Periodický zákon a jeho vztah ke struktuře a k vlastnostem látek

Periodický zákon a jeho vztah ke struktuře a k vlastnostem látek

Vlastnosti prvků jsou periodickou funkcí jejich protonového čísla.

Periodická tabulka
Pořadí prvků v periodické tabulce je až na několik vyjímek (Te-I,Co-Ni,Ar-K,Th-Pa) stejné jako podle relativních atomových hmotností. V řadě prvků uspořádaných podle protonového čísla jsou si v každé periodě prvky navzájem podobné. Díky tomu Mendělejev ve své tabulce nechal volná místa pro prvky dosud neobjevené a dokonce v některých případech jejich vlastnosti velmi přesně předpověděl (Sc,Ga,Ge).
Grafickým vyjádřením periodického zákona je periodická tabulka prvků. V současnosti se nejvíce používá „dlouhá tabulka,“ v níž jsou prvky uspořádány do sedmi vodorovných řad – period. Délka period a tvar tabulky je volen tak, aby podobné prvky byly umístěny pod sebou v 16 sloupcích – skupinách, které se zpravidla označují římskými číslicemi I. až VIII. a dále písmeny A nebo B. Prvky zařazené ve skupinách B se společně nazývají přechodné (d-prvky). Prvky ve skupinách A se nazývají nepřechodné nebo také základní (s- a p-prvky).
Skupina VIII.A (vzácné plyny) se někdy označuje jako nultá; u skupiny VIII.B, která má na každém řádku trojici (triádu) prvků, se potom písmeno B vynechává. Skupiny označené písmenem A se také nazývají hlavní a skupiny označené písmenem B vedlejší. Toto označení pochází z „krátké“ formy tabulky, která má osm skupin, z nichž každá se dělí na hlavní a vedlejší podskupinu.
Kvůli délce tabulky se z 6. periody vyčleňuje 14 prvků následujících za lanthanem, tzv. lanthanoidy, a ze 7. periody 14 prvků za aktiniem, zvaných aktinoidy, na zvláštní řádky. Aktinoidy a lanthanoidy jsou prvky vnitřně přechodné (f-prvky). Periodický zákon vyplývá z pravidel, jimiž se řídí elektronová výstavba atomu. Jejich důsledkem je totiž to, že se počet elektronů na jednotlivých hladinách nejvyšší obsazené elektronové vrstvy atomu v řadě prvků se stoupajícím protonovým číslem pravidelně opakuje. Podobné vlastnosti prvků umístěných v jedné skupině tabulky jsou důsledkem podobné konfigurace vnější elektronové vrstvy jejich atomů.
První perioda končí zaplněním jediné hladiny vrstvy K, a obsahuje proto pouze dva prvky. Ve druhé a třetí periodě, které mají po osmi prvcích, se zaplňují hladiny 2s, 2p a 3s, 3p. Obě tyto periody, stejně jako všechny další s vyjímkou neúplné sedmé, končí vzácným plynem s konfigurací vnější vrstvy ns2 np6.

