Periodická tabulka -Periodic table

Jednoduchá periodická tabulka Chart-blocks.svg

Periodická tabulka , také známá jako periodická tabulka ( ) ( chemických ) prvků , je tabulkové zobrazení chemických prvků . Je široce používán v chemii , fyzice a dalších vědách a je obecně považován za ikonu chemie. Je to grafická formulace periodického zákona, který říká, že vlastnosti chemických prvků vykazují periodickou závislost na jejich atomových číslech .

Stůl je rozdělen do čtyř zhruba pravoúhlých oblastí nazývaných bloky . Řádky tabulky se nazývají tečky a sloupce se nazývají skupiny . Prvky ze stejné skupiny sloupců periodické tabulky vykazují podobné chemické vlastnosti. Trendy probíhají periodickou tabulkou, přičemž nekovový charakter (udržování vlastních elektronů) narůstá zleva doprava napříč periodou a zdola nahoru napříč skupinou a kovový charakter (předávání elektronů jiným atomům) narůstající v opačném směru. Základním důvodem těchto trendů jsou elektronové konfigurace atomů.

První periodická tabulka, která se stala obecně uznávanou, byla tabulka ruského chemika Dmitrije Mendělejeva v roce 1869: formuloval periodický zákon jako závislost chemických vlastností na atomové hmotnosti. Protože tehdy nebyly známy všechny prvky, byly v jeho periodické tabulce mezery a Mendělejev úspěšně použil periodický zákon k předpovědi vlastností některých chybějících prvků . Periodický zákon byl uznán jako zásadní objev na konci 19. století a byl vysvětlen objevem atomového čísla a průkopnickou prací v kvantové mechanice na počátku 20. století, která osvětlila vnitřní strukturu atomu. S objevem Glenna T. Seaborga v roce 1945, že aktinidy byly ve skutečnosti prvky f-blok spíše než d-blok, bylo dosaženo rozpoznatelně moderní formy tabulky. Periodická tabulka a zákon jsou nyní ústřední a nepostradatelnou součástí moderní chemie.

Periodická tabulka se stále vyvíjí s pokrokem vědy. V přírodě existují pouze prvky do atomového čísla 94; abychom šli dále, bylo nutné syntetizovat nové prvky v laboratoři. Dnes je známo všech prvních 118 prvků, což doplňuje prvních sedm řádků tabulky, ale u nejtěžších prvků je stále potřeba chemická charakterizace, aby se potvrdilo, že jejich vlastnosti odpovídají jejich pozicím. Zatím není známo, jak daleko bude tabulka za těchto sedm řádků sahat a zda vzory známé části tabulky budou pokračovat do této neznámé oblasti. Pokračují také vědecké diskuse o tom, zda jsou některé prvky správně umístěny v dnešní tabulce. Existuje mnoho alternativních reprezentací periodického zákona a existuje určitá diskuse o tom, zda existuje optimální forma periodické tabulky.

Přehled

Atomová struktura

3D pohledy na některé atomové orbitaly podobné vodíku ukazující hustotu pravděpodobnosti a fázi (orbitaly g a vyšší nejsou zobrazeny)

Nejmenší složky celé normální hmoty jsou známé jako atomy . Atomy jsou extrémně malé, jejich průměr je asi jedna desetimiliardtina metru; tak jejich vnitřní struktura je řízena kvantovou mechanikou . Atomy se skládají z malého kladně nabitého jádra , vyrobeného z kladně nabitých protonů a nenabitých neutronů , obklopeného oblakem záporně nabitých elektronů; náboje se vyruší, takže atomy jsou neutrální. Elektrony se účastní chemických reakcí , ale jádro nikoli. Když se atomy účastní chemických reakcí, mohou získat nebo ztratit elektrony za vzniku kladně nebo záporně nabitých iontů ; nebo mohou místo toho sdílet elektrony mezi sebou.

Atomy lze rozdělit na různé typy na základě počtu protonů (a tedy i elektronů), které mají. Toto se nazývá atomové číslo , často symbolizované Z , protože německy číslo je Zahl . Každé odlišné atomové číslo proto odpovídá třídě atomů: tyto třídy se nazývají chemické prvky . Chemické prvky jsou tím, co periodická tabulka klasifikuje a organizuje. Vodík je prvek s atomovým číslem 1; helium , atomové číslo 2; lithium , atomové číslo 3; a tak dále. Každý z těchto názvů může být dále zkrácen jedno- nebo dvoupísmenným chemickým symbolem ; ty pro vodík, helium a lithium jsou v tomto pořadí H, He a Li. Neutrony neovlivňují chemickou identitu atomu, ale ovlivňují jeho hmotnost. Atomy se stejným počtem protonů, ale různým počtem neutronů, se nazývají izotopy stejného chemického prvku. Přirozeně se vyskytující prvky se obvykle vyskytují jako směsi různých izotopů; protože každý izotop se obvykle vyskytuje s charakteristickým množstvím, přirozeně se vyskytující prvky mají dobře definované atomové hmotnosti , definované jako průměrná hmotnost přirozeně se vyskytujícího atomu tohoto prvku.

Dnes je známo 118 prvků, z nichž prvních 94 se v současnosti vyskytuje přirozeně na Zemi. Z 94 přírodních prvků má osmdesát stabilní izotop; tři další ( bismut , thorium a uran ) podléhají radioaktivnímu rozpadu , ale tak pomalu, že velká množství přežívají z vytvoření Země; a jedenáct dalších se rozpadá dostatečně rychle, aby jejich pokračující stopový výskyt spočíval především na tom, že jsou neustále regenerovány jako meziprodukty rozpadu thoria a uranu. 83 prvků, které přežily z formování Země, se nazývá prvotní . Všech 24 známých umělých prvků je radioaktivních.

Konfigurace elektronů

Periodická tabulka je grafický popis periodického zákona, který říká, že vlastnosti a atomové struktury chemických prvků jsou periodickou funkcí jejich atomového čísla . Prvky jsou umístěny v periodické tabulce svými elektronovými konfiguracemi , které vykazují periodické opakování, které vysvětluje trendy vlastností v periodické tabulce.

Elektron lze považovat za obývající atomový orbital , což charakterizuje pravděpodobnost, že se může nacházet v jakékoli konkrétní oblasti atomu. Jejich energie jsou kvantované , což znamená, že mohou nabývat pouze diskrétních hodnot. Kromě toho se elektrony řídí Pauliho vylučovacím principem : různé elektrony musí být vždy v různých stavech. To umožňuje klasifikaci možných stavů, které může elektron nabýt v různých energetických hladinách známých jako slupky, rozdělených do jednotlivých podslupek, z nichž každá obsahuje určitý druh orbitalu. Každý orbital může obsahovat až dva elektrony: rozlišují se podle množství známého jako spin , které může být nahoru nebo dolů. Elektrony se v atomu uspořádají tak, že celková energie, kterou mají, je minimalizována, takže zabírají orbitaly s nejnižší energií, které jsou k dispozici, pokud jim nebyla dodána energie. Pouze nejvzdálenější elektrony (tzv. valenční elektrony ) mají dostatek energie, aby se uvolnily z jádra a účastnily se chemických reakcí s jinými atomy. Ostatní se nazývají jádrové elektrony .

ℓ →
n
0 1 2 3 4 5 6
Orbitální s p d F G h i Kapacita pláště ( 2n 2 )
1 1s 2
2 2s 2p 8
3 3s 3p 3d 18
4 4s 4p 4d 4f 32
5 5s 5p 5 d 5f 5 g 50
6 6s 6p 6d 6f 6g 6h 72
7 7s 7p 7d 7f 7 g 7h 7i 98
Kapacita subshell 2 6 10 14 18 22 26

Prvky jsou známé s obsazením až prvních sedmi granátů. První plášť obsahuje pouze jeden orbital, sférický orbital s. Jak je tomu v prvním plášti, nazývá se to 1s orbital. To může pojmout až dva elektrony. Druhý plášť podobně obsahuje orbital 2s, ale obsahuje také tři orbitaly p ve tvaru činky a může tak vyplnit až osm elektronů (2×1 + 2×3 = 8). Třetí plášť obsahuje jeden 3s orbital, tři 3p orbitaly a pět 3d orbitalů a má tedy kapacitu 2×1 + 2×3 + 2×5 = 18. Čtvrtý plášť obsahuje jeden 4s orbital, tři 4p orbitaly, pět 4d orbitaly a sedm 4f orbitalů, což vede ke kapacitě 2×1 + 2×3 + 2×5 + 2×7 = 32. Vyšší pláště obsahují více typů orbitalů, které pokračují ve vzoru, ale takové typy orbitalů jsou nejsou vyplněny známé prvky. Subshell typy jsou charakterizovány kvantovými čísly . Čtyři čísla popisují elektron v atomu úplně: hlavní kvantové číslo n (obal), azimutální kvantové číslo (orbitální typ), magnetické kvantové číslo m (ve kterém z orbitalů určitého typu se nachází) a spinová kvantová čísla s .

Pořadí plnění skořápky

Idealizované pořadí plnění skořápky (nejpřesnější pro n  ≲ 4 . )

Pořadí, ve kterém jsou orbitaly naplněny, je dáno Aufbauovým principem , známým také jako Madelungovo nebo Klechkovského pravidlo. Skořápky se překrývají v energiích a vytvářejí sekvenci, která probíhá přibližně takto:

1s ≪ 2s < 2p ≪ 3s < 3p ≪ 4s < 3d < 4p ≪ 5s < 4d < 5p ≪ 6s < 4f < 5d < 6p ≪ 7s < 5f < 6d < 7p ≪ ...

Zde znak ≪ znamená „mnohem méně než“ na rozdíl od <, což znamená „méně než“. Řečeno jinak, elektrony vstupují do orbitalů v pořadí rostoucích n + , a pokud jsou k dispozici dva orbitaly se stejnou hodnotou n + , ten s nižším n je obsazen jako první.

V bodě, kde do obrázku vstupují d-orbitaly, se překryvy dostávají docela blízko a pořadí se může mírně posunout s atomovým číslem a atomovým nábojem.

Počínaje nejjednodušším atomem nám to umožňuje sestavit periodickou tabulku jeden po druhém v pořadí podle atomového čísla, přičemž vezmeme v úvahu případy jednotlivých atomů. Ve vodíku je pouze jeden elektron, který musí jít do orbitálu s nejnižší energií 1s. Tato konfigurace je tedy zapsána 1s 1 . Helium přidá druhý elektron, který také přejde do 1 s a zcela vyplní první obal.

Třetí prvek, lithium , nemá v první skořápce více místa. Jeho třetí elektron tak musí vstoupit do podslupky 2s, čímž vznikne konfigurace 1s 2 2s 1 . Elektron 2s je jediným valenčním elektronem lithia, protože orbital 1s je nyní příliš blízko jádra, aby se mohl chemicky účastnit. Podslupku 2s doplňuje další prvek beryllium (1s 2 2s 2 ). Následující prvky pak pokračují k vyplnění p-orbitalů. Bor (1s 2 2s 2 2p 1 ) umístí svůj nový elektron do 2p orbitalu; uhlík (1s 2 2s 2 2p 2 ) vyplňuje druhý orbital 2p; a s dusíkem (1s 2 2s 2 2p 3 ) se všechny tři orbitaly 2p stanou samostatně obsazenými. To je v souladu s Hundovým pravidlem , které říká, že atomy budou preferovat jednotlivě obsadit každý orbital stejného typu, než je naplní druhým elektronem. Kyslík (1s 2 2s 2 2p 4 ), fluor (1s 2 2s 2 2p 5 ) a neon (1s 2 2s 2 2p 6 ) pak doplní již jednotlivě vyplněné orbitaly 2p; poslední z nich zcela vyplňuje druhou skořápku.

