periodinė elementų sistema

periodinė elementų sistema

periòdinė elemeñtų sistemà, cheminių elementų išdėstymas lentelėje atominio skaičiaus didėjimo tvarka pagal periodišką elementų savybių kitimą. Periodinės elementų sistemos teorija remiasi kvantinės mechanikoas, apytiksliu vienelektroniu modeliu, kuris elemento atomo struktūrą aprašo elektronų išsidėstymu pasluoksniais – elektronų konfigūracija. Atomo elektrono būsena apibūdinama kvantiniais skaičiais: pagrindiniu n (nesužadintiems atomams jis lygus 1, 2, 3, ... 7), orbitiniu l (lygiu 0, 1, ..., n – 1), orbitiniu magnetiniu m_l (lygiu 0, ±1, , ±l), sukinio magnetiniu m_s (lygiu ±1/2). Vienodų n ir l elektronai yra vienodos energijos ir atome sudaro elektronų pasluoksnį nl^N. Šie elektronai vadinami ekvivalentiniais. Kai atsižvelgiama į reliatyvistinius efektus, naudojamas elektrono pilnutinio judesio kiekio momento skaičius j = l ± 1/2 ir pasluoksnį apibūdina nlj^N.

Pagal W. Paulio principą, bet kurių 2 atomo elektronų būsenos turi skirtis bent vienu kvantiniu skaičiumi. Šis principas nustato, kad kiekviename pasluoksnyje gali būti daugiausia g = 2(2l + 1) elektronų ir, kai l = 0,1,2,3, ..., g atitinkamai lygus 2, 6, 10, 14, ... To paties n elektronai sudaro sluoksnį. Kiekviename elektronų sluoksnyje, susidedančiame iš l = 0, 1, 2, 3, ..., n – 1 pasluoksnių, gali būti 2n² elektronų. Iš ekvivalentinių elektronų sudaryti pasluoksniai esant tam tikroms n ir l vertėms (0, 1, 2, 3, ...) atitinkamai žymimi ns, np, nd, nf, ... , pvz., 2s elektronai, 3p pasluoksnis. Daugumą cheminių elementų savybių, ypač chemines, lemia valentiniai elektronai.