Poslední obsazená vrstva s nejvyšším n tedy maximálně obsahuje 8 elektronů.
Ve čtvrté periodě se podle výstavbového principu po zaplnění hladiny 4s začíná obsazovat hladina 3d, a to
v první řadě přechodních prvků (21Sc-30Zn). Až potom se zaplňuje hladina 4p u dalších 6 prvků.V páté periodě
v druhé řadě přechodných prvků se zaplňuje hladina 4d a v šesté periodě v třetí řadě přechodných prvků hladina 5d.
Vnější elektrony atomu prvku rozhodující měrou ovlivňují jeho schopnost slučovat se s atomy jiných prvků. Proto se nazývají valenční (valence/mocenství- kolik atomů vodíku je schopen prvek vázat nebo nahradit). Mohou být umístěny na různých hladinách. Rozdělení prvků na s,p,d,f-prvky je závislé na tom, na které sféře se nacházejí poslední valenční elektrony prvku.
Velikost atomů nepřechodných prvků v jednotlivých periodách klesá se stoupajícím protonovým číslem, jelikož elektrony přibývající v jedné vrstvě jsou stále silněji přitahovány rostoucím nábojem jádra. (Atomový poloměr se uvádí jako polovina vzájemné vzdálenosti středů dvou sousedních stejných atomů v molekule nebo krystalu spojených chemickou vazbou. Rozlišují se proto kovalentní, kovové a iontové poloměry. Při výpočtech se používají střední hodnoty délek. Z nejmenších vzdáleností středů chemicky navázaných atomů se odvozují van der Waalsovy poloměry.) Stejná zákonitost platí i pro ionty. Aniony jsou vždy větší a kationy vždy menší než odpovídající atomy.
Dodáním dostatečně velkého množství energie je možné oddělit elektron od atomu. Z elektroneutrálního atomu tak vznikne kation. Jako ionizační energie I se označuje právě ta energie, která je potřebná k odtržení elektronu z atomu. V jednotlivých skupinách periodického systému hodnoty první ionizační energie (energie potřebné k odtržení prvního elektronu) klesají s rostoucím protonovým číslem (na základě stejných vlivů jako u at. poloměru). Její růst však není plynulý. Pokles u boru, hliníku atd. je způsoben tím, že se začíná obsazovat hladina p s vyšší energií.

Vztah k vlastnostem látek
Z obsazení valenčních orbitalů atomů prvků plyne největší hodnota oxidačního čísla.
V periodě zleva doprava vzhledem k rostoucímu počtu valenčních elektronů roste i kladný náboj jádra, který způsobuje, že jsou elektrony více přitahovány a atomový poloměr klesá.
Rovněž hodnoty ionizační energie s rostoucím počtem valenčních elektronů rostou. Z hodnot ionizační energie a elektronové afinity se určuje elektronegativita prvků. Je vidět, že v periodě zleva doprava plynule vzrůstá.
Strukturou elektronového obalu atumů prvků je určován i kovový či nekovový charakter prvku.

Kovy jsou prvky vyznačující se nízkou ionizační energií se strukturou valenčních orbitalů blízkou nejblíže nižšímu vzácnému plynu. Typickými kovy jsou proto alkalické kovy; ve třetí periodě je to sodík. S růstem ionizační energie typický kovový charakter klesá, až přes polokov dojdeme k nekovům. Nekovy jsou charakterizovány velkou ionizační energií, strukturou valenčních orbitalů se blíží vyššímu vzácnému plynu. Typické nekovy jsou proto halogeny.
Ze struktury atomů lze odvodit i reaktivitu prvků. Prvky jejichž atomy mají malý počet valenčních elektronů, tyto elektrony velmi snadno odevzdávají svým reakčním partnerům, a chovyjí se proto jako silná redukční činidla. Naopak prvky, jejichž atomy mají téměř úplně zaplněné p orbitaly, snadno a ochotně při reakci chybějící elektrony přijímají a chovají se tedy jako silná oxidační činidla. V periodě zleva doprava klesá redukční schopnost a stoupá oxidační schopnost prvků.
Ve sloučeninách prvků v periodě směrem doprava stoupá kovalentní charakter vazeb (klesá jejich polarita), až molekuly Cl2 je vazba zcela kovalentní (nepolární).
Z periodické tabulky vyplývají i acidobazické vlastnosti. Bazicita oxidů, hydroxidů a kyselin prvků třetí periody směrem doprava klesá a jejich kyselost současně stoupá.

a) rozdělení prvků na kovy, polokovy a nekovy i směr růstu kovového charakteru v periodické soustavě
b) růst kyselosti či zásaditosti v jednotlivých skupinách a směr jejího růstu v celé periodické soustavě
c) růst redukčních účinků s poklesem energie potřebné k odtržení elektronu (ve skupině klesá – zvětšuje se vzdálenost valenčních elektronů od jádra), pokles oxidačních účinků s rostoucí vzdáleností valenčních elektronů od jádra
d) závislost ionizační energie na protonovém čísle a též směr růstu ionizační energie v celé periodické soustavě.