Keemiliste elementide perioodilisussüsteem

Allikas: Vikipeedia
Üks võimalikke keemilise elemendi kujutusviise tabelis

Keemiliste elementide perioodilisussüsteem on süsteem, mille moodustavad kindla seaduspära järgi muutuvate omaduste alusel reastatud keemilised elemendid, mis on jagatud rühmadesse ja perioodidesse.

Kuigi keemilisi elemente oli püütud ka enne Mendelejevit järjestada, peetakse tänapäeval kasutatava perioodilisussüsteemi loojaks vene keemikut Dmitri Mendelejevit, kes järjestas 1869. aastal tollal teada olnud keemilised elemendid vastavalt nende aatommassile ja keemilistele omadustele. Tänapäeva perioodilisustabelis on Mendelejevi süsteemi veidi muudetud; elemendid järjestatakse vastavalt aatomnumbrile, mis väljendab aatomituuma elektrilaengut ehk prootonite arvu tuumas.

Süsteemi kujutamiseks on palju viise. Enamasti kujutatakse seda tabelina, mille veerud moodustavad 18 rühma ja read seitse perioodi. Rühmad on tihti jagatud ka kaheksaks pea- ja kaheksaks kõrvalalarühmaks ehk A- ja B-rühmadeks, mida tähistatakse rooma numbritega I–VIII.

Esimest kolme perioodi nimetatakse lühikesteks perioodideks ning neljandat, viiendat, kuuendat ja seitsmendat perioodi pikkadeks perioodideks.

Lantanoidid ja aktinoidid paigutatakse enamasti eraldi peatabeli alla.

Iga keemilise elemendi lahtris on tavaliselt vähemalt elemendi tähis, aatomnumber ja aatommass, aga sinna võidakse märkida ka nimetus, elektronegatiivsus, väliselektronkihi konfiguratsioon jms.

2011. aasta seisuga kuulub süsteemi 118 elementi, mille olemasolu on tõestatud. Neist 94 on leitud loodusest, ülejäänud on saadud tehislikult. Esimesed 80 elementi on stabiilsed sealt edasi radioaktiivsed. Neljale elemendile ei ole 2012. aasta seisuga veel ametlikku nime antud.

Rühm → 1
IA
2
IIA

3
IIIB
4
IVB
5
VB
6
VIB
7
VIIB
8
VIIIB
9
VIIIB
10
VIIIB
11
IB
12
IIB
13
IIIA
14
IVA
15
VA
16
VIA
17
VIIA
18
VIIIA
Periood ↓
1 1
H

2
He
2 3
Li
4
Be


5
B
6
C
7
N
8
O
9
F
10
Ne
3 11
Na
12
Mg


13
Al
14
Si
15
P
16
S
17
Cl
18
Ar
4 19
K
20
Ca

21
Sc
22
Ti
23
V
24
Cr
25
Mn
26
Fe
27
Co
28
Ni
29
Cu
30
Zn
31
Ga
32
Ge
33
As
34
Se
35
Br
36
Kr
5 37
Rb
38
Sr

39
Y
40
Zr
41
Nb
42
Mo
43
Tc
44
Ru
45
Rh
46
Pd
47
Ag
48
Cd
49
In
50
Sn
51
Sb
52
Te
53
I
54
Xe
6 55
Cs
56
Ba
*
71
Lu
72
Hf
73
Ta
74
W
75
Re
76
Os
77
Ir
78
Pt
79
Au
80
Hg
81
Tl
82
Pb
83
Bi
84
Po
85
At
86
Rn
7 87
 Fr 
88
Ra
**
103
Lr
104
Rf
105
Db
106
Sg
107
Bh
108
Hs
109
Mt
110
Ds
111
Rg
112
Cn
113
Uut
114
Fl
115
Uup
116
Lv
117
Uus
118
Uuo

* Lantanoidid 57
La
58
Ce
59
Pr
60
Nd
61
Pm
62
Sm
63
Eu
64
Gd
65
Tb
66
Dy
67
Ho
68
Er
69
Tm
70
Yb
71
Lu
** Aktinoidid 89
Ac
90
Th
91
Pa
92
U
93
Np
94
Pu
95
Am
96
Cm
97
Bk
98
Cf
99
Es
100
Fm
101
Md
102
No
103
Lr
Perioodilisustabeli elementide grupid
Leelismetallid Leelismuldmetallid Lantanoidid Aktinoidid Metallid Poolmetallid Mittemetallid Väärisgaasid


Süsteemi ülesehitus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Elementide järjekorra tabelis määrab aatomnumber. Elemendi kuuluvuse perioodi määrab elektronkihtide arv ja kuuluvuse rühma elektronide arv väliselektronkihis (õieti valentselektronide arv).

Keemiliste omaduste alusel rühmitatakse elemente metallideks, poolmetallideks, mittemetallideks, leelismetallideks, leelismuldmetallideks, halogeenideks, väärisgaasideks, lantanoidideks, aktinoidideks.