Periodinė elementų sistema vaizduojama lentele, yra įvairių jos grafinių variantų. Lentelėje yra 118 elementų. Elementai lentelėje išdėstyti periodais (eilutėmis) ir grupėmis (stulpeliais). Yra 7 periodai ir 18 grupių (pagal ankstesnį skirstymą – 10 pagrindinių, arba A, grupių ir 8 šalutinės, arba B, grupės). Kiekvienas periodas prasideda šarminio metalo (1 periodas – vandeniliu) ir baigiasi inertinių dujų elementu. 1 periode yra tik 2 elementai – H ir He. 2 periodas susideda iš 8 elementų (Li–Ne), iš jų pirmieji 2 metalai, kiti – nemetalai. 3 periode yra t. p. 8 elementai (Na–Ar). Daugelis jų savybių yra panašios į 2 periodo atitinkamų grupių elementų savybes, išskyrus tai, kad šio periodo 13 (III A) grupės elementas Al yra metalas, o 2 periodo elementas B – praktiškai nemetalas. 4 periodą sudaro 18 elementų (K–Kr). Jame po šarminio (K) ir šarminių žemių (Ca) metalų yra įsiterpę 10 elementų, vadinamų pereinamaisiais elementais, kurių savybės skiriasi nuo prieš juos ir po jų esančių elementų savybių (daugelis jų panašios į 2 ir 3 periodų atitinkamų grupių elementų savybes, tik 14 (IV A) grupės elementas Ge yra pusmetalis, o virš jo esantis Si – nemetalas). 5 periode t. p. yra 18 elementų (Rb–Xe). Daugelio jų savybės panašios į 1–4 periodų atitinkamų grupių elementų savybes, bet ir toliau metališkosios savybės stiprėja didėjant elemento atominiam skaičiui grupėje, pvz., 14 grupėje Sn – metalas, o aukščiau jo esantis Ge – pusmetalis. 6 periodas susideda iš 32 elementų (Cs–Rn). Jame, be pereinamųjų elementų, dar yra 14 lantanoidų, jie dažniausiai pateikiami atskirai, kaip lentelės priedas. Dar daugiau metališkųjų savybių įgyja didesnių atominių skaičių elementai (grupėje), pvz., 16 (V A) grupės elementas Po. 7 periode yra 32 elementai. Visi šio periodo elementai radioaktyvūs, dauguma – gauti branduolinės sintezės būdu. Atskirą grupę sudaro 14 šio periodo elementų – aktinoidų. Elementų savybių panašumą grupėje lemia vienoda jų išorinių elektronų konfigūracija. Pagal šios konfigūracijos pobūdį elementai skirstomi taip: s elementai (1 ir 2 grupės ir He), p elementai (13–18 grupės), d elementai (3–12 grupės) ir f elementai (lantanoidai ir aktinoidai). Periodų numeriai rodo elementų elektronų sluoksnių skaičių. Perioduose didėjant atominiam skaičiui užsipildo viršutinių elektronų pasluoksniai, be to, pagal kvantinės mechanikos dėsnius, užsipildžius vieno tipo pasluoksniui, pradeda užsipildyti kito tipo pasluoksnis, t. y. pereinama į kitą elementų bloką, pvz., iš s į p arba iš s per d į p. Ypatingą vietą užima 1 periodo 1s elementai H(1s₁) ir He (1s₂). H – reaktyvus, dalyvauja daugelyje cheminių reakcijų, o He, kurio s sluoksnis užpildytas – labai inertiškas. 2 ir 3 perioduose pereinant iš 2 (II A) į 13 (III A) grupę pereinama nuo elementų ns prie nsp išorinių elektronų konfigūracijos, t. y. iš s į p elementus. Tai lemia didelius elementų savybių pokyčius, nes prie valentinių s elektronų prisideda p elektronai – susilpnėja arba išnyksta elementų metališkosios savybės, pakinta cheminio aktyvumo pobūdis, sumažėja lydymosi temperatūra ir kita. Didėjant bendram atomų elektronų skaičiui p elementų metališkosios savybės stiprėja, nes metalai yra dauguma 13 (Al, Ga, In, Tl), kai kurie 14 (Sn, Pb), 15 (Bi) ir 16 (Po) grupių elementai, dauguma p elementų vis dėlto yra nemetalai arba pusmetaliai. Pradedant 4 periodu tarp s ir p elementų įsiterpia d elementai, kurių, didėjant atominiam skaičiui, užpildomas antro nuo viršaus sluoksnio d pasluoksnis. Tai lemia nestaigų savybių kitimą perioduose kintant atominiam skaičiui. Kadangi valentiniai yra ne tik s, bet ir d elektronai, o jų gali būti daug, d elementų oksidacijos laipsnis dažniausiai yra kintamas, jo vertės gali būti didelės (pvz., Ru ir Os – iki +8). 6 ir 7 periodų elementų elektronų konfigūracija sudėtingesnė, kartais pasluoksniai užpildomi nenuosekliai. Tai labiau būdinga lantanoidams ir aktinoidams. Daugumai lantanoidų, kaip f elementams, būdinga 4f_n 6s₂ išorinių elektronų konfigūracija, Ce ir Gd atomuose yra 5d elektronas, Lu t. p. faktiškai yra d elementas, taigi lantanoiduose suardoma nuoseklaus elektronų pasluoksnių užpildymo tvarka (galbūt taip atsitinka dėl 4f ir 5d elektronų ryšio energijos, kuri lemia artimas d ir f elementų savybes, panašumo). Dar daugiau užpildymo tvarka suardoma aktinoidų grupėje, nes 5f ir 6d elektronų ryšio energijos dar artimesnės.

Istorija

Cheminius elementus sisteminti pradėta 19 a. pradžioje, vėliau D. Mendelejevas ir J. L. Meyeris sudarė cheminių elementų lenteles. 1869 D. Mendelejevas žinomus tuo metu elementus išdėstė pagal jų masių vertes ir elementų savybių kitimui pritaikė periodiškumo dėsnį (periodinis dėsnis). Tuo remdamasis jis numatė apie 10 dar neatrastų elementų, pažymėjo jų vietą lentelėje ir apibūdino pagrindines savybes. 1882 už cheminių elementų susisteminimą Londono karališkoji draugija apdovanojo abu mokslininkus. 1922 N. Bohras pirmą kartą periodinę elementų sistemą paaiškino atomų sandaros požiūriu. Išaiškinus atomo sandarą buvo nustatyta, kad elemento vieta periodinės elementų sistemos lentelėje priklauso ne nuo elemento atomo masės, bet nuo atominio skaičiaus. Yra įvairių elementų pateikimo periodinės elementų sistemos lentelėje variantų (skiriasi informacijos apie kiekvieną elementą kiekis – joje gali būti pateikiama ne tik elemento atominis skaičius ir simbolis, bet ir pavadinimas, atominė masė, oksidacijos laipsniai, elektronų konfigūracija ir kita).

2509