Definicja pojęcia:

układ okresowy pierwiastków

Układ okresowy pierwiastków, układ periodyczny pierwiastków, tablica Mendelejewa –  tablica grupująca pierwiastki chemiczne. Stanowi ona zestawienie wszystkich pierwiastków chemicznych pod postacią rozbudowanej tabeli, która uporządkowana została według rosnącej liczby atomowej pierwiastków.
  1. Historia układu okresowego pierwiastków
  2. Podstawa teoretyczna układu okresowego pierwiastków
  3. Współczesny układ okresowy pierwiastków
  4. Sposoby przedstawiania układu okresowego pierwiastków

Tabela grupuje pierwiastki zgodnie z cyklicznie powtarzającymi się ich podobieństwami właściwości (prawo okresowości Dmitrija Mendelejewa). Układu okresowy w prostej formie przedstawia zależność chemicznych właściwości pierwiastków, jak również pośrednio ich prostych związków chemicznych od liczby występujących w pierwiastkach elektronów i protonów. Obecnie opublikowana przez Międzynarodową Unię Chemii Czystej i Stosowanej (IUPAC), to oficjalna współczesna wersja układu okresowego. Zdefiniowany został także podział pierwiastków na grupy, okresy i bloki. Najnowsza wersja układu okresowego zawiera oficjalne symbole i nazwy 118 pierwiastków chemicznych.
Pomnik Dmitrija Mendelejew, twórcy układu okresowego pierwiastków, fot. shutterstock

Historia układu okresowego pierwiastków

Pierwotnie stworzony układ okresowy pierwiastków opracowano bez znajomości struktury atomu, stąd nie miał on teoretycznego uzasadnienia. Niemiecka chemik Johann Wolfgang Döbereiner zauważyła, że pierwiastki ułożone według rosnących mas atomowych (w tym czasie nie było znane pojęcie liczby atomowej) wykazują pewną regularność właściwości. W roku 1817 znane wówczas pierwiastki zostały zestawione w grupy składające się z trzech pierwiastków o podobnych właściwościach chemicznych i cyklicznie wzrastających masach atomowych. Niespełna 50 lat później francuski geolog Alexandre-Émile Béguyer de Chancourtois opublikował tzw. „bęben pierwiastków” (śrubę telluryczną). Układowi okresowemu nadano wtedy kształt bębna o spiralnie wznoszącym się łańcuchu nazw pierwiastków (łańcuch tworzył pełny obrót spirali, co osiem pierwiastków). Dzięki takiej budowie, można było zauważyć w jednej linii pierwiastki o podobnych właściwościach chemicznych. Jednak ten pomysł nie zyskał szerszej popularności. W 1864 roku John Newlands sformułował prawo okresowości. Stwierdził on, że jeśli tworząc listę pierwiastków chemicznych zgodnie ze wzrastającą masą atomową, to co osiem pierwiastków ich właściwości będą się powtarzać w cyklu (prawo oktawy). Powszechnie za twórcę układu okresowego uważa się rosyjskiego badacza Dmitrija Mendelejewa. Od jego nazwiska pochodzi określenie „tablica Mendelejewa”. Próbował on ułożyć pierwiastki w tabele, które były porządkowane w oparciu o ich masy atomowe.

Mendelejew w1869 roku opublikował pierwszy układ okresowy, w którym zawarte było powyżej 90 pierwiastków. Jego przełomowym pomysłem okazało się pozostawienie pustych miejsc w układzie tam, gdzie występowały duże różnice między masami atomowymi znanych ówcześnie pierwiastków i jednocześnie zakłócona była regularność ich właściwości chemicznych. Skonstruowany w ten sposób układ okresowy zdobył większe zainteresowanie ze strony innych naukowców ze względu na to, że umożliwiał przewidywanie masy atomowej i właściwości jeszcze nieodkrytych pierwiastków. Mendelejew przewidział istnienie ośmiu nowych pierwiastków,
a niektóre z nich zostały odkryte jeszcze za jego życia. Tymi pierwiastkami był german, gal i skand, które miały taką masę atomową
i właściwości, jak wynikało to z układu okresowego stworzonego przez Mendelejewa. 

