Periodieke tabel

in Wikipedia, die vrye ensiklopedie
Spring na: navigasie, soek
Dmitri Mendelejef, die vader van die moderne periodieke tabel.

Die periodieke tabel is 'n voorstelling van die bekende chemiese elemente, gerangskik volgens hul atoomgetal, elektronkonfigurasie en chemiese eienskappe. Elemente word gerangskik volgens toenemende atoomgetal (die getal protone). Die standaardvorm van die tabel bestaan uit ’n rooster van 18 x 7 blokkies, wat die hoofdeel vorm, plus ’n kleiner deel van twee rye onderaan.

Die tabel kan ook verdeel word in vier reghoekige blokke: die s-blok links, die p-blok regs, die d-blok in die middel en die f-blok daaronder. Die rye van die tabel word periodes genoem en die kolomme van die s-, d- en p-blok groepe; sommige van hulle het name soos halogene of edelgasse. Aangesien die periodieke tabel chemiese tendense behels, kan dit gebruik word om die verhouding tussen eienskappe van die elemente af te lei en om die eienskappe van nuwe, nog onontdekte elemente of sinteties vervaardigde elemente te voorspel.

Hoewel periodieke tabelle vantevore bestaan het, word Dmitri Mendelejef in die algemeen beskou as die vader van die huidige tabel, wat hy in 1869 gepubliseer het. Dit is die eerste een wat algemeen aanvaar is. Hy het die tabel ontwikkel om tendense in die eienskappe van die destyds bekende elemente te illustreer. Hy het ook van die eienskappe van toe nog onbekende elemente voorspel na aanleiding van leë ruimtes in die tabel. Die meeste van sy voorspellings het korrek blyk te wees toe dié elemente later ontdek is. Mendelejef se periodieke tabel is sedertdien uitgebrei en verfyn met die ontdekking of sintetiese vervaardiging van nog nuwe elemente en die ontwikkeling van nuwe teoretiese modelle om chemiese gedrag te verduidelik.

Alle elemente van 1 (waterstof) tot 118 (ununoctium) is al ontdek of sinteties vervaardig. Die elemente van 1 tot 98 (kalifornium) bestaan natuurlik, hoewel sommige net in klein hoeveelhede voorkom en aanvanklik ontdek is toe hulle sinteties vervaardig is. Die elemente ná 98 is sinteties vervaardig in laboratoriums. Die vervaardiging van elemente ná ununoctium word beplan en voortdurende debatte word gevoer oor hoe die periodieke tabel verander sal moet word as enige sulke elemente bykom.

Uitleg[wysig]

So lyk die huidige periodieke tabel van bekende chemiese elemente. Elemente waarvan die atoomgetal in rooi aangedui word, is sinteties vervaardig. Die eienskappe van elemente op ’n liggrys agtergrond is onbekend.

Groep 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Periode
1 1
H

2
He
2 3
Li
4
Be

5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3 11
Na
12
Mg

13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4 19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6 55
Cs
56
Ba
*
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7 87
 Fr 
88
Ra
* *
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Fl
115
Uup
116
Lv
117
Uus
118
Uuo

* Lantaniede 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
* * Aktiniede 89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr


Kategorieë van elemente
 Alkaliemetale    Aardalkalimetale    Lantaniede    Aktiniede    Oorgangsmetale  
 Swak metale    Metalloïdes    Nie-metale    Halogene    Edelgasse  


Alle weergawes van die periodieke tabel bevat net chemiese elemente, nie samestellings of elementêre deeltjies nie. Elke chemiese element het ’n unieke atoomgetal wat ooreenstem met die getal protone in sy kern. Die meeste elemente het ’n verskillende aantal neutrone in verskillende atome, en dié variasies word isotope genoem. Koolstof het byvoorbeeld drie isotope wat in die natuur voorkom: al sy atome het ses protone en die meeste het ook ses neutrone, maar sowat 1 persent het sewe neutrone en ’n baie klein aantal het agt neutrone. Isotope word nooit apart in periodieke tabelle aangetoon nie; hulle word altyd saam as een element gegroepeer.

