Mniej więcej w połowie XIX wieku rosyjski chemik Dymitr

Mniej więcej w połowie XIX wieku rosyjski chemik Dymitr Mendelejew zauważył pewne
prawidłowości, jeśli chodzi o właściwości chemiczne, a czasem i fizyczne, znanych wówczas
pierwiastków (a nie wszystkie jeszcze były wówczas odkryte). Analizując je, doszedł do wniosku,
że jeśli za główne kryterium porządkowania pierwiastków przyjąć masę atomową, to pozostałe
właściwości zmieniają się okresowo, w sposób bardzo podobny w poszczególnych okresach. Tak
powstała Tablica Mendelejewa – prekursor dzisiejszego Układu Okresowego Pierwiastków. I choć
dzisiejszy układ wizualnie dość mocno odbiega od pierwotnej edycji tablicy Mendelejewa, to
wprowadzona przez niego do chemii idea okresowości jest nadal podstawą UOP (interaktywna
tablica)
Układ okresowy pierwiastków to swoista mikroencyklopedia chemika. Poszczególne komórki
tabeli zawierają podstawowe dane pierwiastków, najczęściej liczbę atomową, symbol i nazwę pierwiastka, masę atomową oraz inne parametry, jak wartość elektroujemności, możliwe wartościowości w związkach, konfiguracje elektronowe czy inne istotne dane, jeśli tylko wielkość tablicy
pozwala na ich umieszczenie w sposób czytelny. Ktoś, kto przyswoił sobie podstawowe reguły
chemiczne, potrafi z tablicy wyczytać o wiele więcej niż tylko podane in extenso wartości.
Z niewielką przesadą można uznać, że układ okresowy pierwiastków zawiera w sposób zakodowany najistotniejsze właściwości pierwiastków. Ponieważ zdecydowana większość tych właściwości związana jest z konfiguracją elektronową atomów pierwiastka, warto skorzystać z tablicy ,
która pokazuje, jak systematycznie i okresowo zmienia się konfiguracja elektronowa na tle układu
okresowego pierwiastków.
W UOP wyróżniamy grupy pierwiastków (kolumny tabeli), które numerujemy od 1 do 18,
oraz okresy (wiersze tabeli) I do VII. W obrębie grupy pierwiastki mają podobne właściwości
chemiczne, a czasem i fizyczne, które dość systematycznie zmieniają się wraz z numerem okresu
(np. „z góry na dół” rośnie wielkość atomu, metaliczność, maleje elektroujemność itp.)
blok s
blok d
blok p
Całą tabelę dzielimy na trzy podstawowe bloki:
• blok s to dwie pierwsze kolumny (grupy 1 i 2);
pierwiastki bloku s charakteryzuje obsadzenie w powłoce walencyjnej wyłącznie orbitala
typu s;
• blok p to grupy 13 – 18;
tu elektrony walencyjne obsadzają prócz orbitala s także orbitale typu p;
Warto zwrócić uwagę na ostatnią grupę 18, zawierającą pierwiastki posiadające oktet na
powłoce walencyjnej (ostatnia powłoka o konfiguracji s 2p6) i z tego powodu będące bierne
chemicznie (tzw. gazy szlachetne);
• blok d, czyli grupy 3-12; tzw. metale przejściowe.
W bloku d następuje obsadzanie orbitali typu d (stąd nazwa bloku) przedostatniej powłoki.
Elektrony z tych orbitali czasem biorą udział w tworzeniu wiązań chemicznych wraz
z elektronami orbitala s powłoki walencyjnej.
• Ponadto wyróżniamy dwie grupy pierwiastków – lantanowce i aktynowce. Są to pierwiastki o liczbie atomowej 58-71 (lantanowce) i 90-103 (aktynowce). W obrębie tych grup
następuje zapełnianie orbitali typu f. W grupie lantanowców wypełniana jest podpowłoka
4f, zaś w grupie aktynowców 5f (na trzeciej powłoce, licząc od ostatniej).
Znając położenie pierwiastka w układzie okresowym, każdy w miarę sprawny chemik jest w stanie
odtworzyć jego konfigurację elektronową, a na jej podstawie przewidzieć podstawowe właściwości
chemiczne. A w miarę sprawny chemik, to taki, który zna i rozumie co najmniej pojęcie orbitala,
powłoki walencyjnej, wiązań chemicznych różnych typów, zjawisko elektroujemności i polaryzacji
wiązań, a także jest w stanie przewidzieć, jak na konkretne zjawisko chemiczne może wpłynąć
ogólna zasada minimalizacji energii układu i maksymalizacji jego entropii („bałaganu”).
