Periodesystemets perioder

Fra Wikipedia, den frie encyklopedi

Opprydning: Denne artikkelen trenger en opprydning for å oppnå en høyere standard. Du kan hjelpe Wikipedia med å forbedre den.

[rediger] Periodesystemet

Atom kommer fra det greske ordet Atomos – udelelig.

[rediger] Thomson (1898)

Joseph John Thomsons teori gikk ut på at atomet var en liten rund kule med negative elektroner i kjernen, nesten som en bolle med rosiner. Han mente at alle atomene var klemt sammen som klinkekuler.

[rediger] Rutherford (1911)

Ernest Rutherford motbeviste Thomsons «rosinbolleteori» ved hjelp av gullfolieeksperimentet utført av hans nære medarbeidere Ernest Marsden og Hans Geiger i 1911.

De hadde en tynn gullfilm som de skjøt positive ladninger (Heliumkjerner) på. De fleste av disse gikk igjennom gullfilmen, kun noen få ble reflektert. Med dette konklderte Rutherford at det var store tomrom mellom atomene. De atomene som kom gjennom ble som oftest avbøyd, dette var fordi like ladninger frastøter hverandre, og atomkjernen er positivt ladd og det var også heliumkjernene. De få heliumkjernene som ble reflektert ble det fordi de traff rett på kjernen i atomene og ble derfor helt avstøtt.

[rediger] Bohrs atommodell

Niels Bohr satte i 1913 fram en teori for hydrogenatomet som sa at elektronet bare kunne gå i bestemte baner. I 1921 hadde han laget en fullstendig atommodell, som viser hvordan atomet består av en positiv kjerne med negativt ladde elektroner som går i sirkelformede baner rundt.

Atommasseenheten 1u = 1,661 · 10^-27

35 – totalt antall kjernepartikler (nukleontall)

17 – protoner i kjernen

Isotoper – ulike varianter av et grunnstoff, alle varianter av et grunnstoff er isotoper. Forskjellige isotoper av et grunnstoff har likt antall protoner i kjernen men ulikt antall nøytroner. De har like kjemiske egenskaper men ulike fysiske egenskaper.

Eksempel:

Protium

Deuterium

Tritium (radioaktiv)

Tritium er radioaktivt fori det er ustabilitet i kjernen, og for å bli stabilt sender det ut radioaktiv stråling.

Atommasse – middelverdien av massene til atomene i grunnstoffets naturlige isotopblanding.

Grunnstoff – et stoff der alle atomene har samme antall protoner i kjernen. Elektronfordelingen

Elektronskymodellen: I denne modellen ser vi for oss at kjernen er omgitt av én eller flere elektronskyer. De mørke partiene i disse skyene viser hvor sannsynlig det er å møte på et elektron der, jo mørkere desto større sannsynlighet.

Elektronskyene har størst tetthet ved bestemte nivåer eller skall. Dette gir elektronene større mulighet til å bevege seg rundt innenfor Bohr-modellen.

Et elektrondiagram viser hvor stor sannsynlighet det er for at elektronene er på bestemte nivåer. Disse nivåene er delt opp i forskjellige skall, K-, L-, M- og N-skallet, hvor K-skallet er innerst og N-skallet er ytterst.

Hvert nivå er delt opp i forskjellige undernivåer:

• K-skallet har ett nivå, 1s-orbitalen, hvor det er plass til 2 elektroner.
• L-skallet har to nivåer, 2s-orbitalen (2 elektroner) og 2p-orbitalen (6 elektroner). Tilsammen er det plass til 8 elektroner i L-skallet.
• M-skallet har tre nivåer, 3s-orbitalen (2 elektroner), 3p-orbitalen (6 elektroner) og 3d-orbitalen (10 elektroner). Tilsammen er det plass til 18 elektroner i M-skallet.
• N-skallet har fire nivåer, 4s-orbitalen (2 elektroner), 4p-orbitalen (6 elektroner), 4d-orbitalen (10 elektroner) og 4f-orbitalen (14 elektroner). Tilsammen er det plass til 32 elektroner i N-skallet.

s – sharp, kuleformet

p – primary, form som manualer

d – diffuse

f – fundamental

Dette er et energidiagram. Det er først delt opp i 4 skall, K, L, M og N. Hvert skall er delt opp i ulike orbitaler. Ulike orbitaler har ulik kapasitet til å holde på elektroner.

S-orbitalen som er formet som en kule kan holde 2 elektroner.

P-orbitalen som er formet som manualer kan holde 6 elektroner.

D-orbitalen kan holde på 10 elektroner.

F-orbitalen kan holde på 14 elektroner.

Det er tre regler som kommer når det gjelder dette.

• Hunds regel: den meste stabile konfigurasjonen er når hvert undernivå er enkelt okkupert, så langt det er mulig.
• Aufbahns prinsipp: Elektronene i atomene går alltid til den lavest mulige energikonfigurasjon.
• Pauli Exclusions prinsipp: I alle orbitaler har et elektron spin opp og et elektron spin ned.

På grunn av energien det tar for å fylle på de forskjellige nivåene ligger d-nivået mellom p- og s-nivået. Hvis du ser på energidiagrammet ser du at 3d er lagt mellom 4p og 4s. Derfor etterfylles det 3. skallet etter at det 4. skallet har blitt fylt. De forskjellige orbitalene har ulike former som ofte overlapper hverandre. Derfor er det slik at ofte er sannsynligheten for at elektronene fylles i d-nivået før de fylles i p-nivået, dersom vi ser på elektronskymodellen.

[rediger] Inndeling av periodesystemet

• Periodesystemet ordnes inn etter økende antall protoner i kjernen.
• Alle grunnstoff med samme antall skall ligger i samme vannrette gruppe.
• Alle grunnstoffer med samme antall valenselektroner ligger i samme hovedgruppe (I-VIII)

Eksempel:

35 protoner, 35 elektroner og 45 nøytroner, masse på 80 u.

Er plassert på 4 vanrette rad, fordi den har 4 skall.

Er i hovedgruppe 7, fordi den har 7 elektroner i sitt valensskall.

Blokkinndelingen foregår etter hvilken orbital det siste elektronet går inn i de ulike hovedgruppene:

• Gr I – Har ett valenselektron, meget reaktivt. Kalles alkaliemetaller.
• Gr II – har to valenselektroner, reaktivt, jordalkaliemetaller.
• Gr VII – har sju valenselektroner, meget reaktivt, halogen (halo – salt, gen – generere).
• Gr VIII – åtte valenselektroner, ikke reaktivt (inerte = ikke kjemisk reaktivt), kalles edelgasser, unntaket er helium med to elektroner.