Periodická sústava prvkov

Periodický zákon formuloval ruský chemik D. I. Mendelejev. Jeho pôvodná formulácia hovorila, že vlastnosti prvkov a ich zlúčenín sú periodickou funkciou ich relatívnych atómových hmotností.

Neskôr, s objasnením štruktúry atómu, bol periodický zákon spresnený: Vlastnosti chemických prvkov a ich zlúčenín sú periodickou funkciou ich protónových čísel (atómových čísel). To znamená, že ak usporiadame prvky podľa rastúceho protónového čísla, ich chemické a fyzikálne vlastnosti sa budú v určitých intervaloch periodicky opakovať.

Mendelejev pri zostavovaní svojej tabuľky usporiadal prvky podľa stúpajúcej relatívnej atómovej hmotnosti a zistil, že sa po určitých periódach opakujú prvky s podobnými vlastnosťami. Dokonca ponechal v tabuľke voľné miesta pre predpokladané, zatiaľ neobjavené prvky.

Periodická tabuľka prvkov (PTP) je grafickým znázornením periodického zákona. Usporiadanie prvkov podľa stúpajúceho protónového čísla do radov a stĺpcov nazývame periodická sústava prvkov.

V súčasnosti existuje mnoho rôznych foriem periodickej tabuľky prvkov, pričom najpoužívanejšou je polodlhá forma. Existuje aj krátka a dlhá forma. Dlhá forma zaraďuje lantanoidy a aktinoidy priamo do tabuľky.

Periódy (riadky) link

Tabuľka je usporiadaná do 7 vodorovných radov, ktoré sa nazývajú periódy:

• Číslo periódy udáva počet elektrónových vrstiev obsadených elektrónmi v atóme daného prvku.
• Periódy sú segmenty v prirodzenom rade chemických prvkov vymedzené vodíkom, resp. alkalickým kovom.
• Zastúpenie chemických prvkov v jednotlivých periódach je dané počtami 2, 8, 18 alebo 32 v závislosti od elektrónmi zapĺňaných orbitálov.
• Prvá perióda obsahuje 2 prvky (H, He) a nazýva sa základná.
• Druhá a tretia perióda obsahujú po 8 prvkov a nazývajú sa krátke.
• Štvrtá a piata perióda obsahujú po 18 prvkov a nazývajú sa dlhé (dvojnásobné).
• Šiesta perióda obsahuje 32 prvkov a nazýva sa veľká (štvornásobná). Z tejto periódy sú vyňaté lantanoidy (14 prvkov).
• Siedma perióda je neúplná (rádioaktívna) a v súčasnosti obsahuje prvky s protónovými číslami 87 až 118. Z tejto periódy sú vyňaté aktinoidy (14 prvkov).

Skupiny (stĺpce) link

Tabuľka je tiež usporiadaná do 18 zvislých stĺpcov, ktoré sa nazývajú skupiny (grupy):

• V stĺpcoch (skupinách) sú prvky s podobnými chemickými vlastnosťami.
• Staršie označenie skupín používalo čísla I až VIII s doplnením písmen A a B. V súčasnosti sa skupiny označujú číslami 1 až 18.
• Niektoré skupiny majú špeciálne názvy:
  • Alkalické kovy (1. skupina, okrem vodíka).
  • Kovy alkalických zemín (2. skupina).
  • Halogény (17. skupina, VII.A).
  • Vzácne plyny (18. skupina, VIII.A alebo 0. skupina).
  • Chalkogény (16. skupina, VI.A).
• Skupiny sa delia na hlavné (A) a vedľajšie (B). Prvky hlavných skupín sa označujú aj ako neprechodné a prvky vedľajších skupín ako prechodné. Lantanoidy a aktinoidy sa označujú ako vnútorne prechodné prvky.

Kritériá pre zaradenie prvkov do jednotlivých skupín link

Prvky v rovnakej skupine majú podobné chemické vlastnosti. Táto podobnosť vyplýva zo štruktúry elektrónových obalov ich atómov, predovšetkým z elektrónovej konfigurácie valenčnej vrstvy.

Prvky v jednej skupine majú atómy s izoelektrónovými konfiguráciami vonkajších vrstiev.

Počet valenčných elektrónov atómu je pre prvky hlavných skupín totožný s číslom skupiny (ak sa používa značenie 1-8 alebo I.A - VIII.A). Napríklad prvky 1. skupiny (I.A) majú 1 valenčný elektrón, prvky 2. skupiny (II.A) majú 2 valenčné elektróny atď.. Pre prvky 13. až 18. skupiny (p-prvky) sa celkový počet valenčných elektrónov zhoduje s číslom hlavnej skupiny.