Właściwościami, które najbardziej systematycznie i przewidywalnie zmieniają się wraz
z liczbą atomową w obrębie grup i okresów są:
• wielkość atomu (jego promień); wielkość atomu rośnie „z góry do dołu”, bowiem w kolejnych okresach przybywa powłok. W obrębie danego okresu promień atomu nieznacznie
maleje od lewej do prawej. Jest to związane z coraz silniejszym polem elektrycznym jądra
(coraz więcej protonów w jądrze) i w związku z tym silniejszym przyciąganiem elektronów.
• elektroujemność – największa jest wówczas, gdy atom ma duże powinowactwo elektronowe, czyli niewielką odległość orbitali walencyjnych od jądra (silniejsze dodatnie pole elektryczne jądra) oraz bliską oktetowi ilość elektronów walencyjnych, co ułatwia „dobranie”
brakujących do oktetu elektronów z innego atomu. W największym stopniu te kryteria
spełnia fluor (najbardziej elektroujemny, 4) w najmniejszym frans (0,9). Elektroujemność
maleje w grupie „z góry na dół”, w okresie od prawej do lewej, a w całej tablicy „po przekątnej” od prawego górnego rogu do dolnego lewego.
• energia jonizacji – jest to ilość energii niezbędna do oderwania jednego elektronu walencyjnego od atomu danego pierwiastka; cecha o podobnym charakterze co elektroujemność.
Jej wartość zmienia się też podobnie jak elektroujemność, choć zdarzają się drobne perturbacje w przebiegu jej zmian.
• metaliczność – oprócz cech fizycznych (połysk, kowalność, przewodnictwo elektryczne
i cieplne itp.) charakteryzuje również zachowania chemiczne pierwiastka; pierwiastki metaliczne tworzą zasadowe wodorotlenki, dodatnie jony w roztworach swoich związków,
wypierają wodór z kwasów beztlenowych, ogólnie pod wpływem kwasów przechodzą
w dodatnie jony, nie reagują z wodorotlenkami. Ta ostatnia cecha dotyczy pierwiastków
pierwszej i drugiej grupy (oczywiście z pominięciem wodoru), pozostałe bywają amfoteryczne, tzn. w obecności kwasów zachowują się jak typowe metale – tworzą z nimi sole,
zaś w środowisku silnie zasadowym reagują z wodorotlenkami jak niemetale. Metaliczność zmienia się odwrotnie jak elektroujemność. W UOP podział na zasadowe metale
i kwasowe niemetale przebiega mniej więcej wzdłuż granicy wyznaczonej przez glin-polon
po stronie metali i bor-astat po stronie niemetali.
Muszę jednak ostrzec wszystkich, którzy zechcą bazować wyłącznie na tych czterech cechach, że
przyroda jest o wiele bardziej złożona niż nasze „ludzkie” podziały i klasyfikacje i potrafi czasem
spłatać nam figla i nie zastosować się do naszych reguł. Na przykład w miedzi mamy konfigurację
3d10 4s1 zamiast spodziewanej 3d9 4s2 (natura „preferuje” układ d10 i d5) i dlatego miedź tworzy
tlenki zarówno na pierwszym stopniu utlenienia Cu 2O, jak i na drugim CuO (występuje zarówno
jako jedno- jak i dwuwartościowa), choć ze spodziewanej konfiguracji 3d9 4s2 takie wnioski nie
wynikają. Srebro, leżące poniżej miedzi w tej samej grupie 11, o identycznej konfiguracji elektronów walencyjnych tworzy związki głównie na pierwszym stopniu utlenienia, zaś złoto o identycznej konfiguracji elektronów walencyjnych wyłącznie na trzecim (Au 2O3,, AuCl3). Warto też
pamiętać, że przyroda jest w wiecznym ruchu (już starożytni wiedzieli - panta rhei) i wszelkie
cechy pierwiastków, szczególnie chemiczne, wykazują większą bądź mniejszą fluktuację wokół
wartości najczęściej występujących. Możemy przyjąć, że w zależności od sytuacji, w jakiej znajdzie
się atom miedzi (wpływ otoczenia, warunków fizycznych i chemicznych) może on w konkretnej
chwili przyjąć konfigurację walencyjną 3d9 4s2 lub 3d10 4s1.