Grupy i okresy układu okresowego

Budowę współczesnego układu okresowego można wyjaśnić biorąc pod uwagę liczby (Z) elektronów w atomach. Wiemy już, że wspólczesny układ okresowy składa się z 18 kolumn, pogrupowanych w bloki s, p, d i f. Na rys. 3 przedstawiono układ okresowy pierwiastków chemicznych w układzie blokowym uwzględniającym zapełnianie poszczególnych podpowłok elektronami.

Rys. 3 Układ okresowy pierwiastków

Atomy pierwiastków dwóch pierwszych kolumn, licząc od lewej strony, zapełniają podpowłoki s. Atomy pierwiastków dziesięciu następnych kolumn zapełniają elektronami podpowłoki d. Atomy pierwiastków ostatnich sześciu kolumn zapełniają podpowłoki p.
Bloki s i p obejmują grupy główne i cechą charakterystyczną dla tych grup jest liczba elektronów walencyjnych, których liczbę możemy wyznaczyć z numeru grupy. W bloku s numer grupy (1 lub 2) pokrywa się z liczbą elektronów walencyjnych. W bloku p można określić liczbę tych elektronów, odejmując liczbę 10 od numeru grupy.

Bloki układu okresowego oznacza się literami, które określają ostatnie orbitale obsadzane zgodnie z zasadą rozbudowy powłok. Numer okresu pokrywa się z główną liczbą kwantową powłoki walencyjnej.

Szczegółowe rozmieszczenie elektronów na poziomach energetycznych prezentuje tabela 2

