Transcript: Tabelul periodic – grupe şi perioade

Odată cu descoperirea tot mai multor elemente chimice, a apărut și nevoia de a le clasifica.
Au existat foarte multe încercări de sistematizare elementelor, însă abia în 1869, chimistul rus Dmitrii Mendeleev
a făcut una dintre cele mai mari descoperiri ale omenirii.
El a observat că elementele pot fi clasificate după o anume lege pe care a denumit-o Legea Periodicității.
Inițial, când încă nu se știa tot ce știm noi astăzi despre structura atomului, această lege a periodicității suna cam așa.
Proprietățile fizice și chimice ale elementelor sunt într-o dependență periodică de masele lor atomice.
Deci aceasta este ideea de la care a pornit Mendeleev când a creat tabelul periodic.
Așadar, și în această lecție vom vorbi tot despre structura atomilor și despre configurațiile lor electronice,
însă de data aceasta vom face referire la legătura dintre structură și poziția elementelor chimice în tabelul periodic.
Tabelul periodic e împărțit în grupe și în perioade.
Șirurile orizontale sunt perioadele, iar coloanele verticale sunt grupele.
Deci acest șir orizontal este o perioadă, iar această coloană verticală este o grupă.
Poziția unui element chimic în tabelul periodic depinde de structura atomului său.
Știm că un element e caracterizat prin masa atomică A și prin numărul atomic Z.
După cum am mai spus chiar în primele lecții, numărul atomic Z, adică numărul total al protonilor din nucleu,
indică poziția unui element în tabel, deci Z este numărul de ordine al elementului.
Z se numește număr de ordine pentru că elementele chimice sunt ordonate în perioade, în ordinea în care crește Z.
Fiecare element are cu un proton mai mult decât elementul dinaintea lui, și deci și cu un electron mai mult,
electron care se numește electron distintiv.
Să ne reamintim și că într-un atom, care are per total o sarcină electrică neutră,
numărul protonilor din nucleu este egal cu numărul electronilor din înveliș.
Și putem vedea și în tabel, numărul atomic Z al unui element este mai mare cu 1 decât numărul atomic al elementului precedent.
Numărul perioadei indică, de fapt, numărul straturilor ocupate complet sau parțial cu electroni,
și mai indică și numărul stratului exterior din învelișul electronic, adică al stratului în care se află electronii de valență ai atomului.
Să luăm, de exemplu, elementul sodiu din perioada 3-a.
Știm că, fiind în perioada 3-a, sodiul are 3 straturi ocupate cu electroni, adică stratul 1 sau K, stratul 2 sau L și 3 sau M.
Haideți să și scriem configurația electronică a sodiului.
Sodiul are 11 electroni în înveliș, iar în primul strat avem orbitalul 1s cu 2 electroni,
apoi în al doilea strat avem 2s2 și 2p cu 6 electroni, iar în stratul al treilea, sodiul are un singur electron în orbitalul 3s.
Vedem așadar că numărul ultimului strat este și numărul perioadei.
Vedem în tabelul periodic că prima perioadă, adică aceasta, este cea mai scurtă.
Ea are numai două elemente, hidrogenul cu un singur electron și heliul cu 2 electroni.
Configurația heliului este 1s2, deci s-a ocupat complet primul strat electronic.
Urmează perioada a doua, unde, în cazul litiului, care are 3 electroni,
începe ocuparea celui de-al doilea strat electronic, deci configurația litiului este 1s2, 2s1.
Și perioadele 2 și 3 ale tabelului sunt perioade scurte. Ele au numai câte 8 elemente.
Perioada a doua se încheie cu neonul, care, la fel ca și heliul, este un gaz rar.
Neonul are, pe ultimul strat, o structură stabilă de octet, deci configurația lui este 1s2, 2s2, 2p6.
Observăm că acum stratul 2 este complet ocupat cu electroni.
Fiecare perioadă se încheie cu un element pentru care ultimul strat electronic este complet ocupat.
Deci acestea sunt gazele rare care sunt foarte stabile datorită structurii acesteia de 8 electroni pe ultimul strat.
Perioadele 4, 5 și 6 sunt perioade lungi.
Începând cu perioada a patra, începe ocuparea orbitalilor de tip d.
