Ułożenie pierwiastków chemicznych w logiczny ciąg było celem wielu naukowców. Za czasów Mendelejewa znane było nieco ponad $90$ pierwiastków chemicznych. Mendelejew próbował je ułożyć zgodnie z rosnącą masą atomową oraz w oparciu o zmieniające się właściwości. Jeśli pomiędzy pierwiastkami następowały znaczące zmiany tych właściwości, to wówczas pozostawiał wolne miejsce w skonstruowanym przez siebie układzie. Przewidział w ten sposób istnienie jeszcze ośmiu pierwiastków chemicznych, które z czasem zostały odkryte i zajęły te puste miejsca. To właśnie Mendelejew zauważył jako pierwszy, że pewne właściwości pierwiastków regularnie się powtarzają, co dało początek tzw. prawu okresowości, które obecnie przyjmuje następującą postać: właściwości pierwiastków chemicznych, uporządkowanych zgodnie ze wzrastającą liczbą atomową, powtarzają się okresowo.

R5zbk0Uw6YGgG

Zdjęcie przedstawia starszego mężczyznę. Mężczyzna siedzi przy biurku. Ma długą brodę i długie włosy. Na głowie ma biret. Ubrany jest w togę. W dłoniach trzyma otwartą książkę. Jest zapatrzony w punkt po prawej stronie. Na biurku leżą dwie grube książki.

R1V17ymazrHqE

Zdjęcie przedstawia drukowaną stronę, na której znajduje się kilka kolumn, między innymi z nazwami pierwiastków, ich symbolami, przynależnymi im wartościami.

W czasach Mendelejewa nie było logicznego uzasadnienia dla prawa okresowości. Dopiero takie odkrycia, jak budowa wewnętrzna atomu, wyznaczenie liczb atomowych, które określają liczbę elektronów tworzących chmurę elektronową i protonów w jądrze atomowym, oraz zastosowanie teorii kwantowej, wyjaśniającej budowę powłok elektronowych, wpłynęły na wyjaśnienie prawa okresowości.

Obecnie stosowany układ okresowy pierwiastków zbudowany jest z czterech bloków energetycznychblok energetycznybloków energetycznych: $\mathit{s}$, $\mathit{p}$, $\mathit{d}$ oraz $\mathit{f}$, a pierwiastki uszeregowane są zgodnie ze swoimi konfiguracjami elektronowymikonfiguracja elektronowakonfiguracjami elektronowymi.

Analizując wygląd układu okresowego, w okresach i grupach, można zauważyć, że liczby atomowe pierwiastków rosną w okresie od lewej do prawej oraz w dół grup.

Z położenia pierwiastków w układzie okresowym można dowiedzieć się wiele na temat właściwości chemicznych oraz budowy atomu pierwiastków. Przeanalizuj samodzielnie właściwości, które ulegają zmianom w grupach $1.$, $2.$ oraz od $13.$ do $17.$ układu okresowego. Następnie porównaj swoje wnioski z poniższym opisem.

• elektroujemnośćelektroujemnośćelektroujemność;

• promień atomowypromień atomowypromień atomowy;

• pierwsza energia jonizacjipierwsza energia jonizacjipierwsza energia jonizacji;

• charakter metaliczny;

• charakter niemetaliczny.

Wymienione właściwości zmieniają się wraz z kierunkiem wskazanym przez strzałki na układzie okresowym, w sposób następujący:

• promień atomowy – maleje;

• energia jonizacji – rośnie;

• charakter metaliczny – maleje;

• charakter niemetaliczny – rośnie;

• elektroujemność – rośnie, z wyjątkiem anomalii elektroujemności obserwowanej w $13.$ grupie układu okresowego.

Konfiguracje elektronowe

W każdej z tzw. grup głównych konfiguracje powłoki walencyjnej są skonstruowane w ten sam sposób.

W bloku s powłoki walencyjne atomów pierwiastków przyjmują postać $\text{n}{s}^1$ (grupa $1.$) oraz $\text{n}{s}^2$ (grupa $2.$), gdzie „$\text{n}$” to numer okresu, w którym leży dany pierwiastek. W bloku $p$ elektrony walencyjne atomów pierwiastków są rozmieszczone na podpowłokach, zgodnie ze schematem $\text{n}{s}^2\text{n}{p}^x$ („$x$” oznacza numer grupy pomniejszony o $12$). Blok $d$ zawiera pierwiastki, których atomy mają elektrony walencyjne, rozmieszczone zazwyczaj na podpowłokach $\text{n}s$ i $\left(\text{n}-\mathit{1}\right)d$. Jednak w tym bloku pojawiają się już pewne anomalie w rozmieszczeniu elektronów – tzn. elektrony zajmują nie te orbitale, które, zgodnie z przyjętymi już informacjami, powinny zajmować (np. promocja elektronowa dla $\text{Cr}$ czy $\text{Cu}$). Pojawienie się nieprawidłowości wynika z bardzo zbliżonej energii poziomów $\text{n}s$ i $\left(\text{n}-\mathit{1}\right)d$. Odchylenia od przyjętego schematu stają się jeszcze bardziej widoczne w przypadku konfiguracji elektronowej atomów pierwiastków bloku $f$.

Odczytując po kolei konfiguracje elektronowe dla wybranych atomów pierwiastków grup $1.$, $2.$, i od $13.$ do $18.$, można zauważyć korelację między rozkładem elektronów w atomach a budową układu okresowego pierwiastków. Ta zbieżność występuje i w grupach, i w okresach. W przypadku grup, tyczy się to ostatniej powłoki (zwanej powłoką walencyjną), a w okresach jest to zazwyczaj ta sama liczba powłok elektronowych. Przykładowo: atomy pierwiastków $1.$ okresu rozmieszczają elektrony tylko na jednej powłoce, atomy pierwiastków $2.$ okresu na dwóch powłokach, a atomy pierwiastków $3.$ okresu na trzech powłokach itd.

Ta prawidłowość jest również widoczna dla pierwiastków w bloku energetycznym d. Należy jednak pamiętać, że występuje tam szereg wyjątków, które obraz ten mogą nieco zniekształcić.

Wyjątki te to m.in. chrom, miedź, srebro oraz molibden. Ich konfiguracja elektronowa nie wynika z kolejności tych pierwiastków w układzie okresowym, lecz wiąże się z konfiguracją orbitali, która jest korzystniejsza energetycznie, trwalsza i posiada dużą symetrię przestrzenną.

Słownik

Bibliografia

Encyklopedia PWN

Benfey O. T., Benfey's Spiral Periodic Table or Periodic Snail, online: https://www.meta-synthesis.com/webbook/35_pt/pt_database.php?PT_id=33, dostęp: 01.02.2021.

Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, Warszawa 1994.

Hejwowska S., Marcinkowski R., Chemia ogólna i nieorganiczna, Gdynia 2005.