Periodická tabulka chemických prvků je tabulková metoda zobrazování chemických prvků, kterou poprvé vymyslel anglický analytický chemik John Newlands v roce 1863. Periodická tabulka byla revidována o několik let později ruským chemikem Dmitrijem Mendělejevem, poté získala vědecké přijetí. Newlands zamýšlel, aby tabulka ilustrovala opakující se („periodické“) trendy ve vlastnostech prvků. Rozvržení tabulky bylo zpřesněno a rozšířeno v průběhu času, jak byly objeveny nové prvky, a byly vyvinuty nové teoretické modely vysvětlující chemické chování.
Periodická tabulka je nyní všudypřítomná v rámci akademické disciplíny chemie a poskytuje mimořádně užitečný rámec pro klasifikaci, systematizaci a porovnání všech mnoha různých forem chemického chování. Tabulka našla široké uplatnění také ve fyzice, biologii, strojírenství a průmyslu. Současná standardní tabulka obsahuje 117 potvrzených prvků k 16. říjnu 2006 (zatímco prvek 118 byl syntetizován, prvek 117 nikoli).
Metody pro zobrazení periodické tabulky
Uspořádání periodické tabulky ilustruje opakující se („periodické“) chemické vlastnosti. Prvky jsou seřazeny podle zvyšujícího se atomového čísla (tj. počtu protonů v atomovém jádru). Řádky jsou uspořádány tak, aby prvky s podobnými vlastnostmi spadaly do stejných vertikálních sloupců („skupin“). Podle kvantově mechanických teorií elektronové konfigurace v atomech odpovídal každý horizontální řádek („perioda“) v tabulce vyplnění kvantové slupky elektronů. Dále v tabulce jsou postupně delší periody, které seskupují prvky do s-, p-, d- a f-bloků, aby odrážely jejich elektronovou konfiguraci.
V tištěných tabulkách je každý prvek obvykle uveden se svým symbolem prvku a atomovým číslem; mnoho verzí tabulky také uvádí atomovou hmotnost prvku a další informace, jako je jeho zkrácená elektronová konfigurace, elektronegativita a nejčastější valenční čísla.
Periodicita chemických vlastností
Hlavní hodnotou periodické tabulky je schopnost předpovídat chemické vlastnosti prvku na základě jeho umístění v tabulce. Je třeba poznamenat, že vlastnosti se liší různě při pohybu svisle podél sloupců tabulky, než při pohybu vodorovně podél řádků.
Skupiny jsou považovány za nejdůležitější metodu klasifikace prvků. V některých skupinách mají prvky velmi podobné vlastnosti a vykazují jasný trend ve vlastnostech ve skupině – těmto skupinám bývají dávány triviální (nesystematické) názvy, např. alkalické kovy, kovy alkalických zemin, halogeny a vzácné plyny. Některé další skupiny v periodické tabulce vykazují méně podobností a/nebo vertikálních trendů (např. skupiny 14 a 15) a tyto skupiny nemají triviální názvy a jsou označovány jednoduše čísly svých skupin.
Přestože skupiny jsou nejčastějším způsobem klasifikace prvků, existují některé oblasti periodické tabulky, kde jsou horizontální trendy a podobnosti ve vlastnostech významnější než vertikální skupinové trendy. To může platit pro d-blok (nebo „přechodové kovy“), a zejména pro f-blok, kde lanthanidy a aktinidy tvoří dvě podstatné horizontální řady prvků.
Moderní kvantově mechanické teorie o atomové struktuře vysvětlují skupinové trendy návrhem, že prvky ve stejné skupině mají stejné elektronové konfigurace ve své valenční slupce, což je nejdůležitějším faktorem při započítávání jejich podobných vlastností.
Prvky ve stejné skupině také vykazují vzorce ve svém atomovém poloměru, ionizační energii a elektronegativitě. Od shora dolů ve skupině se atomové poloměry prvků zvyšují. Protože je více naplněných úrovní energie, elektrony se nacházejí dále od jádra. Od shora má každý po sobě jdoucí prvek nižší ionizační energii, protože je jednodušší odstranit elektron, protože atomy jsou méně těsně svázány. Podobně skupina také zaznamená pokles elektronegativity od shora dolů kvůli zvyšující se vzdálenosti mezi valenčními elektrony a jádrem.
Periodické trendy období
Prvky ve stejném období vykazují trendy v atomovém poloměru, ionizační energii, afinitě k elektronu a elektronegativitě. Při pohybu zleva doprava napříč periodou se atomový poloměr obvykle zmenšuje. Dochází k tomu proto, že každý následující prvek má přidaný proton a elektron, který způsobuje, že je elektron přitahován blíže k jádru. Tento pokles atomového poloměru také způsobuje, že ionizační energie se zvyšuje při pohybu zleva doprava napříč periodou. Čím těsněji je prvek svázán, tím více energie je zapotřebí k odstranění elektronu. Podobně elektronegativita se zvýší stejným způsobem jako ionizační energie kvůli množství tahu, které je vyvíjeno na elektrony jádrem. Elektronová afinita také vykazuje mírný trend napříč periodou. Kovy (levá strana periody) mají obecně nižší afinitu k elektronu než nekovy (pravá strana periody) s výjimkou vzácných plynů.