Počínaje prvkem 11, sodíkem , již není místo ve druhém plášti, který je od této chvíle jádrem stejně jako první. Jedenáctý elektron tedy místo toho vstoupí do orbitálu 3s. Jádro 1s 2 2s 2 2p 6 je zkráceno [Ne], protože je totožné s elektronovou konfigurací neonu: konfigurace sodíku se tedy zapisuje [Ne] 3s 1 . Hořčík ([Ne] 3s 2 ) dokončuje tento 3s orbital a od té doby šest prvků hliník , křemík , fosfor , síra , chlor a argon vyplňuje tři 3p orbitaly ([Ne] 3s 2 3p 1 až [Ne] 3s 2 3p 6 ). To vytváří analogickou řadu, ve které jsou struktury vnějšího obalu od sodíku přes argon přesně analogické strukturám lithia přes neon, a je základem pro chemickou periodicitu, kterou ilustruje periodická tabulka: v pravidelných, ale měnících se intervalech atomových čísel, vlastnosti chemické prvky se přibližně opakují.

Prvních osmnáct prvků tak může být uspořádáno jako začátek periodické tabulky. Prvky ve stejném sloupci mají stejný počet vnějších elektronů a analogické vnější elektronové konfigurace: tyto sloupce se nazývají skupiny. Jedinou výjimkou je helium, které má dva vnější elektrony jako berylium a hořčík, ale je umístěno s neonem a argonem, aby se zdůraznilo, že jeho vnější obal je plný. V tomto fragmentu periodické tabulky je osm sloupců, které odpovídají nejvýše osmi vnějším elektronům. Řádek začíná, když se začne plnit nová skořápka; tyto řádky se nazývají období. Nakonec zbarvení ilustruje bloky : prvky v bloku s (obarvené červeně) vyplňují s-orbitaly, zatímco prvky v bloku p (obarvené žlutě) vyplňují p-orbitaly.

1
H
2
On
2×1 = 2 prvky
1s 0p
3
Li
4
Buďte
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2×(1+3) = 8 prvků
2s 2p
11
Na
12
mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
2×(1+3) = 8 prvků
3s 3p

Počínaje další řadou je pro draslík a vápník orbital 4s energeticky nejnižší, a proto jej vyplňují. Draslík přidá jeden elektron k obalu 4s ([Ar] 4s 1 ) a vápník ho pak doplňuje ([Ar] 4s 2 ). Avšak počínaje skandiem se 3D orbital stává dalším nejvyšším v energetickém měřítku. 4s a 3d orbitaly mají přibližně stejnou energii a soutěží o zaplnění elektronů, takže obsazení není zcela konzistentně zaplňování 3d orbitalů jeden po druhém. Přesné uspořádání energie 3d a 4s se mění podél řady a také se mění v závislosti na tom, kolik elektronů je odstraněno z atomu. Například v důsledku odpuzování mezi elektrony 3d a elektrony 4s se u chrómu hladina energie 4s mírně zvýší než 3d, a proto je výhodnější mít konfiguraci [Ar] 3d 5 4s 1 než konfiguraci [Ar] 3d 4 4 s 2 jedna. Podobná anomálie se vyskytuje u mědi . Jde o porušení Madelungova pravidla. Takové anomálie však nemají žádný chemický význam, protože různé konfigurace jsou energeticky tak blízko sebe, že přítomnost blízkého atomu může posunout rovnováhu. Periodická tabulka je proto ignoruje a bere v úvahu pouze idealizované konfigurace.

U zinku jsou 3d orbitaly zcela vyplněny celkem deseti elektrony. Dále následují 4p orbitaly doplňující řadu, které jsou postupně vyplněny galliem přes krypton , způsobem zcela analogickým k předchozím prvkům p-bloku. Od galia dále tvoří 3D orbitaly součást elektronického jádra a již se nepodílejí na chemii. Prvky s- a p-bloku, které vyplňují jejich vnější obaly, se nazývají prvky hlavní skupiny ; prvky d-bloku (dole modré barvy), které vyplňují vnitřní obal, se nazývají přechodové prvky (nebo přechodné kovy, protože všechny jsou kovy).

Protože 5s vyplňuje před 4d, který se vyplňuje před 5p, má pátá řada přesně stejnou strukturu jako čtvrtá (i když opět existují určité anomálie při vyplňování 4d orbitalů).

1
H
2
On
2×1 = 2 prvky
1s 0d 0p
3
Li
4
Buďte
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2×(1+3) = 8 prvků
2s 0d 2p
11
Na
12
mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
2×(1+3) = 8 prvků
3s 0d 3p
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
kr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
kr
2×(1+3+5) = 18 prvků
4s 3d 4p
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Po
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
palců
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
2×(1+3+5) = 18 prvků
5s 4d 5p

Šestý řádek tabulky rovněž začíná dvěma prvky s-bloku: cesiem a baryem . Poté se začnou objevovat první prvky f-bloku (dole zelené barvy), počínaje lanthanem . Někdy se jim říká vnitřní přechodové prvky. Protože nyní existují nejen 4f, ale také 5d a 6s podskořepiny s podobnými energiemi, dochází opět ke konkurenci s mnoha nepravidelnými konfiguracemi; to vedlo k určitému sporu o to, kde přesně má f-blok začít, ale většina těch, kdo tuto záležitost studují, souhlasí s tím, že začíná u lanthanu v souladu s Aufbauovým principem. I když lanthan sám o sobě nevyplňuje orbital 4f kvůli odpuzování mezi elektrony, jeho orbitaly 4f mají dostatečně nízkou energii, aby se mohly účastnit chemie. U ytterbia je sedm orbitalů 4f zcela vyplněno čtrnácti elektrony; poté následuje série deseti přechodných prvků ( lutetium přes rtuť ) a nakonec šest prvků hlavní skupiny ( thalium přes radon ) dokončí toto období.

Sedmá řada je obdobně jako šestá řada: 7s vyplní, pak 5f, pak 6d a nakonec 7p, s několika anomáliemi na cestě. Sedmá řada byla po velmi dlouhou dobu neúplná, protože většina jejích prvků se v přírodě nevyskytuje. Chybějící prvky kromě uranu se začaly syntetizovat v laboratoři v roce 1940, kdy bylo vyrobeno neptunium. Řada byla dokončena syntézou tennessinu v roce 2010 (poslední prvek oganesson byl vyroben již v roce 2002) a poslední prvky v této sedmé řadě byly ověřeny a pojmenovány v roce 2016.

1
H
2
On
2×1 = 2 prvky
1s 0f 0d 0p
3
Li
4
Buďte
5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
2×(1+3) = 8 prvků
2s 0f 0d 2p
11
Na
12
mg
13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
2×(1+3) = 8 prvků
3s 0f 0d 3p
19
K
20
Ca
21
Sc
22
Ti
23
V
24
kr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
kr
2×(1+3+5) = 18 prvků
4s 0f 3d 4p
37
Rb
38
Sr
39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Po
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
palců
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
2×(1+3+5) = 18 prvků
5s 0f 4d 5p
55
Čs
56
Ba
57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
hodin
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
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
2×(1+3+5+7) = 32 prvků
6s 4f 5 d 6p
87
Fr
88
Ra
89
Ac
90
tis
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
cm
97
Bk
98
Srov
99
Es
100
Fm
101
Md
102
č
103
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Nh
114
Fl
115
Mc
116
lv
117
tis
118
Og
2×(1+3+5+7) = 32 prvků
7s 5f 6d 7p

Tím je dokončena moderní periodická tabulka se všemi sedmi řádky zcela zaplněnými.

Následující tabulka ukazuje elektronovou konfiguraci neutrálního atomu v plynné fázi každého prvku. V různých chemických prostředích lze upřednostňovat různé konfigurace. Prvky hlavní skupiny mají zcela pravidelné elektronové konfigurace; přechodové a vnitřní přechodové prvky vykazují dvacet nepravidelností v důsledku výše zmíněné konkurence mezi podslupkami blízko energetické hladiny. Pro posledních deset prvků (109–118) chybí experimentální data, a proto byly místo toho uvedeny vypočítané konfigurace. Zcela vyplněné podskořepiny byly zašedlé.

Prezentační formuláře

Z důvodu prostoru je periodická tabulka běžně prezentována s vyříznutými prvky f-bloku a umístěna jako poznámka pod čarou pod hlavní částí tabulky, jak je uvedeno níže.

Skupina 1 2   3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Vodík a
alkalické kovy
Kovy alkalických zemin Pniktogeny Chalkogeny Halogeny Vzácné
plyny
Doba

1

Vodík1H1,008 Hélium2On4,0026
2 Lithium3Li6,94 Berylium4Být9,0122 Bor5B10,81 Uhlík6C12.011 Dusík7N14.007 Kyslík8Ó15,999 Fluor9F18,998 Neon10Ne20,180
3 Sodík11Na22,990 Hořčík12Mg24,305 Hliník13Al26,982 Křemík14Si28,085 Fosfor15P30,974 Síra16S32.06 Chlór17Cl35,45 Argon18Ar39,95
4 Draslík19K39,098 Vápník20Ca40,078 Scandium21Sc44,956 Titan22Ti47,867 Vanadium23PROTI50,942 Chrom24Cr51,996 Mangan25Mn54,938 Žehlička26Fe55,845 Kobalt27spol58,933 Nikl28Ni58,693 Měď29Cu63,546 Zinek30Zn65,38 Gallium31Ga69,723 Germanium32Ge72,630 Arsen33Tak jako74,922 Selen34Se78,971 Bróm35Br79,904 Krypton36Kr83,798
5 Rubidium37Rb85,468 Stroncium38Sr87,62 Yttrium39Y88,906 Zirkonium40Zr91,224 niob41Nb92,906 Molybden42Mo95,95 Technecium43Tc[97] ruthenium44Ru101,07 Rhodium45Rh102,91 palladium46Pd106,42 stříbrný47Ag107,87 Kadmium48CD112,41 Indium49v114,82 Cín50Sn118,71 Antimon51Sb121,76 Tellur52Te127,60 Jód53126,90 Xenon54Xe131,29
6 Cesium55Čs132,91 Baryum56Ba137,33 1 hvězdička lutecium71Lu174,97 Hafnium72Hf178,49 Tantal73Ta180,95 Wolfram74W183,84 Rhenium75Re186,21 Osmium76Os190,23 Iridium77Ir192,22 Platina78Pt195,08 Zlato79Au196,97 Rtuť80Hg200,59 Thallium81Tl204,38 Vést82Pb207,2 Vizmut83Bi208,98 Polonium84Po[209] Astatin85V[210] Radon86Rn[222]
7 Francium87Fr[223] Rádium88Ra[226] 1 hvězdička Lawrencium103Lr[266] Rutherfordium104Rf[267] Dubnium105Db[268] Seaborgium106Sg[269] Bohrium107Bh[270] Hassium108Hs[269] Meitnerium109Mt[278] Darmstadtium110Ds[281] Roentgenium111Rg[282] Copernicium112Cn[285] Nihonium113Nh[286] Flerovium114Fl[289] Moskva115Mc[290] Livermorium116Lv[293] Tennessine117Ts[294] Oganessona118Og[294]
1 hvězdička Lanthanum57Los Angeles138,91 Cerium58Ce140,12 Praseodym59Pr140,91 Neodym60Nd144,24 Promethium61Odpoledne[145] Samarium62Sm150,36 europium63Eu151,96 Gadolinium64Gd157,25 Terbium65Tb158,93 Dysprosium66Dy162,50 Holmium67Ho164,93 Erbium68Er167,26 Thulium69Tm168,93 Ytterbium70Yb173,05  
1 hvězdička aktinium89Ac[227] Thorium90Th232,04 Protaktinium91Pa231,04 Uran92U238,03 Neptunium93Np[237] Plutonium94Pu[244] Americium95Dopoledne[243] Curium96Cm[247] Berkelium97Bk[247] Kalifornie98Srov[251] Einsteinium99Es[252] Fermium100Fm[257] Mendelevium101Md[258] Nobelium102Ne[259]

Obě formy představují stejnou periodickou tabulku. Forma s f-blokem zahrnutým v hlavním těle se někdy nazývá 32-sloupcová nebo dlouhá forma; forma s vyříznutým f-blokem se někdy nazývá 18sloupcová nebo středně dlouhá forma. Forma s 32 sloupci má tu výhodu, že zobrazuje všechny prvky v jejich správném pořadí, ale má nevýhodu v tom, že vyžaduje více místa.

