Szerkesztő:BélaBéla/Atakamit

Modern, 18 oszlopos elrendezésű periódusos rendszer

A kémiai elemek periódusos rendszere a kémiai elemek egy táblázatos megjelenítése, amelyben az elemek rendszámuk (vagyis protonszámuk), elektronszerkezetük, és ismétlődő kémiai tulajdonságaik alapján vannak elrendezve. Ez az elrendezés jól szemlélteti az elemek periodikusan változó tulajdonságait, mivel a kémiailag hasonlóan viselkedő elemek így egy oszlopba kerülnek. A táblázat négy téglalap alakú mezőt (s-, p-, d-, f-mezők) is tartalmaz amelyeken belül egyes kémiai tulajdonságok hasonlóságokat mutatnak. Általánosságban elmondható, hogy a sorok (periódusok) bal oldalán fémek a jobb oldalán nemfémek helyezkednek el.

A periódusos rendszer sorait periódusoknak nevezzük, az oszlopokat pedig csoportoknak. Néhány csoportnak a sorszáma mellett saját neve is van, például a 18-as csoportot nemesgázokként, a 17-es csoportot halogénekként is ismerik, de egyes csoportoknál a csoport első tagjából képzett nevet is használják, például széncsoport, nitrogéncsoport. A periódusos rendszer használható az elemek tulajdonságai közti kapcsolatok levezetésére, de akár még fel nem fedezett elemek tulajdonságait is meg lehet jósolni a segítségével. A kémia oktatásában ma általánosan elterjedt a periódusos rendszer használata, a kémiai sajátosságok különböző formáinak az osztályozásához, rendszerezéséhez és összehasonlításához hasznos segédeszköz. A táblázatot széleskörűen használják a kémiában, fizikában, biológiában és az iparban.

Az orosz kémikus, Dmitrij Mengyelejev tette közzé az első szélesebb körben elismert periódusos rendszert 1869-ben. Felismerte, hogy az akkor ismert elemek tulajdonságai a rendszámuk alapján periodikusan váltakoznak. Mengyelejev emellett megjósolta a táblázat akkor még üres helyeire kerülő elemek néhány tulajdonságát. Előrejelzései a kérdéses elemek felfedezése után többnyire beigazolódtak. Mengyelejev periódusos rendszerét azóta új elemek felfedezésével és a kémiai viselkedést leíró újabb modellekkel bővítették és finomították.

Az összes elemet az 1-es rendszámtól kezdve (hidrogén) a 118-asig (oganesszon) bezáróan felfedezték vagy mesterségesen előállították már és a periódusos rendszer első hét periódusa teljessé vált a nihonium, moszkovium, tennesszin és oganesszon felfedezésével, melyet az IUPAC 2015 december 30-án igazolt, hivatalos nevüket pedig 2016 november 28-án kapták meg. Az első 94 elem mindegyike megtalálható a természetben, bár néhányuk csak nyomnyi mennyiségben és hamarabb állították elő őket laboratóriumban, minthogy a természetben felfedezték volna őket. A 95-118-as rendszámú elemeket csak laboratóriumokban, agy nukleáris reaktorokban állították elő. Ennél nagyobb rendszámú elemek szintézisére folyamatosan történnek próbálkozások. Számos természetben előforduló elem szintetikus radioizotópját is előállították már laboratóriumokban.