Să ne reamintim că energia necesară pentru ocuparea substratului 3d este mai mare decât energia necesară pentru ocuparea substratului 4s,
deci ordinea de ocupare a substraturilor cu electroni este următoarea, 4s, 3d și 4p.
Așadar, începând cu perioada a patra, după elementul calciu, va începe ocuparea cu electroni a substratului 3d,
generându-se astfel prima serie de metale tranziționale d.
Acestea completează substratul 3d de la 3d1 către 3d10.
Să ne reamintim și configurația electronică a unui element din perioada a patra.
Vom lua exemplu titanului care are 22 de electroni în îmbeliș.
Titanul are primul strat ocupat complet, al doilea strat la fel ocupat complet, 2s2, 2p6,
al treilea strat 3s2, 3p6 și apoi se ocupă substratul 4s2 din stratul cu numărul 4
și abia apoi sunt ocupați cu electroni și orbitalii din substratul 3d.
Mai putem scrie configurația titanului și în funcție de configurația gazului rar, care a încheiat perioada a treia,
deci în funcție de configurația argonului.
Și avem configurația argonului 3d2, 4s2.
Deci de aici și până aici este configurația argonului.
Să ne reamintim și că aceasta este ordinea de ocupare cu electroni,
care scoate în evidență electronul distinctiv,
iar aceasta este configurația electronică prin care scoatem în evidență electronii de valență,
adică electronii aflați în stratul exterior, cel mai îndepărtat de nucleu.
În perioada a cincea, situația este similară cu perioada a patra.
Așa cum în perioada a patra se completează cu electroni substratul 3d,
în perioada a cincea se completează substratul 4d.
Pentru ca perioadele 6 și 7 să nu fie mai lungi decât celelalte perioade din tabel,
lantanidele și actinidele sunt scrise sub tabelul periodic în două rânduri.
Lantanidele se mai numesc și pământuri rare și au proprietăți foarte asemănătoare unele cu altele.
Sunt denumite după elementul lantan.
Actinidele sunt elemente radioactive și la fel au proprietăți similare unele cu altele.
Au fost denumite după elementul actiniu care le precede în tabelul periodic.
În cazul lantanidelor și actinidelor, electronul distintiv ocupa orbital din substratul 4f,
respectiv din substratul 5f.
Așadar, știm până acum că numărul perioadei indică numărul de straturi electronice ocupate,
parțial sau complet de electron, dar și numărul stratului exterior.
Stratul exterior se mai numește și strat de valență,
având în vedere că în acest strat se află electronii de valență.
Și tot despre perioade mai știm că fiecare începe cu un element care are în stratul exterior un singur electron
și se termină cu un element care are în stratul exterior 8 electron, adică cu un gaz rar.
Haideți să ne uităm acum și la grupele tabelului periodic.
Cele 18 grupe sunt grupe mari și grupe mici.
Grupele mari sunt cele de la marginea tabelului și se numesc grupe principale,
iar grupele mici, care conțin câtre 3-4 elemente, se găsesc aici, la mijlocul tabelului.
Acestea sunt grupele secundare.
Grupele principale sunt numerotate cu cifre arabe în felul următor.
Aceasta este grupa 1, grupa 2 și acestea sunt grupele 13, 14 și până la grupa 18.
Sau mai sunt notate și crucifere romane urmate de litera A mare.
Deci grupa 1A, 2A, 3A și tot așa până la grupa 8A.
La fel și grupele secundare sunt numerotate fie cu cifre arabe, 3, 4, 5, 6 și până la 12,
fie cu cifre romane urmate de litera B mare.
Deci grupa 3B, 4B, 5B, 6B, 7B, acestea toate reprezintă grupa 8B.
Au fost grupate astfel probabil datorită anumitor proprietăți similare ale acestor metale.
Iar aceasta este grupa 1B și grupa 2B.
Acestea sunt elementele tranziționale.
Elementele care formează o grupă au în comun același număr de electron de valență.
Grupa 1A este grupa metalelor alcaline care au toate câte un singur electron de valență.
Hidrogenul, deși face parte din grupa 1 principală, nu este un metal alcalin.
El se află aici doar datorită configuriației sale electronice.