In die standaardmodel word die elemente gelys in volgorde van toenemende atoomgetalle. ’n Nuwe periode (ry) begin wanneer ’n nuwe elektronskil sy eerste elektron het. Groepe (kolomme) word bepaal deur die elektronkonfigurasie van die atoom; elemente met dieselfde getal elektrone in ’n spesifieke subskil val in dieselfde kolom (suurstof en selenium is byvoorbeeld in dieselfde kolom omdat albei vier elektrone in die buitenste p-subskil het). Elemente met soortgelyke chemiese eienskappe val gewoonlik in dieselfde groep in die periodieke tabel, hoewel elemente in dieselfde periode in die f-blok, en in ’n mate in die d-blok, geneig is om ook soortgelyke eienskappe te hê. Dit is dus relatief maklik om die chemiese eienskappe van ’n element te voorspel as die eienskappe van die omringende elemente bekend is.[1]

Sedert 2012 bevat die periodieke tabel 118 bevestigde chemiese elemente. Hiervan word 114 amptelik erken. Altesaam 98 kom in die natuur voor, waarvan 84 oorspronklik is. Die ander 14 natuurlike elemente kom net voor in vervalreekse van oorspronklike elemente.[2] Alle elemente van einsteinium (99) tot copernicium (112), sowel as flerovium (114) en livermorium (116), word erken al is hulle sinteties vervaardig en kom hulle nie in die natuur voor nie. Die elemente 113 (ununtrium), 115 (ununpentium), 117 (ununseptium) en 118 (ununoctium) is na berig word sinteties vervaardig, maar dit is nog nie bevestig nie. Dié elemente het net voorlopige name. Die naam "ununtrium" beteken byvoorbeeld bloot die element het ’n atoomgetal van 113: un-un-tri is afgelei van die Latyn vir een-een-drie.

Groepering[wysig]

Groepe[wysig]

’n "Groep" of "familie" is ’n vertikale kolom in die periodieke tabel. Elemente in dieselfde groep het ooreenstemmende chemiese eienskappe en toon ’n duidelike tendens in eienskappe met die toename van die atoomgetal.[3] In sommige dele van die tabel, soos in die d- en f-blok, kan horisontale ooreenkomste egter net so belangrik of duideliker wees as vertikale ooreenkomste.[4][5][6]

Die groepe word van 1-18 genommer, van die linkerkantse kolom (die akalimetale) tot die regterkantse kolom (die edelgasse).[7] Voorheen is hulle in Romeinse syfers gemerk.

Elemente in dieselfde groep neig om patrone te toon in atoomradius, ionisasie-energie en elektronegatiwiteit. Van bo na onder in ’n groep neem die atoomradius van die elemente toe; elektrone kom dus verder van die kern af voor. Van bo na onder neem die ionisasie-energie af, want dit is makliker om ’n elektron te verwyder omdat die atome se verbinding nie so sterk is nie. Net so neem elektronegatiwiteit af van bo na onder.[8] Daar is egter uitsonderings op die reël, soos in groep 11, waar die elektronegatiwiteit verder af in die groep toeneem.

Periodes[wysig]

’n "Periode" is ’n horisontale ry in die periodieke tabel. Hoewel vertikale ooreenkomste gewoonlik groter is, is daar dele van die tabel waar die horisontale ooreenkomste groter is, soos in die f-blok, waar die lantaniede en aktiniede twee duidelike horisontale reekse elemente is.[9]

Die verskillende blokke in die periodieke tabel.

Elemente in dieselfde periode toon tendense in die atoomradius, ionisasie-energie en elektronegatiwiteit. Van links na regs in die tabel neem die atoomradius gewoonlik af. Dit gebeur omdat elke opeenvolgende element ’n bykomende proton en elektron het, wat veroorsaak dat die elektron meer deur die kern aangetrek word.[10] Dit veroorsaak dat die ionisasie-energie van links na regs toeneem: hoe meer die elektrone deur die kern aangetrek word, hoe meer energie is nodig om ’n elektron te verwyder. Net so neem elektronegatiwiteit van links na regs toe.[8] Elektronaffiniteit toon ook ’n tendens. Metale (links) het gewoonlik ’n laer elektronaffiniteit as die nie-metale (regs), met die uitsondering van die edelgasse.[11]

Blokke[wysig]

Vanweë die belangrikheid van die buitenste elektronskil word die verskillende areas van die periodieke tabel soms "blokke" genoem, waarvan die name verwys na die subskil met die "laaste" elektron. Die s-blok bevat die eerste twee groepe (alkalimetale en aardalkalimetale) sowel as waterstof en helium. Die p-blok bevat die laaste ses groepe: van 13 tot 18, onder meer die metalloïdes. Die d-blok bevat groep 3 tot 12, onder meer al die oorgangsmetale. Die f-blok, wat gewoonlik onderaan die res van die tabel aangetoon word, bevat die lantaniede en aktiniede.[12]

Variasies[wysig]

Die lantaniede en aktiniede word gewoonlik onderaan die res van die periodieke tabel aangetoon.[13] Dit is bloot om astetiese en praktiese redes. Hulle kan ook deel van die hooftabel vorm en op hul regte plek as deel van die sesde en sewende periode ingevoeg word om ’n breë tabel te vorm, soos onder aangedui.