Áttekintés

A kémiai elemek periódusos rendszere
Csoport	1	2	3		4	5	6	7	8	9	10	11	12	13	14	15	16	17	18
	Alkáli­fémek	Alkáli­földfémek	Átmeneti­fémek		Átmeneti­fémek	Átmeneti­fémek	Átmeneti­fémek	Átmeneti­fémek	Átmeneti­fémek	Átmeneti­fémek	Átmeneti­fémek	Átmeneti­fémek	Átmeneti­fémek	Föld­fémek	Szén­csoport	Nitrogén­csoport	Kalko­gének	Halogének	Nemes­gázok
Periódus 1	Hidrogén 1 H																		Hélium 2 He
2	Lítium 3 Li	Berillium 4 Be												Bór 5 B	Szén 6 C	Nitrogén 7 N	Oxigén 8 O	Fluor 9 F	Neon 10 Ne
3	Nátrium 11 Na	Magnézium 12 Mg												Alumínium 13 Al	Szilícium 14 Si	Foszfor 15 P	Kén 16 S	Klór 17 Cl	Argon 18 Ar
4	Kálium 19 K	Kalcium 20 Ca	Szkandium 21 Sc		Titán 22 Ti	Vanádium 23 V	Króm 24 Cr	Mangán 25 Mn	Vas 26 Fe	Kobalt 27 Co	Nikkel 28 Ni	Réz 29 Cu	Cink 30 Zn	Gallium 31 Ga	Germánium 32 Ge	Arzén 33 As	Szelén 34 Se	Bróm 35 Br	Kripton 36 Kr
5	Rubídium 37 Rb	Stroncium 38 Sr	Ittrium 39 Y		Cirkónium 40 Zr	Nióbium 41 Nb	Molibdén 42 Mo	Technécium 43 Tc	Ruténium 44 Ru	Ródium 45 Rh	Palládium 46 Pd	Ezüst 47 Ag	Kadmium 48 Cd	Indium 49 In	Ón 50 Sn	Antimon 51 Sb	Tellúr 52 Te	Jód 53 I	Xenon 54 Xe
6	Cézium 55 Cs	Bárium 56 Ba	Lantán 57 La	*	Hafnium 72 Hf	Tantál 73 Ta	Volfrám 74 W	Rénium 75 Re	Ozmium 76 Os	Irídium 77 Ir	Platina 78 Pt	Arany 79 Au	Higany 80 Hg	Tallium 81 Tl	Ólom 82 Pb	Bizmut 83 Bi	Polónium 84 Po	Asztácium 85 At	Radon 86 Rn
7	Francium 87 Fr	Rádium 88 Ra	Aktínium 89 Ac	**	Rader­fordium 104 Rf	Dubnium 105 Db	Sziborgium 106 Sg	Bohrium 107 Bh	Hasszium 108 Hs	Meitnérium 109 Mt	Darm­stadtium 110 Ds	Rönt­génium 111 Rg	Koper­nícium 112 Cn	Nihónium 113 Nh	Fleróvium 114 Fl	Moszkó­vium 115 Mc	Liver­mórium 116 Lv	Tenesszium 117 Ts	Oganeszon 118 Og
				*	Cérium 58 Ce	Prazeo­dímium 59 Pr	Neodímium 60 Nd	Prométium 61 Pm	Szamárium 62 Sm	Európium 63 Eu	Gadolínium 64 Gd	Terbium 65 Tb	Disz­prózium 66 Dy	Holmium 67 Ho	Erbium 68 Er	Túlium 69 Tm	Itterbium 70 Yb	Lutécium 71 Lu
				**	Tórium 90 Th	Protak­tínium 91 Pa	Urán 92 U	Neptúnium 93 Np	Plutónium 94 Pu	Amerícium 95 Am	Kűrium 96 Cm	Berkélium 97 Bk	Kali­fornium 98 Cf	Ein­steinium 99 Es	Fermium 100 Fm	Mende­lévium 101 Md	Nobélium 102 No	Lau­rencium 103 Lr
Jelmagyarázat
		szilárd				folyékony				gáz				ismeretlen halmazállapotú
	természetes elem						radioaktív elem						mesterségesen előállított elem
Fémek Félfémek Nemfémek Ismeretlen kémiai tulajdonságok Alkálifémek Alkáliföldfémek Lantanoidák Aktinoidák Átmenetifémek Másodfajú fémek Többatomos nemfémek Kétatomos nemfémek Nemesgázok

A periódusos rendszer mindegyik eleme rendelkezik egy egyedi rendszámmal (Z), amely megmutatja az elem atommagjában található protonok számát. A legtöbb elemnek különböző neutronszámú atomjai fordulnak elő, ezeket izotópoknak nevezzük. Például a szénnek a természetben három izotópja fordul elő: mindegyikük hat protonnal és legtöbbjük hat neutronnal is rendelkezik, de az atomok kb. 1%-ának hét és egy ennél is sokkal kisebb hányadának nyolc neutronja van. Az izotópokat a periódusos rendszer nem különíti el egymástól, hanem együtt, egy elemként ábrázolja őket. A stabil izotóppal egyáltalán nem rendelkező elemek atomtömegének a legstabilabb izotóp atomtömegét veszik és ezt zárójelben tüntetik fel.

A hagyományos periódusos rendszerben az elemek növekvő rendszám szerint vannak rendezve, és új periódus kezdődik mindig, amikor egy új elektronhéj kezd el kiépülni. A csoportokat az atom elektronkonfigurációja határozza meg: egy adott alhéjon azonos számú elektronnal rendelkező elemek ugyanabba a csoportba kerülnek (például az oxigén és a szelén ugyanabban a csoportban található, mivel mindkét elem külső p-alhéján négy elektron van). A hasonló kémiai tulajdonságokkal bíró elemek általában ugyanabban a csoportban helyezkednek el a periódusos rendszerben, de az f-mezőben és valamennyire a d-mezőben is a megegyező periódusban lévő elemek is hasonló kémiai tulajdonságokkal rendelkeznek. Ezáltal viszonylag egyszerű egy elem kémiai tulajdonságait megjósolni, ha a szomszédos elemeinek tulajdonságai ismertek.

2016-ban a periódusos rendszer 118 eleme ismert az 1-es rendszámútól (hidrogén) a 118-as rendszámúig (oganesszon). A 113-as, 115-ös, 117-es és 118-as elemeket az IUPAC hivatalosan 2015 decemberében ismerte el. Javasolt neveiket: nihonium (Nh), moszkovium (Mc), tennesszin (Ts) és oganesszon (Og) 2016 júniusában jelentette be az IUPAC, hivatalossá pedig 2016 novemberében váltak.

Az első 94 elem megtalálható a természetben, a maradék 24 elemet az ameríciumtól az oganesszonig eddig csak mesterségesen állították elő. A természetben megtalálható 94 elem közül 11 csak a természetes elemek radioaktív bomlási sorában fordul elő. Sem asztáciumot (Z=85), sem az einsteiniumnál (Z=99) nehezebb elemet nem figyeltek meg még makroszkopikus mennyiségben, a franciumról pedig mindössze egy mikroszkopikus minta (300 000 atom) által kibocsátott fény segítségével készítettek fényképet.

