Chemie - Periodická tabulka

Autor: Tomáš Knedlík

S přibývajícími poznatky v oboru chemie se vědci snažili o určité systematické roztřídění nahromaděných znalostí o rostoucím počtu objevených prvků.

1772 –  tabulka jednoduchých látek

1789 Antoine Laurent de Lavoisier: rozdělil prvky podle chemických a fyzikálních vlastností na kovy a nekovy

1818 Jöns Jacob Berzelius: uspořádal prvky podle jejich chem. reaktivnosti v elektrochem. soustavu, která začínala draslíkem a končila kyslíkem

S rozvojem atomové a molekulové teorie byl dán základ ke klasifikaci prvků podle jejich hmotnosti – v té době „atomové váhy“.

1817 Döbereiner: zavedl triády Ba+Ca+Sr; Na+Li+K – atomová váha prostředního prvku triády se rovná aritmetickému průměru atom. vah krajních členů; rovněž fyz. a chem. vlastnosti byly „průměrem vlastností“ krajních členů; od teorie se později upustilo

1863 Newlands: seřadil prvky do řady podle stoupající atomové váhy a zjistil, že každý osmý prvek v této řadě má podobné vlastnosti = tzv. zákon oktáv (Li, Be, B, C, N, O, F, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, K, Ca, …)

1864 Mayer: vyjádřil graficky závislost objemu atomu na atomovém čísle prvku. Některé prvky však byly chybně zařazeny a navíc u jeho uspořádání nevynikne periodicita jejich fyz. a chem. vlastností

1869 Dmitrij Ivanovič Mendělejev: formuloval Mendělejův zákon: Fyzikální a chemické vlastnosti prvků a jejich chemických sloučenin jsou periodickou funkcí jejich atomových vah.

1871 Mendělejev: vyvrcholení všech těchto prací, vytvořil periodickou tabulku prvků, která znamenala mezník ve vývoji chemie

-         seřadil v ní prvky podle jejich vlastností a atomové váhy, ovšem neváhal porušit pravidlo atom. váhy (výjimku tehdy tvořily dvojice prvků Ar – O, Co – Ni, Te – I, které byly vysvětleny až po objevu izotopů)

-         vynechal prázdná místa v tabulce pro dosud neobjevené prvky a na základě zákonitostí vyplývajících z této soustavy předpověděl i jejich vlastnosti

-         prvky byly postupně doplňovány:                

                                          a) Bohuslav Brauner navrhl zařadit cer a tantal do vzácných zemin a předpověděl v roce 1902 prvek o atomovém čísle 61

                  b) sir William Ramsay studoval a doplnil vzácné plyny - 18. skupina; (NC 1904)

                  c) Marie Curie doplnila radioaktivni prvky – polonium, radium (NC 1903, 1911)

-         na základě protonového čísla byl zákon upřesněn: Vlastnosti prvků a jejich sloučenin jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla.

- existuje několik typů tabulky: nejpoužívanější je dlouhá tabulka podle Wernera (lanthanoidy a aktinoidy jsou vyčleněny pod ni), dále dlouhá tabulka (lanthanoidy a aktinoidy jsou včleněny přímo do tabulky), krátká tabulka, kruhová, spirální, lineární

Dlouhá tabulka

Ø                  tabulka je rozdělena na části, kde se zaplňují orbitaly s, p, d, f

Ø                  prvky jsou seřazeny do sedmi vodorovných řad (period) a 18 svislých sloupců (skupin)

Ø                  v dané periodě se zaplňují orbitaly ležící v energetickém rozmezí ns – np, kde n je číslo periody a zároveň hlavní kvantové číslo

Ø                  každá perioda začíná zaplňováním orbitalu o hlavním kvantovém čísle rovném číslu periody a je zakončena úplným obsazením orbitalů p (elektronovou konfigurací vzácného plynu), přičemž zaplňování hladin d a f není zcela pravidelné

Ø                  prvky nepřechodné jsou v hlavních skupinách, prvky přechodné ve skupinách vedlejších

Ø                  prvky analogických vlastností jsou umístěny pod sebou a vytváří tak skupiny (grupy)

Valenční elektrony jsou elektrony v energeticky nejhořejší vrstvě (s největší energií), mají největší vliv na vlastnosti prvků. Jsou to elektrony navíc oproti elektron. konfiguraci nejbližšího předešlého vzácného plynu. Valenční elektrony má atom umístěny pouze ve dvou typech orbitalů navíc oproti konfiguraci nejbližšího předešlého vzácného plynu. Má-li prvek takové elektrony ve třech typech orbitalů – např. 5s, 4d, 5p – potom se počítají mezi VE pouze elektrony z posledních dvou typů orbitalů – tedy z orbitalů 5s a 5p.

Nepřechodné prvky: valenční elektrony jsou umístěny v orbitalech ns a np, n je číslo periody

Přechodné prvky: valenční elektrony jsou umístěny v orbitalech ns a (n – 1)d

Vlastnosti prvků

Ø      vyplývají z polohy v PSP

Ø      polohu nepřechodných prvků lze přesně určit pomocí elektron. konfigurace val. elektronů

Ø      podobné vlastnosti prvků v jedné skupině PSP jsou důsledkem podobné konfigurace valenční elektron. vrstvy jejich atomů. Elektron. konfigurace valenční vrstvy prvků téže skupiny se liší pouze hlavním kvantovým číslem, počet valenčních elektronů je stejný.