Urmează apoi grupa a doua principală, care este grupa metalelor alcalinopământoase.
Acestea au toate câte doi electron de valență.
Metalele din grupele secundare au toate câte doi electron de valență.
Chiar dacă electronul distintiv ocupa un substrat interior, electronii de valență sunt cei din stratul exterior, adică stratul care dă și numărul perioadei.
Deci, în cazul tuturor acestor grupe secundare, sunt câte doi electron de valență.
Urmează celelalte grupe principale, care au toate numărul de electron de valență,
egal cu numărul grupei notate cu cifre romane, adică 3 electron, 4 electron, 5, 6, 7 și 8 electron de valență.
O altă modalitate de a calcula electronii de valență ai acestor grupe principale este de a scădea din numărul grupei notat cu cifre arabe cifra 10,
10 fiind numărul grupelor secundare.
Elementele din grupa șoaptea principală se numesc halogenii, iar elementele din grupa opta principală care încheie perioadele se numesc gaze nobile sau gaze rare,
după cum am spus și mai devreme.
Datorită configurațiilor electronice foarte stabile, gazele rare au o reactivitate foarte, foarte redusă.
Elementele chimice se mai pot clasifica și în funcție de orbitalul în care se află electronul distintiv.
După cum am mai precizat și într-o lecție trecută, elementele care au electronul distintiv într-un orbital S formează blocul S.
În blocul S sunt elementele din grupele principale 1A și 2A.
În blocul P se găsesc elementele din grupele principale de la 3A la 8A.
Acestea au electronul distintiv într-un orbital P al ultimului strat.
Excepție face Heliu, care, deși are configurația 1S2, se află în blocul P datorită proprietăților sale foarte similare cu celelalte gaze rare.
În blocul D se găsesc elementele din grupele secundare de la grupa 3A la grupa 12A.
La aceste grupe, electronul distintiv ocupă un orbital al, atenție, al penultimului strat,
deci în cazul unui strat N al unui element dintr-o perioadă N, electronul distintiv se află în substratul N-1D.
Așadar, dacă ne aflăm în perioada a patra, în blocul D se află elementele care au substratul 3D în curs de completare,
iar în cazul perioadei a cincea se află elementele care au substratul 4D în curs de completare și tot așa.
În blocul F sunt elementele care au electronul distintiv într-un orbital F al antepenultimului strat,
adică în cazul unui perioade N vorbim de substratul N-2F.
După cum am spus și mai devreme, în cazul perioadelor a șasea și a șaptea,
lantanidele și actinidele au substraturile 4F, respectiv 5F, în curs de completare.
Elementele de tip D și F se numesc elemente tranziționale pentru că ele fac trecerea între elementele de tip S și cele de tip P.
Practic, ele despart blocurile S și P.
Așadar, am stabilit în această lecție că am puns de treaba cu grupele și perioadele tabelului periodii.
Să vedem acum și la ce ne ajută să avem toate aceste informații.
E foarte important să ținem cont întotdeauna că atomii își doresc cu toții să ajungă la configurații stabile de octet sau de dublet,
când au câte 8 electroni sau 2 electroni pe ultimul strat, exact ca gazele rare.
Știind acest lucru și știind și numărul de electroni de valență al fiecărui atom din tabel,
putem prezice anumite comportamente și proprietăți ale elementelor.
Să luăm, spre exemplu, grupa halogenilor care au 7 electroni în stratul de valență.
Halogenilor le mai lipsește un singur electron pentru a ajunge la configurația stabile de octet,
deci ei își doresc tare, tare mult aceste electroni.
Să ne uităm acum și la metalele alcaline care au un singur electron în stratul de valență.
Aceste elemente trebuie doar să scape de aceste electroni și vor ajunge și ele la configurațiile de octet,
respectiv de dublet în cazul litiului.
Deci elementele alcaline își doresc tare mult să scape de aceste electroni.
Așa că dacă vom pune împreună un halogen cu un metal alcalin, acestea vor reacționa cu siguranță.
Deci, știind aceste lucruri despre structura învelișului electronic,
putem să ne explicăm anumite proprietăți ale elementelor.
În lectiile viitoare vom discuta mai detaliat corelația dintre proprietățile elementelor și poziția acestora în tabelul periodic.