Umiestnenie prvkov v periodickej tabuľke súvisí s typom orbitálov, ktoré obsadzujú ich valenčné elektróny:

• s-prvky: valenčné elektróny sa nachádzajú len v orbitáloch s (1. a 2. skupina a hélium).
• p-prvky: valenčné elektróny sa nachádzajú v orbitáloch s a p (13. až 18. skupina, okrem hélia).
• d-prvky: valenčné elektróny sa nachádzajú v orbitáloch s a d (3. až 12. skupina, prechodné prvky).
• f-prvky: valenčné elektróny sa nachádzajú v orbitáloch s, d a f (lantanoidy a aktinoidy).

Rozlíšenie na hlavné (A) a vedľajšie (B) skupiny súvisí s tým, či atómy prvkov prevyšujú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu s nižším Z o menší alebo väčší počet elektrónov, ako im chýba do konfigurácie vzácneho plynu s najbližším vyšším Z. Prvky hlavných skupín majú počet elektrónov prevyšujúci konfiguráciu nižšieho vzácneho plynu najviac o dva, alebo im chýba do konfigurácie vyššieho vzácneho plynu najviac šesť elektrónov.

Usporiadanie prvkov v periodickej tabuľke tak odráža periodicitu ich elektrónovej štruktúry a následne aj ich chemických vlastností.

Na základe konfigurácie valenčnej sféry atómu možno určiť, v ktorej perióde a skupine periodickej tabuľky prvkov (PTP) sa daný prvok nachádza.

Určenie periódy link

• Číslo periódy v PTP zodpovedá číslu najvyššej obsadenej elektrónovej vrstvy, ktoré je reprezentované hlavným kvantovým číslom (n) valenčnej sféry.
• Ak je napríklad valenčná konfigurácia 3s² 3p⁴, najvyššie obsadená elektrónová vrstva má hlavné kvantové číslo n = 3, čo znamená, že prvok sa nachádza v 3. perióde.
• Vo všeobecnosti, ak je valenčná elektrónová konfigurácia napísaná ako nx... kde n je najväčšie číslo, potom prvok leží v n-tej perióde.

Určenie skupiny link

Určenie skupiny závisí od toho, či ide o prvok hlavnej skupiny (s-prvky a p-prvky) alebo prechodný prvok (d-prvky) alebo vnútorne prechodný prvok (f-prvky).

Pre prvky hlavnej skupiny (s-prvky a p-prvky) link

• Skupina je určená počtom valenčných elektrónov. Valenčné elektróny sú elektróny v najvyššej obsadenej elektrónovej vrstve.
• Pre prvky, ktorých valenčná elektrónová konfigurácia končí v s-orbitáli (skupina I.A a II.A, resp. 1 a 2), je číslo skupiny rovné počtu valenčných elektrónov.
  • Konfigurácia ns¹ zodpovedá I.A skupine (1. skupine) (alkalické kovy).
  • Konfigurácia ns² zodpovedá II.A skupine (2. skupine) (kovy alkalických zemín).
• Pre prvky, ktorých valenčná elektrónová konfigurácia končí v p-orbitáli (skupiny III.A až VIII.A, resp. 13 až 18), sa k počtu valenčných elektrónov pripočíta číslo 10, aby sa získalo číslo skupiny. Počet valenčných elektrónov sa určí sčítaním elektrónov v s-orbitáli a p-orbitáloch valenčnej vrstvy.
  • Konfigurácia ns² np¹ (3 valenčné elektróny) zodpovedá III.A skupine (13. skupine).
  • Konfigurácia ns² np² (4 valenčné elektróny) zodpovedá IV.A skupine (14. skupine).
  • Konfigurácia ns² np³ (5 valenčných elektrónov) zodpovedá V.A skupine (15. skupine).
  • Konfigurácia ns² np⁴ (6 valenčných elektrónov) zodpovedá VI.A skupine (16. skupine) (chalkogény).
  • Konfigurácia ns² np⁵ (7 valenčných elektrónov) zodpovedá VII.A skupine (17. skupine) (halogény).
  • Konfigurácia ns² np⁶ (8 valenčných elektrónov) zodpovedá VIII.A skupine (18. skupine) (vzácne plyny), s výnimkou hélia, ktorého konfigurácia je 1s².

