Układ okresowy pierwiastków

Układ okresowy pierwiastków jest to zestawienie wszystkich pierwiastków chemicznych w postaci rozbudowanej tabeli, uporządkowane według ich rosnącej liczby atomowej, grupujące pierwiastki według ich cyklicznie powtarzających się podobieństw właściwości

Pierwiastek chemiczny to według pierwotnej definicji substancja, której nie da się chemicznymi sposobami rozłożyć na prostsze substancje. Po rozwinięciu się teorii atomowej materii okazało się, że pierwiastki to po prostu substancje składające się z atomów o tej samej liczbie protonów w jądrze (liczbie atomowej). Pierwiastki uszeregowane według ich wzrastającej liczby atomowej (patrz: układ SI) tworzą układ okresowy pierwiastków. Układ ten odpowiada z grubsza wzrastającym masom atomowym pierwiastków, jednak ze względu na składy izotopowe, w kilku przypadkach kolejność ta jest zaburzona.
Liczba atomowa (Z) określa ile protonów znajduje się w jądrze danego atomu. Atomy, które posiadają tę samą liczbę protonów, są z definicji atomami jednego pierwiastka. Nie oznacza to jednak, że wszystkie atomy jednego pierwiastka posiadają tę samą masę, gdyż mogą one posiadać różną liczbę neutronów w jądrach. Atomy posiadające tę samą liczbę atomową, ale różną liczbę neutronów nazywa się izotopami. Liczba atomowa jest podstawą kolejności występowania pierwiastków w układzie okresowym i z tego powodu nazywana jest także liczbą porządkową.
Typy układów
• tablica Mendelejewa
• tablica Wernera
• tablice spiralne
Sens fizyczny układu okresowego
Mendelejew twierdził, że własności chemiczne i fizyczne pierwiastków zmieniają się w sposób ciągły, ale powtarzają się okresowo, jeśli ułoży się je według wzrastającego ciężaru atomowego. Za podstawę porównania pierwiastków przyjął podobieństwo wartościowości w stosunku do tlenu i do wodoru. Pierwiastki ułożone w porządku wzrastającego ciężaru atomowego przejawiają wzrost wartościowości względem tlenu od 1do 7. Zmiana wartościowości pierwiastków względem wodoru jest inna, początkowo wzrasta od 1 do 4, a potem zmniejsza się do jedności.
Okresowość ta, zwana prawem okresowości wynika z faktu, że liczba atomowa określa nie tylko liczbę protonów występujących w jądrze atomów ale też liczbę elektronów atomów w stanie obojętnym, która ma decydujący wpływ na własności chemiczne atomów.
Elektrony w atomach są umiejscowione na kolejnych powłokach, które mają określoną pojemność czyli maksymalną liczbę elektronów jaka może się zmieścić na powłoce. Kolejne powłoki są zajmowane przez elektrony dopiero po całkowitym zapełnieniu powłok leżących poniżej (o mniejszej energii). Zjawisko "zapełniania" powłok wynika z zakazu Pauliego, który stwierdza, że elektrony, które są fermionami, w danym stanie elektronowym (orbitalu) mogą znajdować się najwyżej dwa elektrony różniące się spinem. Elektrony na ostatniej, najbardziej zewnętrznej powłoce nazywanej powłoką walencyjną są najsłabiej związane z atomem i mogą odrywać się od atomu podczas tworzenia związków chemicznych. Powłoka ta może przyjmować też dodatkowe elektrony, a energia wiązania tych dodatkowych elektronów ma kluczowe znaczenie przy powstawaniu związków chemicznych. Elektrony niżej leżące nie mogą uczestniczyć w reakcjach chemicznych.
W obrębie jednego okresu powłoka walencyjna jest zajmowana przez kolejne elektrony. Po zapełnieniu całej powłoki następuje przejście do nowego okresu i powstanie kolejnej powłoki elektronowej. Można więc powiedzieć, że atomy występujące w tych samych okresach mają taką samą liczbę powłok elektronowych, a występujące w tych samych grupach mają taką samą liczbę elektronów na powłokach walencyjnych.
Budowa układu okresowego pierwiastków
Pierwiastki o podobnych własnościach znalazły się w tablicy Mendelejewa w kolumnach pionowych, zwanych grupami.Grupy te oznaczono kolejnymi liczbami od I do VIII. Poziome szeregi pierwiastków zwane są okresami.
W obrębie danej grupy najwyższa wartościowość pierwiastków względem tlenu odpowiada numerowi grupy. A więc w grupie I znajdują się pierwiastki jednowartościowe, do grupy II należą pierwiastki dwuwartościowe itd. Istnieją również wyjątki. Tlen należący do grupy VI jest najwyżej dwuwartościowy, a fluor i brom z grupy VII nie tworzą związków, w których byłyby siedmiowartościowe. Również w grupie VIII pierwiastki wyjątkowo osiągają najwyższą wartościowość 8. Wodorotlenki pierwiastków jednej grupy mają ten sam wzór. Pierwiastki w grupie VII (F, Cl, Br, J) tworzą z wodorem związki o wzorach HF, HCl, HBr i HJ o zbliżonych własnościach chemicznych i fizycznych.
Okresowość własności występuje w początkowych dwóch okresach co 8 pierwiastków, w dalszych - co 18, a nawet co 32 pierwiastki. Dlatego konieczne było umieszczenie w każdej grupie pionowej dodatkowych pierwiastków, aby dostosować układ pierwiastków do istniejącej okresowości ich własności: w grupach I do VII po jednym, wgrupie VIII nawet trzech pierwiastków. Pierwiastki dodane do okresów tworzą grupy dodatkowe. W ten sposób powstały rodziny główne i rodziny dodatkowe (poboczne), zwane również podgrupami głównymi i podgrupami dodatkowymi (pobocznymi). Rodzinę główną tworzą pierwiastki okresów krótkich i podobne do nich pierwiastki okresów długich. Rodziny dodatkowe zaczynają się w okresach długich. Istnieje więc osiem rodzin głównych:

Grupa Rodzina główna
I pierwiastki alkaliczne
II pierwiastki ziem alkalicznych
III pierwiastki ziem (ziemiste)
IV węglowce
V azotowce
VI siarkowce
VII chlorowce
VIII helowce

Nazwy pierwszych trzech rodzin głównych pochodzą z czasów, kiedy pierwiastki należące do tych rodzin nie były znane w postaci niezwiązanej. Tlenki pierwiastków zaliczonych do pierwszej rodziny tworzą dobrze rozpuszczalne wodorotlenki - alkalia. Tlenki pierwiastków drugiej rodziny tworzą alkalia, ale słabo rozpuszczalne w wodzie. Nierozpuszczalne osady nazywano w XVIII i XIX w. ziemiami i stąd pochodzi nazwa: pierwiastki ziem alkalicznych. Tlenki pierwiastków trzeciej rodziny nie dają alkaliów, gdyż są nierozpuszczalne w wodzie, nazwano je więc pierwiastkami ziem lub pierwiastkami ziemistymi. Nazwy pozostałych rodzin głównych pochodzą od najbardziej charakterystycznego przedstawiciela. Nie zawsze jest to pierwszy pierwiastek danej grupy.
Rodziny poboczne otrzymały od nazwy pierwiastka o najmniejszym ciężarze atomowym w rodzinie.

Grupa Rodzina główna
I miedziowce
II cynkowce
III skandowce
IV tytanowce
V wanadowce
VI chromowce
VII manganowce
VIII pion
żelaza
pion
kobaltu
pion
niklu