Všechny prvky skupiny 18, ušlechtilé plyny, mají plně valenční skořepiny. To znamená, že nemusí reagovat s jinými prvky, aby dosáhly plné skořepiny, a proto jsou mnohem méně reaktivní než jiné skupiny. Helium je nejinertnější prvek mezi ušlechtilými plyny, protože reaktivita se v této skupině s periodou zvyšuje: je možné nechat reagovat těžké ušlechtilé plyny, protože mají mnohem větší elektronové skořepiny. Jejich reaktivita však zůstává v absolutních číslech nízká.
Ve skupině 17, známé jako halogeny, chybí prvkům jen jeden elektron, aby vyplnily své slupky. Proto mají v chemických reakcích tendenci získávat elektrony (tendence získávat elektrony se nazývá elektronegativita). Tato vlastnost je nejvíce patrná u fluoru (nejvíce elektronegativní prvek celé tabulky) a s přibývající periodou se zmenšuje.
Výsledkem je, že všechny halogeny tvoří kyseliny s vodíkem, jako je kyselina fluorovodíková, kyselina chlorovodíková, kyselina bromovodíková a kyselina jodovodíková, všechny ve formě HX. Jejich kyselost se zvyšuje s vyšší periodou, například pokud jde o jód a fluor, protože velký I- ion je v roztoku stabilnější než malý F-, je zde menší objem, ve kterém by se náboj rozptýlil.
U přechodových kovů (skupiny 3 až 12) jsou často důležité horizontální trendy napříč obdobími a také vertikální trendy směrem dolů; rozdíly mezi sousedními skupinami obvykle nejsou dramatické. Reakce přechodových kovů často zahrnují koordinované druhy.
Chemické vlastnosti lanthanidů (prvky 57-71) a aktinidů (prvky 89-103) jsou si ještě více podobné než přechodné kovy a jejich separace může být velmi obtížná. To je důležité při chemickém čištění uranu týkajícího se jaderné energie.
Struktura periodické tabulky
Primárním determinantem chemických vlastností prvku je jeho elektronová konfigurace, zejména valenční elektrony obalu. Například všechny atomy se čtyřmi valenčními elektrony obsazující p orbitaly budou vykazovat určitou podobnost. Typ orbitalu, ve kterém jsou uloženy nejvzdálenější elektrony atomu, určuje „blok“, ke kterému patří. Počet valenčních elektronů obalu určuje rodinu nebo skupinu, ke které prvek patří.
Celkový počet elektronových slupek, které atom má, určuje periodu, do které patří. Každá slupka je rozdělena do různých podslupek, které se s rostoucím atomovým číslem vyplňují zhruba v tomto pořadí (Aufbauův princip):
Proto struktura tabulky. Protože vnější elektrony určují chemické vlastnosti, ty se stejným počtem valenčních elektronů jsou seskupeny dohromady.
Postupujíce přes skupinu od nejlehčího prvku k nejtěžšímu prvku, jsou elektrony ve vnější slupce (ty, které jsou nejsnáze přístupné pro účast v chemických reakcích) všechny ve stejném typu orbitalu, s podobným tvarem, ale se stále vyšší energií a průměrnou vzdáleností od jádra. Například elektrony ve vnější slupce (nebo „valenční“) první skupiny, v čele s vodíkem, mají všechny jeden elektron v s orbitalu. Ve vodíku je tento s orbital v nejnižším možném energetickém stavu ze všech atomů, orbitalu v první slupce (a je reprezentován polohou vodíku v první periodě tabulky). Ve franciu, nejtěžším prvku skupiny, elektronu ve vnější slupce, je v sedmé slupce orbitalu, výrazně dále v průměru od jádra než ty elektrony, které v energii vyplňují všechny slupky pod ním. Jako další příklad, uhlík i olovo mají čtyři elektrony ve svých vnějších slupkových orbitalech.
Všimněte si, že jak se atomové číslo (tj. náboj na atomovém jádru) zvyšuje, vede to k většímu spin-orbitálnímu spojení mezi jádrem a elektrony, což snižuje platnost kvantově mechanického orbitálního aproximačního modelu, který považuje každý atomový orbital za samostatnou entitu.
Vzhledem k důležitosti nejvzdálenější slupky jsou různé oblasti periodické tabulky někdy označovány jako bloky periodické tabulky, pojmenované podle podslupky, ve které se nachází „poslední“ elektron, např. s-blok, p-blok, d-blok, atd.