Pre prechodné prvky (d-prvky) link

• Nachádzajú sa v strednej časti PTP (skupiny III.B až XII.B, resp. 3 až 12).
• Ich valenčná konfigurácia je zvyčajne (n-1)d^x ns^y.
• Číslo skupiny je zložitejšie určiť a závisí od počtu elektrónov v (n-1)d a ns orbitáloch. Napríklad, ak je konfigurácia 3d¹ 4s², prvok patrí do 3. skupiny.

Pre vnútorne prechodné prvky (f-prvky) link

• Lantanoidy a aktinoidy sú zvyčajne umiestnené pod hlavnou časťou PTP.
• Ich valenčná konfigurácia zahŕňa (n-2)f^x (n-1)d^y ns^z.
• Všetky lantanoidy sa formálne zaraďujú do III.B (3.) skupiny a všetky aktinoidy taktiež do III.B (3.) skupiny, hoci ich elektrónové konfigurácie sa líšia. Ich perióda je určená najvyšším hlavným kvantovým číslom (6. perióda pre lantanoidy a 7. perióda pre aktinoidy).

Periodicita vlastností prvkov podľa umiestnenia v PTP link

Periodická tabuľka odráža nielen periodickosť chemických vlastností, ale aj trendy v nasledujúcich vlastnostiach:

Elektronegativita link

Definícia: Elektronegativita je miera schopnosti atómu priťahovať väzbový elektrónový pár.

Trendy:

• V periódach s narastajúcim protónovým číslom hodnota elektronegativity rastie.
• V skupinách s narastajúcim počtom protónov elektronegativita klesá.

Prvky na pravej strane (fluór, kyslík) majú vysokú elektronegativitu, zatiaľ čo prvky na ľavej strane (alkalické kovy) majú nízku.

Atómový polomer link

Definícia: Atómový polomer sa udáva ako polovica vzájomnej vzdialenosti stredov dvoch susedných atómov.

Trendy:

• Atómový polomer sa v periódach zmenšuje (silnejšia príťažlivá sila jadra),
• zatiaľ čo v skupinách rastie (viac elektrónových vrstiev).

Ionizačná energia link

Definícia: Energia potrebná na odtrhnutie elektrónu od atómu v plynnom stave.

Trendy:

• Rastie v periódach zľava doprava (menší polomer, silnejšia väzba elektrónov k jadru).
• Klesá v skupinách smerom nadol (viac vrstiev, slabšie príťažlivé sily).

Elektrónová afinita link

Definícia: Energia uvoľňovaná pri prijatí elektrónu atómom v plynnom stave.

Trendy:

• Najväčšie hodnoty majú halogény (fluór, chlór).
• Najmenšie hodnoty majú vzácne plyny a alkalické kovy.

Acidobázické vlastnosti link

Definícia: Schopnosť prvkov a ich zlúčenín správať sa ako kyseliny alebo zásady v chemických reakciách.

Trendy:

• Kovy (najmä s-prvky a d-prvky) tvoria zásadité zlúčeniny, ako sú hydroxidy (napr. NaOH, Ca(OH)₂).
• Nekovy (p-prvky) tvoria kyslé zlúčeniny, ako sú kyseliny (napr. HCl, H₂SO₄).
• Zásaditosť prvkov klesá zľava doprava v PTP, zatiaľ čo kyslosť rastie.
• Polokovy (metaloidy) môžu byť amfotérne – reagujú s kyselinami aj zásadami (napr. Al₂O₃).
• Oxidy kovov sú často zásadité, zatiaľ čo oxidy nekovov sú kyslé.

Redoxné vlastnosti link

Definícia: Schopnosť prvkov správať sa ako redukovadlá (odovzdávať elektróny) alebo ako oxidovadlá (prijímať elektróny).

Trendy:

• Kovy majú nízku elektronegativitu a ľahko odovzdávajú elektróny → sú redukovadlá.
• Nekovy majú vysokú elektronegativitu a prijímajú elektróny → sú oxidovadlá.
• Redukčná schopnosť kovov rastie smerom nadol v skupine a klesá zľava doprava v perióde.
• Oxidačné vlastnosti nekovov rastú smerom doprava a klesajú smerom nadol.
• Polokovy môžu pôsobiť ako redukovadlá aj oxidovadlá, v závislosti od reakčného partnera.

Prvky s vysokou redukčnou schopnosťou (napr. Na, K) ľahko reagujú s nekovmi (napr. kyslíkom), zatiaľ čo ušľachtilé kovy (napr. Au, Pt) sú chemicky stabilnejšie.