Układ okresowy pierwiastków zaproponowany przez Mendelejewa został stworzony wyłącznie na podstawie znajomości właściwości fizykochemicznych materii. Chociaż kilka lat wcześniej Julius Lothar Meyer stworzył bardzo podobny układ pierwiastków jednak nie pozostawił w nim pustych miejsc dla nieodkrytych wówczas pierwiastków. Dlatego jego układ pierwiastków zawierał liczne błędy. Kilka lat później stworzył bardziej rozbudowany układ okresowy, zawierający wszystkie znane mu pierwiastki. Jednak nie ukazał się on przed układem Mendelejewa. Do początków XX wieku większość naukowców wyrażała dwuznaczne opinie i miała stosunek ambiwalentny co do układu okresowego, ze względu na brak racjonalnego uzasadnienia prawa okresowości. Jeden z większych sporów dotyczył masy atomowej telluru, który wbrew prawu okresowości, posiada wyższą masę atomową niż jod, choć pod względem właściwości powinien mieć niższą (jest to wynik naturalnego składu izotopowego obu pierwiastków). Ponadto w tablicy Mendelejewa brak było miejsca na gazy szlachetne (krypton, ksenon i neon), które odkryto w latach 90. XIX wieku i w związku z tym dodano do układu grupę 0. Logiczne uzasadnienie oraz wyjaśnienie pochodzenia właściwości chemicznych pierwiastków dokonano dopiero w XX wieku kiedy w roku 1911, kiedy Ernest Rutherford odkrył jądra atomu, w roku 1913 uczeń Rutherforda (Henry Moseley) opublikował tabelę liczby protonów, neutronów i elektronów w kolejnych pierwiastkach, jak również zaproponowano koncepcję orbit i sfer elektronowych przez Bohra
i sformułowano zakaz Pauliego.
Układ okresowy grupuje pierwiastki chemiczne, źródło: shutterstock

Podstawa teoretyczna układu okresowego pierwiastków

Podstawę teoretyczną układu stanowi prawo okresowości Mendelejewa, które mówi o tym, że w jądrze atomów liczba atomowa określa zarówno liczbę protonów, jak również liczbę elektronów w stanie obojętnym, co ma decydujący wpływ na ich właściwości chemiczne. Elektrony w atomach znajdują się na kolejnych powłokach (mających określoną pojemność, czyli maksymalną liczbę elektronów, jaka może się zmieścić na powłoce). Kolejne powłoki są zajmowane przez elektrony dopiero po całkowitym zapełnieniu niższych powłok
o mniejszej energii (co wynika z zakazu Pauliego). Elektrony na ostatniej powłoce (powłoka walencyjna), są najsłabiej związane
z atomem i mogą odrywać się od niego podczas tworzenia wiązań chemicznych. Powłoka ta może przyjmować dodatkowe elektrony,
a ich energia wiązania ma decydujące znaczenie przy powstawaniu związków chemicznych. Elektrony znajdujące się niżej rzadziej uczestniczą w reakcjach chemicznych. W obrębie jednego okresu powłoka walencyjna jest zajmowana przez kolejne elektrony.
Po zapełnieniu całej powłoki następuje przejście do nowego okresu i powstanie kolejnej powłoki elektronowej.
Konfiguracja elektronów z poziomami energii dla pierwiastka chemicznego. Źródło: shutterstock