Všechny periodické tabulky zobrazují symboly prvků; mnohé také poskytují doplňkové informace o prvcích, buď prostřednictvím barevného kódování, nebo jako data v buňkách. Výše uvedená tabulka ukazuje názvy a atomová čísla prvků a také jejich bloky, přirozené výskyty a standardní atomové hmotnosti . Pro prvky s krátkou životností bez standardních atomových hmotností se místo toho používá hmotnostní číslo nejstabilnějšího známého izotopu. Jiné tabulky mohou obsahovat vlastnosti, jako je skupenství hmoty, body tání a varu, hustoty, stejně jako poskytovat různé klasifikace prvků.

Podle mezinárodní konvence pojmenování jsou skupiny číslovány číselně od 1 do 18 od sloupce nejvíce vlevo (alkalické kovy) po sloupec nejvíce vpravo (vzácné plyny). Skupiny f-bloků jsou v tomto číslování ignorovány. Skupiny lze také pojmenovat podle jejich prvního prvku, např. "skupina skandium" pro skupinu 3. Dříve byly skupiny známy římskými číslicemi . V Americe byly římské číslice následovány buď "A", pokud byla skupina v s- nebo p-bloku , nebo "B", pokud byla skupina v d-bloku . Použité římské číslice odpovídají poslední číslici dnešní konvence pojmenování (např. prvky skupiny 4 byly skupinou IVB a prvky skupiny 14 byly skupinou IVA). V Evropě bylo písmo podobné, až na to, že „A“ bylo použito, pokud byla skupina před skupinou 10 , a „B“ bylo použito pro skupiny zahrnující a po skupině 10. Kromě toho byly léčeny skupiny 8, 9 a 10 jako jedna trojnásobná skupina, známá společně v obou zápisech jako skupina VIII. V roce 1988 byl uveden do provozu nový pojmenovací systém IUPAC a staré názvy skupin byly zastaralé.

skupina IUPAC 1 2 n/a 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Mendělejev (I–VIII) A IIA IIIB IVB PROTIB VIB VIIB VIIIB B IIB IIIB IVB PROTIB VIB VIIB
CAS (USA, ABA) IA IIA IIIB IVB VB VIB VIIB VIIIB IB IIB IIIA IVA VA PŘES VIIA VIIIA
starý IUPAC (Evropa, AB) IA IIA IIIA IVA VA PŘES VIIA VIIIB IB IIB IIIB IVB VB VIB VIIB 0
Triviální jméno H a alkalické kovy Kovy alkalických zemin Ražební kovy Triely Tetrely Pniktogeny Chalkogeny Halogeny vzácné plyny
Název podle prvku Skupina lithia Skupina beryllium Skupina Scandium Titanová skupina Vanadiová skupina Skupina Chromium Skupina manganu Železná skupina Kobaltová skupina Skupina niklu Měděná skupina Skupina zinku Borová skupina Uhlíková skupina Skupina dusíku Skupina kyslíku Skupina fluoru Skupina Helium nebo Neon
Období 1  H  On
Období 2 Li Být B C N Ó F Ne
Období 3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
Období 4 K Ca Sc Ti PROTI Cr Mn Fe spol Ni Cu Zn Ga Ge Tak jako Se Br Kr
Období 5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CD v Sn Sb Te Xe
Období 6 Čs Ba La-Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po V Rn
Období 7 Fr Ra Ak-č Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og
a Skupina 1 se skládá z vodíku (H) a alkalických kovů. Prvky skupiny mají ve vnějším elektronovém obalu jeden s-elektron. Vodík není považován za alkalický kov, protože to není kov, ačkoli je jim analogičtější než jakákoli jiná skupina. Tím je skupina poněkud výjimečná.
n/a Nemají číslo skupiny
b Složení skupiny 3 není mezi zdroji dohodnuto: viz Periodická tabulka#Prvek skupiny 3 a skupiny 3#Spor o složení . Texty obecné anorganické chemie obvykle řadí skandium (Sc), yttrium (Y), lanthan (La) a aktinium (Ac) do skupiny 3, takže Ce-Lu a Th-Lr se stávají f-blokem mezi skupinami 3 a 4. Nicméně zdroje, které tuto záležitost zkoumají, obvykle řadí skandium, yttrium, lutecium (Lu) a lawrencium (Lr) do skupiny 3, jak je zde uvedeno. Některé zdroje, včetně IUPAC, v současnosti dodržují kompromis, který klade La–Lu a Ac–Lr jako řady f-bloků, takže těžší členy skupiny 3 jsou nejednoznačné. Uspořádání se Sc, Y, Lu a Lr ve skupině 3 bylo doporučeno v předběžné zprávě IUPAC z roku 2021 k této otázce.
c Skupina 18, vzácné plyny, nebyly objeveny v době původní Mendělejevovy tabulky. Později (1902) Mendělejev přijal důkazy o jejich existenci a mohli být zařazeni do nové „skupiny 0“, konzistentně a bez porušení principu periodické tabulky.
d Autoři se liší v tom, zda je roentgenium (Rg) považováno za mincovní kov. Patří do skupiny 11, stejně jako ostatní mincovní kovy, a očekává se, že bude chemicky podobný zlatu. Na druhou stranu, protože je extrémně radioaktivní a má krátkou životnost, nemůže být ve skutečnosti použit pro ražení mincí, jak název napovídá, a na základě toho je někdy vyloučen.
r Název skupiny podle doporučení IUPAC.

Periodické trendy

Vzhledem k tomu, že chemické reakce zahrnují valenční elektrony, lze očekávat, že prvky s podobnými vnějšími elektronovými konfiguracemi budou reagovat podobně a vytvoří sloučeniny s podobnými poměry prvků v nich. Takové prvky jsou umístěny ve stejné skupině, a proto mají tendenci být jasné podobnosti a trendy v chemickém chování, když se postupuje po skupině dolů. Protože se analogické konfigurace vracejí v pravidelných intervalech, vlastnosti prvků vykazují periodické opakování, odtud název periodické tabulky a periodického zákona. Tyto periodické recidivy byly zaznamenány dlouho předtím, než byla vyvinuta základní teorie, která je vysvětluje.

Valenci prvku lze například definovat buď jako počet atomů vodíku, které se s ním mohou spojit za vzniku jednoduchého binárního hydridu, nebo jako dvojnásobný počet atomů kyslíku, které se s ním mohou spojit za vzniku jednoduchého binárního oxidu ( tedy ne peroxid nebo superoxid ). Valence prvků hlavní skupiny přímo souvisí s číslem skupiny: hydridy v hlavních skupinách 1–2 a 13–17 mají vzorce MH, MH 2 , MH 3 , MH 4 , MH 3 , MH 2 a konečně MH. Nejvyšší oxidy místo toho zvyšují mocenství podle vzorců M 2 O, MO, M 2 O 3 , MO 2 , M 2 O 5 , MO 3 , M 2 O 7 . Elektronová konfigurace naznačuje pohotové vysvětlení z počtu elektronů dostupných pro vazbu, ačkoli úplné vysvětlení vyžaduje zvážení energie, která by se uvolnila při vytváření sloučenin s různými valencemi, spíše než pouhé zvažování samotných elektronových konfigurací. Dnes se pojem valence rozšířil o oxidační stav , což je formální náboj zanechaný na prvku, když byly všechny ostatní prvky ve sloučenině odstraněny jako jejich ionty.

Protože prvky ve stejné skupině sdílejí stejné valenční konfigurace, obvykle vykazují podobné chemické chování. Například alkalické kovy v první skupině mají všechny jeden valenční elektron a tvoří velmi homogenní třídu prvků: všechny jsou měkké a reaktivní kovy. Existuje však mnoho faktorů a skupiny mohou být často spíše heterogenní. Například stabilní prvky skupiny 14 zahrnují nekov ( uhlík ), dva polovodiče ( křemík a germanium ) a dva kovy ( cín a olovo ). Nicméně jsou spojeny tím, že mají čtyři valenční elektrony.

Atomový poloměr

Trend atomových poloměrů

Poloměry atomů (velikost atomů) se obecně zmenšují zleva doprava podél prvků hlavní skupiny, protože jaderný náboj se zvyšuje, ale vnější elektrony jsou stále ve stejném obalu. Při sestupu po sloupci se však poloměry obecně zvětšují, protože nejvzdálenější elektrony jsou ve vyšších obalech, které jsou tak dále od jádra.

V přechodných prvcích se plní vnitřní obal, ale velikost atomu je stále určena vnějšími elektrony. Zvyšující se jaderný náboj v sérii a zvýšený počet vnitřních elektronů pro stínění se poněkud kompenzují, takže pokles poloměru je menší. Atomy 4p a 5d, které přicházejí bezprostředně poté, co byly poprvé představeny nové typy přechodových řad, jsou menší, než by se očekávalo.

Ionizační energie

Graf prvních ionizačních energií prvků v elektronvoltech (predikce použité pro prvky 105–118)

První ionizační energie atomu je energie potřebná k odstranění elektronu z atomu. To se mění v závislosti na atomovém poloměru: ionizační energie se zvyšuje zleva doprava a dolů nahoru, protože elektrony, které jsou blíže k jádru, jsou drženy pevněji a je obtížnější je odstranit. Ionizační energie je tak minimalizována u prvního prvku každé periody – vodíku a alkalických kovů – a poté obecně stoupá, dokud nedosáhne vzácného plynu na pravém okraji periody. Existují určité výjimky z tohoto trendu, jako je kyslík, kde je odstraňovaný elektron spárován, a proto mezielektronické odpuzování usnadňuje jeho odstranění, než se očekávalo.

V přechodové řadě se vnější elektrony přednostně ztrácejí, i když se vnitřní orbitaly plní. Například ve 3D sérii se nejprve ztratí elektrony 4s, i když se zaplní 3d orbitaly. Stínící efekt přidání dalšího 3d elektronu přibližně kompenzuje nárůst jaderného náboje, a proto zůstávají ionizační energie většinou konstantní, i když dochází k malému nárůstu zejména na konci každé přechodové řady.

Vzhledem k tomu, že atomy kovů mají tendenci ztrácet elektrony v chemických reakcích, ionizační energie obecně koreluje s chemickou reaktivitou, i když jsou zde zahrnuty i další faktory.

Elektronová afinita

Trend v elektronových afinitách

Opačnou vlastností k ionizační energii je elektronová afinita , což je energie uvolněná při přidání elektronu k atomu. Procházející elektron bude k atomu přitahován snadněji, pokud silněji pocítí tah jádra, a zejména pokud je k dispozici částečně vyplněný vnější orbital, který jej dokáže pojmout. Proto má elektronová afinita tendenci se zvyšovat směrem nahoru a zleva doprava. Výjimkou je poslední kolona, ​​vzácné plyny, které mají plný obal a nemají místo pro další elektron. To dává halogenům v předposledním sloupci nejvyšší elektronové afinity.

Některé atomy, jako vzácné plyny, nemají žádnou elektronovou afinitu: nemohou tvořit stabilní anionty v plynné fázi. Vzácné plyny, které mají vysokou ionizační energii a žádnou elektronovou afinitu, mají malý sklon k získávání nebo ztrátě elektronů a jsou obecně nereaktivní.

Existují určité výjimky z trendů: kyslík a fluor mají nižší elektronové afinity než jejich těžší homology síra a chlor, protože se jedná o malé atomy, a proto by nově přidaný elektron prodělal výrazné odpuzování od již přítomných. U nekovových prvků elektronová afinita také poněkud koreluje s reaktivitou, ale ne dokonale, protože jsou zapojeny další faktory. Například fluor má nižší elektronovou afinitu než chlor, ale je reaktivnější.