Felépítése

Csoportok

A csoportok a periódusos rendszer függőleges oszlopai. Egy adott csoport elemeinek jellemzően több hasonló tulajdonságuk van, mint az azonos periódusok, vagy mezők elemeinek. Ezeket a hasonlóságokat az atomszerkezetre vonatkozó modern kvantummechanikai elméletek azzal magyarázzák, hogy az azonos csoportbeli elemek vegyértékelektron-szerkezete megegyezik. Ennek következtében az azonos csoportba tartozó elemek kémiai szempontból hasonlóan viselkednek és tulajdonságaik egyértelmű változást mutatnak az atomtömeg növekedésével. Ugyanakkor a periódusos rendszer egyes részein, például a d-mezőben, vagy az f-mezőben a perióduson belüli hasonlóságok ugyanolyan, vagy még fontosabbak lehetnek.

Nemzetközi elnevezési egyezmény alapján a csoportokat balról jobbra (az alkálifémektől kezdve a nemesgázokig) 1-18-ig terjedő számokkal jelölik. Korábban a csoportokat római számokkal jelölték és I-től VIII-ig számozták őket. A római számok után egy A-betűt írtak, ha az elem az s- vagy p-mezőbe tartozott (ezek az ún. főcsoportok) és B-betűt, ha a d-mezőbe (mellékcsoportok). Ezen kívül még a 8-as, 9-es és 10-es csoportot egy háromszoros méretű csoportnak tekintették VIIIb csoport néven. Az új IUPAC-nevezéktan 1998-ban lépett életbe és azóta helytelenítik a régi elnevezések használatát, bár Magyarországon a régi rendszer használata még mindig elterjedt.

Egyes csoportoknak hétköznapi nevük is van, például a 18-as csoportot nemesgázokként, a 17-es csoportot halogénekként is ismerik, de egyes csoportoknál a csoport első tagjából képzett nevet is használják, például széncsoport, nitrogéncsoport, oxigéncsoport. A 3-10-es csoportok elemei kevesebb hasonlóságot, vagy függőleges tendenciát mutatnak, ezért nincs is köznapi nevük, hanem egyszerűen a sorszámukat, vagy a csoport első eleméből képzett nevet használják rájuk.

Az azonos csoportban lévő elemek atomsugara, ionizációs energiája és elektronegativitása jellegzetes változásokat mutat. A csoporton belül lefelé haladva az atomsugár növekszik, mivel a több betöltött elektronhéj miatt a vegyértékelektronok egyre nagyobb méretű héjra épülnek be. Az ionizációs energia a csoportokon belül csökken, mert az atommagtól távolabb lévő külső elektronokra kisebb magvonzás hat, ezért könnyebben eltávolíthatók. Ugyanezen okból csökken az elektronegativitás is. E szabályszerűség alól kivétel a 11. csoport, ahol az elektronegativitás a csoportban lefelé haladva nő.

Periódusok

A periódusok a periódusos rendszer vízszintes sorai. Noha az azonos csoportok tagjai általában több hasonlósággal bírnak, mint az azonos periódusok tagjai, de a periódusos rendszer egyes részein a vízszintes trendek a fontosabbak. Ilyen az f-mező, ahol a lantanoidák és az aktinoidák hasonló tulajdonságú elemek két vízszintes sorozatát alkotják.

Az azonos periódusban lévő elemek atomsugara, ionizációs energiája, elektronaffinitása és elektronegativitása többé-kevésbé egyenletesen változik. A periódusban jobbra haladva az atomsugár csökken, mivel a növekvő protonszám miatt az atommag egyre erősebb vonzó hatást gyakorol az elektronokra. Az atomsugár csökkenése miatt az ionizációs energia ugyanakkor balról jobbra haladva növekszik a periódusokon belül. Ennek oka az, hogy minél erősebben vonzza az atommag az elektronokat, azokat annál nehezebb eltávolítani az atomról. Az elektronegativitás is ugyanúgy a növekvő magvonzás miatt növekszik. Az elektronaffinitás szintén növekedést mutat a perióduson belül: a periódus bal oldalán elhelyezkedő fémek jellemzően alacsonyabb elektronaffinitással bírnak, miint a periódus jobb oldalán található nemfémek (a nemesgázok kivételével).

Mezők

Balról jobbra: s-, f-, d- és p-mezők a periódusos rendszerben

A periódusos rendszer elemeit mezőkbe lehet sorolni az alapján, hogy az elem "utolsó" elektronja melyik alhéjra épül be, így beszélhetünk s-, p-, d- és f-mezőkről. Az s-mező magába foglalja az első két csoportot (az alkálifémeket és alkáliföldfémeket), valamint a hidrogént és a héliumot. A p-mezőbe az utolsó hat csoport elemei tartoznak (13-18-as csoportok, vagy III-VIII. főcsoportok) és más elemek mellett tartalmazza az összes félmfémet és nemfémet. A d-mező a 3-12 (vagy IIIb-IIb) csoportokat foglalja magába és tartalmazza az összes átmenetifémet. Az f-mező, melyet helytakarékossági okokból gyakran külön ábrázolnak a periódusos rendszer többi részétől, nem tartalmaz számozott csoportokat és a lantanoidákból és az aktinoidákból áll.

