The Periodic Table: A History and Arrangement

Slide1The Periodic TableJ. McLeod H. Chemistry

Slide3Essential Question How is the periodic table arranged?

Slide4A little history…Dmitri Mendeleev : 1 st  Periodic Table  organized the periodic table by increasing atomic mass  Left empty spaces  Predicted properties of unknown elements

Slide5Mendeleev’ s Table

Slide6A little more history...Henry Moseley : Modern Periodic Table (1887-1915)  There were small problems with Mendeleev ’ s table.  Used information he found about isotopes to modify Mendeleev ’ s table  Determined that elements are put in order by their atomic number

Slide7Elements are arranged:Vertically into Groups/Families Horizontally Into   Periods

Slide8Why?

Slide9If you looked at one atomof every element in a group  you would see… Each atom has the same number of  valence   electrons Electrons in the outermost energy level (shell)

Slide10The group 2  atoms all have  2 electrons  in their outer shells Be (Beryllium)       Atom Mg (Magnesium) Atom

Slide11The number of outer or  valence  electrons in an atom effects the way an atom bonds.  The way an atom bonds determines many properties  of the element.  This is why elements within a group usually have  similar  properties.

Slide12If you looked at an atom from eachelement in a  period  you would see… Each atom has the same number of  energy levels.

Slide13The period 4  atoms each have  4 energy levels K (Potassium)  Atom Fe (Iron) Atom Kr (Krypton)        Atom 4 th  Shell

Slide14Divisions of the TableThe Periodic Table is divided into regions based on  general properties  Include:  Metals  Non-metals  Metalloids

Slide16Left side of the stairs  Forms cations by losing electrons  High Melting Points  Solids at room temperature (except Hg)  Metallic luster  Malleable and ductile  Good conductors of heat and electricity Metals

Slide17Non-metals Right side of the stairs  Forms anions by gaining electrons  Low Melting Points  Gases or solids at room temperature (except Br 2 )  Brittle solids (Which means what?)  Insulators (poor conductors or heat & electricity)

Slide18Metalloids Have properties of both metals and non-metals  Semi-conductors  Solids

Slide19Ticket Out The Door: State whether the following are metals, nonmetals, or metalloids and then predict a property that they may have:  Potassium  Iodine  Antimony

Slide21Bellwork What are the vertical columns of the PT called? What do they have in common?  What are the horizontal rows called? What do they have in common?

Slide22Groups

Slide23Hydrogen Belongs to a family of its own.  Is a diatomic, reactive gas.  Was involved in the explosion of the Hindenberg.  Is promising as an alternative fuel source for automobiles

Slide24Group 1  Soft, silvery colored metals  1 valence e-  Very reactive!!! Alkali Metals

Slide25Alkali Metal Video What trend in reactivity is seen amongst the alkali metals?  What would you expect from Francium?!?!

Slide26Alkaline Earth Metals Group 2  Silvery-white metals  2 valence e -  Fairly reactive  Many are found in rocks in the earth ’ s crust

Slide27Transition Metals• Most are good conductors heat & electricity • Malleable (easily bent or hammered into wires or sheets)

Slide28How many things can you think of that have Transition Metals in them?  Write as many down as you can in 1 minute.

Slide30Halogens Group 17  Have 7 Valence electrons  Most are poisonous  Cl 2  was used as a chemical weapon during WWI and WWII

Slide31Halogens What trend in reactivity is seen amongst the Halogens?

Slide32Noble Gases Group 18  8 Valence Electrons  Very unreactive  Gases at room temperature

Slide33Jellyfish lamps made with noblegases  artist-  Eric Ehlenberger

Slide34Lanthanide SeriesActinide Series Lanthanides & Actinides  Located at the bottom of the Periodic Table  Rare Earth Metals

Slide35Summing it up: Ticket out the DoorState which group each of the following elements belongs to and give a property of the element.  Lithium  Chlorine  Uranium  Krypton  Strontium  Chromium

Slide36Bellwork1. What is the most reactive metal? 2. What is the most reactive nonmetal? 3. How many energy levels does Strontium have? 4. How many valence electrons does Aluminum have?