Elektronegativita

Další důležitou vlastností prvků je jejich elektronegativita . Atomy mohou vytvářet kovalentní vazby mezi sebou navzájem sdílením elektronů v párech, čímž vzniká překrytí valenčních orbitalů. Míra, do jaké každý atom přitahuje sdílený elektronový pár, závisí na elektronegativitě atomu – tendenci atomu získávat nebo ztrácet elektrony. Více elektronegativní atom bude mít tendenci přitahovat elektronový pár více a méně elektronegativní (nebo více elektropozitivní) jej bude přitahovat méně. V extrémních případech lze elektron považovat za zcela předaný z elektropozitivnějšího atomu na elektronegativnější, i když jde o zjednodušení. Vazba pak váže dva ionty, jeden pozitivní (po odevzdání elektronu) a jeden negativní (po jeho přijetí) a nazývá se iontová vazba .

Elektronegativita závisí na tom, jak silně může jádro přitahovat elektronový pár, a proto vykazuje podobnou variaci jako ostatní vlastnosti, o kterých jsme již diskutovali: elektronegativita má tendenci klesat nahoru a dolů a stoupat zleva doprava. Alkalické kovy a kovy alkalických zemin patří mezi nejvíce elektropozitivní prvky, zatímco chalkogeny, halogeny a vzácné plyny patří k elektronegativnějším prvkům.

Elektronegativita se obecně měří na Paulingově stupnici, na které má nejvíce elektronegativní reaktivní atom ( fluor ) elektronegativitu 4,0 a nejméně elektronegativní atom ( cesium ) má elektronegativitu 0,79. (Teoreticky by neon byl elektronegativnější než fluor, ale Paulingova stupnice nemůže měřit jeho elektronegativitu, protože netvoří kovalentní vazby.)

Elektronegativita prvku se liší podle identity a počtu atomů, ke kterým je vázán, a také podle toho, kolik elektronů již ztratil: atom se stává elektronegativnějším, když ztratí více elektronů. To je někdy velký rozdíl: olovo v oxidačním stavu +2 má elektronegativitu 1,87 na Paulingově stupnici, zatímco olovo v oxidačním stavu +4 má elektronegativitu 2,33.

Metalicita

Jednoduchá látka je látka tvořená atomy jednoho chemického prvku. Jednoduché látky více elektronegativních atomů mají tendenci sdílet elektrony (tvořit kovalentní vazby) mezi sebou. Tvoří buď malé molekuly (jako vodík nebo kyslík, jejichž atomy se vážou v párech), nebo obří struktury, které se nekonečně táhnou (jako uhlík nebo křemík). Vzácné plyny jednoduše zůstávají jako jednotlivé atomy, protože již mají plnou schránku. Látky složené z diskrétních molekul nebo jednotlivých atomů jsou drženy pohromadě slabšími přitažlivými silami mezi molekulami, jako je londýnská disperzní síla : jak se elektrony pohybují uvnitř molekul, vytvářejí momentální nerovnováhu elektrického náboje, která vyvolává podobnou nerovnováhu na sousedních molekulách a vytváří synchronizované pohyby elektronů napříč mnoha sousedními molekulami.

Elektropozitivnější atomy však mají tendenci ztrácet elektrony a vytvářet „moře“ elektronů pohlcujících kationty. Vnější orbitaly jednoho atomu se překrývají, aby sdílely elektrony se všemi svými sousedy, čímž vzniká obří struktura molekulárních orbitalů rozprostírajících se po celé struktuře. Toto záporně nabité „moře“ přitahuje všechny ionty a udržuje je pohromadě v kovové vazbě . Prvky tvořící takové vazby se často nazývají kovy ; ty, které ne, jsou často nazývány nekovy . Některé prvky mohou tvořit více jednoduchých látek s různými strukturami: nazývají se allotropy . Například diamant a grafit jsou dva alotropy uhlíku.

Metalicitu prvku lze předvídat z elektronických vlastností. Když se atomové orbitaly překrývají během kovové nebo kovalentní vazby, vytvářejí jak vazebné, tak antivazebné molekulární orbitaly stejné kapacity, s antivazebnými orbitaly vyšší energie. Síťový vazebný charakter nastává, když je ve vazebných orbitalech více elektronů než v antivazebných orbitalech. Kovová vazba je tedy možná, když počet elektronů delokalizovaných každým atomem je menší než dvojnásobek počtu orbitalů přispívajících k překrytí. Toto je situace pro prvky ve skupinách 1 až 13; mají také příliš málo valenčních elektronů na to, aby vytvořily obří kovalentní struktury, kde všechny atomy zaujímají ekvivalentní pozice, a tak téměř všechny pokovují. Výjimkou jsou vodík a bor, které mají příliš vysokou ionizační energii. Vodík tak tvoří kovalentní molekulu H 2 a bor tvoří obří kovalentní strukturu založenou na ikosaedrických shlucích B 12 . V kovu mají vazebné a antivazebné orbitaly překrývající se energie a vytvářejí jeden pás, kterým mohou elektrony volně proudit, což umožňuje elektrické vedení.

Ve skupině 14 jsou možné jak kovové, tak kovalentní vazby. V diamantovém krystalu jsou kovalentní vazby mezi atomy uhlíku silné, protože mají malý atomový poloměr, a tak jádro více drží elektrony. Proto výsledné vazebné orbitaly mají mnohem nižší energii než antivazebné orbitaly a nedochází k žádnému překrývání, takže elektrické vedení je nemožné: uhlík je nekov. Kovalentní vazba však u větších atomů slábne, takže křemík a germanium mají menší zakázané pásmo a jsou polovodiče : elektrony mohou mezeru překročit, když jsou tepelně excitovány. Nakonec pásmová mezera zmizí v cínu, takže cín a olovo se stanou kovy.

Prvky ve skupinách 15 až 17 mají příliš mnoho elektronů na to, aby vytvořily obří kovalentní molekuly, které se táhnou ve všech třech dimenzích. U lehčích prvků jsou vazby v malých dvouatomových molekulách tak silné, že je znevýhodněna kondenzovaná fáze: tedy dusík (N 2 ), kyslík (O 2 ), bílý fosfor (P 4 ), síra (S 8 ) a stabilní halogeny (F 2 , Cl 2 , Br 2 a I 2 ) snadno tvoří kovalentní molekuly s několika atomy. Těžší mají tendenci tvořit dlouhé řetězce (např. červený fosfor, šedý selen, telur) nebo vrstvené struktury (např. uhlík jako grafit, černý fosfor, šedý arsen, šedý antimon, vizmut), které se rozprostírají pouze v jednom nebo ve dvou, nikoli ve třech rozměrech. Protože tyto struktury nevyužívají všechny své orbitaly k vazbě, skončí s vaznými, nevazebnými a antivazebnými pásy v pořadí rostoucí energie. Podobně jako u skupiny 14 se mezery mezi pásmy zmenšují pro těžší prvky a je umožněn volný pohyb elektronů mezi řetězci nebo vrstvami. Tak například černý fosfor, černý arsen, šedý selen, telur a jód jsou polovodiče; šedý arsen, šedý antimon a vizmut jsou polokovy (vykazující kvazikovové vedení s velmi malým překrytím pásů); a polonium a pravděpodobně astat jsou pravé kovy. Nakonec všechny přírodní prvky skupiny 18 zůstávají jako jednotlivé atomy.

Dělicí čára mezi kovy a nekovy je zhruba diagonální od levého horního k pravému dolnímu rohu, přičemž řada přechodů se objevuje nalevo od této úhlopříčky (protože mají mnoho dostupných orbitalů pro překrytí). To se očekává, protože metalicita má tendenci korelovat s elektropozitivitou a ochotou ztrácet elektrony, která se zvyšuje zprava doleva a nahoru dolů. Kovy tedy značně převažují nad nekovy. Prvky v blízkosti hranice je obtížné klasifikovat: mají tendenci mít vlastnosti, které jsou mezi vlastnostmi kovů a nekovů, a mohou mít některé vlastnosti charakteristické pro oba. Často se nazývají polokovy nebo metaloidy . Termín "polokov" používaný v tomto smyslu by neměl být zaměňován s jeho striktním fyzickým významem, který má co do činění se strukturou kapely: bismut je fyzicky polokov, ale je obecně považován za kov chemiky.

Následující tabulka uvažuje nejstabilnější alotropy za standardních podmínek. Žlutě zbarvené prvky tvoří jednoduché hmoty, které se dobře vyznačují kovovým spojením. Prvky zbarvené světle modře tvoří obří kovalentní struktury, zatímco ty zbarvené tmavě modře tvoří malé kovalentně vázané molekuly, které jsou drženy pohromadě slabšími van der Waalsovými silami . Vzácné plyny jsou zbarveny fialově: jejich molekuly jsou jednotlivé atomy a nedochází k žádné kovalentní vazbě. Zašedlé buňky jsou pro prvky, které nebyly připraveny v dostatečném množství, aby mohly být tímto způsobem charakterizovány jejich nejstabilnější alotropy. Teoretické úvahy naznačují, že všechny (nebo alespoň téměř všechny) z těchto prvků by pokovovaly, pokud by mohly tvořit kondenzované fáze, i když to bylo zpochybňováno pro copernicium a oganesson.

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
Skupina  →
↓  Období
1 H On
2 Li Být B C N Ó F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti PROTI Cr Mn Fe spol Ni Cu Zn Ga Ge Tak jako Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CD v Sn Sb Te Xe
6 Čs Ba Los Angeles Ce Pr Nd Odpoledne Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po V Rn
7 Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Dopoledne Cm Bk Srov Es Fm Md Ne Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og

Obecně jsou kovy lesklé a husté. Obvykle mají vysoké body tání a varu kvůli síle kovové vazby a jsou často tvárné a tažné (snadno se natahují a tvarují), protože atomy se mohou vzájemně pohybovat bez porušení kovové vazby. Vedou elektřinu, protože jejich elektrony se mohou volně pohybovat ve všech třech dimenzích. Podobně vedou teplo, které je přenášeno elektrony jako zvláštní kinetická energie : pohybují se rychleji. Tyto vlastnosti přetrvávají v kapalném stavu, protože i když je krystalická struktura zničena tavením, atomy se stále dotýkají a kovová vazba přetrvává, i když je oslabena. Kovy mají tendenci být reaktivní vůči nekovům. Z těchto zobecnění lze nalézt některé výjimky: například mangan, arsen, antimon a vizmut jsou křehké; chrom je extrémně tvrdý; gallium, rubidium, cesium a rtuť jsou kapalné při pokojové teplotě nebo blízké teplotě místnosti; a ušlechtilé kovy jako zlato jsou chemicky velmi inertní.

Nekovy vykazují různé vlastnosti. Ty, které tvoří obří kovalentní krystaly, vykazují vysoké teploty tání a varu, protože překonání silných kovalentních vazeb vyžaduje značnou energii. Ty tvořící jednotlivé molekuly jsou drženy pohromadě většinou disperzními silami, které lze snadněji překonat; tak mají tendenci mít nižší body tání a varu a mnohé z nich jsou kapaliny nebo plyny při pokojové teplotě. Nekovy často vypadají nudně. Mají tendenci být reaktivní vůči kovům, s výjimkou vzácných plynů, které jsou vůči většině látek inertní. Jsou křehké, když jsou pevné, protože jejich atomy jsou pevně drženy na místě. Jsou méně husté a špatně vedou elektrický proud, protože v nich nejsou žádné mobilní elektrony. V blízkosti hranice jsou mezery v pásmu malé, a tak mnoho prvků v této oblasti jsou polovodiče. Opět existují výjimky; například diamant má nejvyšší tepelnou vodivost ze všech známých materiálů, větší než jakýkoli kov.

