Historia odkrycia

Jeszcze na początku XIX wieku uczeni nie byli w stanie usystematyzować znanych pierwiastków, w jakikolwiek sensowny sposób. Główną przyczyną tego (do lat 50 – tych XIX w.) była nieznajomość dokładnego określenia ciężaru atomów różnych pierwiastków. Ten poważny problem wiązał się z błędami w równaniach wiązań cząsteczkowych.

John Dalton opracował metodę obliczania względnych mas podstawowych cząstek materii, która opierała się na podstawie porównania masy danego atomu z masą atomu wodoru. Jednakże niektóre masy okazały się później masami cząsteczek.

W 1811 roku po raz pierwszy przedstawiono prawo Avogadra dotyczące gazów doskonałych. Dzięki temu prawu Stanislawo Cannizzaro, włoski chemik w 1858 roku spróbował wyznaczyć masy cząsteczkowe gazów, a więc ich skład chemiczny. W 1860 roku uczony ten opublikował swoje argumenty, co spowodowało ponowne próby usystematyzowania pierwiastków.

9 lat później dwaj chemicy niezależnie od siebie przedstawili prawo okresowości właściwości poszczególnych atomów oraz układ okresowy pierwiastków, zorganizowany wg mas atomowych, a byli to Rosjanin Dymitr I. Mendelejew oraz Niemiec Julius Lothar Meyer. Jednak tylko D. Mendelejew w swoim układzie (w jego drugim wydaniu z 1871 roku) zostawił miejsce dla nowych jeszcze nieznanych pierwiastków, a więc przewidział ich istnienie. Na początku wielu uczonych nie przyjmowało wiadomości o tym, że istnieją jeszcze nowe pierwiastki o podanych przez Mendelejewa ciężarach atomowych. Jednak w późniejszych latach okazało się, że jednak rosyjski chemik miał rację.

Zarówno Mendelejew jak i Meyer przedstawił zależności ciężaru atomowego pierwiastków z ich właściwościami chemicznymi i fizycznymi. Ułożono 63 znane pierwiastki tak, aby pierwiastki mające podobne właściwości leżały w jednej kolumnie (według rosnącej masy atomowej) i stwierdzono, że substancje z jednej kolumny są podobne do siebie pod względem fizycznym jak i chemicznym.

I na podstawie powyższych obserwacji sformułowano prawo okresowości:

„Wraz ze wzrostem masy atomowej okresowo zwiększa się i zmniejsza wartościowość pierwiastków, przy równoległych również okresowych zmianach w ich właściwościach.”

I właśnie dzięki okresowości właściwości Mendelejew przewidział istnienie jeszcze nie odkrytych pierwiastków, m. in. german, gal, polon, skand. Jego teoria potwierdziła się w okresie kilkunastu lat.

Nowoczesny układ okresowy pierwiastków

W obecnym unowocześnionym układzie okresowym, poszczególne pierwiastki są ułożone zgodnie ze wzrostem liczby atomowej. Liczba atomowa jest to liczba protonów charakterystyczna dla atomu danego pierwiastka. Pierwiastek w stanie wolnym jest cząstką elektrycznie obojętną, a więc liczba protonów jest równa liczbie elektronów danego atomu.

Podstawą klasyfikacji chemicznej pierwiastka uważa się konfigurację elektronów otaczających jądro atomowe. Należy zaznaczyć, iż konfiguracja ta jest podłożem dla wyjaśnienia właściwości chemicznych oraz dla większości - fizycznych.

Obecnie mamy kilka rodzai układów okresowych, różniących się między sobą formą graficzną:

  1. forma mała – jest to współczesne oblicze układu okresowego Mendelejewa, gdzie uzupełniono brakujące a także dodano nowo odkryte pierwiastki;
  2. forma długa – najczęściej używana a zaproponowana przez A Wernera w 1905 roku; symbole pierwiastków rozmieszczone są w szeregi poziome tzw. okresy oraz równocześnie w pionowe kolumny, tzw. grupy

Wraz ze wzrostem liczby atomowej (przedstawiająca liczbę protonów i elektronów) w atomie zapełniają się stopniowo powłoki elektronowe, aż do konfiguracji odpowiedniego gazu szlachetnego. Nowy okres zaczyna się wówczas, gdy następuje początek zapełniania przez elektrony nowej powłoki.

Podobieństwa okresowe konfiguracji elektronów powłoki walencyjnej (zewnętrznej) są przyczyną istnienia okresowego podobieństwa we właściwościach chemicznych i prawie wszystkich właściwościach fizycznych.

