Periodieke tabel

duimnael|220px|Dmitri Mendelejef, die vader van die moderne periodieke tabel. Portret deur [[Ilja Repin.]]
duimnael|220px|Mendelejef se periodieke tabel uit sy boek.

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 oor 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 (oganesson) 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 oganesson word beplan en voortdurende debatte word gevoer oor hoe die periodieke tabel verander sal moet word as enige sulke elemente bykom.
Uitleg

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.


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 seleen 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.

Sedert 2012 bevat die periodieke tabel 118 bevestigde chemiese elemente. Altesaam 98 kom in die natuur voor, waarvan 84 oorspronklik is. Die ander 14 natuurlike elemente kom net voor in vervalreekse van oorspronklike elemente. Alle elemente van einsteinium (99) tot oganesson (118) word erken al is hulle sinteties vervaardig en kom hulle nie in die natuur voor nie.
Groepering

Groepe

’n "Groep" of "familie" is ’n vertikale kolom in die periodieke tabel. Elemente in dieselfde groep het ooreenstemmende chemiese eienskappe. Byvoorbeeld die verbindings met waterstof in kolom 17 het die formule HX: HF, HCl, HBr, HI, terwyl in kolom 16 dit juis is: , , , . In een kolom toon van die eienskappe ’n duidelike tendens met die toename van die atoomgetal. 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.

Die groepe word van 1-18 genommer, van die linkerkantse kolom (die alkalimetale) tot die regterkantse kolom (die edelgasse). 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. Daar is egter uitsonderings op die reël, soos in groep 11, waar die elektronegatiwiteit verder af in die groep toeneem.
Periodes

’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.

duimnael|upright=1.35|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. 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. Elektronaffiniteit toon ook ’n tendens. Metale (links) het gewoonlik ’n laer elektronaffiniteit as die nie-metale (regs), met die uitsondering van die edelgasse.
Blokke

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.
Variasies

Die lantaniede en aktiniede word gewoonlik onderaan die res van die periodieke tabel aangetoon, soos heel bo. Dit is bloot om estetiese 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 eienskappe

Talle eienskappe van die elemente, soos die atoomradius, die ionisasie-energie, die elektronegativiteit, die smeltpunte en so meer vertoon 'n periodieke gedrag en die tabel kan gebruik word om dit in kaart te bring.
Elektronegativiteit

Hierdie belangrike kenmerk van 'n element se eienskappe bepaal hoofsaaklik watter bindings die element met ander elemente kan vorm. Langs die hoofdiagonaal van frankium (linksonder) na fluoor (regsbo) neem die waarde van die elektronegatiwiteit toe, maar daar is ook party eilande met taamlik hoë waardes (sien wolfram, goud, lood).

links|400px|duimnael|Elektronegatiwiteit van die elemente

Smeltpunt

Veral in die d-blok kan elemente 'm hoë smeltpunt bereik maar die diagonale groep van die metalloïede het ook hoë smeltpunte.

links|400px|duimnael|Smeltpunte van die elemente

Geskiedenis

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

* Uitgebreide periodieke tabel
* Lys van elemente volgens naam
* Lys van elemente volgens simbool
Verwysings
Bibliografie

*
*
*
*
*
*
*
*
Eksterne skakels

* Chemistry: Web Elements
* 'n Weergawe van die periodieke tabel vir magnetiese resonansie.
* Kook- en smeltpunte van die elemente (Afrikaans)
* Interaktiewe periodieke tabel (Afrikaans)
*
* 15px Hierdie artikel is vertaal uit die Engelse Wikipedia


Kategorie:Klassifikasiestelsels