Slide37Blank Periodic Table Write the names of the families in their respective columns  Alkali Metals, Alkaline Earth Metals, Halogens, & Noble Gases  Label the two rows with their respective names  Lanthanides & Actinides  Outline the metals in  RED  Outline the metalloids in  GREEN  Outline the non-metals in  BLUE  Draw an arrow showing reactivity of METALS  Draw an arrow showing reactivity of NONMETALS

Slide38The properties of the elements on the periodic table create trends as you move around.    Trends move left-right & up-down Periodicity

Slide39Reactivity of Metals  Towards Francium Fr Inc. down a column Why?  Increase in Size (value of n)  Increase Shielding effect Inc. right to left across a period Why?  Larger in size  Weaker nuclear charge  Decrease ionization energy

Slide40Inc. up a columnWhy?  Decrease in size (value of n)  Decrease Shielding effect Inc. left to right across a period Why?  Smaller in size  Stronger nuclear charge  Increase ionization energy Reactivity of Nonmetals Towards Fluorine F

Slide41-½ the distance between two adjacent nuclei … increases as we go down a column WHY?  add a new energy level each time … increases as we go right to left across a period WHY?  Decrease in nuclear charge Atomic Radius

Slide42Atomic RadiiLi Na K Rb Cs Cl S P Si Al Br Se As Ge Ga I Te Sb Sn In Tl Pb Bi Mg Ca Sr Ba Be F O N C B 1.52               1.11  1.86              1.60  2.31               1.97  2.44                2.15 2.62               2.17 0.88         0.77        0.70         0.66       0.64 1.43         1.17        1.10         1.04       0.99 1.22         1.22        1.21         1.17       1.14 1.62         1.40        1.41         1.37       1.33 1.71         1.75        1.46 IA              IIA                          IIIA        IVA        VA        VIA       VIIA = 1 Angstrom

Slide43ca t i o n s a n i o n s Ca atom Ca +2  ion Cl atom Cl -1  ion the size of an ion 20 p + 20 e – 20 p + 18 e – 17 p + 17 e – 17 p + 18 e – Ca Ca 2+ Cl Cl 1– cations lose electrons- smaller Anions gain electrons larger Ionic Radius

Slide44ia              iia                          iiia        IVA        VA        VIA       VIIA0.60               0.31  0.95              0.65  1.33               0.99  1.48                1.13 1.69               1.35                            1.71       1.40         1.36 0.50                                         1.84          1.81 0.62                                        1.98          1.85 0.81                                         2.21         2.16 0.95 Li 1+ Be 2+ Na 1+ Mg 2+             Cl 1- N 3- O 2- F 1- S 2- Se 2- Br 1- Te 2- I 1- Al 3+ Ga 3+ In 3+ Tl 3+ Ca 2+ K 1+ Sr 2+ Rb 1+ Cs 1+ Ba 2+ Li Na K Rb Cs Cl S P Si Al Br Se As Ge Ga I Te Sb Sn In Tl Pb Bi Mg Ca Sr Ba             1.52               1.11  1.86              1.60  2.31               1.97  2.44                2.15 2.62               2.17 0.88         0.77        0.70         0.66       0.64 1.43         1.17        1.10         1.04       0.99 1.22         1.22        1.21         1.17       1.14 1.62         1.40        1.41         1.37       1.33 1.71         1.75        1.46 Be B C N O F = 1 Angstrom Atomic Radii Ionic Radii Cations:  smaller than parent atoms Anions:  LARGER than parent atoms

Slide45–  the energy required to remove an e– from an atom … increases as we go up a column WHY?  shielding effect  - increase in the number of energy levels … increases as we go from left to right across a period WHY?  Nonmetals tend to gain electrons… high 1st ionization energy.  Metals tend to lose electrons… low first ionization energy Ionization Energy Ionization Energy increases He

Slide46–  the tendency for a bonded atom to attract  electrons to itself … increases as we go up a column … increases as we go left to right across a period WHY?  Nonmetals tend to gain electrons… high electronegativity  Metals tend to lose electrons… low electronegativity Electronegativity electronegativity increases F

Slide47On the periodic table on the next page of your notes… draw out all of the trends if you have not done so already. Periodic Table