Chemia/Prawidłowości w układzie okresowym

Grupa →	1 IA	2 IIA	3 IIIB	4 IVB	5 VB	6 VIB	7 VIIB	8 VIIIB	9 VIIIB	10 VIIIB	11 IB	12 IIB	13 IIIA	14 IVA	15 VA	16 VIA	17 VIIA	18 VIIIA
↓ Okres
1	1 H																	2 He
2	3 Li	4 Be											5 B	6 C	7 N	8 O	9 F	10 Ne
3	11 Na	12 Mg											13 Al	14 Si	15 P	16 S	17 Cl	18 Ar
4	19 K	20 Ca	21 Sc	22 Ti	23 V	24 Cr	25 Mn	26 Fe	27 Co	28 Ni	29 Cu	30 Zn	31 Ga	32 Ge	33 As	34 Se	35 Br	36 Kr
5	37 Rb	38 Sr	39 Y	40 Zr	41 Nb	42 Mo	43 Tc	44 Ru	45 Rh	46 Pd	47 Ag	48 Cd	49 In	50 Sn	51 Sb	52 Te	53 I	54 Xe
6	55 Cs	56 Ba	*	72 Hf	73 Ta	74 W	75 Re	76 Os	77 Ir	78 Pt	79 Au	80 Hg	81 Tl	82 Pb	83 Bi	84 Po	85 At	86 Rn
7	87 Fr	88 Ra	**	104 Rf	105 Db	106 Sg	107 Bh	108 Hs	109 Mt	110 Ds	111 Rg	112 Cn	113 Uut	114 Uuq	115 Uup	116 Uuh	117 Uus	118 Uuo
* Lantanowce				57 La	58 Ce	59 Pr	60 Nd	61 Pm	62 Sm	63 Eu	64 Gd	65 Tb	66 Dy	67 Ho	68 Er	69 Tm	70 Yb	71 Lu
** Aktynowce				89 Ac	90 Th	91 Pa	92 U	93 Np	94 Pu	95 Am	96 Cm	97 Bk	98 Cf	99 Es	100 Fm	101 Md	102 No	103 Lr

Legenda do układu okresowego Metale alkaliczne Metale ziem alkalicznych Lantanowce Aktynowce Metale przejściowe Metale grup głównych Półmetale Niemetale Halogeny Gazy szlachetne
Stan w warunkach standardowych (25°C, 1000 hPa) Ciało stałe Ciecz Gaz Nieznany	Występowanie w przyrodzie Naturalny Z rozpadów Syntetyczny Nie odkryty

Tablica Mendelejewa

• Periodyczna klasyfikacja pierwiastków (Dymitr Mendelejew, Julius Lothar Meyer) pojawiła się około roku 1869, ponad 40 lat przed odkryciami, które doprowadziły do określenia struktury atomów (1913-1916).
• Prawidłowość będąca podstawą periodycznej klasyfikacji (nazywana prawem okresowości) została ustalona na podstawie obserwacji makroskopowych związanych z właściwościami chemicznymi i fizycznymi pierwiastków uporządkowanych według rosnących mas atomowych.
• Na podstawie obserwacji Mendelejew opracował układ okresowy liczący 63 znane wówczas pierwiastki:
  • każdy okres rozpoczynał się jednowartościowym, aktywnym metalem, a kończył chemicznie biernym atomem helowca,
  • wewnątrz okresu właściwości pierwiastków zmieniały się od typowych, bardzo aktywnych metali, poprzez mało aktywne metale i niemetale aż do bardzo aktywnych niemetali pierwiastki tworzące grupy wykazywały podobne właściwości chemiczne,
  • a ich zmienność była uwarunkowana zmianą masy atomowej (reaktywność metali wzrastała ze wzrostem masy atomowej, a reaktywność niemetali malała).

Struktura obecnego układu okresowego

Podział na okresy i grupy:

• okresy to szeregi poziome oznaczone cyframi 1-7,
• grupy to kolumny oznaczone liczbami arabskimi 1-18 (dawniej rzymskimi, uzupełnionymi literą A dla grup głównych, a literą B dla grup pobocznych).

Dwa szeregi pierwiastków umieszczonych pod tablicą, lantanowce i aktynowce, należą odpowiednio do szóstego i siódmego okresu, tworząc dwu pierwiastkowe grupy, dla których nie wprowadzono dodatkowej numeracji.

Dodatkowy podział na bloki konfiguracyjne s, p, d, f:

• blok s — pierwiastki grupy 1 i 2 oraz hel,
• blok p — pierwiastki grup 13-18,
• blok d — pierwiastki grup pobocznych (3-12),
• blok f — lantanowce i aktynowce.

Prawidłowości w okresach

• Okres jest uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych szeregiem pierwiastków, których atomy zawierają jednakową liczbę powłok elektronowych.
• Numer okresu, w którym znajduje się dany pierwiastek, określa liczbę powłok elektronowych zajętych przez elektrony. Elektron odróżniający atom danego pierwiastka o liczbie atomowej [math]Z[/math] od atomu pierwiastka o liczbie atomowej [math]Z-1[/math] zajmuje:
  • w bloku [math]s[/math] podpowłokę [math](n)s[/math],
  • w bloku [math]p[/math] podpowłokę [math](n)p[/math],
  • w bloku [math]d[/math] podpowłokę [math](n -1)d[/math],
  • w bloku [math]f[/math] podpowłokę [math](n -2)f[/math] .