Elektronkonfiguratsiooni alusel jagatakse tabel s- p-, d- ja f-plokiks vastavalt sellele, millisel orbitaalil paikneb suurima energiaga elektron.

Rühmad[muuda | redigeeri lähteteksti]

Tabeli veerud moodustavad 18 rühma. Rahvusvaheline Puhta Keemia ja Rakenduskeemia Liit soovitab rühmade tähistamiseks kasutada numeratsiooni 1 kuni 18. Varem on olnud rohkem levinud tähistamine rooma numbritega I kuni VIII ning jagamine pea- ja kõrvalalarühmadeks.

Samasse rühma kuuluvatel elementidel on ühesugune elektronkonfiguratsioon ja seega ka sarnased keemilised omadused.

1. ehk IA-rühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kõik esimese rühma elemendid peale vesiniku on leelismetallid. Nad on kõige aktiivsemad (kõige elektropositiivsemad) metallid. Nende väliselektronkihil on üks elektron; kuuluvad s-plokki. Nende oksüdatsiooniaste ühendites on I. Frantsium on neist ainuke, millel puuduvad stabiilsed isotoobid.

2. ehk IIA-rühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Teise rühma elemente alates kaltsiumist nimetatakse leelismuldmetallideks; need kuuluvad s-plokki; väliskihil on kaks elektroni, oksüdatsiooniaste ühendites on II.

3. ehk IIIB-rühm, ka skandiumirühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kolmandasse rühma kuuluvad ka tabeli alla paigutatud lantanoidid ja aktinoidid. Kõiki peale aktinoidide nimetatakse haruldasteks muldmetallideks.

4. ehk IVB-rühm, ka titaanirühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Neljanda rühma elemendid kuuluvad d-plokki, väliskihil on kaks elektroni, tavalisim oksüdatsiooniaste ühendites on IV.

5. ehk VB-rühm, ka vanaadiumirühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Viienda rühma elemendid kuuluvad d-plokki.

6. ehk VIB-rühm, ka kroomirühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kuuenda rühma elemendid kuuluvad d-plokki. Neil on kuus valentselektroni.

7. ehk VIIB-rühm, ka mangaanirühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Seitsmenda rühma elemendid kuuluvad d-plokki; väliselektronkihtide konfiguratsioon on d5s2.

8. ehk VIIIB-rühm, ka rauarühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Kaheksanda rühma elemendid kuuluvad d-plokki. Neil on kaheksa valentselektroni.

9. rühm, ka koobaltirühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

10. rühm, ka niklirühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

11. ehk IB-rühm, ka vaserühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

12. ehk IIB-rühm, ka tsingirühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Elemendid kuuluvad d-plokki, väliselektronkihtide konfiguratsioon on d10s2, oksüdatsiooniaste ühendites on peamiselt II.

13. ehk IIIA-rühm, ka boorirühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Elemendid kuuluvad p-plokki, väliselektronkihtide konfiguratsioon on s2p1, oksüdatsiooniaste ühendites on peamiselt III.

14. ehk IVA-rühm, ka süsinikurühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Elemendid kuuluvad p-plokk, väliselektronkihtide konfiguratsioon on s2p2.

15. ehk VA-rühm, ka lämmastikurühm[muuda | redigeeri lähteteksti]

Elemendid kuuluvad p-plokk, väliselektronkihtide konfiguratsioon on s2p3.

16. ehk VIA-rühm, ka hapnikurühm, kalkogeenid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Elemendid kuuluvad p-plokk, väliselektronkihtide konfiguratsioon on s2p4.

17. ehk VIIA-rühm, halogeenid[muuda | redigeeri lähteteksti]

17. rühma kuuluvad elemendid on aktiivseimad mittemetallid. Need kuuluvad p-plokki, väliselektronkihtide konfiguratsioon on s2p5.

18. ehk VIIIA-rühm, väärisgaasid[muuda | redigeeri lähteteksti]

18. rühma moodustavad kõige vähem aktiivsed elemendid, väliselektronkihtide konfiguratsioon on s2p6.

Plokid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Elemendid on rühmitatud plokkideks vastavalt sellele, millisel orbitaalil paikneb suurima energiaga elektron. Igal järgmisel elemendil tabelis on aatomi elektronkattes üks elektron rohkem kui eelmisel. See paikneb madalaima võimaliku energiaga orbitaalil. See, kas see nn viimane elektron on s-, p-, d- või f-orbitaalil, määrab elemendi kuuluvuse kas s-, p-, d- või f-plokki.

  • s-plokki kuuluvad 1. ja 2. (IA ja IIA) rühma elemendid ja heelium, mille väliselektronkihi konfiguratsioon on s1 või s².
  • p-plokki kuuluvad 13. kuni 18. (IIIA kuni VIIIA) rühma elemendid (välja arvatud heelium), mille väliselektronkihi konfiguratsioon on s²p1, s²p², s²p³, s²p4, s²p5 või s²p6.
  • d-plokki kuuluvad 3. kuni 12. (IIIB kuni IIB) rühma elemendid ehk siirdemetallid, mille puhul "viimane elektron" lisandub eelviimase elektronkihi d-orbitaalile.
  • f-plokki kuuluvad lantanoidid ja aktinoidid, mille suurima energiaga elektron paikneb väljastpoolt kolmanda elektronkihi f-orbitaalil.