Je běžné označovat třídu metaloidů, která se rozprostírá na hranici mezi kovy a nekovy, protože prvky v této oblasti jsou středními jak ve fyzikálních, tak chemických vlastnostech. V literatuře však neexistuje shoda ohledně toho, které prvky by tak měly být přesně označeny. Když se použije taková kategorie, obvykle sem patří bor, křemík, germanium, arsen, antimon a telur; ale většina zdrojů zahrnuje i další prvky, bez dohody o tom, které prvky navíc by měly být přidány, a některé jiné z tohoto seznamu místo toho odečítají. Například periodická tabulka používaná Americkou chemickou společností zahrnuje polonium jako metaloid, ale tabulka používaná Royal Society of Chemistry nikoli, a ta obsažená v Encyclopædia Britannica se vůbec nevztahuje na metaloidy nebo polokovy.

Další projevy periodicity

V periodické tabulce existují některé další vztahy mezi prvky, které nejsou ve stejné skupině, jako jsou diagonální vztahy mezi prvky, které jsou diagonálně sousedící (např. lithium a hořčík). Některé podobnosti lze nalézt také mezi hlavními skupinami a skupinami přechodných kovů nebo mezi ranými aktinidy a ranými přechodnými kovy, kdy prvky mají stejný počet valenčních elektronů. Uran tak trochu připomíná chrom a wolfram ve skupině 6, protože všechny tři mají šest valenčních elektronů.

První řada každého bloku má tendenci vykazovat dosti odlišné vlastnosti od ostatních řad, protože první orbital každého typu (1s, 2p, 3d, 4f, 5g atd.) je výrazně menší, než by se očekávalo. Stupeň anomálie je nejvyšší u s-bloku, je střední u p-bloku a je méně výrazný u d-bloku a f-bloku. Mezi periodami je také rozdíl sudá-lichá (kromě s-bloku), který je někdy znám jako sekundární periodicita: prvky v sudých periodách mají menší atomové poloměry a raději ztrácejí méně elektronů, zatímco prvky v lichých periodách (kromě první) se liší v opačném směru. Mnoho vlastností v p-bloku tedy vykazuje spíše klikatý než hladký trend podél skupiny. Například fosfor a antimon v lichých obdobích skupiny 15 snadno dosáhnou oxidačního stavu +5, zatímco dusík, arsen a vizmut v sudých obdobích raději zůstávají na +3.

Tekoucí kapalná rtuť. Jeho kapalný stav při pokojové teplotě je výsledkem speciální teorie relativity.

Když se atomová jádra stanou vysoce nabitými, je potřeba speciální teorie relativity , aby se změřil účinek jádra na elektronový mrak. Tyto relativistické efekty vedou k tomu, že těžké prvky mají stále více odlišné vlastnosti ve srovnání s jejich lehčími homology v periodické tabulce. Například relativistické efekty vysvětlují, proč je zlato zlaté a rtuť je kapalina. Očekává se, že tyto účinky budou velmi silné na konci sedmého období, což může vést ke kolapsu periodicity. Elektronové konfigurace a chemické vlastnosti jsou jasně známy pouze do prvku 108 ( hassium ), takže chemická charakterizace nejtěžších prvků zůstává tématem současného výzkumu.

Mnoho dalších fyzikálních vlastností prvků vykazuje periodické změny v souladu s periodickým zákonem, jako jsou teploty tání , teploty varu , tepla tání , tepla vypařování , energie atomizace a tak dále. Podobné periodické variace se objevují u sloučenin prvků, které lze pozorovat porovnáním hydridů, oxidů, sulfidů, halogenidů a tak dále. Chemické vlastnosti je obtížnější kvantitativně popsat, ale rovněž vykazují svou vlastní periodicitu. Příklady zahrnují, jak oxidační stavy mají tendenci se měnit v krocích 2 v prvcích hlavní skupiny, ale v krocích 1 pro přechodné prvky; kolísání kyselých a zásaditých vlastností prvků a jejich sloučenin; stability sloučenin; a způsoby izolace prvků. Periodicita je a byla velmi široce používána k předpovídání vlastností neznámých nových prvků a nových sloučenin a je ústředním bodem moderní chemie.

Klasifikace prvků

Periodická tabulka barevně odlišená pro zobrazení některých běžně používaných sad podobných prvků. Kategorie a jejich hranice se mezi zdroji poněkud liší.

K popisu souborů prvků, které se chovají podobně, bylo v literatuře použito mnoho termínů. Jména skupiny alkalický kov , kov alkalických zemin , pnictogen , chalkogen , halogen a vzácný plyn jsou uznávány IUPAC; ostatní skupiny mohou být označeny jejich číslem nebo jejich prvním prvkem (např. skupina 6 je skupina chrómu). Někteří rozdělují prvky p-bloku ze skupin 13 až 16 podle metallicity, ačkoli neexistuje ani definice IUPAC, ani přesná shoda na tom, které prvky by měly být považovány za kovy, nekovy nebo polokovy (někdy nazývané metaloidy). Neexistuje ani shoda v tom, jak by se měly nazývat kovy, které následují po přechodných kovech, přičemž mezi možnosti, které byly použity, patří kovy po přechodu a chudý kov . Některé pokročilé monografie vylučují prvky 12. skupiny z přechodných kovů na základě jejich někdy zcela odlišných chemických vlastností, ale není to univerzální praxe.

Lanthanoidy jsou považovány za prvky La –Lu, které jsou si všechny velmi podobné: historicky zahrnovaly pouze Ce–Lu, ale lanthan se stal běžným zvykem. Prvky vzácných zemin (neboli kovy vzácných zemin) přidávají k lanthanoidům skandium a yttrium. Analogicky jsou za aktinidy považovány prvky Ac–Lr (historicky Th–Lr), i když variace vlastností v tomto souboru je mnohem větší než u lanthanoidů. IUPAC doporučuje názvy lanthanoidy a aktinoidy , aby se předešlo dvojznačnosti, protože přípona -ide typicky označuje záporný iont; nicméně lanthanoidy a aktinidy zůstávají běžné.

Existuje mnohem více kategorizací a používají se podle určitých oborů. V astrofyzice je kov definován jako jakýkoli prvek s atomovým číslem větším než 2, tedy cokoli kromě vodíku a hélia. Termín "polokov" má ve fyzice jinou definici než v chemii: vizmut je podle fyzikálních definic polokov, ale chemici jej obecně považují za kov. Několik termínů je široce používáno, ale bez jakékoli velmi formální definice, jako je „ těžký kov “, který dostal tak širokou škálu definic, že ​​byl kritizován jako „efektivně nesmyslný“.

Rozsah pojmů se mezi autory výrazně liší. Například podle IUPAC se vzácné plyny rozšiřují tak, že zahrnují celou skupinu, včetně velmi radioaktivního supertěžkého prvku oganesson. Mezi těmi, kdo se specializují na supertěžké prvky, se to však často nedělá: v tomto případě se „ušlechtilým plynem“ obvykle rozumí nereaktivní chování lehčích prvků skupiny. Vzhledem k tomu, že výpočty obecně předpovídají, že oganesson by neměl být zvláště inertní kvůli relativistickým efektům, a nemusí to být ani plyn při pokojové teplotě, pokud by mohl být produkován ve velkém, jeho status jako vzácného plynu je v této souvislosti často zpochybňován. Kromě toho se někdy setkáváme s národními odchylkami: v Japonsku kovy alkalických zemin často nezahrnují berylium a hořčík, protože jejich chování se liší od těžších kovů 2. skupiny.

Dějiny

Mendělejevova periodická tabulka z roku 1869

V roce 1817 německý fyzik Johann Wolfgang Döbereiner začal formulovat jeden z prvních pokusů o klasifikaci prvků. V roce 1829 zjistil, že dokáže některé prvky zformovat do skupin po třech, přičemž členové každé skupiny mají příbuzné vlastnosti. Tyto skupiny nazval triády . Chlor, brom a jód tvořily triádu; stejně jako vápník, stroncium a baryum; lithium, sodík a draslík; a síru, selen a tellur. Dnes všechny tyto triády tvoří součást novodobých skupin. Různí chemici pokračovali v jeho práci a byli schopni identifikovat stále více vztahů mezi malými skupinami prvků. Nedokázali však vytvořit jeden plán, který by je všechny zahrnoval.

Německý chemik Lothar Meyer zaznamenal sekvence podobných chemických a fyzikálních vlastností, které se opakovaly v pravidelných intervalech. Pokud by podle něj byly atomové hmotnosti vyneseny jako ordináty (tj. svisle) a atomové objemy jako úsečky (tj. vodorovně) — křivka získala řadu maxim a minim — nejvíce elektropozitivní prvky by se objevily na vrcholech křivky v pořadí jejich atomových hmotností. V roce 1864 vyšla jeho kniha; obsahovala ranou verzi periodické tabulky obsahující 28 prvků a klasifikovala prvky do šesti rodin podle jejich valence — poprvé byly prvky seskupeny podle jejich valence. Práce na organizování prvků podle atomové hmotnosti byly do té doby mařeny nepřesnými měřeními atomových hmotností. V roce 1868 revidoval svou tabulku, ale tato revize byla vydána jako koncept až po jeho smrti.

Mendělejevova periodická tabulka z roku 1871

Definitivní průlom přinesl ruský chemik Dmitrij Mendělejev . Ačkoli jiní chemici (včetně Meyera) našli nějaké další verze periodického systému přibližně ve stejnou dobu, Mendělejev se nejvíce věnoval vývoji a obraně svého systému a byl to právě jeho systém, který nejvíce ovlivnil vědeckou komunitu. 17. února 1869 (1. března 1869 v gregoriánském kalendáři) začal Mendělejev prvky uspořádávat a porovnávat podle jejich atomových hmotností. Začal s několika prvky a v průběhu dne se jeho systém rozrůstal, až obsáhl většinu známých prvků. Po nalezení konzistentního uspořádání se jeho tištěná tabulka objevila v květnu 1869 v časopise Ruské chemické společnosti. V některých případech se zdálo, že v systému nějaký prvek chybí, a on směle předpověděl, že to znamená, že prvek musí být teprve objeven. V roce 1871 publikoval Mendělejev dlouhý článek, včetně aktualizované podoby své tabulky, který učinil jeho předpovědi pro neznámé prvky explicitními. Mendělejev podrobně předpověděl vlastnosti tří těchto neznámých prvků: protože by jim chyběly těžší homology boru, hliníku a křemíku, pojmenoval je eka-bor, eka-hliník a eka-křemík ("eka" je sanskrt "jeden").

Dmitrij Mendělejev

V roce 1875 francouzský chemik Paul-Émile Lecoq de Boisbaudran , pracující bez znalosti Mendělejevovy předpovědi, objevil nový prvek ve vzorku nerostu sfaleritu a pojmenoval jej gallium. Izoloval prvek a začal určovat jeho vlastnosti. Mendělejev, který četl de Boisbaudranovu publikaci, poslal dopis, v němž tvrdil, že gallium bylo jeho předpokládaným eka-hliníkem. Ačkoli byl Lecoq de Boisbaudran zpočátku skeptický a měl podezření, že se Mendělejev snaží připsat zásluhy za svůj objev, později uznal, že Mendělejev měl pravdu. V roce 1879 objevil švédský chemik Lars Fredrik Nilson nový prvek, který nazval scandium: ukázalo se, že jde o eka-bor. Eka-křemík byl nalezen v roce 1886 německým chemikem Clemensem Winklerem , který jej pojmenoval germanium. Vlastnosti gallia, skandia a germania odpovídaly tomu, co předpověděl Mendělejev. V roce 1889 Mendělejev na Faradayově přednášce pro Královskou instituci v Londýně poznamenal, že neočekával, že bude žít dostatečně dlouho, „aby se o jejich objevu zmínil Chemické společnosti Velké Británie jako potvrzení přesnosti a obecnosti periodického zákona“. Dokonce i objev vzácných plynů na konci 19. století, který Mendělejev nepředpověděl, přesně zapadl do jeho schématu jako osmá hlavní skupina. Mendělejev však měl určité potíže se začleněním známých lanthanoidů do svého schématu, protože nevykazovaly periodickou změnu mocenství jako ostatní prvky. Po dlouhém zkoumání navrhl český chemik Bohuslav Brauner v roce 1902, že by lanthanoidy mohly být všechny umístěny společně do jedné skupiny v periodické tabulce. Nazval to „hypotézou asteroidů“ jako astronomickou analogii: stejně jako je mezi Marsem a Jupiterem pás asteroidů místo jediné planety, tak místo pod ytriem bylo místo pouze jednoho prvku obsazeno všemi lanthanoidy.