Fémek, félfémek, nemfémek

     Fémek,      félfémek és      nemfémek elhelyezkedése a periódusos rendszerben. Egyes elemek besorolása a forrástól függően változó lehet.

Közös fizikai és kémiai tulajdonságaik alapján az elemeket három nagyobb csoportra lehet osztani: fémekre, félfémekre és nemfémekre. A fémek jellemzően fénylő, jó elektromos- és hővezető, jól nyújtható és kalapálható, a higany kivételével szilárd anyagok, melyek egymással ötvözeteket, nemfémekkel pedig sószerű ionos vegyületeket képeznek. A nemfémek többsége színes, vagy színtelen, a hőt rosszul vezető szigetelő gáz, amelyek egymással kovalens vegyületeket alkotnak. A fémek elektronleadással könnyedén képeznek kationokat, míg a nemfémek hajlamosak inkább elektronfelvétellel anionná alakulni. A fémek és nemfémek közt helyezkednek el a félfémek, melyek tulajdonságai átmenetet képeznek a két csoport közt, vagy keverékei azoknak.

A fémeket és nemfémeket fel lehet osztani további alcsoportokra, ami a fémes jelleg nemfémes jellegbe való átmenetét mutatja a periódusban balról jobbra haladva. A fémeken belül külön csoportot alkotnak a nagy reakciókészségű alkálifémek, a kevésbé reaktív alkáliföldfémek, lantanoidákg és aktinoidák, az átmenetifémek és végül a fizikailag és kémiailag is gyenge másodfajú fémek. A nemfémeket egyszerűen többatomos nemfémekre, kétatomos nemfémekre és nemesgázokra osztják. A többatomos nemfémek, melyek a félfémekhez legközelebb helyezkednek el mutatnak még némi fémes karaktert, míg a kétatomos nemfémek és az egyatomos és szinte teljesen inert nemesgázok már egyáltalán nem. Egyéb speciális csoportosítások is, például a tűzálló fémek, vagy a nemesfémek (mindkét csoport az átmenetifémek egy alcsoportja) is ismertek.

Az elemek közös tulajdonságaik alapján való kategorizálása nem tökéletes. Minden kategóriában tulajdonságok széles spektruma jelenik meg és könnyen lehet ezek határain átfedéseket találni. Például a berilliumot az alkáliföldfémek közé sorolják, de amfoter tulajdonsága és a kovalens vegyületek alkotására való hajlama mind olyan tulajdonságok, melyek inkább a másodfajú fémekre jellemzőek. Az elemek ily módon való kategorizálása legalább 1869-ig nyúlik vissza, amikor Hinrichs leírta, hogy a periódusos rendszerben egyszerű határvonalakkal el lehet különíteni a hasonló tulajdonságú elemeket, például a fémeket és nemfémeket, vagy a gáz halmazállapotú elemeket. Az elemek más alapelvek szerinti besorolása is lehetséges, például geokémiai szempontok alapján a Goldschmidt-féle rendszer, vagy a Szádeczky-Kardoss-féle geokémiai rendszer szerint, vagy esetleg kristályszerkezetük szerint.

Periodikusan változó tulajdonságok

Elektronszerkezet

Az elektronhéjak és alhéjak kiépülésének sorrendje

A semleges atomok egy kis méretű, de nagy tömegű, pozitív töltésű, protonokból és neutronokból felépülő atommagból és az ezt körülvevő jóval ritkább, negatív töltésű elektronburokból állnak. Az atommag körül elhelyezkedő elektronokat négy kvantumszám segítségével jellemezhetjük, amelyek meghatározzák az elektron energiáját, térbeli elhelyezkedését és egyéb sajátságokat is. A főkvantumszám (n) megadja az elektron általános energiaszintjét. A szám növekedése az elektron és a mag távolságát is jelzi, ezért azt mondjuk, hogy a különböző főkvantumszámhoz tartozó elektronok különböző elektronhéjon vannak. Az n = 1, 2, 3... értékekhez tartoznak a K, L, M... héjak. A mellékvantumszám (l) a pálya impulzusmomentumát, illetve az elektron töltéseloszlásának az alakját adja meg. Egy elektron l kvantumszámainak értékei a főkvantumszámtól függnek: összesen n értéke lehet az n-1 tartományban, azaz l lehet 0, 1, 2, 3.... A mellékvantumszámok alhéjakat határoznak meg, így az l = 0, 1, 2, 3... értékekhez tartozó elektronokat s, p, d, f... elektronoknak is nevezzük. A mágneses kvantumszám (m) a pálya térbeli irányultságát adja meg, értéke 2l + 1 lehet (0, ±1, ±2...), így az s-elektronoknak csak egyféle beállása lehetséges, a p-elektronoknak viszont már három és így tovább. A negyedik kvantumszámot spinkvantumszámnak nevezik, értéke - ½ és + ½ lehet. Az atomokon belül valamennyi elektron leírható ezzel a négy kvantumszámmal és a Pauli-elv értelmében egy atomban nincs két olyan elektron, melynek mind a négy kvantumszáma megegyezne.

