Oosthoek Encyclopedie

Oosthoek's Uitgevers Mij. N.V (1916-1925)

Gepubliceerd op 13-12-2021

periodiek systeem

betekenis & definitie

rangschikking van de chemische elementen naar kernlading in groepen en perioden. De eigenschappen van de chemische elementen zijn niet arbitrair, maar hangen af van de elektronenstructuur van het atoom; deze structuur verandert systematisch met het atoomnummer, dat het aantal protonen in de kern en dus de kernlading aangeeft.

Daarbij is van belang dat de verandering in de elektronenstructuur een zekere periodiciteit vertoont, die tot uiting komt in een periodieke terugkeer van karakteristieke eigenschappen. Zo zijn de elementen met atoomnummers 2, 10, 18, 36, 54 en 86 alle chemisch inerte gassen. De elementen met een atoomnummer dat één groter is nl. 3, 11, 19, 37, 55 en 87 zijn chemisch zeer reactieve, lichte metalen, die b.v. alle met chloor reageren tot kleurloze, kubisch gekristalliseerde zouten met overeenkomstige brutoformules: LiCl, NaCl, KCl, RbCl, CsCl, FrCl. Ook andere verbindingen van deze elementen hebben veel eigenschappen gemeen, maar vertonen verschillen met overeenkomstige verbindingen van de andere elementen.De periodiciteit van de eigenschappen der elementen blijkt vooral uit de ionisatie-energie van het eerste elektron (afb.1) en de dichtheid van de elementen in de vaste fase (afb.2). In het meest gebruikte periodiek systeem worden de elementen gerangschikt in horizontale rijen (perioden) en kolommen (groepen); zo kan de periodiciteit zichtbaar worden gemaakt (afb.3). Het periodiek systeem bestaat uit één korte periode (met waterstof en helium), twee korte perioden met elk acht elementen, twee lange perioden van 18 elementen, een lange periode met 32 elementen en een onvolledige periode.

De boven elkaar staande elementen van een groep komen overeen in fysische en chemische eigenschappen. De elementen worden in het periodiek systeem gerangschikt naar de kernlading en dus naar het aantal elektronen rond de kern. De elektronen bevinden zich in banen rond de kern.

Een vereenvoudigde voorstelling van de elektronenbanen wordt gegeven door het schillenmodel. Elk atoom is opgebouwd uit een kern en een of meer elektronenschillen. De schillen, die van binnen naar buiten worden opgevuld, bieden achtereenvolgens plaats aan maximaal 2, 8, 8,18,18 en 32 elektronen. Een geheel gevulde buitenste schil betekent een zeer stabiele elektronenstructuur. Elementen met een dergelijke structuur zijn de zeer stabiele (weinig reactieve) edelgassen; deze elektronenstructuur wordt de edelgasconfiguratie genoemd. Met behulp van de quantummechanica heeft men het schillenmodel kunnen verfijnen.

Gebleken is dat de elektronen zich in elektronenbanen bevinden, die maximaal twee elektronen kunnen bevatten. De schillen bevatten één of meer van deze elektronenbanen. De eerste schil (de K-schil) bestaat uit één elektronenbaan, een s-baan, en bevat dus maximaal twee elektronen. Het ene elektron van waterstof (ls1) bevindt zich in de K-schil, evenals de beide elektronen van helium (ls2). Daarmee is de schil vol: helium is dan ook een edelgas. Lithium heeft drie elektronen, waarvan er twee zich in de K-schil bevinden 1ss1).

Het derde elektron bevindt zich in de tweede schil, de L-schil. In de L-schil is plaats voor acht elektronen, verdeeld over vier banen. Eén van de vier banen is weer een s-baan die ter onderscheiding van de ls-baan in de K-schil de 2s-baan wordt genoemd. De drie andere banen in de L-schil zijn p-banen, die, hoewel er geen lp-banen bestaan, 2p-banen worden genoemd. Bij de elementen van boor (1s2.2s2p1) tot neon (ls22s22p6) wordt de Lschil verder opgevuld, bij neon is de schil vol. De derde schil, de M-schil, bevat één 3s-baan en drie 3p-banen. Bij het edelgas argon is de M-schil vol met 18 elektronen.