Periodieke tabek met die f-blok apart
Periodieke tabel met die f-blok ingevoeg
Periodieke tabel met die f-blok apart (links) en as deel van die hooftabel (regs).

Geskiedenis[wysig]

Die periodieke tabel is oorspronklik ontwerp sonder kennis van die inwendige bou van die atoom. Die elemente is gerangskik volgens hul atoommassa. Die Duitser Johann Wolfgang Döberreiner was die eerste wat opgemerk het dat daar ’n golfbeweging ontstaan het in die eienskappe. Hy het triade van ooreenkomstige elemente onderskei. Die Engelsman John Alexander Reina Newlands het ontdek daar bestaan ’n reëlmatigheid in elke 8 elemente, maar hy is bespot toe hy die vermoede uitspreek dat dit vergelykbaar met die oktawe in musiek kon wees. Uiteindelik het die Duitser Lothar Meyer en die Rus Dmitri Mendelejef die eerste perodieke tabel gepubliseer. Daarby het hulle die massa van telluur en jodium omgeruil. Dit het die ooreenstemming van tendense verbeter. Ná die koms van die golfmeganika het dit duidelik geword dat hierdie stap geregverdig was.

Sien ook[wysig]

Verwysings[wysig]

  1. Gray, p. 6
  2. Emsley, John (2011). Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements, New, New York, NY: Oxford University Press. ISBN 978-0-19-960563-7. 
  3. Messler, R. W. (2010). The essence of materials for engineers. Sudbury, MA: Jones & Bartlett Publishers, 32. ISBN 0763778338. 
  4. Bagnall, K. W. (1967), "Recent advances in actinide and lanthanide chemistry", in Fields, PR; Moeller, T, Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry, 71, American Chemical Society, pp. 1–12, doi:10.1021/ba-1967-0071 
  5. (1969) Theoretical inorganic chemistry, 2de, New York, MA: Reinhold Book Corporation, 103. ISBN 0763778338. 
  6. (2000) Chemistry in context, 5de, Walton-on-Thames: Nelson Thornes, 40. ISBN 0174482760. 
  7. Leigh, G. J. (1990). Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990. Blackwell Science. ISBN 0-632-02494-1. 
  8. 8,0 8,1 Moore, p. 111
  9. Stoker, Stephen H. (2007). General, organic, and biological chemistry. New York: Houghton Mifflin, 68. ISBN 978-0-618-73063-6. OCLC 52445586. 
  10. Mascetta, Joseph (2003). Chemistry The Easy Way, 4th, New York: Hauppauge, 50. ISBN 978-0-7641-1978-1. OCLC 52047235. 
  11. (2009) Chemistry and Chemical Reactivity, Volume 2, 7de, Belmont: Thomson Brooks/Cole, 324. ISBN 978-0-495-38712-1. OCLC 220756597. 
  12. Jones, Chris (2002). d- and f-block chemistry. New York: J. Wiley & Sons, 2. ISBN 978-0-471-22476-1. OCLC 300468713. 
  13. Gray, p. 11

Bibliografie[wysig]

  • Ball, Philip (2002). The Ingredients: A Guided Tour of the Elements. Oxford: Oxford University Press. ISBN 0-19-284100-9. 
  • Chang, Raymond (2002). Chemistry, 7th, New York: McGraw-Hill Higher Education. ISBN 0−07−112072−6. 
  • Theodore Gray (2009). The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe. New York: Black Dog & Leventhal Publishers. ISBN 978-1-57912-814-2. 
  • Principles of structure and reactivity, 4th, New York: Harper Collins College Publishers. ISBN 0-06-042995-X. 
  • Moore, John (2003). Chemistry for Dummies. New York: Wiley Publications, 111. ISBN 978-0-7645-5430-8. OCLC 51168057. 
  • Scerri, Eric (2007). The periodic table: Its story and its significance. Oxford: Oxford University Press. ISBN 0-19-530573-6. 
  • Scerri, Eric R. (2011). The periodic table: A very short introduction. Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0199582495. 
  • Venable, F P (1896). The development of the periodic law. Easton PA: Chemical Publishing Company. 

Eksterne skakels[wysig]