Periodikusan változó tulajdonságok (a nyilak a növekedést jelképezik)

Ezek alapján belátható, hogy közvetlen és egyszerű kapcsolat van az atomok elektronszerkezete és a periódusos rendszer formája között. A periódusos rendszer első eleme, a hidrogén egyetlen elektront tartalmaz, elektronkonfigurációja 1s¹. Az ezt követő elem, a hélium két elektronnal rendelkezik, elektronszerkezete 1s², és mivel n=1, l=0, m=0 és m_s=±½, így több elektron nem is fér erre a héjra, így a hélium lezárja az első periódust. A továbbiakban is ugyanezen elvek alapján töltődnek fel az elektronok: mindig új periódus kezdődik, ha az elem leglazábban kötött elektronjának főkvantumszáma nő. Általánosan elmondható, hogy az alhéjak az n+l növekvő értékének sorrendjében töltődnek fel és abban az esetben ha két elektron n+l értéke megegyezik,a akkor előbb a kisebb n értékű az erősebben kötött. Így a második periódusban a 2p-alhéj kiépülése miatt már nyolc elektron van, de a 3d-alhéj csak a negyedik periódusban kezd el kiépülni (n+l = 5 a 3d-alhéjnál és 4 a 4s alhéjnál), a 4f-alhéj pedig csak a hatodik periódusban. A periódusos rendszer elrendezéséből adódóan az azonos oszlopban (csoportban) lévő elemek legkülső héján, vagyis a vegyértékhéján lévő elektronok száma megegyezik.

Minthogy az elemek tulajdonságait legnagyobbrészt az elektronszerkezete határozza meg, az elemek tulajdonságai visszatérő mintázatot, vagyis periodicitást mutatnak, melyek némelyikét (atomsugár, ionizációs energia és elektronaffinitás) a lentebbi diagramok szemléltetik. A tulajdonságok e periodicitása vezetett az első periódusos rendszerek megalkotásához.

Atomsugár

Elemek atomsugara a rendszám függvényében

Az atomsugár kiszámíthatóan és jól magyarázható módon változik a periódusos rendszerben. Az elemek atomsugara a periódusokban a rendszám növekedésével az alkálifémektől kezdve a nemesgázokig általánosan csökken, a csoportokon belül pedig nő. A periódusokon belüli csökkenés oka az, hogy a növekvő protonszám miatt az atommag egyre erősebb vonzó hatást gyakorol az elektronokra, a csoportokon belüli növekedést pedig az okozza, hogy a vegyértékelektronok egyre nagyobb méretű héjra épülnek be. Az atomok sugara drasztikusan nő a periódusok végén lévő nemesgázok és a következő periódus elején lévő alkálifémek között.

A 4f-alhéj elektronjai, melyek a cériumtól (58-as rendszámú elem) az itterbiumig (70-es rendszámú elem) töltődnek fel, képtelenek a növekvő magtöltést hatékonyan árnyékolni. A lantanidákat közvetlenül követő elemek atomsugara lényegesen kisebb a várhatónál, és majdnem megegyezik a felettük lévő elemek atomsugarával. Ennélfogva a hafniumnak gyakorlatilag megegyezik az atomsugara (és a kémiai tulajdonságai) a cirkóniuméval, hasonlóan a tantál atomsugara is közel azonos a nióbiuméval és így tovább. Ezt a jelenséget lantanoida kontrakciónak nevezik. A lantanoida kontrakció hatása a platináig figyelhető meg, ez után az inert pár effektusként ismert relativisztikus hatás elfedi azt. Egy hasonló jelenség, a d-mező kontrakció figyelhető meg a d-mező és p-mező elemei közt, de ennek a hatása kevésbé hangsúlyos.

Ionizációs energia

Az első ionizációs energia változása a periódusos rendszerben: minimuma minden periódusban a periódus elején az alkálifémeknél, maximuma a periódus végén a nemesgázoknál van.

Az első ionizációs energia a semleges atomról egy elektron eltávolításához szükséges energia, a második ionizációs energia egy második elektron eltávolításához szükséges energia és így tovább. Egy adott atomnál az egymást követő ionizációs energiák értéke mindig nagyobb az előzőnél, például a magnézium első ionizációs energiája 738 kJ/mol, a második pedig 1450 kJ/mol. Ez abból következik, hogy a második elektront már egy pozitív töltésű ionról kell leszakítani és ez mindig nagyobb energiát igényel, mint ha semleges atomról kellene eltávolítani. Nagy ugrás történik az egymást követő ionizációs energiák értékében, ha az elektront nemesgáz-szerkezetű ionról kell eltávolítani. Ismét a magnézium példáján szemléltetve: az első két ionizációs energia megfelel a két 3s elektron eltávolításához szükséges energiának, így a harmadik ionizációs energia jelentősen nagyobb, 7730 kJ/mol, mivel a harmadik elektront a nagyon stabil neonhoz hasonló elektronszerkezetű Mg²⁺-ionról kell leszakítani.

