De Periodieke eigenschappen van de elementen zijn degenen die hun fysisch en chemisch gedrag bepalen vanuit een atomair perspectief, en waarvan de magnitudes, naast het atoomnummer, een classificatie van atomen mogelijk maken.
Van alle eigenschappen worden deze, zoals hun naam aangeeft, gekenmerkt als periodiek; dat wil zeggen, als het periodiek systeem wordt bestudeerd, zal het mogelijk zijn om te verklaren dat de magnitudes ervan een trend volgen die samenvalt en wordt herhaald met de ordening van de elementen in perioden (rijen) en groepen (kolommen).
Als bijvoorbeeld een periode wordt doorlopen en een periodieke eigenschap afneemt in grootte met elk element, zal hetzelfde gebeuren in alle perioden. Aan de andere kant, als het naar beneden gaan van een groep of kolom de omvang vergroot, kan hetzelfde worden verwacht voor de andere groepen..
En dus worden de variaties ervan herhaald en vertonen ze een eenvoudige tendens die overeenkomt met de ordening van de elementen op basis van hun atoomnummers. Deze eigenschappen zijn rechtstreeks verantwoordelijk voor het metallische of niet-metallische karakter van de elementen, evenals voor hun reactiviteiten, wat heeft bijgedragen tot een diepere classificatie..
Als de identiteit van de elementen even onbekend was en ze werden gezien als vreemde "sferen", zou het periodiek systeem herbouwd kunnen worden (met veel werk) gebruikmakend van deze eigenschappen.
Op deze manier zouden de veronderstelde bollen kleuren krijgen waarmee ze in groepen van elkaar kunnen worden onderscheiden (bovenste afbeelding). Als ze hun elektronische kenmerken kennen, zouden ze in perioden kunnen worden georganiseerd, en de groepen zouden degenen onthullen die hetzelfde aantal valentie-elektronen hebben.
Leren en redeneren over periodieke eigenschappen is hetzelfde als weten waarom elementen op de een of andere manier reageren; is om te weten waarom metalen elementen zich in bepaalde delen van de tafel bevinden en niet-metalen elementen in andere.
Artikel index
Bij het observeren van de bollen in de afbeelding, is het eerste dat opvalt dat ze niet allemaal even groot zijn. Sommige zijn omvangrijker dan andere. Als je beter kijkt, zul je zien dat deze maten variëren volgens een patroon: in de ene periode neemt het af van links naar rechts, en in een groep neemt het toe van boven naar beneden..
Het bovenstaande kan ook zo worden gezegd: de atoomstraal neemt af naar de groepen of kolommen aan de rechterkant, en neemt toe in de lagere perioden of rijen. Aangezien dit het geval is, is de atoomstraal de eerste periodieke eigenschap, aangezien de variaties ervan een patroon volgen binnen de elementen..
Waarom dit patroon? In een periode bezetten de elektronen van het atoom hetzelfde energieniveau, dat gerelateerd is aan de afstand die hen scheidt van de kern. Wanneer we van de ene groep naar de andere gaan (wat hetzelfde is als door de periode naar rechts gaan), voegt de kern zowel elektronen als protonen toe binnen hetzelfde energieniveau..
Daarom kunnen de elektronen geen verdere afstanden van de kern innemen, waardoor de positieve lading toeneemt omdat deze meer protonen heeft. Bijgevolg ervaren de elektronen een grotere aantrekkingskracht naar de kern, waardoor ze steeds meer worden aangetrokken naarmate het aantal protonen toeneemt..
Dat is de reden waarom de elementen helemaal rechts van het periodiek systeem (gele en turquoise kolommen) de kleinste atoomstralen hebben..
Aan de andere kant, als je van de ene periode naar de andere "springt" (wat hetzelfde is als zeggen dat je een groep naar beneden gaat), zorgen de nieuwe energieniveaus ervoor dat de elektronen verder weg gelegen ruimtes van de kern innemen. Omdat ze verder weg zijn, trekt de kern (met meer protonen) ze met minder kracht aan; en de atoomstralen nemen daardoor toe.
Ionische stralen volgen een soortgelijk patroon als atoomstralen; Deze zijn echter niet zozeer afhankelijk van de kern, maar van hoeveel of minder elektronen het atoom heeft ten opzichte van zijn neutrale toestand..
De kationen (Na+, ACtwee+, Naar de3+, Wordentwee+, Geloof3+) vertonen een positieve lading omdat ze een of meer elektronen hebben verloren, en daarom trekt de kern ze met grotere kracht aan omdat er minder afstotingen tussen hen zijn. Het resultaat: kationen zijn kleiner dan de atomen waarvan ze zijn afgeleid.
En voor de anionen (Otwee-, F.-, Stwee-, ik-) Integendeel, ze vertonen een negatieve lading omdat ze een of meer elektronen in overmaat hebben, waardoor hun afstoting naar elkaar toeneemt boven de aantrekkingskracht die door de kern wordt uitgeoefend. Het resultaat: de anionen zijn groter dan de atomen waarvan ze zijn afgeleid (afbeelding hieronder).
Het wordt duidelijk dat het 2-anion het meest omvangrijke van allemaal is en het 2+ kation het kleinste. De stralen nemen toe wanneer het atoom negatief geladen is, en krimpen wanneer het positief geladen is..
Wanneer elementen een kleine atoomradius hebben, worden niet alleen hun elektronen zeer sterk aangetrokken, maar ook elektronen van naburige atomen wanneer ze een chemische binding vormen. Deze neiging om elektronen van andere atomen in een verbinding aan te trekken, staat bekend als elektronegativiteit..
