Periodická soustava prvků a její význam

Úvod – historie třídění prvků
Antoine Lavoisier vůbec poprvé definoval pojem prvek a přibližně v roce 1789 sestavil jejich seznam a rozdělil je na kovy a nekovy. Toto první rozdělení, s malým rozšířením polokovů, platí dodnes.
Následovaly různé pokusy o seřazení (např. Berzelius je řadil podle reaktivity) nebo rozdělení do skupin podle vlastností.
Roku 1869 prezentovali nezávisle na sobě německý chemik Lothar Meyer a ruský chemik Dmitrij Mendělejev závislost vlastností prvků na jejich atomové hmotnosti i fakt, že se tyto vlastnosti periodicky opakují. Mendělejev byl ve své publikaci nakonec rychlejší, a proto je dnes tak známý. Na základě své formulace periodického zákona také předpověděl existenci prvků, které v jeho době nebyly známy.
Současná podoba PSP
Dnes již víme, že vlastnosti prvků závisí na váze jen málo, současné znění periodického zákona je takovéto: Vlastnosti prvku jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla. Vlastnosti prvku (tedy ty chemické hlavně) jsou totiž odvozené od elektronové konfigurace.
Grafickým vyjádřením periodického zákona je periodická tabulka prvků, ve které jsou prvky uspořádány podle vzrůstajícího protonového čísla. Tabulku tvoří (zatím) sedm period (vodorovné řady) a do 18 skupin (svislých sloupců). Periody se značí 1 až 7 nebo K až Q, skupiny se číslují 1 až 18 nebo římskými čísly I až VIII s písmenem A (nepřechodné prvky – hlavní skupiny) nebo B (přechodné prvky – vedlejší skupiny) – skupina VIII.B zaujímá tři sloupečky, vedlejší skupiny začínají III.B a I.B a II.B jsou až na konci. Některé skupiny mají vlastní názvy. Délka periody a tvar tabulky je záměrně zvolen tak, aby sobě se podobající prvky ležely pod sebou, často se ale uplatňuje i diagonální podobnost.
Tabulka se dělí do čtyř bloků na s-prvky, p-prvky, d-prvky (přechodné kovy) a f-prvky (vnitřně přechodné kovy). Vnitřně přechodné prvky se většinou vyčleňují pod tabulku, jinak by byla příliš dlouhá.
Prvky s-bloku obsazují valenčními elektrony pouze hladiny ns (n je číslo periody). Patří sem: 1. skupina: vodík H + alkalické kovy (lithium Li, sodík Na, draslík K, rubidium Rb, cesium Cs, francium Fr) 2. skupina: beryllium Be, hořčík Mg + kovy alkalických zemin (vápník Ca, stroncium Sr, baryum Ba, radium Ra) Helium He
Prvky p-bloku obsazují valenčními elektrony pouze hladiny ns a np a spolu s s-prvky tvoří skupinu nepřechodných prvků. Patří sem:
13. skupina: triely (bor B, hliník Al, galium Ga, indium In, thallium Tl, Ununtrium Uut) 14. skupina: tetrely (uhlík C, křemík Si, germanium Ge, cín Sn, olovo Pb, ununquadium Uuq nebo nověji flerovium Fl) 15. skupina: pentely (dusík N, fosfor P, arsen As, antimon Sb, bismut Bi, Ununpentium Uup) 16. skupina: chalkogeny (kyslík O, síra S, selen Se, tellur Te, polonium Po, Ununhexium Uuh nebo nověji livermorium Lv) 17. skupina: halogeny (fluor F, chlor Cl, brom Br, jod I, astat At, ununseptium Uus) 18. skupina: vzácné/inertní plyny kromě helia (neon Ne, argon Ar, krypton Kr, xenon Xe, radon Rn, ununoctium Uuo)
Prvky d-bloku obsazují valenčními elektrony hladiny ns a (n-1)d, obsazují tedy i podvalenční vrstvu, obsazování těchto dvou hladin je nepravidelné. Mezi důležité skupiny patří: triáda železa (železo Fe, kobalt Co, nikl Ni) triáda lehkých platinových kovů (ruthenium Ru, rhodium Rh, palladium Pd) triáda těžkých platinových kovů (osmium Os, iridium Ir, platina Pt) skupina mědi (měď Cu, stříbro Ag, zlato Au) skupina zinku (zinek Zn, kadmium Cd, rtuť Hg)
Prvky f-bloku se nazývají vnitřně přechodné a obsazují valenčními elektrony hladiny ns, (n-2)f a popřípadě i (n-1)d. Patří mezi ně 28 prvků – 14 lanthanoidů a 14 aktinoidů. Prvky ležící za uranem se nazývají transurany a jsou všechny prozatím pouze umělého původu.
