Periodiska systemet

Periodiska systemet
•
•
•
•
•
Historia
Atomens byggnad
Periodiska systemet
Jonbindning
Molekylbindning
Historia
Sex män






Demokritos
Dalton
Joseph John Thomson
Ernest Rutherford
James Chadwick
Niels Bohr
 400-t f.kr.
 Odelbar
• 1700-t
• Massiva kulor
Joseph John Thomson
1856-1940


Upptäckte elektroner 1897
Nobelpriset 1906
Ernest Rutherford
 Atomen har en positivt laddad kärna
 Elektronerna bildar ett hölje
James Chadwick
 Upptäckte neutronen 1932
 Fick Nobelpriset i fysik 1935
Niels Bohr
 Dansk fysiker
 Nobelpriset 1922 för sin modell av atomen (Bohr-atomen)

Förbättrade Rutherfords teori
Atomens byggnad
 Består av tre olika partiklar (elementarpartiklar)
 Protoner laddning +1
 Neutroner ingen laddning 0
 Elektroner laddning -1
Var finns vad?
Atomkärnan
Protoner (+1)
Neutroner (0)
Atom kärna
Elektronhöljet
Elektroner (-1)
92U




Atomnummer
6
C
Atomnumret är antalet protoner i kärnan.
Varje grundämne har ett eget antal protoner.
Elektronerna ska vara lika många som protonerna i en atom.
Atomnummer = antalet protoner = antalet elektroner.
24
Mg
Masstal
20
Ne
Masstalet är summan av neutroner och protoner i atomen.
Antalet neutroner kan vara olika hos varje grundämne.
Atomer av samma grundämne men med olika antal neutroner
kallas isotoper
Atommassa
 Atommassan = Summan av protonernas och neutronernas massa i en atom.
 Eftersom antalet neutroner är olika i ett grundämnes isotoper så är
grundämnets atommassa = medelvärdet av isotopernas atommassa
Isotoper
 Antalet neutroner kan variera hos varje grundämne.
 Vissa isotoper är radioaktiva exempelvis kol-14
14
 Vätets isotoper
C
6
1
1
H
2
1
H
3
1
H
Molmassa i praktiken
Alla grundämnen har flera isotoper
12
Kol består t.ex. till 99 % av
6C
13
och till 1 % av
6C
Den genomsnittliga massan hos ett stort antal
kolatomer är därför 12,01 g
13
Sellberg 2011
Molmassa i praktiken
Klor består till 75 % av
37
och till 25 % av
Cl
35
17 Cl
17
Atommassan för Cl är
0,75 35 g + 0,25 37 g = 35,5 g
x
x
Sellberg 2011
14
Formelmassa