Henry Moseley

Poté, co byla prozkoumána vnitřní struktura atomu, amatérský nizozemský fyzik Antonius van den Broek v roce 1913 navrhl, aby jaderný náboj určoval umístění prvků v periodické tabulce. Novozélandský fyzik Ernest Rutherford vymyslel pro tento jaderný náboj slovo „atomové číslo“. V publikovaném článku van der Broeka ilustroval první elektronickou periodickou tabulku ukazující prvky uspořádané podle počtu jejich elektronů. Rutherford ve svém článku z roku 1914 potvrdil, že Bohr přijal názor van der Broeka.

Periodická tabulka van den Broeka

Ve stejném roce anglický fyzik Henry Moseley pomocí rentgenové spektroskopie experimentálně potvrdil van den Broekův návrh. Moseley určil hodnotu jaderného náboje každého prvku od hliníku po zlato a ukázal, že Mendělejevovo uspořádání ve skutečnosti řadí prvky do sekvenčního pořadí podle jaderného náboje. Jaderný náboj je identický s počtem protonů a určuje hodnotu atomového čísla ( Z ) každého prvku. Použití atomového čísla poskytuje definitivní celočíselnou sekvenci prvků. Moseleyho výzkum okamžitě vyřešil nesrovnalosti mezi atomovou hmotností a chemickými vlastnostmi; šlo o případy, jako je telur a jód, kde se atomové číslo zvyšuje, ale atomová hmotnost klesá. Ačkoli Moseley byl brzy zabit v první světové válce, švédský fyzik Manne Siegbahn pokračoval ve své práci až k uranu a zjistil, že jde o prvek s nejvyšším atomovým číslem, které bylo tehdy známo (92). Na základě výzkumů Moseleyho a Siegbahna bylo také známo, která atomová čísla odpovídají chybějícím prvkům, které se dosud nenašly.

Dánský fyzik Niels Bohr aplikoval Max Planckovu myšlenku kvantizace na atom. Došel k závěru, že energetické hladiny elektronů byly kvantovány: povolena byla pouze diskrétní sada stabilních energetických stavů. Bohr se pak pokusil pochopit periodicitu prostřednictvím elektronových konfigurací a v roce 1913 se domníval, že za chemické vlastnosti prvku by měly být zodpovědné vnitřní elektrony. V roce 1913 vytvořil první elektronickou periodickou tabulku založenou na kvantovém atomu.

Bohr v roce 1913 nazval své elektronové obaly „prsteny“: atomové orbitaly v obalech v době jeho planetárního modelu neexistovaly. Bohr v části 3 svého slavného článku z roku 1913 vysvětluje, že maximum elektronů ve slupce je osm a píše: „Dále vidíme, že prstenec n elektronů se nemůže otáčet v jediném prstenci kolem jádra s nábojem ne, pokud n < 8 ." U menších atomů by byly elektronové obaly vyplněny následovně: "kruhy elektronů se spojí, pouze pokud obsahují stejný počet elektronů; a že podle toho bude počet elektronů na vnitřních kruzích pouze 2, 4, 8." U větších atomů by však nejvnitřnější obal obsahoval osm elektronů: "na druhou stranu periodický systém prvků silně naznačuje, že již v neonu N = 10 se objeví vnitřní kruh osmi elektronů." Jeho navrhované elektronové konfigurace pro lehké atomy (zobrazené vpravo) se ne vždy shodují s těmi, které jsou nyní známé.

Bohrovy elektronové konfigurace pro lehké prvky
Živel Elektrony na obal
4 2,2
6 2,4
7 4,3
8 4,2,2
9 4,4,1
10 8,2
11 8,2,1
16 8,4,2,2
18 8,8,2

První, kdo systematicky rozšiřoval a opravoval chemické potenciály Bohrovy atomové teorie, byl Walther Kossel v roce 1914 a v roce 1916. Kossel vysvětlil, že v periodické tabulce vzniknou nové prvky, když se do vnějšího obalu přidají elektrony. V Kosselově článku píše: „To vede k závěru, že elektrony, které se dále přidávají, by měly být umístěny do soustředných prstenců nebo slupek, na každém z nich ... pouze určitý počet elektronů – konkrétně osm v našem pouzdro — by mělo být uspořádáno. Jakmile je dokončen jeden prstenec nebo slupka, musí se začít nový pro další prvek; počet elektronů, které jsou nejsnáze dostupné a leží na nejvzdálenějším okraji, se od prvku opět zvyšuje na prvek, a proto se při vytváření každého nového obalu chemická periodicita opakuje."

V článku z roku 1919 Irving Langmuir předpokládal existenci „buněk“, které nyní nazýváme orbitaly, z nichž každá může obsahovat pouze dva elektrony, a ty byly uspořádány do „ekvidistantních vrstev“, které nyní nazýváme slupky. Udělal výjimku pro první obal, který obsahuje pouze dva elektrony. Chemik Charles Rugeley Bury navrhl v roce 1921, že osm a osmnáct elektronů v obalu tvoří stabilní konfigurace. Bury navrhl, že elektronové konfigurace v přechodných prvcích závisely na valenčních elektronech v jejich vnějším obalu. Zavedl slovo přechod k popisu prvků nyní známých jako přechodné kovy nebo přechodové prvky. Kvantová teorie objasnila, že přechodné kovy a lanthanoidy tvoří své vlastní samostatné skupiny, přechodné mezi hlavními skupinami, ačkoli někteří chemici již dříve navrhovali tabulky, které je takto znázorňovaly: anglický chemik Henry Bassett tak učinil v roce 1892, dánský chemik Julius Thomsen v roce 1895 a švýcarský chemik Alfred Werner v roce 1905. Bohr použil Thomsenovu formu ve své Nobelově přednášce z roku 1922; Wernerova forma je velmi podobná moderní 32sloupcové formě.

Na popud Bohra se Wolfgang Pauli ujal problému elektronových konfigurací v roce 1923. Pauli rozšířil Bohrovo schéma na použití čtyř kvantových čísel a formuloval svůj princip vyloučení , který uvedl, že žádné dva elektrony nemohou mít stejná čtyři kvantová čísla. To vysvětlovalo délky period v periodické tabulce (2, 8, 18 a 32), které odpovídaly počtu elektronů, které může každý obal obsadit. V roce 1925 Friedrich Hund dospěl ke konfiguracím blízkým těm moderním. Aufbauův princip , který popisuje elektronové konfigurace prvků, byl poprvé empiricky pozorován Erwinem Madelungem v roce 1926 a publikován v roce 1936.

Glenn T. Seaborg

Do té doby se zásoba chybějících prvků od vodíku po uran zmenšila na čtyři: prvky 43, 61, 85 a 87 zůstaly chybějící. Prvek 43 se nakonec stal prvním prvkem, který byl uměle syntetizován prostřednictvím jaderných reakcí, místo aby byl objeven v přírodě. Objevili ho v roce 1937 italští chemici Emilio Segrè a Carlo Perrier , kteří svůj objev pojmenovali technecium , podle řeckého slova pro „umělé“. Prvky 61 ( promethium ) a 85 ( astat ) byly rovněž vyrobeny uměle; prvek 87 ( francium ) se stal posledním prvkem, který v přírodě objevila francouzská chemička Marguerite Perey . Prvky za uranem byly rovněž objeveny uměle, počínaje objevem neptunia v roce 1940 Edwinem McMillanem a Philipem Abelsonem (prostřednictvím bombardování uranu neutrony). Glenn T. Seaborg a jeho tým v Lawrence Berkeley National Laboratory (LBNL) pokračovali v objevování transuranových prvků, počínaje plutoniem , a zjistili, že na rozdíl od předchozího myšlení byly prvky od aktinia a dále kongenery f-bloků lanthanoidů spíše než d- blokové přechodové kovy. Bassett (1892), Werner (1905) a francouzský inženýr Charles Janet (1928) to již dříve navrhovali, ale jejich myšlenky se tehdy nedočkaly všeobecného uznání. Seaborg je tedy nazval aktinidy. Prvky do 101 byly syntetizovány buď ozařováním neutrony nebo alfa-částicemi, nebo při jaderných explozích v případech 99 (einsteinium) a 100 (fermium).

Významná kontroverze vyvstala s prvky 102 až 106 v 60. a 70. letech 20. století, když vznikla konkurence mezi týmem LBNL (nyní vedeným Albertem Ghiorso ) a týmem sovětských vědců ve Spojeném ústavu pro jaderný výzkum (JINR) vedeným Georgy Flyorovem . Každý tým prohlásil objev a v některých případech každý navrhl pro prvek své vlastní jméno, čímž vznikl spor o pojmenování prvku , který trval desetiletí. Tyto prvky byly vyrobeny bombardováním aktinidů lehkými ionty. IUPAC zprvu přijal odmítavý přístup a raději počkal, zda se dočkáme konsensu. Bohužel také vrcholila studená válka a po nějaké době bylo jasné, že k tomu nedojde. Jako takový, IUPAC a International Union of Pure and Applied Physics (IUPAP) vytvořily v roce 1985 pracovní skupinu pro transfermium (TWG, fermium je prvek 100), aby stanovila kritéria pro objev. Po nějaké další kontroverzi tyto prvky obdržely svá konečná jména v roce 1997, včetně seaborgia (106) na počest Seaborga.

Kritéria TWG byla použita k posouzení pozdějších nároků na objevy prvků od výzkumných ústavů v Německu ( GSI ), Rusku (JINR) a Japonsku ( Riken ). V současné době posuzování nároků na zjištění provádí smíšená pracovní skupina IUPAC/IUPAP . Po přidělení priority byly prvky oficiálně přidány do periodické tabulky a objevitelé byli vyzváni, aby navrhli svá jména. Do roku 2016 k tomu došlo u všech prvků do 118, čímž bylo dokončeno prvních sedm řádků periodické tabulky. Objevy prvků nad 106 byly umožněny technikami navrženými Yuri Oganessianem v JINR: studená fúze (bombardování olova a vizmutu těžkými ionty) umožnila v letech 1981–2004 objevy prvků 107 až 112 v GSI a 113 v Rikenu, a vedl tým JINR (ve spolupráci s americkými vědci) k objevu prvků 114 až 118 pomocí horké fúze (bombardování aktinidů vápenatými ionty) v letech 1998–2010. Na jeho počest je pojmenován nejtěžší známý prvek, oganesson (118). Element 114 je pojmenován flerovium na počest svého předchůdce a mentora Flyorova.

Na oslavu 150. výročí periodické tabulky vyhlásila Organizace spojených národů rok 2019 Mezinárodním rokem periodické tabulky a oslavila „jeden z nejvýznamnějších úspěchů ve vědě“. Dnes patří periodická tabulka mezi nejznámější ikony chemie. IUPAC se dnes zabývá mnoha procesy souvisejícími s periodickou soustavou prvků: rozpoznáváním a pojmenováváním nových prvků, doporučováním skupinových čísel a společných názvů, určováním prvků patřících do skupiny 3 a aktualizací atomových vah.

Aktuální otázky

Ačkoli moderní periodická tabulka je dnes standardní, určité variace lze nalézt v období 1 a skupině 3. Pokračuje diskuse o umístění příslušných prvků. Kontroverze souvisí s protichůdným chápáním toho, zda by chemické nebo elektronické vlastnosti měly primárně rozhodovat o umístění periodické tabulky, a protichůdnými názory na to, jak by měly být důkazy použity. Podobný potenciální problém vyvolaly teoretické výzkumy supertěžkých prvků, jejichž chemické složení nemusí odpovídat jejich současné pozici v periodické tabulce.