Pro snadnější naučení a zapamatování si celé tabulky vzniklo mnoho mnemotechnických pomůcek.
Trendy v PSP
Při pohledu do tabulky lze vypozorovat plynulé změny některých vlastností.
Kovy, polokovy a nekovy
Kovový charakter prvku stoupá v PTP z pravého horního rohu směrem k levému dolnímu rohu.
Asi tři čtvrtiny známých prvků jsou kovy. Z fyzikálního hlediska jde o látky, které dobře vedou elektrický proud a teplo, jsou kujné a tažné, dají se tavit a slévat, lesknou se. Kromě rtuti jsou to pevné látky, jejich teploty tání a varu bývají obvykle vysoké. Z chemického hlediska jde o prvky, jejichž počet valenčních elektronů je daleko menší než počet valenčních orbitalů, což umožňuje v krystalické mřížce jejich volné rozprostření. Kovy mají nízkou ionizační energii – snadno odštěpují elektrony a vytvářejí kationty. Kovové prvky tvoří lehce sloučeniny s prvky nekovovými.
Nekovy jsou na pohled matné (s výjimkou jodu), jejich tepelná a elektrická vodivost je špatná (s výjimkou uhlíku), nejsou kujné ani tažné, jejich teploty tání a varu jsou obecně nižší než u kovů, za běžných podmínek je většina v plynném skupenství, některé jsou v pevném stavu a brom je kapalina.
Polokovy jsou prvky, které nemají výrazně kovové nebo nekovové vlastnosti. Patří mezi ně jen sedm prvků: bor, křemík, germanium, arsen, selen, tellur a astat.
Elektronegativita
Elektronegativita je v chemii vlastnost atomu, vyjadřující jeho schopnost přitahovat vazebné elektrony. Pojem zavedl Linus Pauling (1901 – 1994), proto se někdy používá termín Paulingova stupnice. Je to bezrozměrná relativní veličina, značí se χ (řecké písmeno chí). Vyšší hodnoty elektronegativity mají ty prvky, které vznikem aniontu dosáhnou elektronové konfigurace následujícího vzácného plynu. Takové prvky se označují jako elektronegativní prvky.
Elektronegativita v PTP klesá z pravého horního rohu směrem k levému dolnímu rohu.
Nejelektronegativnějším prvkem je však fluor (3,98), další jsou pak kyslík, chlor a dusík. Pro vzácné plyny totiž není klasická elektronegativita definována, protože nemají schopnost přitahovat elektrony (mají plně obsazené orbitaly), jsou chemicky inertní. Nejmenší elektronegativitu má francium.
Další vlastnosti Velikost atomu se ve skupinách zvětšuje s rostoucím Z a v periodách se zmenšuje s rostoucím Z. Kationty jsou vždy menší než příslušné atomy a anionty jsou vždy větší než příslušné atomy. Ionizační energie (energie potřebná k odtržení elektronu od atomu) a elektronová afinita (energie, která se uvolní při přijetí elektronu) – obě energie rostou v periodách s rostoucím Z, ale ve skupinách se s rostoucím Z snižují Oxidační čísla prvku ve sloučeninách
záleží na čísle skupiny a počtu valenčních elektronů. S protonovým číslem roste teplota tání a tendence k pevnému skupenství. Dále lze z tabulky vyvodit kyselo-/zasádo-tvornost nebo oxidačně redukční schopnosti.