det periodiske system

Det periodiske system.

.

Det periodiske system efter D.I. Mendelejev, således som det blev trykt i det tyske tidsskrift For Praktisk Kemi i 1869. Opbygningen har stor lighed med den nu benyttede; der er dog en hel del fejlplaceringer, se fx Hg (kviksølv), Au (guld) og Pb (bly).

.

Det periodiske system efter A.E. Béguyer de Chancourtois. Grundstofferne er afbildet på en ret linje efter voksende atomvægt begyndende med det letteste, hydrogen (H). Figuren viser kun et udsnit af den figur, som i 1862 udkom i det franske Videnskabernes Selskabs Meddelelser. Rullede man figuren som en cylinder, blev den rette linje til en spiral, og følges en ret linje parallel med cylinderens akse, vil man med mellemrum passere spiralen og her finde grundstoffer med beslægtede egenskaber. Nogle steder passede det fint, andre steder omtrentligt.

.

Det periodiske system.

.

Det periodiske system er en skematisk opstilling af grundstofferne. Alle grundstofferne kan placeres i skemaet, systemet, efter deres periode og gruppe. Kortlægningen begyndte 1817, men Niels Bohrs redegørelse (1920-22) for den bagvedliggende teori definerer det periodiske system.

Faktaboks

også kendt som:

grundstoffernes periodesystem

Grundstofferne er opstillet efter stigende atomnummer (Z, antallet af protoner i kernen og elektroner omkring kernen). Det viser sig herved, at med visse mellemrum, perioder, vil grundstofferne udvise ensartede fysiske og kemiske egenskaber som fx smeltepunkt, hårdhed, elektrisk ledningsevne og kemisk valens. Grundstoffer med sådanne fælles træk siges at tilhøre en gruppe.

Systemets opbygning

Opdelingen i perioder og grupper hænger sammen med atomernes elektronstruktur. Elektronerne kan kun befinde sig i diskrete energitilstande med kvantemekaniske bølgefunktioner (orbitaler), som er karakteriseret ved i alt fire kvantetal: hovedkvantetallet (n = 1,2,3,...), som angiver skalnummeret, bikvantetallet eller det angulære kvantetal (l = 0,1,2,...,n−1), som angiver orbitalens angulære moment eller orbitalarten (s, p, d, f), det magnetiske kvantetal (m = −l,...,0,...,l), der angiver orbitalens rumlige orientering (orbitalnummeret), samt spinkvantetallet (s = 1/2 eller −1/2), som angiver, om elektronens spin er rettet op eller ned, jf. atom. Ifølge Pauliprincippet kan to elektroner ikke have alle fire kvantetal ens, og hen gennem perioderne placeres elektronerne, således at de altid fylder de lavest mulige energitilstande (jf. aufbau-princippet).

I den første skal svarende til n = 1 og l = 0 er der plads til to elektroner med spinnet hhv. op og ned. Det er grundstofferne hydrogen og helium, og de danner første periode, hvorefter 1s-orbitalen og første skal er fyldt op. I anden skal, n = 2, fyldes først to elektroner i 2s-orbitalen og dernæst successivt seks elektroner i de tre 2p-orbitaler. Derefter er anden skal fyldt, og grundstofferne fra nr. 3 (lithium) til nr. 10 (neon) danner anden periode. Ved argon (nr. 18) er også tredje skals s- og p-orbitaler fyldt. Netop denne struktur med otte elektroner i yderste skal er særlig stabil og karakteristisk for ædelgasserne. Hver periode, på nær den første, afsluttes med en ædelgas med otte elektroner i yderste skal.

Efter argon forekommer den første uregelmæssighed. Der er stadig plads til elektroner i den tredje skals d-orbitaler, men det viser sig, at energien af fjerde skals s-orbital er lavere. Den fyldes derfor først (kalium og calcium), inden der placeres elektroner i tredje skals d-orbitaler med plads til i alt ti elektroner (frem til zink). Derefter fyldes fjerde skals p-orbitaler, som igen afslutter en periode med otte elektroner i yderste skal (ædelgassen krypton, nr. 36). Således fortsættes — stadig med visse uregelmæssigheder — indtil alle kendte grundstoffer er arrangeret i syv perioder.

Mange fysiske og kemiske egenskaber er bestemt af elektronerne i den eller de yderste skaller. Det første grundstof i hver periode vil således have en enkelt elektron i den yderste skal (en s-orbital). Disse grundstoffer er kemisk set meget ens og danner den første gruppe (hydrogen og alkalimetallerne). Grundstoffer med to elektroner i den yderste skal danner anden gruppe (de alkaliske jordartsmetaller). I alt grupperes grundstofferne i dag i 18 grupper, hver med karakteristiske fysiske og kemiske egenskaber. Gruppe 18 er ædelgasserne. Grundstoffer i gruppe 17 mangler netop én elektron for at opnå ædelgassernes stabile struktur. Derfor har de en særlig tendens til at optage en elektron og danne enkeltladede, negative ioner. På samme måde afgiver alkalimetallerne gerne den overskydende elektron og danner enkeltladede, positive ioner.

Historie

Det periodiske systems opdagelse tilskrives den russiske kemiker D. Mendelejev. I 1869 opstillede han et skema over alle de dengang kendte grundstoffer og efterlod tomme pladser på steder, hvor han forventede, at der skulle være et ukendt (fx gallium og germanium).

Men andre havde før ham opstillet systemer, om end ikke så fuldstændige. De første forsøg i så henseende blev gjort af J.W. Döbereiner ca. 1817. A.E. Béguyer de Chancourtois (1820-86) præsenterede i 1862 grundstofferne placeret på en skruelinje ordnet efter voksende atomvægt og med beslægtede grundstoffer over hinanden.

Den første forståelse af grundlaget må tilskrives Niels Bohr ca. 1920, og med den følgende udvikling af kvantemekanikken fik det periodiske system en sikker teoretisk begrundelse. Først ca. 1990 lykkedes det at måle elektronstrukturen direkte vha. fotoelektronspektroskopi.

Kommentarer

Din kommentar publiceres her. Redaktionen svarer, når den kan.

Du skal være logget ind for at kommentere.

eller registrer dig