Zápis elektrónovej konfigurácie atómu link

Postup zápisu elektrónovej konfigurácie atómu prvku:

1. Určite protónové číslo (Z) daného prvku.
   Protónové číslo udáva počet protónov v jadre atómu, a v elektroneutrálnom atóme sa tento počet rovná počtu elektrónov v elektrónovom obale. Počet elektrónov, ktoré musíte rozmiestniť do orbitálov, je teda známy.
2. Použite Aufbauov princíp (výstavbový princíp).
   Tento princíp hovorí, že elektróny obsadzujú atómové orbitály v poradí rastúcej energie. Približné poradie zapĺňania orbitálov je nasledovné: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p. Energetické hladiny orbitálov sa zvyšujú s rastúcou hodnotou hlavného kvantového čísla n. Pre atómy s vyšším protónovým číslom (Z > 103) sa poradie energetických hladín AO môže líšiť.
3. Aplikujte Pauliho vylučovací princíp.
   Tento princíp hovorí, že žiadne dva elektróny v atóme nemôžu mať všetky štyri kvantové čísla rovnaké. To znamená, že každý atómový orbitál môže obsahovať maximálne dva elektróny, ktoré musia mať opačný spin.
4. Dodržujte Hundovo pravidlo (pravidlo maximálnej multiplicity).
   Ak máte degenerované orbitály (orbitály s rovnakou energiou, napríklad tri orbitály p alebo päť orbitálov d), elektróny sa najskôr obsadzujú samostatne do každého orbitálu s paralelným spinom, a až potom sa začnú tvoriť elektrónové páry v týchto orbitáloch.
5. Zapisujte elektrónovú konfiguráciu.
   Používajte notáciu, kde hlavné kvantové číslo (n) sa uvádza ako číslo pred symbolom orbitálu (s, p, d, f) a počet elektrónov v danom orbitáli sa uvádza ako horný index. Napríklad, pre atóm s dvomi elektrónmi v orbitáli 1s sa zapíše 1s². Orbitály v rámci rovnakej podvrstvy (napríklad 2p) sa niekedy rozpisujú s označením ich orientácie (2p_x, 2p_y, 2p_z) s uvedením počtu elektrónov v každom z nich.
6. Skrátený zápis elektrónovej konfigurácie (noble gas notation).
   Pre zjednodušenie dlhých konfigurácií sa môže použiť symbol najbližšieho predchádzajúceho vzácneho plynu v hranatej zátvorke, ktorý zastupuje jeho kompletnú elektrónovú konfiguráciu, a za ním sa uvedie konfigurácia valenčných a prípadných ďalších neúplne obsadených vrstiev. Napríklad, elektrónová konfigurácia fosforu (15P) je 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³, čo sa dá skrátene zapísať ako [Ne] 3s² 3p³. Elektrónová konfigurácia vrstiev K a L atómu fosforu je identická s konfiguráciou neónu.

Príklad pre síru (¹⁶S):

1. Protónové číslo síry je 16, takže má 16 elektrónov.
2. Podľa výstavbového princípu začneme zapĺňať orbitály v poradí rastúcej energie: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p...
3. Orbitály sa zapĺňajú elektrónmi (maximálne 2 na orbitál): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.
4. V 3p orbitáloch (3p_x, 3p_y, 3p_z) sa najprv obsadí každý jedným elektrónom a potom sa jeden z nich spáruje (podľa Hundovho pravidla by sa to podrobne zapísalo napríklad ako 3p_x² 3p_y¹ 3p_z¹).
5. Celá elektrónová konfigurácia síry: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴.
6. Skrátená elektrónová konfigurácia síry: Predchádzajúci vzácny plyn je neón (¹⁰Ne) s konfiguráciou 1s² 2s² 2p⁶. Preto sa skrátená konfigurácia síry zapisuje ako [Ne] 3s² 3p⁴.

Valenčné elektróny sú tie, ktoré sa nachádzajú v najvzdialenejšej elektrónovej vrstve (s najvyšším hlavným kvantovým číslom n) atómu. Pre síru je valenčná vrstva tretia (n = 3) a obsahuje 2 elektróny v 3s orbitáli a 4 elektróny v 3p orbitáloch, teda celkovo 6 valenčných elektrónov.

Dodržiavaním týchto krokov a princípov môžete určiť a zapísať elektrónovú konfiguráciu atómu ktoréhokoľvek prvku. Nezabúdajte na možné výnimky v poradí zapĺňania orbitálov, najmä pri prechodných prvkoch (d-prvky), ako napr. pri chróme a medi.