Współczesny układ okresowy pierwiastków

Wygląd współczesnego układu okresowego stworzony został za sprawą Nielsa Bohra, który podzielił go na grupy i okresy. W rzędach wpisuje się okresy, natomiast w kolumnach najczęściej grupy. Istnieją zarówno grupy główne (1, 2, 13-18) jak i grupy poboczne (3-12). Okresy w grupach głównych występują co osiem kolejnych atomów (na powłokach elektronowych od drugiej do czwartej mieści się dokładnie 8 elektronów), a w grupach pobocznych kolejne powłoki elektronowe mają coraz więcej miejsca dla elektronów. W grupach głównych wszystkie elektrony z powłoki walencyjnej zajmują orbitale typu „s” i „p”, w grupach pobocznych orbitale „s” i „d”,  natomiast u lantanowców i aktynowców orbitale „s”, „d” i „f”. Stanowi  to podstawę aby podzielić układ okresowy na blok „s” i „p” (grupy główne), „d” (grupy poboczne) oraz „f” (lantanowce i aktynowce). Większość współczesnych projekcji układu okresowego posiada grupy główne rozdzielone za drugą grupą całym blokiem „d”, a blok „f” jest wysunięty pod połączone bloki „s”, „p” i „d”. Taki podział jest dobrym sposobem na przedstawienie zależności właściwości chemicznych od miejsca w układzie. Pierwsze dwie grupy główne (z wyjątkiem wodoru) zawierają pierwiastki o bardzo silnych właściwościach metalicznych, a grupy 15-17 zawierają pierwiastki o mniej lub bardziej wyraźnych właściwościach niemetalicznych. Ostatnia grupa (18) zawiera gazy szlachetne. W obrębie jednej grupy (dotyczy wszystkich grup gdzie występują metale) w kierunku coraz wyższej liczby atomowej następuje wzrost właściwości metalicznych, natomiast w obrębie grup 13-17 następuje spadek właściwości niemetalicznych pierwiastków.

Sposoby przedstawiania układu okresowego pierwiastków

Najczęstszą formą przedstawiania układu okresowego pierwiastków jest forma wydłużona bądź krótka. Jednak już na początku XX wieku istniało wiele interpretacji układu okresowego. Wynikało to przede wszystkim z edukacyjnej funkcji prezentacji układu okresowego. Oprócz obecnie przyjętej tablicy Mendelejewa wyróżnić można także tablicę Wernera, układ Bohra, tabelę rozciągniętą (z wydzielonym blokiem f), tabelę spiralną, tabelę dla fizyków, tabelę w formie trójkąta, tzw. galaktykę chemiczną, tabelę klasyfikującą pierwiastki chemiczne w oparciu o poziomy energetyczne atomów, jak również tabelę dla homeopatów (standardową i spiralną).
Bloki układu okresowego z wydzielonym blokiem , Roshan220195 / CC BY-SA
    


Bibliografia

  1. Popularna encyklopedia powszechna. ; “Dąbrowski M., Stachowski A.H. (red.). 2001. ”; Fogra Oficyna Wydawnicza, Kraków.;
  2. “IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry). 2020.”; data dostępu: 2020-02-29
  3. Kauffman G.B. 1976. ; “Review: Persistent Pursuit of the Periodic System.”; Isis: 109–111.;
  4. Mazurs E.G. 1974. ; “Graphical Representations of the Periodic System During One Hundred Year. ”; University of Alabama Press, Alabama. ;
  5. Nebergall W.H., Schmidt F.C., Holtzclaw Jr. H.F. 1972. ; “General Chemistry, fourth edition. D.C. ”; Heath and Company, Massachusetts.;
  6. Scerri E.R. 2006. ; “The Periodic Table: Its Story and Its Significance. ”; Oxford University Press, New York;
  7. Scholten J., Savage R., 2005. ; “Secret Lanthanides. ”; Stichting Alonnissos, Utrecht.;
Legenda. Pokaż objaśnienia oznaczeń i skrótów
Szukaj
Oceń stronę
Ocena: 5.0
Wybór wg alfabetu:
a b c ć d e f g h i j k l ł m n o q p r s ś t u v w x y z ż ź