Az ionizációs energia változására periodicitás jellemző. A periódusokon belül a rendszám növekedésével növekvő magvonzás egyre nehezebbé teszi az elektronok leszakítását, ezért a periódusokon belül az ionizációs energia tendenciaszerűen nő. A csoportokon belül a rendszám növekedésével az ionizációs energia viszont csökken, mivel a külső elektronok egyre távolabbi héjakon helyezkednek el, ahol egyre kisabb magtöltés hat rájuk és ezért egyre könnyeben leszakíthatók. A periódusokon belül az ionizációs energia növekedése nem teljesen monoton. Például a III. főcsoportbeli bór első ionizációs energiája alacsonyabb az előtte lévő II. főcsoportbeli berillium első ionizációs energiájánál. Ennek oka az, hogy a bór legkülső elektronja az s-alhéjnál valamivel magasabb energiaszintű p-alhéjra kerül, ahonnan így könnyebben leszakítható. Hasonló csökkenés figyelhető meg a VI. főcsoportban, ahol a legkönnyebben leszakítható elektron ellentétes spinnel épül be az egyik p-pályára, ahonnan a másik elektronnal kialakuló elektrosztatikus taszítóerő könnyíti meg a leszakítást.

Elektronegativitás

A diagram az egymást követő csoportok közötti növekvő elektronegativitást, illetve az elektronegativitás csoportokon belüli változásait szemlélteti

Az elektronegativitás az egyes atomok elektronvonzó képességét fejezi ki. Az atomok elektronegativitása függ a rendszámtól és a vegyértékelektronok magtól való távolságától. Minél nagyobb egy elem elektronegativitása, annál jobban vonzza az elektronokat. Az elektronegativitás fogalmának bevezetését először Linus Pauling javasolta 1932-ben. Az elektronegativitás a periódusos rendszeren belül általánosságban balról jobbra és lentről felfelé növekszik. Így a fluor a legnagyobb és a cézium a legkisebb elektronegativitású, legalábbis azon elemek közül, melyekről pontos adatok elérhetők.

Ezen általános szabály alól van néhány kivétel. A gallium és germánium elektronegativitása például nagyobb, mint a fölöttük elhelyezkedő alumínium és szilícium elektronegativitása a d-mező kontrakció miatt. A negyedik periódus közvetlenül az átmenetifémek utáni elemeinek szokatlanul kicsi az atomsugara, mivel a 3d-elektronok nem árnyékolják hatékonyan az atommag növekvő töltését és a kisebb atomméretek összefüggésben állnak a nagyobb elektronegativitással.

Elektronaffinitás

Az elektronaffinitás változása a rendszám függvényében. Az elektronaffinitás értéke általánosan növekszik minden periódusban és a halogéneknél éri el a tetőpontját, mielőtt meredeken csökken a nemesgázoknál. Lokális maximumok figyelhetők meg a hidrogénnél, az alkálifémeknél és a 11. csoport elemeinél, amelyeket az s-alhéj betöltődésekor stabilizálódó szerkezet okoz (az arany 6s alhéját relativisztikus hatások és a teljesen betöltött 4f-alhéj jelenléte tovább stabilizálja). Lokális minimumokat az alkáliföldfémeknél, a nitrogénnél, foszfornál, mangánnál és réniumnál lehet megfigyelni, ezekért a betöltött s-alhéjak, vagy a félig betöltött p-, vagy d-alhéjak a felelősek.

Egy atom elektronaffinitása azt az energiamennyiséget jelenti, ami akkor szabadul fel, ha a semleges atom egy elektron felvételével negatív töltésű ionná alakul. Általánosságban a nemfémek pozitívabb elektronaffinitással bírnak, mint a fémek. Az elemek közül a klórnak a legnagyobb és a higanynak a legkisebb az elektronaffinitása. Az elektronaffinitás a periódusokon belül általánosan növekszik, értéke minden periódusban a halogéneknél a legnagyobb, ugyanis ezeknél az elemeknél egy elektron felvételével stabilis nemesgázszerkezet alakul ki, és ez nagy energiafelszabadulással jár.

A csoportokon belül lefelé haladva csökkenő elektronaffinitás lenne várható. A plusz elektron az atommagtól egyre távolabbi elektronhéjra lépne be, így a rá ható magvonzás is egyre kisebb lenne és ezért kevesebb energia szabadulna fel a hozzáadásakor. Ezzel szemben az elemek közel egyharmada rendellenesen viselkedik abban az értelemben, hogy a nehezebb elemek nagyobb elektronaffinitással bírnak, mint a náluk könnyebb csoporttársaik. Ezért nagyrészt a d- és f-elektronok gyenge árnyékoló hatása a felelős. A csoportok közül egyedül az alkálifémeknél figyelhető meg az egész csoportra kiterjedő egyenletes csökkenés.

Fémes jelleg

Minél alacsonyabb az ionizációs energia, elektronegativitás és elektronaffinitás értéke, annál inkább fémes jellegű az adott elem. Ugyanezen értékek növekedésével a nemfémes jelleg erősödik. A tulajdonságok periodikus változásából következően a fémes karakter a csoportokon belül nő, a periódusokon belül pedig általánosan csökken, néhány szabálytalansággal amit főként a d- és f-elektronok gyenge árnyékolóképessége, valamint relativisztikus hatások okoznak. Így a legfémesebb elemek (mint a cézium és a francium) a periódusos rendszer bal alsó sarkában, a leginkább nemfémes jellegű elemek (oxigén, fluor és klór), pedig a jobb felső részén találhatóak. A függőleges és vízszintes változások kombinációja magyarázatul szolgál az egyes periódusos rendszerben megjelenő, fémek és nemfémek közti lépcsőzetes határvonalra, illetve az ezen vonal mentén található elemek félfémek közé való sorolásának gyakorlatára.