W układzie okresowym Mendelejewa znajdująsię trzy miejsca szczególne. W okresach 4, 5 i 6 następujące po sobie pierwiastkiFe, Co, Ni (okres 4),Ru, Rh, Pd (okres 5) i Os, Ir, Pt (okres 6) wykazują duże podobieństwa między sobą - każda trójka wewnątrz własnego okresu. Większe podobieństwo istnieje jednak w kierunku pionowym (elektrowartościowość, typ budowy atomu).Wgrupie III w dodatkowej rodzinie skandowców znajduje się 18 pierwiastków, w których 15 umieszczono w okresie 6 i nazwano lantanowcami lub rodziną ziem rzadkich. Własności chemiczne lantanowców są bardzo zbliżone do siebie i każdy z nich powinien tworzyć oddzielny okres w grupie III. Po zbadaniu budowy atomu tych pierwiastków okazało się to zbędne i pozostawiono je w tym samym okresie szóstym, grupując je w rodzinę lantanowców. Trzecim specjalnym miejscem jest ostatni nie zakończony okres siódmy. W grupie II rozpoczyna się analogiczna do rodziny lantanowców rodzina aktynowców.
Wygląd współczesnego układu okresowego
Współczesny układ okresowy jest podzielony na grupy i okresy. Grupy zazwyczaj wypisuje się w kolumnach, a okresy w rzędach. Grupy dzieli się na grupy główne i grupy poboczne. W grupach głównych okresy występują co osiem kolejnych atomów, co wynika z faktu, że na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści się dokładnie 8 elektronów. W grupach pobocznych sprawy się mocno komplikują, gdyż kolejne powłoki elektronowe mają coraz więcej miejsca dla elektronów. W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują orbitale typu: s, w grupach pobocznych orbitale: s i p, a w grupie lantanowców i aktynowców orbitale: s, p i f. Jest to podstawą do podzielenia układu okresowego na bloki: s (grupy główne), d (grupy poboczne) i f (lantanowce i aktynowce). W większości współczesnych, graficznych przedstawień układu okresowego blok s jest rozdzielony za drugą grupą całym blokiem d, a blok f jest "wyciągnięty" pod połączone bloki s i d.





Układ okresowy pierwiastków
1 18
1 H
1
Wodór He
2
Hel
2 13 14 15 16 17
2 Li
3
Lit Be
4
Beryl B
5
Bor C
6
Węgiel N
7
Azot O
8
Tlen F
9
Fluor Ne
10
Neon
3 Na
11
Sód Mg
12
Magnez Al
13
Glin Si
14
Krzem P
15
Fosfor S
16
Siarka Cl
17
Chlor Ar
18
Argon
3 4 5 6 7 8 9 10 11 12
4 K
19
Potas Ca
20
Wapń Sc
21
Skand Ti
22
Tytan V
23
Wanad Cr
24
Chrom Mn
25
Mangan Fe
26
Żelazo Co
27
Kobalt Ni
28
Nikiel Cu
29
Miedź Zn
30
Cynk Ga
31
Gal Ge
32
German As
33
Arsen Se
34
Selen Br
35
Brom Kr
36
Krypton
5 Rb
37
Rubid Sr
38
Stront Y
39
Itr Zr
40
Cyrkon Nb
41
Niob Mo
42
Molibden Tc
43
Technet Ru
44
Ruten Rh
45
Rod Pd
46
Pallad Ag
47
Srebro Cd
48
Kadm In
49
Ind Sn
50
Cyna Sb
51
Antymon Te
52
Tellur I
53
Jod Xe
54
Ksenon
6 Cs
55
Cez Ba
56
Bar * Hf
72
Hafn Ta
73
Tantal W
74
Wolfram Re
75
Ren Os
76
Osm Ir
77
Iryd Pt
78
Platyna Au
79
Złoto Hg
80
Rtęć Tl
81
Tal Pb
82
Ołów Bi
83
Bizmut Po
84
Polon At
85
Astat Rn
86
Radon
7 Fr
87
Frans Ra
88
Rad ** Rf
104
Rutherford Db
105
Dubn Sg
106
Seaborg Bh
107
Bohr Hs
108
Has Mt
109
Meitner Ds
110
Darms. Rg
111
Roent. Uub
112
Uut
113
Uuq
114
Uup
115
Uuh
116
Uus
117
Uuo
118