Przykłady

W atomach wodoru i helu elektrony zajmują podpowłokę [math]1s[/math]:

1H	[math]1s^1[/math]
2He	[math]1s^2[/math]

W atomach litu i berylu elektrony zajmują podpowłokę [math]2s[/math]:

3Li	[math]1s^22s^1[/math]
4Be	[math]1s^22s^2[/math]

W atomach od boru do neonu elektrony zajmują podpowłokę [math]2p[/math]:

5B	[math]1s^22s^22p^1[/math]
6C	[math]2p^2[/math]
7N	[math]2p^3[/math]
8O	[math]2p^4[/math]
9F	[math]2p^5[/math]
10Ne	[math]2p^6[/math]

Prawidłowości w grupach

• Grupa jest uporządkowanym według wzrastających liczb atomowych szeregiem pierwiastków, których atomy zawierają jednakową liczbę elektronów walencyjnych.
• Numer grupy określa liczbę elektronów walencyjnych: w atomach pierwiastków grup głównych (1-2, 13-18) liczba elektronów walencyjnych jest równa cyfrze na miejscu jednostek w numerze grupy.
• W atomach pierwiastków grup pobocznych (3-12) liczba elektronów walencyjnych jest równa numerowi grupy.

Elektrony walencyjne

• Elektrony walencyjne są to elektrony biorące udział w procesie tworzenia cząsteczek związków chemicznych.
• W atomach pierwiastków bloku s elektronami walencyjnymi są elektrony ostatniej powłoki — typ konfiguracji ns.
• W atomach pierwiastków bloku p elektronami walencyjnymi są również elektrony z ostatniej powłoki (3-8 elektronów, z czego 2 należą do podpowłoki s, a reszta do podpowłoki p) — typ konfiguracji ns, np.
• W atomach pierwiastków bloku d elektronami walencyjnymi są elektrony z podpowłoki s ostatniej powłoki oraz elektrony z podpowłoki d powłoki przedostatniej — typ konfiguracji [math](n-1)d[/math], ns.
• W atomach pierwiastków bloku f elektronami walencyjnymi są elektrony z ostatniej powłoki s, podpowłoki d powłoki przedostatniej oraz podpowłoki f powłoki trzeciej od zewnątrz – typ konfiguracji [math](n-2)f[/math], [math](n-1)d[/math], [math]ns[/math].

Energie jonizacji

• Pierwsza energia jonizacji odpowiada usunięciu jednego elektronu z obojętnego atomu i zmienia się kierunkowo w każdym okresie lub grupie układu okresowego
  M → M⁺ + e¯.
• Wysokie wartości są charakterystyczne dla helowców, ponieważ ich zamknięte powłoki elektronowe są bardzo trwałe (maksymalna wartość wynosi 24,59 eV, dla atomu helu).
• Minimalne wartości (3 - 5 eV) są charakterystyczne dla litowców. Elektrony walencyjne litowców są skutecznie ekranowane od jądra, dlatego też ich oderwanie od atomu jest stosunkowo łatwe.
• Energie jonizacji wzrastają w okresach przy przejściu od litowców do helowców ze względu na wzrost ładunku jądra i zmniejszanie promieni atomowych.
• W grupach głównych wartości energii jonizacji maleją w miarą wzrostu liczby atomowej.
• Energia jonizacji maleje przy przejściu od konfiguracji [math]s^2[/math] do konfiguracji [math]s^2p^1[/math], a następnie przy przejściu od [math]s^2p^3[/math] do [math]s^2p^4[/math].
• Wyższe potencjały jonizacji odpowiadają oderwaniu kolejnego elektronu. Przyjmują one większe wartości w stosunku do wartości pierwszej energii jonizacji, ponieważ dalsze elektrony są odrywane od jonów dodatnich.
• Przykład — wartości kolejnych energii jonizacji dla litu:
  • E₁ = 5,39 eV
  • E₂ = 75,64 eV
  • E₃ = 122,45 eV

Elektroujemność

• Elektroujemność jest miarą tendencji atomów w cząsteczce do przyciągania elektronów.
• Pojęcie elektroujemności zostało wprowadzone przez Linusa Paulinga (1932 r), który na podstawie momentów dipolowych i energii potrzebnych do rozerwania wiązań, uszeregował pierwiastki tworząc tzw. skalę elektroujemności.
• Największą elektroujemność przypisuje się fluorowi (4.0).
• W miarę wzrostu ładunku jądra elektroujemność rośnie (pierwiastki pierwszej i drugiej grupy mają małe wartości elektroujemności, 0,7-1,5, natomiast tlenowce i fluorowce charakteryzują się wartościami elektroujemności, w granicach 2-4).
• W obrębie grupy elektroujemność maleje ze wzrostem rozmiarów atomów.