KAS IR ĶĪMISKAIS PERIODISKUMS? GALVENĀS IEZĪMES - ĶĪMIJA - 2025

Ķīmisko periodiskums vai regularitāte no ķīmiskajām īpašībām ir regulāra variācija, periodiskās un paredzamus ķīmiskās īpašības elementu kad atomu skaits palielinās.

Tādējādi ķīmiskais periodiskums ir pamats visu ķīmisko elementu klasifikācijai, pamatojoties uz to atomu skaitu un ķīmiskajām īpašībām.

Ķīmiskā periodiskuma vizuālais attēlojums ir pazīstams kā periodiskā tabula, Mendeļejeva tabula vai periodiska elementu klasifikācija.

Tas parāda visus ķīmiskos elementus, sakārtotus to atomu skaita pieaugošā secībā un sakārtotus atbilstoši to elektroniskajai konfigurācijai. Tās struktūra atspoguļo faktu, ka ķīmisko elementu īpašības ir periodiska to atomu skaita funkcija.

Šis periodiskums ir bijis ļoti noderīgs, jo tas ļāva mums paredzēt dažas elementu īpašības, kas tabulā aizņemtu tukšas vietas pirms to atklāšanas.

Periodiskās tabulas vispārējā struktūra ir rindu un kolonnu izkārtojums, kurā elementi ir sakārtoti atomu skaitļu pieaugošā secībā.

Pastāv liels skaits periodisko īpašību. Starp svarīgākajiem ir efektīvais kodola lādiņš, kas saistīts ar atoma lielumu un tendenci veidot jonus, un atoma rādiuss, kas ietekmē blīvumu, kušanas punktu un viršanas temperatūru.

Jonu rādiuss (ietekmē jonu savienojuma fizikālās un ķīmiskās īpašības), jonizācijas potenciāls, elektronegativitāte un elektroniskā afinitāte, cita starpā, ir arī pamata īpašības.

4 galvenās periodiskās īpašības

Atomu radio

Tas attiecas uz izmēru, kas saistīts ar atoma izmēriem, un atbilst pusei attāluma, kas atrodas starp divu atomu centriem, kuri veido kontaktu.

Ceļojot pa periodisko tabulu ķīmisko elementu grupu no augšas uz leju, atomiem ir tendence kļūt lielākiem, jo ​​visattālākie elektroni aizņem enerģijas līmeņus tālāk no kodola.

Tāpēc tiek teikts, ka atoma rādiuss palielinās ar periodu (no augšas uz leju).

Gluži pretēji, dodoties no kreisās uz labo pusi tajā pašā tabulas periodā, palielinās protonu un elektronu skaits, kas nozīmē, ka palielinās elektriskais lādiņš un līdz ar to arī pievilkšanās spēks. Tam ir tendence samazināties atomu lielumam.

Jonizācijas enerģija

Šī ir enerģija, kas nepieciešama, lai noņemtu elektronu no neitrāla atoma.

Ja periodisko tabulu no augšas uz leju pārvieto pa ķīmisko elementu grupu, pēdējā līmeņa elektronus kodolā pievilina mazāk un mazāk elektriska spēka, jo tie atrodas tālāk no kodola, kas tos piesaista.

Tāpēc tiek teikts, ka jonizācijas enerģija palielinās līdz ar grupu un samazinās ar periodu.

Elektronegativitāte

Šis jēdziens attiecas uz spēku, ar kuru atoms rada pievilcību tiem elektroniem, kas veido ķīmisku saiti.

Elektronegativitāte periodiski palielinās no kreisās uz labo pusi un sakrīt ar metāliskā rakstura samazināšanos.

Grupā elektronegativitāte samazinās, palielinoties atomu skaitam un palielinoties metāliskajam raksturam.

Visvairāk elektronegatīvo elementu atrodas periodiskās tabulas augšējā labajā pusē, bet vismazāk elektronegatīvo - tabulas apakšējā kreisajā pusē.

Elektroniskā radniecība

Elektroniskā afinitāte atbilst enerģijai, kas izdalās brīdī, kad neitrāls atoms uzņem elektronu, ar kuru tas veido negatīvu jonu.

Šī tendence pieņemt elektronus grupā no augšas uz leju samazinās un kļūst lielāka, pārejot pa labi pa vienam periodam.

Periodiskās tabulas elementu organizācija

Elements tiek ievietots periodiskajā tabulā pēc tā atomu skaita (protonu skaita, kas ir katram šī elementa atomam) un apakšlīmeņa veidam, kurā atrodas pēdējais elektrons.