Období 1

Obvykle je vodík umístěn ve skupině 1 a helium ve skupině 18: toto je umístění nalezené v periodické tabulce IUPAC. V obou těchto věcech lze nalézt určité variace.

Stejně jako kovy skupiny 1 má vodík jeden elektron ve svém nejvzdálenějším obalu a typicky ztrácí svůj jediný elektron v chemických reakcích. Má některé chemické vlastnosti podobné kovům, protože je schopen vytěsnit některé kovy z jejich solí . Ale vodík tvoří za standardních podmínek dvouatomový nekovový plyn, na rozdíl od alkalických kovů, které jsou reaktivními pevnými kovy. Toto a vodíková tvorba hydridů , ve kterých získává elektron, ji přibližuje vlastnostem halogenů , které dělají totéž. Navíc dva nejlehčí halogeny ( fluor a chlor ) jsou za standardních podmínek plynné jako vodík. Vodík má tedy vlastnosti odpovídající jak vlastnostem alkalických kovů, tak halogenům, ale dokonale neodpovídá ani jedné skupině, a proto je jeho chemické složení obtížné. Proto, zatímco elektronické umístění vodíku ve skupině 1 převažuje, některá vzácnější uspořádání ukazují buď vodík ve skupině 17, duplikují vodík v obou skupinách 1 a 17, nebo jej plavou odděleně od všech skupin.

Helium je za standardních podmínek nereaktivní vzácný plyn a má celý vnější obal: tyto vlastnosti jsou jako vzácné plyny ve skupině 18, ale vůbec ne jako reaktivní kovy alkalických zemin skupiny 2. Proto je helium téměř univerzálně umístěno v skupina 18, která svými vlastnostmi nejlépe odpovídá. Nicméně, helium má pouze dva vnější elektrony ve svém vnějším obalu, zatímco jiné vzácné plyny mají osm; a je to prvek s blokem s, zatímco všechny ostatní vzácné plyny jsou prvky bloku p. Také pevné helium krystalizuje v hexagonální těsně sbalené struktuře, která odpovídá beryliu a hořčíku ve skupině 2, ale ne ostatním vzácným plynům ve skupině 18. Tímto způsobem se helium lépe shoduje s kovy alkalických zemin. Zřídka se proto lze setkat se stoly s vodíkem i heliem plovoucím mimo všechny skupiny. Několik chemiků prosazovalo, aby elektronické umístění ve skupině 2 bylo přijato pro helium. Argumenty pro to často spočívají na trendu anomálie první řady, protože helium jako první prvek s 2 před kovy alkalických zemin vystupuje jako anomální způsobem, jakým helium jako první vzácný plyn ne.

Skupina 3

Sc, Y, Lu, Lr
Vodík Hélium
Lithium Berylium Bor Uhlík Dusík Kyslík Fluor Neon
Sodík Hořčík Hliník Křemík Fosfor Síra Chlór Argon
Draslík Vápník Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Žehlička Kobalt Nikl Měď Zinek Gallium Germanium Arsen Selen Bróm Krypton
Rubidium Stroncium Yttrium Zirkonium niob Molybden Technecium ruthenium Rhodium palladium stříbrný Kadmium Indium Cín Antimon Tellur Jód Xenon
Cesium Baryum Lanthanum Cerium Praseodym Neodym Promethium Samarium europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium lutecium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platina Zlato Merkur (prvek) Thallium Vést Vizmut Polonium Astatin Radon
Francium Rádium aktinium Thorium Protaktinium Uran Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Kalifornie Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moskva Livermorium Tennessine Oganessona
Sc, Y, La, Ac
Vodík Hélium
Lithium Berylium Bor Uhlík Dusík Kyslík Fluor Neon
Sodík Hořčík Hliník Křemík Fosfor Síra Chlór Argon
Draslík Vápník Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Žehlička Kobalt Nikl Měď Zinek Gallium Germanium Arsen Selen Bróm Krypton
Rubidium Stroncium Yttrium Zirkonium niob Molybden Technecium ruthenium Rhodium palladium stříbrný Kadmium Indium Cín Antimon Tellur Jód Xenon
Cesium Baryum Lanthanum Cerium Praseodym Neodym Promethium Samarium europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium lutecium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platina Zlato Merkur (prvek) Thallium Vést Vizmut Polonium Astatin Radon
Francium Rádium aktinium Thorium Protaktinium Uran Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Kalifornie Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moskva Livermorium Tennessine Oganessona

Publikované periodické tabulky ukazují variace týkající se těžších členů skupiny 3, která začíná skandiem a yttriem. Nejčastěji se jedná o lanthan a aktinium, ale existuje mnoho fyzikálních a chemických argumentů, že by to místo toho mělo být lutecium a lawrencium. Někdy lze také nalézt kompromis, kdy jsou prostory pod ytriem ponechány prázdné. To ponechává nejednoznačné, pokud skupina obsahuje pouze skandium a yttrium, nebo pokud se také rozšiřuje na všech třicet lanthanoidů a aktinidů.

Sc, Y
Vodík Hélium
Lithium Berylium Bor Uhlík Dusík Kyslík Fluor Neon
Sodík Hořčík Hliník Křemík Fosfor Síra Chlór Argon
Draslík Vápník Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Žehlička Kobalt Nikl Měď Zinek Gallium Germanium Arsen Selen Bróm Krypton
Rubidium Stroncium Yttrium Zirkonium niob Molybden Technecium ruthenium Rhodium palladium stříbrný Kadmium Indium Cín Antimon Tellur Jód Xenon
Cesium Baryum Lanthanum Cerium Praseodym Neodym Promethium Samarium europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium lutecium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platina Zlato Merkur (prvek) Thallium Vést Vizmut Polonium Astatin Radon
Francium Rádium aktinium Thorium Protaktinium Uran Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Kalifornie Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moskva Livermorium Tennessine Oganessona
Sc, Y, *, **
Vodík Hélium
Lithium Berylium Bor Uhlík Dusík Kyslík Fluor Neon
Sodík Hořčík Hliník Křemík Fosfor Síra Chlór Argon
Draslík Vápník Scandium Titan Vanadium Chrom Mangan Žehlička Kobalt Nikl Měď Zinek Gallium Germanium Arsen Selen Bróm Krypton
Rubidium Stroncium Yttrium Zirkonium niob Molybden Technecium ruthenium Rhodium palladium stříbrný Kadmium Indium Cín Antimon Tellur Jód Xenon
Cesium Baryum Lanthanum Cerium Praseodym Neodym Promethium Samarium europium Gadolinium Terbium Dysprosium Holmium Erbium Thulium Ytterbium lutecium Hafnium Tantal Wolfram Rhenium Osmium Iridium Platina Zlato Merkur (prvek) Thallium Vést Vizmut Polonium Astatin Radon
Francium Rádium aktinium Thorium Protaktinium Uran Neptunium Plutonium Americium Curium Berkelium Kalifornie Einsteinium Fermium Mendelevium Nobelium Lawrencium Rutherfordium Dubnium Seaborgium Bohrium Hassium Meitnerium Darmstadtium Roentgenium Copernicium Nihonium Flerovium Moskva Livermorium Tennessine Oganessona

Lanthan byl původně umístěn jako první z 5d prvků, protože jeho konfigurace ([Xe]5d 1 6s 2 ) přidala d-elektron k předchozímu prvku, baryu ([Xe]6s 2 ). Tím se stal třetím členem skupiny 3, s cerem a lutecium následovaným jako f-blok, který pak rozdělil d-blok na dvě části. Mezitím se na základě konfigurací známých v té době mělo za to, že lutecium ([Xe]4f 14 5d 1 6s 2 ) přidalo konečný elektron 4f ke konfiguraci ytterbia (tehdy se myslelo, že je to [Xe]4f 13 5d 1 6s 2 ) . Tak byl d-blok rozdělen na dva: poté, co lanthan naplnil první d-elektron, následoval cer až lutecium jako f-blok, než se d-blok obnovil s hafniem přes rtuť.

Ale v roce 1937 bylo zjištěno, že konfigurace ytterbia byla určena chybně a ve skutečnosti byla [Xe]4f 14 6s 2 . To znamenalo, že podslupka 4f dokončila plnění v ytterbiu spíše než v luteciu, jak se dříve myslelo. V roce 1948 sovětští fyzici Lev Landau a Evgeny Lifshitz ve svém Kurzu teoretické fyziky poukázali na to, že nové konfigurace naznačovaly, že prvním 5d prvkem bylo lutecium a ne lanthan. Tím se zabrání štěpení d-bloku tím, že f-blok (nyní lanthan přes ytterbium) předchází d-blok (lutetium přes rtuť) v souladu s Aufbauovým principem. Takové umístění předtím přijali Werner v roce 1905 (ačkoli lutecium ještě nebylo objeveno) a Janet v roce 1928. Časný výskyt d-elektronu v lanthanu by pak mohl být jednoduše považován za další případ anomální konfigurace; podporuje tento argument, že většina lanthanoidů a aktinidů má konfiguraci f x s 2 spíše než f x −1 d 1 s 2 v základním stavu, jak by se dalo očekávat, kdyby f-blok začínal na lanthanu a jeho konfiguraci. byly pouze výjimkou z obecného pravidla. Několik fyziků a chemiků v následujících desetiletích podpořilo toto přeřazení založené na jiných fyzikálních a chemických vlastnostech zahrnutých prvků, ačkoli tento důkaz byl podle pořadí kritizován jako selektivně vybraný. Většina autorů změnu neprovedla.

V roce 1988 byla zveřejněna zpráva IUPAC, která se této záležitosti dotkla. Zatímco napsal, že elektronové konfigurace byly ve prospěch nového přiřazení skupiny 3 s lutecium a lawrencium, rozhodl se místo toho pro kompromis, kde byla spodní místa ve skupině 3 místo toho ponechána prázdná, protože tradiční forma s lanthanem a aktiniem zůstala populární. To je podobné Braunerově hypotéze asteroidu z roku 1902; způsobuje, že se f-blok objeví s 15 prvky, přestože kvantová mechanika diktuje, že by měl mít 14, a není jasné, zda skupina 3 obsahuje pouze skandium a yttrium, nebo zda navíc obsahuje všechny lanthanoidy a aktinidy.

Kompromis IUPAC debatu nezastavil. Většina zdrojů zaměřených na tuto otázku podporovala přeřazení, ale někteří autoři místo toho argumentovali ve prospěch tradiční formy s lanthanem jako prvním 5d prvkem, což někdy vyvolalo zuřivou debatu. Menšina učebnic přeřazení akceptovala, ale většina buď ukazovala starší formu, nebo kompromis IUPAC.

V roce 2015 IUPAC zahájil projekt, jehož cílem bylo rozhodnout, zda by lanthan nebo lutecium měly být zařazeny do skupiny 3, kterému předsedá Eric Scerri , chemik a filozof vědy maltského původu. To považovalo otázku za "značnou důležitost" pro chemiky, fyziky a studenty, přičemž poznamenalo, že variace v publikovaných periodických tabulkách v tomto bodě typicky matou studenty a instruktory. V roce 2021 se z něj objevila prozatímní zpráva, která byla ve prospěch lutecia jako prvního 5d prvku. Důvodem bylo zobrazit všechny prvky v pořadí podle rostoucího atomového čísla, vyhnout se rozdělení d-bloku a nechat bloky dodržovat šířky, které od nich vyžaduje kvantová mechanika (2, 6, 10 a 14). Projekt toho roku skončil. V současné době web IUPAC v periodické tabulce stále zobrazuje kompromis z roku 1988, ale zmiňuje problém skupiny 3 a projekt k jeho vyřešení a píše „Stay tune[d]“.