Története

Első rendszerezési kísérletek

A periódusos rendszer elemeinek felfedezése

1789-ben Antoine Lavoisier közzétett egy 33 kémiai elemet tartalmazó listát, amelyen az elemeket gázokra, fémekre, nemfémekre és földekre osztotta. A következő évszázadot a vegyészek pontosabb osztályozási rendszer keresésével töltötték. 1829-ben Johann Wolfgang Döbereiner megfigyelte, hogy számos elemet kémiai tulajdonságaik alapján úgynevezett triádokba lehet sorolni. Ilyen triádot alkotott például a lítium, nátrium és kálium, vagy a klór, bróm és jód. Döbereiner észrevette, hogy a triádok középső elemének atomtömege a két másik számtani közepe, ez később a triádok törvényeként vált ismertté. A német kémikus, Leopold Gmelin 1843-ban tíz triádot, három négytagú és egy öttagú csoportot azonosított. Jean-Baptiste Dumas 1857-ben publikálta munkáját, amelyben leírta a fémek különböző csoportjai közti kapcsolatokat. Bár számos vegyész felismerte az elemek kisebb csoportjai közti kapcsolatokat, de még mindig szükség volt egy nagyobb, átfogó rendszerre, mely az összes elemet magába foglalja.

1857-ben a német vegyész August Kekulé megfigyelte, hogy a szénhez vegyületeiben jellemzően négy másik atom kapcsolódik. A metánban például egy szénatom és négy hidrogénatom van. Ez az elgondolás, vagyis, hogy a különböző elemek különböző számú atommal létesítenek kötéseket vegyérték néven vált ismertté.

1862-ben a francia geológus, Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois közzétette a periódusos rendszer egy korai változatát, amelyet tellúr hélixnek vagy csavarnak hívott. Az elemeket növekvő atomtömegük alapján spirálisan rendezte el egy hengeren, és így világosan látszódott, hogy a hasonló tulajdonságú elemek szabályos időközönként helyezkedtek el. Táblázata azonban az elemek mellett néhány iont és vegyületet is tartalmazott és munkájában inkább geológiai, mint kémiai kifejezéseket használt, ezért nem is kapott jelentős figyelmet.

1864-ben Julius Lothar Meyer közzétett egy táblázatot, amelyben 44 elemet vegyértékük szerint rendezett el. A táblázat megmutatta, hogy a hasonló tulajdonságú elemeknek gyakran megegyezett a vegyértéke. Egyidejűleg, William Odling is publikálta táblázatát, amely 57 elemet tartalmazott és atomtömegük alapján rendezte el őket.

With some irregularities and gaps, he noticed what appeared to be a periodicity of atomic weights among the elements and that this accorded with "their usually received groupings". Odling alluded to the idea of a periodic law but did not pursue it. He subsequently proposed (in 1870) a valence-based classification of the elements.

Newlands' periodic table, as presented to the Chemical Society in 1866, and based on the law of octaves

English chemist John Newlands produced a series of papers from 1863 to 1866 noting that when the elements were listed in order of increasing atomic weight, similar physical and chemical properties recurred at intervals of eight; he likened such periodicity to the octaves of music. This so termed Law of Octaves, however, was ridiculed by Newlands' contemporaries, and the Chemical Society refused to publish his work. Newlands was nonetheless able to draft a table of the elements and used it to predict the existence of missing elements, such as germanium. The Chemical Society only acknowledged the significance of his discoveries five years after they credited Mendeleev.

In 1867, Gustavus Hinrichs, a Danish born academic chemist based in America, published a spiral periodic system based on atomic spectra and weights, and chemical similarities. His work was regarded as idiosyncratic, ostentatious and labyrinthine and this may have militated against its recognition and acceptance.

Mengyelejev táblázata

Dmitri Mendeleev, watercolour by Ilya Repin

Mendeleev's periodic table from his book

A version of Mendeleev's 1869 periodic table: An experiment on a system of elements based on their atomic weights and chemical similarities. This early arrangement presents the periods vertically, and the groups horizontally.

Russian chemistry professor Dmitri Mendeleev and German chemist Julius Lothar Meyer independently published their periodic tables in 1869 and 1870, respectively. Mendeleev's table was his first published version; that of Meyer was an expanded version of his (Meyer's) table of 1864. They both constructed their tables by listing the elements in rows or columns in order of atomic weight and starting a new row or column when the characteristics of the elements began to repeat.

The recognition and acceptance afforded to Mendeleev's table came from two decisions he made. The first was to leave gaps in the table when it seemed that the corresponding element had not yet been discovered. Mendeleev was not the first chemist to do so, but he was the first to be recognized as using the trends in his periodic table to predict the properties of those missing elements, such as gallium and germanium. The second decision was to occasionally ignore the order suggested by the atomic weights and switch adjacent elements, such as tellurium and iodine, to better classify them into chemical families. Later in 1913, Henry Moseley determined experimental values of the nuclear charge or atomic number of each element, and showed that Mendeleev's ordering actually corresponds to the order of increasing atomic number.