Naast sen p-banen komen nog voor den f-banen. Er zijn telkens vijf d-banen met tien d-elektronen en zeven f-banen met 14 f-elektronen mogelijk. Door de ruimtelijke vorm van deze banen worden b.v. de drie d-banen pas opgevuld nadat de 4s-baan (in de N-schil) is opgevuld.

De namen van de schillen en banen zijn historisch gegroeid. De letters s, p, d, en f komen uit de spectroscopie en zijn afkortingen van de Engelse woorden sharp, principle, diffuse en fundamental. De getallen 1, 2, 3 enz. zijn de hoofdquantumgetallen uit de quantummechanica.

Op deze wijze kan voor elk atoom de elektronenconfiguratie worden opgesteld. Daarbij worden alle elektronenbanen regelmatig opgevuld. Bij de zwaardere elementen komen daarin soms afwijkingen voor.

De eigenschappen van het element periodiek systeem.

Het periodiek systeem kent een aantal algemene regels. Links in het systeem neemt de reactiviteit in een groep van boven naar beneden toe: lithium is het minst reactief, cesium is extreem reactief. Rechts in het systeem is dat omgekeerd: fluor is het meest reactief, astaat het minst. Dit kan eenvoudig verklaard worden. De atomen worden groter doordat meer elektronen, die elkaar afstoten, een plaats moeten vinden. In grote atomen zijn de valentie-elektronen verder van de kern verwijderd; cesium zal het buitenste s-elektron dus makkelijker afstaan dan lithium.

Evenzo neemt fluor het snelst een elektron op (waarbij de edelgasconfiguratie wordt gevormd), doordat het de kleinste atoomstraal heeft. Overal in het periodiek systeem geldt dat het metaalkarakter van de elementen in een groep van boven naar beneden toeneemt en dat het metaalkarakter van links naar rechts afneemt (regels van Fajans). Een metaal is een element dat elektronen kan afstaan, waarbij het positieve ionen vormt. Links in het systeem kunnen de elementen door één of meer elektronen af te staan de edelgasconfiguratie verkrijgen; rechts in het systeem moeten de elementen daartoe juist elektronen opnemen (negatieve ionen vormen). Het toenemen van het metaalkarakter van boven naar beneden wordt veroorzaakt doordat de valentie-elektronen zich verder van de kern bevinden en dus makkelijker worden afgestaan. In het algemeen zijn de elementen van links naar rechts en van beneden naar boven gezien meer elektronegatief.

Naarmate de elementen meer elektronen rond de kern bezitten, doen er zich meer afwijkingen voor in de opbouw van de elektronenbanen en het voldoen aan de algemene regels van reactiviteit, elektronegativiteit enz. Het periodiek systeem kan op verschillende wijzen worden afgebeeld.

Geschiedenis

Reeds in 1817 toonde J.W.Doebereiner aan dat er verscheidene groepen van drie elementen zijn die overeenkomstige eigenschappen bezitten bij een vrijwel constant verschil in atoomgewicht, b.v. Cl (35), Br (80), I (127) en Ca (40), Sr (88), Ba (137).

In 1865 ontdekte Newlands dat indien de elementen naar toenemend atoomgewicht gerangschikt worden, er zeven groepen ontstaan, waarvan de elementen in eigenschappen overeenkomen. De uiteindelijke vorm van het periodiek systeem werd vrijwel gelijktijdig ontdekt door de Rus D.I.Mendeiejev en de Duitser J.L.Meyer. Vooral Mendelejev heeft veel bijgedragen tot de algemene aanvaarding van het periodiek systeem, door o.a. eigenschappen van een aantal elementen (scandium, germanium en gallium) en hun verbindingen, die op dat moment nog niet ontdekt waren, te voorspellen. Zowel Mendelejev als Meyer baseerden het periodiek systeem op het atoomgewicht. Pas vijftig jaar later werden de elementen gerangschikt naar toenemende kernlading. Daardoor veranderde de volgorde nauwelijks.

< >