Budowa układu okresowego pierwiastków

• Historia powstania układu okresowego

Na początku XIX wieku angielski lekarz Prout wysunął pewna koncepcję, która dotyczyła budowy materii. Postawił on hipotezę, że istnieje tylko jeden pierwiastek, którym jest wodór i z niego zbudowane są pozostałe pierwiastki. Stwierdzenie to oparte było na obliczeniach dotyczących ciężarów atomowych znanych w tamtym czasie pierwiastków. Prout stwierdził, że ciężary atomowe pierwiastków były wielokrotnościami ciężaru atomowego wodoru, który został przyjęty za jednostkę. Hipoteza ta jednak upadła kilka lat później, gdy ciężary atomowe zostały dokładniej oznaczone przez szwedzkiego chemika Berzeliusa i okazało się, że w większości przypadków są one liczbami ułamkowymi. Prawie w tym samym czasie zainteresowania chemików były związane ze znalezieniem związku pomiędzy ciężarami atomowymi a właściwościami chemicznymi i fizycznymi pierwiastków. Pierwsze próby w tym kierunku zostały podjęte w 1829 roku przez niemieckiego chemika Johanna Wolfganga Döbereinera, który ze znanych w tamtym czasie 50 pierwiastków wyodrębnił kilka grup o podobnych własnościach i rosnących ciężarach atomowych. Udało mu się znaleźć trójki pierwiastków o podobnych właściwościach, stąd też nazwa "triady Döbereinera". W triadach tych sąsiadujące pierwiastki różniły się ciężarami atomowymi w przybliżeniu o taką samą wartość, właściwości chemiczne i fizyczne były podobne, a ciężar atomowy środkowego pierwiastka był w przybliżeniu średnią arytmetyczną pierwiastków skrajnych. Trójki utworzone przez Döbereinera nie obejmowały jednak całości zagadnienia systematyki pierwiastków.

W 1864 roku John Newlands podjął próby nad nowym sposobem ułożenia pierwiastków. Newlands układając pierwiastki według ich wzrastającego ciężaru atomowego stwierdził, że właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków powtarzają się periodycznie (okresowo). Ułożył on pierwiastki (od wodoru do wapnia) według wzrastających mas atomowych po osiem i te ósemki o podobnych właściwościach nazwał oktawami.

Kilka lat później w 1869 roku chemik rosyjski Dymitr Mendelejew podał systematykę pierwiastków ujętą w tzw. układ okresowy pierwiastków. Mendelejew stwierdził, że właściwości fizyczne i chemiczne pierwiastków ułożonych według wzrastających mas atomowych zmieniają się w sposób ciągły i powtarzają się okresowo. Twierdzenie, że własności fizyczne i chemiczne zmieniają się okresowo, w miarę jak od pierwiastków o mniejszej liczbie atomowej przechodzimy do pierwiastków o większej liczbie atomowej, nosi nazwę prawa okresowości. Prawo to zostało sformułowane przez Mendelejewa w 1869 roku. W okresie tym nie znano jednak pojęcia liczby atomowej i Mendelejew szeregował pierwiastki według wzrastającej masy atomowej. Wielkość ta, jak dziś wiadomo, poza nielicznymi wyjątkami zmienia się równolegle do liczby atomowej. W układzie stworzonym przez Mendelejewa było zebranych ponad 90 pierwiastków, a ponadto zostawił on wolne miejsca dla pierwiastków które jeszcze nie zostały odkryte, tam gdzie różnice między masami atomowymi znanych przez niego pierwiastków były znaczne. Te puste pola zapełniały się pierwiastkami jeszcze za życia rosyjskiego uczonego, a właściwości i masy atomowe tych pierwiastków były zgodne z przewidywaniami.

Równolegle, albo nawet nieco wcześniej od Mendelejewa niemiecki uczony Julius Lothar Meyer utworzył bardzo podobny układ okresowy jednak nie zostawił on pustych pól i jego tablica była nieprawidłowo poprzesuwana w pewnych miejscach. Układ ten został nawet opublikowany przez wydawnictwo uniwersyteckie. W 1869 roku stworzył on bardziej rozbudowaną tablicę, jednak nie opublikował jej, ponieważ ubiegł go Mendelejew.

Dopiero gdy zostało odkryte jądro atomu przez brytyjskiego fizyka Ernesta Rutherforda w 1911 roku; opublikowano tabelę, która zawierała liczbę protonów i elektronów w poszczególnych pierwiastkach (uczeń Rutherforda - Moseley) oraz w 1913 N. Bohr podał koncepcję orbit oraz sfer elektronowych, sens i znaczenie układu okresowego znacznie wzrosło. Stało się również możliwe wyjaśnienie czysto empirycznego prawa okresowości.