* Lantanowce La
57
Lantan Ce
58
Cer Pr
59
Prazeodym Nd
60
Neodym Pm
61
Promet Sm
62
Samar Eu
63
Europ Gd
64
Gadolin Tb
65
Terb Dy
66
Dysproz Ho
67
Holm Er
68
Erb Tm
69
Tul Yb
70
Iterb Lu
71
Lutet
** Aktynowce Ac
89
Aktyn Th
90
Tor Pa
91
Protaktyn U
92
Uran Np
93
Neptun Pu
94
Pluton Am
95
Ameryk Cm
96
Kiur Bk
97
Berkel Cf
98
Kaliforn Es
99
Einstein Fm
100
Ferm Md
101
Mendelew No
102
Nobel Lr
103
Lorens


metale półmetale niemetale niemetale: gazy szlachetne pierwiastki jeszcze nie otrzymane

Układ okresowy a własności chemiczne atomów
Współczesny układ okresowy (z rozdzielonymi blokami sp, d i f) jest dobrym sposobem na przedstawienie zależności własności chemicznych od miejsca w układzie.
Pierwsze dwie grupy główne (oprócz wodoru) grupują atomy o bardzo silnych własnościach metalicznych, zaś trzy przedostatnie (grupy V, VI i VII) grupują atomy o mniej lub bardziej wyraźnych własnościach niemetalicznych. Wreszcie grupa VIII to gazy szlachetne. Przechodząc w obrębie jednej grupy w dół (w kierunku coraz wyższej liczby atomowej) następuje we wszystkich grupach wzrost własności metalicznych, co w obrębie grup od V do VIII przejawia się spadkiem typowych własności niemetalicznych. Stąd "najlepszym" metalem jest pierwiastek występujący na samym dole grupy I - frans, a "najlepszym" niemetalem jest atom na samej górze grupy VII - fluor.
Wszystkie atomy grup pobocznych, a także lantanowce i aktynowce to zdecydowane metale. Ich własności również wykazują podobieństwa w obrębie tych samych grup, ale są to już bardziej subtelne cechy niż proste rozdzielenie na własności metaliczne i niemetaliczne.