Tabulas kolonnās ir elementu grupas vai saimes. Tiem ir līdzīgas fizikālās un ķīmiskās īpašības, un to tālākajā enerģijas līmenī ir vienāds elektronu skaits.

Pašlaik periodiskajā tabulā ir 18 grupas, kuras katra apzīmē ar burtu (A vai B) un romiešu numuru.

A grupu elementi ir pazīstami kā reprezentatīvi, un B grupas elementi tiek saukti par pārejas elementiem.

Ir arī divi 14 elementu komplekti: tā saucamās "retzemju zemes" vai iekšējā pāreja, kas pazīstama arī kā lantanīdu un aktinīdu sērija.

Periodi ir rindās (horizontālās līnijas) un ir 7. Elementiem katrā periodā ir vienāds kopējais orbitāļu skaits.

Tomēr atšķirībā no periodiskās tabulas grupām notiekošajiem ķīmiskajiem elementiem tajā pašā periodā nav līdzīgu īpašību.

Elementi ir sagrupēti četrās kopās atbilstoši orbitālei, kurā atrodas elektrons ar visaugstāko enerģiju: s, p, d un f.

Elementu ģimenes vai grupas

1. grupa (sārmu metālu saime)

Ikvienam ir elektrons galīgajā enerģijas līmenī. Reaģējot ar ūdeni, tie veido sārmainus šķīdumus; līdz ar to tā nosaukums.

Elementi, kas veido šo grupu, ir kālijs, nātrijs, rubīdijs, litijs, francijs un cēzijs.

2. grupa (sārmzemju metālu saime)

Tie satur divus elektronus pēdējā enerģijas līmenī. Magnijs, berilijs, kalcijs, stroncijs, rādijs un bārijs pieder šai ģimenei.

3. līdz 12. grupa (pārejas metālu grupa)

Tie ir mazi atomi. Istabas temperatūrā tie ir cieti, izņemot dzīvsudrabu. Šajā grupā izceļas dzelzs, varš, sudrabs un zelts.

13. grupa

Šajā grupā piedalās metāliski, nemetāliski un daļēji metāliski elementi. To veido gallijs, bors, indijs, tallijs un alumīnijs.

14. grupa

Ogleklis pieder šai grupai, kas ir dzīves pamatelements. To veido pusmetāliski, metāliski un nemetāliski elementi.

Papildus ogleklim šajā grupā ietilpst arī alva, svins, silīcijs un germānija.

15. grupa

To veido slāpeklis, kas ir gāze ar vislielāko klātbūtni gaisā, kā arī arsēns, fosfors, bismuts un antimons.

16. grupa

Šajā grupā ir skābeklis, kā arī selēns, sērs, polonijs un telūrs.

17. grupa (halogēnu grupa no grieķu valodas “sāls veidošana”)

Viņiem ir iespēja uztvert elektronus un tie nav metāli. Šo grupu veido broms, astatīns, hlors, jods un fluors.

18. grupa (cēlgāzes)

Tie ir visstabilākie ķīmiskie elementi, jo ir ķīmiski inerti, jo to atomi ir piepildīti ar pēdējo elektronu slāni. Viņu, izņemot hēliju, Zemes atmosfērā ir maz.

Visbeidzot, pēdējās divas rindas ārpus tabulas atbilst tā saucamajām retzemēm, lantanīdiem un aktinīdiem.

Atsauces

1. Čangs, R. (2010). Ķīmija (10. sējums). Bostona: Makgreivs.
2. Brauns, TL (2008). Ķīmija: centrālā zinātne. Upper Saddle River, NJ: Pīrsona Prentice zāle.
3. Petrucci, RH (2011). Vispārīgā ķīmija: principi un mūsdienu lietojumi (10. sējums). Toronto: Pīrsona Kanāda.
4. Bifano, C. (2018). Ķīmijas pasaule. Karakasa: Polārā fonds.
5. Bellandi, F & Reyes, M & Fontal, B & Suárez, T & Contreras, R. (2004). Ķīmiskie elementi un to periodiskums. Mérida: Universidad de los Andes, VI Venecuēlas ķīmijas mācīšanas skola.
6. Kas ir periodiskums? Pārskatiet savas ķīmijas koncepcijas. (2018). ThoughtCo. Saņemts 2018. gada 3. februārī no https://www.thoughtco.com/definition-of-periodicity-604600