Alleen omdat een atoom klein is, wil nog niet zeggen dat het elektronegatiever zal zijn. Als dat zo is, zouden de elementen helium en waterstof de meest elektronegatieve atomen zijn. Voor zover de wetenschap heeft aangetoond, vormt helium geen enkele covalente band; en waterstof, heeft slechts één proton in de kern.
Als de atoomstralen groot zijn, hebben de kernen niet genoeg kracht om elektronen van andere atomen aan te trekken; daarom zijn de meest elektronegatieve elementen die met een kleine atoomstraal en een groter aantal protonen.
Nogmaals, degenen die perfect aan deze kenmerken voldoen, zijn de niet-metalen elementen van het p-blok van het periodiek systeem; Dit zijn degenen die behoren tot groep 16 of zuurstof (O, S, Se, Te, Po) en groep 17 of fluor (F, Cl, Br, I, At).
Volgens alles wat is gezegd, bevinden de meest elektronegatieve elementen zich vooral in de rechterbovenhoek van het periodiek systeem; met fluor als het element dat bovenaan de lijst van de meest elektronegatieve elementen staat.
Waarom? Zonder toevlucht te nemen tot elektronegativiteitsschalen (Pauling, Mulliken, enz.), Hoewel fluor groter is dan neon (het edelgas van zijn periode), kan het eerste bindingen vormen en het tweede niet. Bovendien heeft de kern vanwege zijn kleine formaat veel protonen en waar de fluor zich bevindt, zal er een dipoolmoment zijn.
Als een element een atoomstraal heeft vergeleken met die van dezelfde periode, en ook niet erg elektronegatief is, dan is het een metaal en heeft het een hoog metallisch karakter.
Als we teruggaan naar het hoofdbeeld, komen de roodachtige en groenachtige bollen, net als de grijsachtige, overeen met metalen elementen. Metalen hebben unieke kenmerken en vanaf hier beginnen de periodieke eigenschappen zich te vermengen met de fysische en macroscopische eigenschappen van materie..
Elementen met een hoog metallisch karakter worden gekenmerkt door hun relatief grote atomen, gemakkelijk te verliezen elektronen aangezien de kernen ze er nauwelijks naar toe kunnen trekken..
Als gevolg hiervan worden ze gemakkelijk geoxideerd of verliezen ze elektronen om kationen te vormen, M+dit betekent niet dat alle kationen metallisch zijn.
Op dit punt kun je voorspellen hoe het metaalachtige karakter varieert in het periodiek systeem. Als bekend is dat metalen grote metallische stralen hebben, en dat ze ook weinig elektronegatief zijn, mag verwacht worden dat de zwaarste elementen (de lagere periodes) het meest metallisch zijn; en de lichtste elementen (de bovenste periodes), hoe minder metaalachtig.
Ook neemt het metallische karakter af naarmate het element elektronegatiever wordt. Dit betekent dat als ze door de perioden en groepen rechts van het periodiek systeem gaan, in hun bovenste perioden, ze de minder metalen elementen zullen vinden..
Daarom neemt het metaalachtige karakter toe naar beneden door een groep, en neemt het in dezelfde periode af van links naar rechts. Onder de metalen elementen hebben we: Na (natrium), Li (lithium), Mg (magnesium), Ba (barium), Ag (zilver), Au (goud), Po (polonium), Pb (lood), Cd (cadmium) ), Al (aluminium), enz.
Als een atoom een grote atoomstraal heeft, is het te verwachten dat de kern ervan geen elektronen vasthoudt in de buitenste omhulsels die met aanzienlijke kracht worden opgesloten. Dientengevolge kost het verwijderen van ze van het atoom in de gasfase (geïndividualiseerd) niet veel energie; dat wil zeggen, de ionisatie-energie, EI, die nodig is om er een elektron uit te verwijderen.
EI is ook hetzelfde als te zeggen dat het de energie is die moet worden geleverd om de aantrekkingskracht van de kern van een atoom of gasvormig ion op zijn buitenste elektron te overwinnen. Hoe kleiner het atoom en hoe elektronegatiever, hoe lager de EI; dit is jouw trend.
De volgende vergelijking illustreert een voorbeeld:
Na (g) => Na+(g) + e-
De EI die nodig is om dit te bereiken is niet zo geweldig in vergelijking met de tweede ionisatie:
Na+(g) => Natwee+(g) + e-
Omdat in Na+ positieve ladingen overheersen en het ion is kleiner dan het neutrale atoom. Bijgevolg is de kern van Na+ trekt elektronen aan met een veel grotere kracht, waardoor een veel grotere EI nodig is.
En tot slot is er de periodieke eigenschap van elektronische affiniteit. Dit is de energetische neiging van het atoom van een element in de gasfase om een elektron te accepteren. Als het atoom klein is en een kern heeft met een grote aantrekkingskracht, zal het gemakkelijk het elektron kunnen accepteren en een stabiel anion vormen..
Hoe stabieler het anion is ten opzichte van zijn neutrale atoom, hoe groter de elektronenaffiniteit. Maar ook afstotingen tussen de elektronen zelf spelen een rol.
Stikstof heeft bijvoorbeeld een hogere elektronenaffiniteit dan zuurstof. Dit komt doordat de drie 2p-elektronen ongepaard zijn en elkaar en het binnenkomende elektron minder afstoten; terwijl er in zuurstof een paar elektronenparen is die een grotere elektronische afstoting uitoefenen; en in fluor zijn er twee paren.
Het is om deze reden dat de trend in elektronische affiniteiten zou normaliseren vanaf de derde periode van het periodiek systeem..
Niemand heeft nog op dit artikel gereageerd.