Formeln för en kemisk förening talar om vilka atomer
som finns i molekylen och hur den är uppbyggd.
Formelmassan berättar vad molekylen väger.
Så här räknar du ut formelmassan. Använd dig av ett
periodiskt system
H2O
2 x 1,01 + 16,0 = 18,02 u
NH3
14,0 + 3 x 1,01 = 17,03 u
De olika skalen
 K, L, M o.s.v.
 Max 2 elektroner i det innersta
 Sedan max 8, 18, 32 o.s.v.
(Formeln är 2n2)
K
L
M
Elektroner
Elektronerna bestämmer de kemiska egenskaperna:
De visar varför vissa ämnen reagerar med varandra.
De visar varför vissa ämnen liknar varandra.
Sellberg 2011
17
Valenselektroner
 Innersta skalet (k skalet) har som mest 2
elektroner.
 De andra skalen kan ha som mest 8 elektroner
om de är det yttersta skalet.
 Elektronerna i yttersta skalet kallas för
valenselektroner.
 Förutom i k-skalet strävar alla atomer att ha 8
elektroner i sitt yttersta skal.
Bohrs atommodell
 Elektronerna kan bara finnas i vissa bestämda banor
eller skal runt kärnan
 Det ryms bara ett visst antal elektroner i varje skal
 Det innersta skalet kallas K-skalet sedan kommer Lskalet, M-skalet o.s.v.
K-skalet rymmer 2 eL-skalet rymmer 8 eM-skalet rymmer 18 eN-skalet rymmer 32 eo.s.v.
Sellberg 2011
19
Heliumatomen
Väteatomen
Kolatomen
Syreatomen
Grupp
Period
Liknande ämnen under varandra
Mendelejev försökte gruppera ämnena så att de som
liknar varandra också kommer nära varandra för att se
om han kunde hitta något system
H
He
Li Be
B C N O F Ne
NaMg
Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn GaGe As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr NbMo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba
Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg
La Ce Pr NdPmSmEu Gd Tb Dy Ho Er TmYb Lu
Ac Th Pa U Np PuAmCmBk Cf EsFmMdNo Lr
Sellberg 2011
22
Ädelgaser
-Reagerar inte med andra ämnen
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
Sellberg 2011
23
Ädelgaser
 nr 2, helium, He, har ett
fullt K-skal (2 st)
 nr 10, neon, Ne, har ett
fullt K-skal (2) och ett
fullt L-skal (8 st)
 alla övriga har 8 i sina
yttersta skal
 detta gör dem stabila
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
2
10
18
36
54
86
2
2+8
2+8+8
2+8+18+8
2+8+18+18+8
2+8+18+32+18+8
Sellberg 2011
24
Alkalimetaller
-tappar gärna en elektron...
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Sellberg 2011
25
...och bildar en positiv jon
H
Li
Na
K
Rb
Cs
1
3
11
19
37
55
1
2+1
2+8+1
2+8+8+1
2+8+18+8+1
2+8+18+18+8+1
 Alla har en ensam
elektron i det yttersta
skalet.
 genom att bli av med
den får de 8 elektroner i
sina yttersta skal.
Na  Na   e
K  K+ + eSellberg 2011
26
Vissa släpper två elektroner
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
Sellberg 2011
27
...och får två elektroner mindre
än antalet protoner i kärnan
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
4
12
20
38
56
88
2+2
2+8+2
2+8+8+2
2+8+18+8+2
2+8+18+18+8+2
2+8+18+32+18+8+2
 Alla har två ensamma
elektroner i det yttersta
skalet
 de här ämnena bildar
gärna tvåvärda positiva
joner
Ca  Ca 2   2e 
Sellberg 2011
28
Halogenerna tar upp en elektron
F
Cl
Br
I
At
Sellberg 2011
29
för att få ett fullt yttersta skal
Genom att ta upp en elektron får halogenerna ett
”fullt” yttersta skal
Samtidigt får de förstås en
negativ laddning för
mycket: de bildar en
negativ jon
Sellberg 2011
F
Cl
Br
I
9
17
35
53
2+7
2+8+7
2+8+18+7
2+8+18+18+7
Cl  e   Cl 
30
Elektronerna bestämmer
egenskaperna
H
He
Li Be
B C N O F Ne
NaMg
Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn GaGe As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr NbMo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba
Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg
La Ce Pr NdPmSmEu Gd Tb Dy Ho Er TmYb Lu
Ac Th Pa U Np PuAmCmBk Cf EsFmMdNo Lr
Sellberg 2011
31
Metaller och icke-metaller
Lila=metaller
blå=halvmetaller
gul= ickemetaller
H
He
Li Be
B C N O F Ne
NaMg
Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn GaGe As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr NbMo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba
Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg
La Ce Pr NdPmSmEu Gd Tb Dy Ho Er TmYb Lu
Ac Th Pa U Np PuAmCmBk Cf EsFmMdNo Lr
Sellberg 2011
32
Vid rumstemperatur
Vit=fast ämne
blå=flytande
turkos=gas
H
He
Li Be
B C N O F Ne
NaMg
Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn GaGe As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr NbMo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba
Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg
La Ce Pr NdPmSmEu Gd Tb Dy Ho Er TmYb Lu
Ac Th Pa U Np PuAmCmBk Cf EsFmMdNo Lr
Sellberg 2011
33
Ädelgasstruktur

Ädelgasstruktur är när yttersta skalet är fullt, dvs. 8 elektroner
(förutom k-skalets 2 elektroner).

Detta har grupp nr 8 i periodiska systemet (dvs. helium, neon,
argon).

Alla andra grundämnen eftersträvar ädelgasstruktur, vilket de får
genom att ge eller ta elektroner.

Detta medför att alla ämnen i grupp 1 vill ge en elektron och alla
ämnen i grupp i grupp 7 vill ta en elektron.

Detta medför att de helst vill vara i jonform
POSITIVA JONER
En atom med en valenselektron i sitt yttersta skal avger
gärna denna för att få yttersta skalet fullt. Ex: Natrium
Natriumatom Na
Natriumjon Na +
NEGATIVA JONER
Ämnen med 7 valenselektroner tar lätt upp en elektron.
Ämnen med 6 tar upp 2 elektroner . O.s.v. .
Ex: Fluor
+
Fluor arom F
Fluorjon F-
JONFÖRENINGAR
Jonbindning
Förening mellan metall och ickemetall som hålls ihop av elektriska
krafter. (Olika laddningar dras mot varandra)
Ex. Natriumklorid, NaCl
Na+
+
Cl -
• Dessa föreningar kallas salter
• Bildar kristaller
• Löses upp i vattenlösningar och i smälta
NaCl
Joner bygger kristaller
Cl-
Na+
Molekylföreningar
Molekylbindning

I molekylbindningar delar två atomer på ett eller flera elektronpar och
på så vis får 8 valenselektroner