chemie. (8. ed.). CENGAGE Učení.
7. Královská společnost chemie. (2018). Periodická tabulka. Obnoveno z: rsc.org
8. Richard C. Banks. (Leden 2001). Periodická tabulka. Obnoveno z: chemistry.boisestate.edu
9. Physics 2000. (nd). Původ periodické tabulky. Obnoveno z: physics.bk.psu.edu
10. King K. & Nazarewicz W. (7. června 2018). Existuje konec periodické tabulky? Obnoveno z: msutoday.msu.edu
11. Dr. Doug Stewart. (2018). Periodická tabulka. Obnoveno z: chemicool.com
12. Mendez A. (16. dubna 2010). Mendeleevova periodická tabulka. Obnoveno z: quimica.laguia2000.com