• Układ okresowy

Układ okresowy pierwiastków jest rozbudowaną tabelą, która zestawia wszystkie pierwiastki chemiczne według wzrastającej liczby atomowej (liczby porządkowej Z, określającej liczbę protonów w jądrze) i grupuje je według okresowo powtarzających się podobieństw we właściwościach. Elektrony w atomach znajdują się na powłokach, na których może się zmieścić tylko pewna określona liczba elektronów. Następne powłoki są zajmowane tylko wtedy, gdy powłoka znajdująca się niżej zostanie już całkowicie zapełniona. Ta powłoka, która jest najbardziej zewnętrzna, ostatnia zwana jest powłoką walencyjną i właśnie ona odpowiada za właściwości chemiczne, ponieważ elektrony tej powłoki mogą uczestniczyć w reakcjach.

Rzeczywistą podstawą budowy układu okresowego jest konfiguracja elektronowa. Pierwiastki, które maja ta samą konfigurację elektronów walencyjnych znajdują się w pionowych kolumnach, zwanych grupami. Pierwiastki, których właściwości kolejno zmieniają się, a elektrony walencyjne opisane są orbitalami ns, np, (n-1)d i (n-2)f umieszczone są w siedmiu poziomych szeregach, zwanych okresami (n = 1, 2, 3...7 określa liczbę powłok elektronowych, numer okresu).Współczesny układ okresowy zbudowany jest z 18 grup, które ponumerowane są za pomocą liczb arabskich. Nazwy grup utworzone są od nazwy pierwiastka, który znajduje się na początku grupy (z wyjątkiem pierwszej grupy, która nosi nazwę litowców od litu chociaż często jako pierwszy w tej grupie jest umieszczany wodór).

Ze względu na podobieństwa struktur elektronowych pierwiastki zostały podzielone na bloki. Pierwiastki należące do 1 i 2 grupy układu okresowego należą do bloku s (ich elektrony walencyjne opisane są za pomocą orbitali s). Elektrony walencyjne pierwiastków z grup 13-18 opisane są orbitalami s i p i pierwiastki te zaliczamy do bloku p. Blok d jest utworzony przez pierwiastki grup 3-12 (elektrony walencyjne tych pierwiastków opisują orbitale ns i (n-1)d. Natomiast do bloku f zaliczane są lantanowce i aktynowce, których elektrony walencyjne są opisane za pomocą orbitali ns i (n-2)f oraz czasami (n-1)d.

Jeśli analizujemy położenie pierwiastków w układzie okresowym i ich właściwości fizyczne i chemiczne łatwo możemy potwierdzić prawo okresowości. Wielkościami fizycznymi, które zmieniają się okresowo w zależności od położenia pierwiastka w układzie są m.in.: promienie jonowe i atomowe, temperatura wrzenia, gęstość, temperatura topnienia, elektroujemność, energia jonizacji, stopień utlenienia. Okresowość właściwości fizycznych jest związana z właściwościami chemicznymi i powoduje, że pierwiastki należące do tych samych grup tworzą podobne rodzaje wodorków oraz tlenków. Najwyższy stopień utlenienia, jaki może w swych połączeniach osiągnąć dany pierwiastek, jest zgodny z liczba jego elektronów walencyjnych oraz numerem grupy układu (dla grup 1 i 2) lub cyfrą jedności w numerze grupy (dla grup 13-17). Pierwiastki, których atomy bądź jony mają niecałkowicie wypełnioną podpowłokę d są to pierwiastki zewnętrznoprzejściowe, natomiast te, których jony lub atomy posiadają niecałkowicie zapełniona podpowłokę f nazywamy - wewnętrznoprzejściowymi.

Jeżeli chodzi o elektroujemność to można zauważyć, że w elektroujemność rośnie w okresach od strony lewej do prawej, natomiast w grupach maleje przy przejściu od pierwiastków o mniejszych liczbach atomowych do pierwiastków o większych liczbach atomowych. Największą elektroujemność wykazują więc pierwiastki, które znajdują się prawym górnym rogu układu. Maja one właściwości niemetali i zaliczamy do nich np. fluor, chlor. Natomiast pierwiastki o najmniejszej elektroujemności zajmują lewy dolny róg układu i są to np. frans i cez.

Pierwiastki, które znajdują siew pierwszej i drugiej grupie układu okresowego (litowce i berylowce) maja silne właściwości metaliczne. Trzy przedostatnie grupy (azotowce, tlenowce i fluorowce) to pierwiastki o mniej lub bardziej wyrazistych własnościach niemetalicznych. Ostatnia grupa układu okresowego (helowce ) są gazami szlachetnymi. W obrębie grupy przechodząc w kierunku cięższych atomów obserwujemy wzrost właściwości metalicznych.