Inleiding tot het periodiek systeem

Dmitri Mendeleev publiceerde de eerste periodieke tabel in 1869. Hij toonde aan dat wanneer de elementen werden geordend op atoomgewicht, een patroon ontstond waarbij vergelijkbare eigenschappen voor elementen periodiek terugkwamen. Gebaseerd op het werk van natuurkundige Henry Moseley, werd het periodiek systeem gereorganiseerd op basis van toenemend atoomnummer in plaats van op atoomgewicht. De herziene tabel kan worden gebruikt om de eigenschappen van nog te ontdekken elementen te voorspellen. Veel van deze voorspellingen werden later onderbouwd door experimenten. Dit leidde tot de formulering van de periodieke wet, waarin staat dat de chemische eigenschappen van de elementen afhankelijk zijn van hun atoomnummers.

Organisatie van het periodiek systeem

Het periodiek systeem geeft elementen weer op atoomnummer, wat het aantal protonen in elk atoom van dat element is. Atomen met een atoomnummer kunnen een verschillend aantal neutronen (isotopen) en elektronen (ionen) hebben, maar toch hetzelfde chemische element blijven.

Elementen in het periodiek systeem zijn gerangschikt in periodes (rijen) en groepen (Kolommen). Elk van de zeven perioden wordt opeenvolgend gevuld met atoomnummer. Groepen bevatten elementen met dezelfde elektronenconfiguratie in hun buitenste schil, wat resulteert in groepselementen die vergelijkbare chemische eigenschappen delen.

De elektronen in de buitenste schil worden genoemd valentie-elektronen. Valence-elektronen bepalen de eigenschappen en chemische reactiviteit van het element en nemen deel aan chemische binding. De Romeinse cijfers boven elke groep geven het gebruikelijke aantal valentie-elektronen aan.

Er zijn twee sets groepen. De elementen van groep A zijn de Representatieve elementen, die s of p subniveaus hebben als hun buitenste orbitalen. De elementen van groep B zijn de niet-representatieve elementen, die gedeeltelijk gevulde d-subniveaus (de overgangselementen) of gedeeltelijk gevulde f-subniveaus (de lanthanideserie en de actinideserie) hebben. Het Romeinse cijfer en de letteraanduidingen geven de elektronenconfiguratie voor de valentie-elektronen (de valentie-elektronenconfiguratie van een groep VA-element is bijvoorbeeld²p³ met 5 valentie-elektronen).

Een andere manier om elementen te categoriseren is door te bepalen of ze zich gedragen als metalen of niet-metalen. De meeste elementen zijn metalen. Ze bevinden zich aan de linkerkant van de tafel. De uiterst rechterzijde bevat de niet-metalen, plus waterstof vertoont niet-metalen eigenschappen onder normale omstandigheden. Elementen die sommige eigenschappen van metalen en sommige eigenschappen van niet-metalen hebben, worden metalloïden of halfmetalen genoemd. Deze elementen worden gevonden langs een zigzaglijn die loopt van de linkerbovenhoek van groep 13 naar de rechteronderkant van groep 16. Metalen zijn over het algemeen goede geleiders van warmte en elektriciteit, zijn kneedbaar en ductiel en hebben een glanzend metaalachtig uiterlijk. De meeste niet-metalen zijn daarentegen slechte geleiders van warmte en elektriciteit, hebben de neiging broze vaste stoffen te zijn en kunnen een aantal fysieke vormen aannemen. Hoewel alle metalen behalve kwik onder normale omstandigheden vast zijn, kunnen niet-metalen vaste stoffen, vloeistoffen of gassen bij kamertemperatuur en druk zijn. Elementen kunnen verder worden onderverdeeld in groepen. Groepen metalen omvatten de alkalimetalen, aardalkalimetalen, overgangsmetalen, basismetalen, lanthaniden en actiniden. Groepen niet-metalen omvatten de niet-metalen, halogenen en edelgassen.

Periodiek systeem Trends

De organisatie van het periodiek systeem leidt tot terugkerende eigenschappen of periodieke tabeltrends. Deze eigenschappen en hun trends zijn:

• Ionisatieenergie - energie nodig om een ​​elektron uit een gasvormig atoom of ion te verwijderen. Ionisatie-energie verhoogt de beweging van links naar rechts en vermindert de beweging naar beneden een elementgroep (kolom).
• Elektronegativiteit - hoe waarschijnlijk het is dat een atoom een ​​chemische binding vormt. Elektronegativiteit verhoogt de beweging van links naar rechts en vermindert de verplaatsing naar beneden in een groep. De edelgassen vormen een uitzondering, met een elektronegativiteit die nul nadert.
• Atoomstraal (en Ionische straal) - een maat voor de grootte van een atoom. Atoom- en ionenradius vermindert de beweging van links naar rechts over een rij (periode) en verhoogt de beweging in een groep.
• Electron Affinity - hoe gemakkelijk een atoom een ​​elektron accepteert. De affiniteit van elektronen verhoogt het bewegen over een periode en vermindert het naar beneden bewegen van een groep. Elektronenaffiniteit is bijna nul voor edelgassen.