1. VELIKOST ATOMŮ: tzv. atomový poloměr je 10⁴ – 10⁵ krát větší než poloměr atom. jádra, z dualistické povahy elektronů vyplývá, že povrch atomu není přesně ohraničený (je difůzní) => atom. poloměr se určuje ze vzdálenosti mezi atomy

Atomový poloměr je roven polovině naměřené vzdálenosti atom. jader v molekulách a krystalech. Na velikost mají primární vliv přitažlivé síly mezi jádrem a vnějšími elektrony.

Velikost atomu se mění s:                         a) počtem protonů v jádře (s velikostí jeho náboje)

                        b) počtem obsazených slupek atomu elektrony

Z výše uvedených důvodů plyne:

Velikost atomů se v dané periodě zmenšuje s rostoucím Z (elektrony přibývající v jedné vrstvě jsou stále silněji přitahovány rostoucím nábojem jádra).

Velikost atomů se v dané hlavní skupině zvětšuje s rostoucím Z (roste kvantové číslo vnější elektron. vrstvy a s ním i velikost atomu; uplatňuje se zde i stínění jádra vnitřními elektrony, které zeslabují jeho vliv na valenční elektrony).

2. VELIKOST IONTŮ: poloměr kationtu je menší a poloměr aniontu je větší než poloměr atomu, ze kterého ionty vznikají.

Poloměr katiotu, který je odvozen od daného atomu, se zmenšuje s jeho rostoucím nábojem.

V dané periodě nepřechodných prvků se poloměr aniontu zmenšuje s rostoucím Z.

V dané skupině nepřechodných prvků se poloměr aniontu zvětšuje s rostoucím Z.

3. ELEKTRONEGATIVITA: V dané periodě narůstá, v dané skupině klesá.

4. OXIDAČNÍ ČÍSLO: nejvyšší kladné oxidační číslo atomu prvku je rovno číslu skupiny, kde se prvek nachází; záporné oxidační číslo závisí na elektronegativitě prvků (nabývají ho prvky od 4. skupiny – určí se jako rozdíl čísla 8 a čísla skupiny, např. O₂: 8 – 6 = 2)

5. REAKTIVITA: vlevo jsou redukční činidla (H, Na, Mg), vpravo oxidační (O, Cl)

6. POLARITA VAZBY:  polarita vazby ve sloučeninách klesá v dané periodě, ale v dané skupině roste s rostoucím Z

7. ACIDOBAZICKÉ VLASTNOSTI: oxidy vlevo jsou zásaditého charakteru (s vodou vzniká zásada), oxidy vpravo jsou kyselého charakteru (s vodou vzniká kyselina); amfoterní mají obojí vlastnosti a závisí na podmínkách

* zleva roste síla kyselin a klesá síla zásad

9. IONIZAČNÍ ENERGIE: dodáním dostatečně velké energie je možné oddělit elektron od atomu. Z elektroneutrálního atomu tak vznikne kladně nabitý ion – kation. Jako ionizační energie I se označuje právě ta energie, která je nutná k odtržení elektronu z (izolovaného) atomu, popřípadě iontu. Obvykle se udává její hodnota v kJ přepočítaná na 1 mol atomů nebo hodnota v eV připadající na atom. Při odtržení prvního elektronu od atomu jde o první ionizační energii, druhého elektronu o druhou ionizační energii atd. Každá další ionizační energie je samozřejmě vždy vyšší než předchozí:

                   Li  → Li⁺ + e^-                        I₁ =   520 kJ · mol^-1

                   Li⁺ → Li²⁺ + e^-                        I₂ = 7300 kJ · mol^-1               

Velký rozdíl mezi první a druhou ionizační energií u lithia je způsoben hlavně tím, že první elektron je odtržen z hladiny 2s a druhý z hladiny 1s.

Ionizační energie je mírou toho, jak pevně je elektron v atomu vázán a jak snadno z atomu vzniká kation (1. ionizační energie). Podle orbitalového modelu je ionizační energie rovna záporné hodnotě orbitalové energie elektronu.

Ionizační energie má výrazně periodickou závislost na protonovém čísle: v jednotlivých skupinách hodnoty ionizační energie klesají s rostoucím protonovým číslem (hlavně se zvětšujícím se atomovým poloměrem – elektrony dále od jádra jsou jádrem slaběji přitahovány a odtrhnout elektron je proto snadnější). V periodách ionizační energie se stoupajícím protonovým číslem roste, ale její růst není plynulý. Pokles u boru a hliníku atd. je způsoben tím, že se začíná zaplňovat hladina p s vyšší energií a u kyslíku a síry atd. přibývající elektron zaplňuje již zpola obsazený orbital p a je tedy odpuzován elektronem již přítomným v tomto orbitalu.

8. KOVOVÝ CHARAKTER: kovy jsou prvky s nízkými ionizačními energiemi, kovový charakter v dané periodě klesá, ve skupině roste s rostoucím Z; po chem. stránce jsou nejtypičtějšími kovy prvky v levém dolním rohu PSP (oblast Cs, Fr, Ba, Ra = alkalické kovy); kovy jsou vlevo (3/4 všech prvků), nekovy vpravo, polokovy mezi nimi