Supertěžké prvky

Přestože byly objeveny všechny prvky až po oganesson (prvek 118), chemie prvků mimo hassium (prvek 108) není dobře pochopena. Z nich bylo experimentálně zkoumáno pouze kopernicium (prvek 112), nihonium (prvek 113) a flerovium (prvek 114); tato vyšetřování dosud nepřinesla přesvědčivé výsledky.

Některé z prvků minulých hassium se mohou chovat odlišně od toho, co by se dalo předpovědět extrapolací, kvůli relativistickým efektům. Extrapolace by například naznačovala, že kopernicium a flerovium se chovají jako kovy, jako jejich příslušné lehčí kongenery rtuť a olovo. Některé předpovědi zvažující relativistické efekty souhlasí, ale jiné takové předpovědi očekávají, že budou pravděpodobně vykazovat vlastnosti podobné vzácným plynům, i když ani jeden není zařazen do skupiny 18 s ostatními vzácnými plyny. Současné experimentální důkazy stále nechávají otázku otevřenou. Bylo předpovězeno, že Oganesson (prvek 118) je za standardních podmínek pevný polovodič, podobný křemíku ve skupině 14, přestože je ve skupině 18; nebyly provedeny žádné experimenty, které by tuto předpověď potvrdily nebo vyvrátily.

Někteří vědci tvrdili, že pokud by tyto supertěžké prvky měly skutečně jiné vlastnosti, než naznačuje jejich pozice v periodické tabulce, měla by být periodická tabulka pozměněna tak, aby byla umístěna s více chemicky podobnými prvky. Na druhé straně, jiní tvrdili, že periodická tabulka by měla odrážet atomovou strukturu spíše než chemické vlastnosti, a oponují takové změně.

Budoucí prodloužení po sedmé třetině

Jedna z možných forem rozšířené periodické tabulky k prvku 172, kterou navrhl finský chemik Pekka Pyykkö . Odchylky od Madelungova řádu (8s < 5g < 6f < 7d < 8p) se začínají objevovat u prvků 139 a 140, i když z větší části stále přibližně platí.

Naposledy jmenované prvky – nihonium (113), moscovium (115), tennessin (117) a oganesson (118) – doplnily sedmý řádek periodické tabulky. Budoucí prvky by musely začínat osmou řadou . Tyto prvky mohou být označovány buď jejich atomovými čísly (např. „prvek 119“), nebo systematickými názvy prvků IUPAC, které se přímo vztahují k atomovým číslům (např. „ununennium“ pro prvek 119, odvozené z latinského unus „one“, řecké ennea „devět“ a tradiční přípona -ium pro kovové prvky). Všechny pokusy o syntézu takových prvků zatím selhaly. Pokus vyrobit prvek 119 probíhá od roku 2018 ve výzkumném institutu Riken v Japonsku. Společný ústav pro jaderný výzkum v Rusku také plánuje provést vlastní pokusy o syntézu prvních několika prvků období 8.

V současné době pokračuje diskuse, zda by toto budoucí osmé období mělo následovat vzor stanovený dřívějšími obdobími, nebo ne, protože výpočty předpovídají, že v tomto bodě by relativistické efekty měly vést k významným odchylkám od Madelungova pravidla. Byly navrženy různé různé modely. Všichni souhlasí s tím, že osmá perioda by měla začínat stejně jako ty předchozí dvěma prvky 8s a že by pak měla následovat nová řada prvků bloku g, které vyplňují 5g orbitaly, ale přesné konfigurace vypočítané pro tyto prvky 5g se mezi zdroji značně liší. . Mimo tuto 5g sérii se výpočty neshodují v tom, co přesně by mělo následovat. Očekává se, že plnění 5g, 6f, 7d a 8p skořápek bude probíhat přibližně v tomto pořadí, ale pravděpodobně budou promíseny mezi sebou a s podslupkami 9s a 9p, takže není jasné, které prvky by měly být součástí. které skupiny už. Scerri vznesl otázku, zda by rozšířená periodická tabulka měla brát v úvahu selhání Madelungova pravidla v této oblasti, nebo zda by takové výjimky měly být ignorovány. Struktura obalu může být v tomto bodě také docela formální: již nyní se očekává, že distribuce elektronů v atomu oganessonu bude spíše rovnoměrná, bez rozeznatelné struktury obalu.

Jaderná stabilita se pravděpodobně ukáže jako rozhodující faktor omezující počet možných prvků. Závisí to na rovnováze mezi elektrickým odpuzováním mezi protony a silnou silou spojující protony a neutrony dohromady. Protony a neutrony jsou uspořádány v obalech , stejně jako elektrony, a tak uzavřený obal může výrazně zvýšit stabilitu: známá supertěžká jádra existují kvůli takovému uzavření obalu. Jsou pravděpodobně blízko předpovídanému ostrovu stability , kde by supertěžké nuklidy měly mít výrazně delší poločasy: předpovědi se pohybují od minut nebo dnů až po miliony nebo miliardy let. Když se však počet protonů zvýší nad přibližně 126, tento stabilizační účinek by měl zmizet, jakmile projde uzavřená skořápka. Není jasné, zda existují nějaké další uzavření skořápky, kvůli očekávanému rozmazání zřetelných jaderných obalů (jak se již očekává u elektronových obalů u oganessonu). Navíc, i když existují pozdější uzávěry pláště, není jasné, zda by umožnily existenci tak těžkých prvků. Alternativně se kvarková hmota může stát stabilní při vysokých hmotnostních číslech, ve kterých je jádro složeno z volně proudících kvarků nahoru a dolů místo toho, aby je vázalo na protony a neutrony; to by vytvořilo kontinent stability místo ostrova. Do hry mohou vstoupit i další efekty: například ve velmi těžkých prvcích elektrony 1s pravděpodobně stráví značné množství času tak blízko jádra, že jsou skutečně uvnitř, což by je učinilo zranitelnými vůči záchytu elektronů .

I když prvky osmé řady mohou existovat, jejich výroba bude pravděpodobně obtížná a měla by být ještě obtížnější, jak atomové číslo stoupá. Ačkoli se očekává, že 8s prvky budou dosažitelné současnými prostředky, očekává se, že prvních několik 5g prvků bude vyžadovat novou technologii, pokud je vůbec bude možné vyrobit. Experimentální charakterizace těchto prvků chemicky by také představovala velkou výzvu.

Alternativní periodické tabulky

Spirální periodická tabulka Otto Theodora Benfeye (1964)

Periodický zákon může být reprezentován více způsoby, z nichž standardní periodická tabulka je pouze jedním. Během 100 let od objevení Mendělejevovy tabulky v roce 1869 shromáždil Edward G. Mazurs odhadem 700 různých publikovaných verzí periodické tabulky. Mnoho forem si zachovává pravoúhlou strukturu, včetně Janetiny periodické tabulky s levým krokem (obrázek níže) a modernizované podoby původního 8sloupcového uspořádání Mendělejeva, které je v Rusku stále běžné. Jiné formáty periodické tabulky byly tvarovány mnohem exotičtěji, jako jsou spirály ( Otta Theodora Benfeyho na obrázku vpravo), kruhy, trojúhelníky a dokonce i sloni.

Alternativní periodické tabulky jsou často vyvinuty, aby zdůraznily nebo zdůraznily chemické nebo fyzikální vlastnosti prvků, které nejsou tak zřejmé v tradičních periodických tabulkách, přičemž různé jsou na obou koncích více vychýleny ke zdůraznění chemie nebo fyziky. Standardní forma, která zůstává zdaleka nejběžnější, je někde uprostřed.

Mnoho různých forem periodické tabulky vyvolalo otázky, zda existuje optimální nebo definitivní forma periodické tabulky, a pokud ano, jaká by mohla být. Na žádnou z těchto otázek v současnosti neexistuje konsensus, ačkoli několik forem bylo navrženo jako optimální.

f 1 f 2 f 3 f 4 f 5 f 6 f 7 f 8 f 9 f 10 f 11 f 12 f 13 f 14 d 1 d 2 d 3 d 4 d 5 d 6 d 7 d 8 d 9 d 10 p 1 p 2 p 3 p 4 p 5 p 6 s 1 s 2
1s H On
2s Li Být
2p 3s B C N Ó F Ne Na Mg
3p 4s Al Si P S Cl Ar K Ca
3d 4p 5s Sc Ti PROTI Cr Mn Fe spol Ni Cu Zn Ga Ge Tak jako Se Br Kr Rb Sr
4d 5p 6s Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag CD v Sn Sb Te  já  Xe Čs Ba
4f 5 d 6p 7s Los Angeles Ce Pr Nd Odpoledne Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po V Rn Fr Ra
5f 6d 7p 8s Ac Th Pa U Np Pu Dopoledne Cm Bk Srov Es Fm Md Ne Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og 119 120
f-blok d-blok p-blok s-blok
Tato forma periodické tabulky je shodná s pořadím, ve kterém jsou elektronové obaly ideálně vyplněny podle Madelungova pravidla , jak je znázorněno v doprovodné sekvenci na levém okraji (čteno shora dolů, zleva doprava). Experimentálně určené elektronové konfigurace prvků v základním stavu se liší od konfigurací předpovězených Madelungovým pravidlem ve dvaceti případech, ale Madelungem předpovězené konfigurace jsou vždy alespoň blízké základnímu stavu. Poslední dva zobrazené prvky, prvky 119 a 120, ještě nebyly syntetizovány.

Poznámky

Reference

Bibliografie

Další čtení

  • Calvo, Miguel (2019). Construyendo la Tabla Periódica . Zaragoza, Španělsko: Prames. p. 407. ISBN 978-84-8321-908-9.
  • Emsley, J. (2011). "Periodická tabulka". Nature's Building Blocks: An A–Z Guide to the Elements (New ed.). Oxford: Oxford University Press. s. 634–651. ISBN 978-0-19-960563-7.
  • Fontani, Marco; Costa, Mariagrazia; Orna, Mary Virginia (2007). The Lost Elements: The Periodical Table's Shadow Side . Oxford: Oxford University Press. p. 508. ISBN 978-0-19-938334-4.
  • Mazurs, EG (1974). Grafické znázornění periodického systému během sta let . Alabama: University of Alabama Press. ISBN 978-0-19-960563-7.
  • Rouvray, DH; King, RB, ed. (2004). Periodická tabulka: do 21. století . Sborník příspěvků z 2. mezinárodní konference o periodické tabulce, část 1, Kananaskis Guest Ranch, Alberta, 14.–20. července 2003. Baldock, Hertfordshire: Research Studies Press. ISBN 978-0-86380-292-8.
  • Rouvray, DH; King, RB, ed. (2006). Matematika periodické tabulky . Sborník příspěvků z 2. mezinárodní konference o periodické tabulce, část 2, Kananaskis Guest Ranch, Alberta, 14.–20. července 2003. New York: Nova Science. ISBN 978-1-59454-259-6.
  • Scerri, E (nd). "Knihy o prvcích a periodické tabulce" (PDF) . Archivováno (PDF) z originálu dne 11. srpna 2020 . Staženo 9. července 2018 .
  • Scerri, E.; Restrepo, G, ed. (2018). Mendělejev k Oganessonovi: Multidisciplinární pohled na periodickou tabulku . Sborník příspěvků z 3. mezinárodní konference o periodické tabulce, Cuzco, Peru 14.–16. srpna 2012. Oxford: Oxford University Press. ISBN 978-0-86380-292-8.
  • van Spronsen, JW (1969). Periodický systém chemických prvků: Historie prvních sta let . Amsterdam: Elsevier. ISBN 978-0-444-40776-4.
  • Verde, M., ed. (1971). Atti del convegno Mendeleeviano: Periodicità e simmetrie nella struttura elementare della materia [ Sborník z konference Mendeleevian: Periodicita a symetrie v elementární struktuře hmoty ]. 1. mezinárodní konference o periodické tabulce, Torino-Roma, 15.–21. září 1969. Turín: Accademia delle Scienze di Torino.

externí odkazy