Krótka historia powstania układu okresowego
Oryginalny układ okresowy został stworzony bez żadnej znajomości wewnętrznej struktury atomów nie miał więc żadnego logicznego uzasadnienia. Prawdopodobnie pierwszą osobą, która zauważyła, że pierwiastki ułożone według rosnących mas atomowych wykazują pewną regularność własności był niemiecki chemik Johann Wolfgang Dbereiner, który w 1817 roku zestawił grupy składające się z trzech pierwiastków, o podobnych własnościach chemicznych i cyklicznie wzrastających masach atomowych.
Jeśli uznać, że układ okresowy to lista pierwiastków ułożona względem ich mas atomowych i jednocześnie poukładanych w okresy to palma pierwszeństwa należy się w tej materii geologowi francuskiemu Antoine Beguyer de Chancourtois. De Chancourtois opublikował w 1863 roku rysunek swojego "bębna pierwiastków". Narysował on po prostu na bębnie spiralnie wznoszący się łańcuch nazw pierwiastków. Średnica bębna była tak dobrana, że łańcuch tworzył pełen obrót spirali co osiem pierwiastków. Dzięki temu, patrząc wzdłuż linii prostopadłych do podstawy bębna na jego powierzchni bocznej widziało się zawsze pierwiastki o podobnych własnościach chemicznych. "Wynalazek" bębna chemicznego jednak nikogo nie zainteresował i wydawał się zwykłym dziwactwem.
Większy odzew uzyskało opublikowanie przez Johna Newlandsa jasno sformułowanego prawa okresowości w 1864 roku. Newlands stwierdził, że jeśli utworzyć listę pierwiastków według wzrastających mas atomowych (od wodoru do wapnia) to ich własności powtarzają się w cyklu co osiem pierwiastków. Nazwał to prawem oktawy, na zasadzie skojarzenia z oktawami muzycznymi. Nie potrafił tylko wyjaśnić co ma wspólnego muzyka z pierwiastkami...
Współcześni Dbereinera, De Chancourtois i Newlandsa wyśmiewali zwykle takie próby, bo istotnie wyglądały one na dziecinną zabawę i pachniały nienaukową wiarą w numerologię. Wydawało się, że równie dobrze można by doszukiwać się jakichś powtarzalności w liście pierwiastków ułożonych np. alfabetycznie.
Za twórcę układu okresowego uważa się powszechnie i chyba słusznie Rosjanina Dmitrija Mendelejewa. Uczony ten, dzięki odcięciu od życia akademickiego w Europie nie musiał się przejmować poglądami swoich współczesnych i dlatego mógł się dość swobodnie "bawić" w próby układania pierwiastków w tabele oparte na porządkowaniu ich w oparciu o ich masy atomowe. Po kilku latach takich prób odważył się on opublikować pierwszy układ okresowy, w którym zebrane już było ponad 90 pierwiastków (rok 1869). Genialnym pomysłem Mendelejwa było pozostawienie pustych miejsc tam gdzie występowały duże różnice między masami atomowymi znanych ówcześnie pierwiastków i jednocześnie zakłócona była regularność ich własności chemicznych. Tak skonstruowany układ okresowy był już trudny do zignorowania przez innych chemików, zwłaszcza że, o dziwo, luki pozostawione przez Mendelejewa powoli się zapełniały jeszcze za jego życia, a świeżo odkrywane pierwiastki miały takie własności jak to wynikało z ich miejsca w układzie...
Godnym uwagi jest fakt, ze Mendelejew układając układ okresowy, nie posiadał żadnej wiedzy na temat kwantowej budowy materii, a w szczególności zakazu Pauliego, który stanowi dla układu okresowego i chemii jako takiej podstawowe prawo fizyczne. Tablica pierwiastków została zestawiona przez niego wyłącznie na podstawie znajomości własności fizykochemicznych materii. Wkrótce okazało się, że konstrukcja ta nie tylko dostarcza dogodnego sposobu patrzenia na pierwiastki chemiczne, ale także pozwala na przewidywanie istnienia nowych pierwiastków.
Równolegle, a być może nawet wcześniej niż Mendelejew, Niemiec Lothar Meyer stworzył bardzo podobny układ pierwiastków, jednak nie wpadł na pomysł pozostawienia w nim pustych miejsc i stąd jego układ był błędnie poprzesuwany w kilku miejscach. Układ ten został wprawdzie już opublikowany w 1864, ale było to tylko wewnętrzne wydawnictwo uniwersyteckie przeznaczone jako pomoc mnemotechniczna dla studentów chemii. Meyer czuł, że w jego układzie jest coś więcej niż tylko pomoc mnemotechniczna. W 1869 roku sporządził on bardziej rozbudowany układ okresowy, zawierający wszystkie znane mu pierwiastki. Ze strachu, że zostanie wyśmiany przez innych chemików Meyer pokazał ten układ najbliższym swoim współpracowników. Ci namówili go do publikacji. Niestety dla Meyera w trakcie jej pisania ukazała się publikacja Mendelejewa, tak więc Meyer już swojej nie mógł posłać do druku...
Aż do początków XX wieku większość chemików miała do układu okresowego stosunek ambiwalentny. Niby coś w tym było, ale ponieważ nie było logicznego uzasadnienia prawa okresowości całość nadal pachniała podejrzaną "numerologią". Pod koniec życia, zwłaszcza po odkryciu skandu, dla którego brakowało pozornie miejsca w układzie okresowym (bo nie odkryto jeszcze technetu) nawet sam Mendelejew zwątpił w sensowność swojego odkrycia i zaczął się z niego wycofywać.
Dopiero odkrycie jądra atomu przez Rutherforda w 1911 roku, opublikowanie w 1913 roku przez jego ucznia, Moseleya, tabeli liczby protonów i elektronów w kolejnych pierwiastkach oraz zaproponowanie koncepcji orbit i sfer elektronowych przez Bohra a szczególnie sformułowanie zakazu Pauliego dało układowi okresowemu logiczne uzasadnienie oraz wyjaśniło pochodzenie własności chemicznych pierwiastków.

Bibliografia:

1. „Klasyfikacja pierwiastków chemicznych i związków nieorganicznych” - Andrzej Górski
2. „Kraina pierwiastków : wyprawa do Królestwa Układu Okresowego” - Peter Atkins
3. Świat wiedzy
4. http://chemia.panoramix.net.pl/uklad/