The significance of atomic numbers to the organization of the periodic table was not appreciated until the existence and properties of protons and neutrons became understood. Mendeleev's periodic tables used atomic weight instead of atomic number to organize the elements, information determinable to fair precision in his time. Atomic weight worked well enough in most cases to (as noted) give a presentation that was able to predict the properties of missing elements more accurately than any other method then known. Substitution of atomic numbers, once understood, gave a definitive, integer-based sequence for the elements, and Moseley predicted (in 1913) that the only elements still missing between aluminium (Z=13) and gold (Z=79) were Z = 43, 61, 72 and 75, all of which were later discovered. The sequence of atomic numbers is still used today even as new synthetic elements are being produced and studied.

Második verzió és további fejlődés

Mendeleev's 1871 periodic table with eight groups of elements. Dashes represented elements unknown in 1871.

Eight-column form of periodic table, updated with all elements discovered to 2016

In 1871, Mendeleev published his periodic table in a new form, with groups of similar elements arranged in columns rather than in rows, and those columns numbered I to VIII corresponding with the element's oxidation state. He also gave detailed predictions for the properties of elements he had earlier noted were missing, but should exist. These gaps were subsequently filled as chemists discovered additional naturally occurring elements. It is often stated that the last naturally occurring element to be discovered was francium (referred to by Mendeleev as eka-caesium) in 1939. However, plutonium, produced synthetically in 1940, was identified in trace quantities as a naturally occurring element in 1971.

The popular periodic table layout, also known as the common or standard form (as shown at various other points in this article), is attributable to Horace Groves Deming. In 1923, Deming, an American chemist, published short (Mendeleev style) and medium (18-column) form periodic tables. Merck and Company prepared a handout form of Deming's 18-column medium table, in 1928, which was widely circulated in American schools. By the 1930s Deming's table was appearing in handbooks and encyclopaedias of chemistry. It was also distributed for many years by the Sargent-Welch Scientific Company.

With the development of modern quantum mechanical theories of electron configurations within atoms, it became apparent that each period (row) in the table corresponded to the filling of a quantum shell of electrons. Larger atoms have more electron sub-shells, so later tables have required progressively longer periods.

Glenn T. Seaborg who, in 1945, suggested a new periodic table showing the actinides as belonging to a second f-block series

In 1945, Glenn Seaborg, an American scientist, made the suggestion that the actinide elements, like the lanthanides, were filling an f sub-level. Before this time the actinides were thought to be forming a fourth d-block row. Seaborg's colleagues advised him not to publish such a radical suggestion as it would most likely ruin his career. As Seaborg considered he did not then have a career to bring into disrepute, he published anyway. Seaborg's suggestion was found to be correct and he subsequently went on to win the 1951 Nobel Prize in chemistry for his work in synthesizing actinide elements.

Although minute quantities of some transuranic elements occur naturally, they were all first discovered in laboratories. Their production has expanded the periodic table significantly, the first of these being neptunium, synthesized in 1939. Because many of the transuranic elements are highly unstable and decay quickly, they are challenging to detect and characterize when produced. There have been controversies concerning the acceptance of competing discovery claims for some elements, requiring independent review to determine which party has priority, and hence naming rights. In 2010, a joint Russia–US collaboration at Dubna, Moscow Oblast, Russia, claimed to have synthesized six atoms of tennessine (element 117), making it the most recently claimed discovery. It, along with nihonium (element 113), moscovium (element 115), and oganesson (element 118), are the four most recently named elements, whose names all became official on 28 November 2016.

Források

• Ball, P.. The Ingredients: A Guided Tour of the Elements. Oxford: Oxford University Press (2002). ISBN 0-19-284100-9 
• Chang, R.. Chemistry, 7th, New York: McGraw-Hill Higher Education (2002). ISBN 978-0-19-284100-1 
• Gray, Theodore. The Elements: A Visual Exploration of Every Known Atom in the Universe. New York: Black Dog & Leventhal Publishers (2009). ISBN 978-1-57912-814-2 
• Chemistry of the Elements. Pergamon Press (1984. április 5.). ISBN 0-08-022057-6 
• Principles of structure and reactivity, 4th, New York: Harper Collins College Publishers. ISBN 0-06-042995-X 
• Moore, J.. Chemistry For Dummies. New York: Wiley Publications, 111. o. (2003). ISBN 978-0-7645-5430-8 
• Scerri, Eric. The periodic table: Its story and its significance. Oxford: Oxford University Press (2007). ISBN 0-19-530573-6 
• Scerri, Eric. The periodic table: A very short introduction. Oxford: Oxford University Press (2011). ISBN 978-0-19-958249-5 
• Venable, F. P.. The Development of the Periodic Law. Easton, Pennsylvania: Chemical Publishing Company (1896) 

Fordítás

Ez a szócikk részben vagy egészben a periodic table című angol Wikipédia-szócikk ezen változatának fordításán alapul. Az eredeti cikk szerkesztőit annak laptörténete sorolja fel. Ez a jelzés csupán a megfogalmazás eredetét és a szerzői jogokat jelzi, nem szolgál a cikkben szereplő információk forrásmegjelöléseként.