Układ okresowy obecnie posiada 7 okresów, zawierających inne liczby pierwiastków. A więc:

  •   okres pierwszy (1) posiada dwa pierwiastki, tj. wodór (H) i hel (He), są to najlżejsze pierwiastki w układzie;
  •   okres drugi (2) i trzeci (3) obejmują już po 8 pierwiastków każdy; należą tu pierwiastki jedynie grup głównych;
  •   okres czwarty (4) i piąty (5) posiada po 18 pierwiastków, pojawiły się pierwiastki należące do grup głównych i pobocznych;
  •   okres 6 zawiera aż 32 pierwiastki (pierwiastki należące do grup głównych, pobocznych oraz lantanowce)
  •   niedokończony (niepełny) okres siódmy, który w chwili obecnej liczy 25 pierwiastków

Każdy okres zaczyna się od pierwiastków, o właściwościach typowo elektrododatnich, zaś wraz ze wzrostem liczby atomowej przechodzą w pierwiastki silnie elektroujemne. Tak, więc w środku okresu znajdują się pierwiastki o pośrednich właściwościach. Oprócz okresu siódmego, wszystkie inne na końcu mają gaz szlachetny.

W obecnej formie układu okresowego, wszystkie pierwiastki są zawarte w 18 grupach. Nazwa każdej grupy pochodzi od nazwy pierwiastka pierwszego pierwiastka: litowce, berylowce, i tak dalej. Wodór przyporządkowany jest tylko formalnie do grupy pierwszej w związku z tym nazwa pochodzi od litu. W krótkiej formie często używano rozróżnienie na

  •   grupy główne, oznaczane jako A i jest ich osiem zaczynających się w okresie pierwszym i drugim
  •   poboczne, jako B i jest ich osiem zaczynających się w okresie czwartym

W każdej jednej grupie atomy poszczególnych pierwiastków mają podobną konfigurację elektronową na zewnętrznej powłoce, różnią się tylko liczbą powłok tzw. wewnętrznych.

Grupa 18 czasem jest nazywana jako zerowa i zawiera ona pierwiastki zaliczane do gazów szlachetnych, które mają całkowicie wypełnioną walencyjną powłokę elektronową.

Ogólnie układ okresowy pierwiastków podzielono na cztery bloki:

  1. blok s znajdują się tam pierwiastki grup 1 i 2, w których atomy na walencyjnej powłoce elektronowej (zewnętrznej) oznaczanej jako ‘n’ elektrony mają zapełnione tylko orbitale (podpowłoki typu ns) a więc maksymalnie mają po dwa elektrony
  2. blok p posiada pierwiastki z grup 13 – 18 i posiadają wypełnione elektronami walencyjnymi podpowłoki typu ns i np; orbital typu p maksymalnie może przyjąć do 6 elektronów;
  3. blok d zawiera pierwiastki, tzw. przejściowe pochodzące z grup pobocznych o numerze 3 – 12, ich atomy posiadają na zewnętrznej powłoce elektronowej zapełniony orbital typu ns (jednym lub dwoma elektronami), zaś pozostałe elektrony zapełniają podpowłokę wewnętrzną typu (n - 1)d, która może pomieścić do 10 elektronów, są to pierwiastki zewnętrznoprzejściowe
  4. blok f tworzony jest przez lantanowce oraz aktynowce; atomy tych pierwiastków maja zapełnione zewnętrzne powłoki a wiec następne elektrony wypełniają podpowłokę typu (n-2) f, na tym orbitalu maksymalnie może znajdować się 14 elektronów; są to tzw. pierwiastki wewnętrznoprzejściowe;

W obrębie jednej grupy najwyższa wartościowość pierwiastków względem tlenu odpowiada numerowi grupy, tj. w grupie I znajdują się pierwiastki jednowartościowe, do grupy II należą pierwiastki dwuwartościowe itd. Od tej góry są wyjątki: tlen należący do grupy VI jest maksymalnie dwuwartościowy, a fluor i brom z grupy VII nie tworzą związków, w których byłyby siedmiowartościowe. Również w grupie VIII pierwiastki rzadko osiągają najwyższą wartościowość 8.

Należy zaznaczyć, że wodorotlenki pierwiastków jednej grupy mają ten sam wzór.

Tak, więc epokowe odkrycie D. Mendelejewa przyczyniło się do dokładnego usystematyzowania pierwiastków już istniejących pod względem właściwości fizycznych i chemicznych, a także przewidzenie następnych.