• KLIKNIJ

oraz

• KLIKNIJ

Każdy nowy okres odpowiada obsadzaniu powłoki o nowej głównej liczbie kantowej. Tłumaczy to różne długości okresów. Okres 1 obejmuje tylko dwa pierwiastki, H i He. Atom wodoru o liczbie atomowej Z = 1 ma jeden elektron, który w stanie podstawowym zajmuje najniższy energetycznie orbital s w powłoce n = 1. Konfiguracja elektronowa wodoru H: 1s¹.
Atom helu (Z = 2) zawiera dwa elektrony w stanie 1s o przeciwnych spinach. Przy n = 1 poboczna liczba kwantowa l może przybierać tylko jedną wartość l = 0 i tym samym liczba kwantowa magnetyczna przyjmuje wartość m = 0. Dlatego dla n = 1 mogą istnieć jedynie dwa stany kwantowe różniące się liczbą spinową s. W atomie helu dwa elektrony o przeciwnych spinach kończą zapełnianie powłoki n = 1. Konfiguracja elektronowa helu He: 1s².
Okres 2 obejmuje osiem pierwiastków, od Li do Ne. Lit (Z = 3) ma trzy elektrony. Dwa wypełniają powłokę K (n = 1), natomiast trzeci elektron rozpoczyna nową powłokę L (n = 2) zajmując na niej najmniejszą energetycznie podpowłokę 2s. Konfiguracja elektronowa litu Li: 1s²2s¹. W stanie 2s mogą występować dwa elektrony, toteż konfigurację elektronową pierwiastka o liczbie atomowej Z = 4 berylu możemy zapisać Be: 1s²2s². Powłoka L (n = 2) obejmuje zgodnie z zakazem Pauliego dwie podpowłoki; l = 0 (podpowłoka s) oraz l = 1 (podpowłoka p). Dla l = 1 magnetyczna liczba kwantowa przyjmuje wartości: m = -1, 0, +1. Na trzech orbitalach uwzględniając spinową liczbę kwantową, może pomieścić się sześć elektronów. Zabudowa tej podpowłoki następuje kolejno począwszy od boru (Z = 5) poprzez węgiel, azot, tlen, fluor i kończy na neonie (Z = 10), który ma wypełnione wszystkie orbitale p. Ne: 1s²2s²2p⁶.
Podobnie jak w okresie drugim, w okresie trzecim elektrony kolejno obsadzają podpowłoki 3s i 3p. Całkowite zapełnienie następuje na argonie Ar: 1s²2s²p⁶3s²p⁶.
Podpoziom 3d, leżący powyżej podpoziomu 4s, nie zostaje zapełniony w tym okresie.
W czwartym okresie potas i wapń zapełniają podpowłokę 4s. Od skandu, który jest odmienny od swoich homologów w trzeciej grupie: baru i glinu rozpoczyna się zapełnianie dotąd nie obsadzonego dzisięcioelektronowego podpoziomu 3d.
Tym samym zapoczątkowuje w układzie okresowym pierwszą grupę przejściową zawierającą pierwiastki: skand, tytan, wanad, chrom, mangan, żelazo, kobalt, nikiel, miedź i cynk. Należy zauważyć, że zapełnianie podpowłoki 3d następuje już dla miedzi (Cu: [Ar]3d¹⁰4s¹) na skutek przeskoku jednego elektronu z poziomu 4s na podpoziom 3d. Podobny przeskok ma miejsce dla chromu (Cr: [Ar]3d⁵4s¹) dając trwalsze połówkowe obsadzenie podpowłoki 3d.
Część elektronów 3d może brać udział w reakcjach chemicznych razem z elektronami 4s. Dlatego elektrony 3d są również elektronami walencyjnymi. Pierwiastki czwartego okresu od Z = 21 do Z = 30, zwane pierwiastkami przejściowymi, zmieniają w szerokim zakresie stopnie utlenienia. Wiąże się to z minimalnym nakładem energii.
Maksymalna wartościowość pierwiastków przejściowych, podobnie jak dla pierwiastków grup głównych (s- i p- elektronowych), jest zgodna z liczbą porządkową grupy: suma elektronów s i d jest zawsze równa numerowi grupy. Pierwiastki przejściowe są metalami, ponieważ w zewnętrznej powłoce mają dwa elektrony s.
Od galu począwszy pierwiastki zapełniają podpowłokę 4p a kończy sie na kryptonie.
W okresie piątym zapełnianie podpowłoki 5s, 4d i 5p następuje analogicznie jak w okresie czwartym.
Zarówno okres czwarty i piąty nie są całkowicie zapełnione, gdyż zawierają tylko 18 elektronów. Natomiast dla piątego okresu n = 5 według zakazu Pauliego możliwych jest 50 różnych stanów kwantowych.
Zapełnianie podpoziomu 4f następuje dopiero w szóstym okresie po zapełnieniu podpoziomu 6s (Cs Z = 55 i Ba Z = 56). Pierwiastki powstałe przez zapełnienie podpoziomu 4f noszą nazwę pierwiastków ziem rzadkich. Pierwiastek o Z = 57 lantan, mimo że nadaje nazwę pierwiastków ziem rzadkich - lantanowce, to sam należy do III grupy układu okresowego, ponieważ zaczyna wypełnianie podpowłoki 3d. La: 1s²2s²p⁶3s²p⁶d¹⁰4s² p⁶d¹⁰5²p⁶d¹6s²
Począwszy od ceru Z = 58 zabudowie ulega trzeci od zewnątrz licząc czternastoelektronowy podpoziom 4f. Ze względu na taką samą budowę obu zewnętrznych powłok, właściwości chemiczne i fizyczne lantanowców są niemal identyczne.
Po zapełnieniu podpowłoki 4f (Lu Z = 71) dalsze pierwiastki zapełniają kolejną podpowłokę 5d (Z = 72 - 80) oraz 6p (Z = 81 - 86). Okres szósty zawiera razem 2 + 6 + 10 + 14 = 32 pierwiastki.
W siódmym okresie najpierw następuje zapełnianie podpowłoki 7s: frans Fr (Z = 87) i rad (Z = 88). Następny pierwiastek aktyn rozpoczyna grupę aktynowców. Rozbudowa podpowłoki 5f następuje prawdopodobnie u protaktynu przy czym możliwe jest, że pierwszy elektron 5f przyłącza już tor. Nie ustalono to jednoznacznie. Pierwiastek 104 jest niewątpliwe pierwszym pierwiastkiem 6d - elektronowym.
Periodyczność cech fizykochemicznych pierwiastków wynika z powtarzającego się podobieństwa rozkładu elektronów na zewnętrznych powłokach. Dlatego pierwiastki należące do tej samej kolumny (grupy) układu okresowego mają zbliżone właściwości chemiczne, gdyż mają tę samą liczbę i konfigurację elektronów walencyjnych. Dla tych samych powodów duże podobieństwo wykazują pierwiastki przejściowe, w których zewnętrzna powłoka kolejnych pierwiastków nie zmienia się, a zabudowie ulega, w miarę wzrostu Z, druga od zewnątrz podpowłoka d.
Zrozumienie budowy układu okresowego przez powiązanie go z budową atomów, a ściślej z rozmieszczeniem elektronów na powłokach, rozwiązało jeden z najważniejszych problemów chemicznych. Jeżeli spojrzeć wstecz na drogę prowadzącą do tego celu, widać jak była ona długa i żmudna.
Rezultat tych wysiłków jest jednak prosty i posiada element estetycznej harmonii, ładu i piękna istniejącego w przyrodzie.

POWRÓT

GŁÓWNA