Perioodilisussüsteemi seaduspärasusi[muuda | redigeeri lähteteksti]

  • Perioodis paremale liikudes suureneb väliskihil olevate elektronide arv, rühmas ülalt alla liikudes suureneb elektronkihtide arv.
  • Paremale liikudes aatomi raadius väheneb, sest tuumalaeng kasvab ning elektronid paiknevad seetõttu tuumale lähemal.
  • Ülalt alla liikudes aatomi raadius kasvab, sest suureneb elektronkihtide arv.
  • Vasakult paremale liikudes suurenevad mittemetallilised omadused, ülalt alla liikudes suurenevad metallilised omadused.
  • Ülalt alla suureneb metallide puhul keemiline aktiivsus, sest reaktsioonis loovutatavad väliskihi elektronid on tuumast kaugemal ja sellega nõrgemini seotud. Mittemetallide aktiivsus ülalt alla väheneb, sest aatomi raadiuse kasvades väheneb võime liita elektrone.

Elementide perioodilised ja aperioodilised omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Elementide elektronegatiivsus

Mitteperioodiliselt muutuvad omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Et elemendid on järjestatud aatomnumbri järgi, on tabelis paremal ja all asuvate elementide tuumalaeng, seega ka prootonite ja elektronide arv aatomis ning aatommass, kasvavalt suurenev.

Perioodiliselt korduvad omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Perioodilisusseadus

Elektronkonfiguratsioon[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Elektronkonfiguratsioon

Samasse rühma kuuluvate elementide aatomis on väliskiht ühesuguse elektronkonfiguratsiooniga (elektronanaloogia). Lühikestes perioodides suureneb valentselektronide arv ühest kaheksani; paremale liikudes metallilised omadused vähenevad.

Samasse perioodi kuuluvatel elementidel on aatomis võrdne arv elektronkihte. Vasakult paremale tuumalaeng kasvab ja elektronid paiknevad tuumale lähemal, seega aatomi raadius väheneb, samas suunas vähenevad metallilised omadused. Et metalli aatomid loovutavad iooni moodustumisel elektrone, väheneb raadius, seega iooni raadius perioodis paremale liikudes suureneb.

Elektronegatiivsus[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Elektronegatiivsus

Elektronegatiivsus tavaliselt paremale liikudes suureneb, alla liikudes väheneb.

Ionisatsioonienergia[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Ionisatsioonienergia

Ionisatsioonienergia kasvab paremale liikudes.

Oksüdatsiooniaste ühendites[muuda | redigeeri lähteteksti]

Next.svg Pikemalt artiklis Oksüdatsiooniaste
Oksüdatsiooniastmed

Lihtainete ja ühendite omadused[muuda | redigeeri lähteteksti]

Perioodiliselt muutub ka lihtainete tihedus ja sulamistemperatuur. Tihedus on kõige suurem keskmiste (8.–10.) rühmade elementide lihtainetel ning see kasvab ülalt alla liikudes. Lihtainete sulamistemperatuuri tipp on üldjuhul 6. rühmas.

Ka keemiliste ühendite omadused muutuvad perioodiliselt. Perioodi alguses paiknevate elementide oksiidid on aluselised, keskel amfoteersed ja lõpus happelised.

Perioodi algusse kuuluvad elemendid moodustavad aluseid ja lõppu kuuluvad happeid.

Samasse rühma kuuluvatel elementidel on samasugune oksiidi ja hüdriidi tüüpvalem:

Rühm IA, IB IIA, IIB IIIA, IIIB IVA, IVB VA, VB VIA, VIB VIIA, VIIB VIIIA, VIIIB
Oksiidi tüüpvalem E2O EO E2O3 EO2 E2O5
E4O10
EO3 E2O7 EO4
Hüdriidi tüüpvalem EH EH2 EH3 EH4 EH3 EH2 EH

Perioodilisussüsteemi haldamine[muuda | redigeeri lähteteksti]

Perioodilisussüsteemi haldab Rahvusvaheline Puhta Keemia ja Rakenduskeemia Liit IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), kes teeb vajadusel tabelisse täiendusi ja parandusi, kinnitab elementide nimetused ja sümbolid ning kooskõlastab rahvusvahelist keemianomenklatuuri.

Rahvusvahelise keemianomenklatuuri järgi on elementide rühmadele antud järgmised nimetused:[1]

Ajalugu[muuda | redigeeri lähteteksti]

Mendelejevi tabel
Elementide avastamise ajalugu

Ürg- või algainetest kui aine koostisosadest rääkisid juba presokraatikud. Thales Mileetosest pidas kõige algeks vett[2], Anaximenes õhku[3], Herakleitos omakorda tuld, millest tekkis nii vesi kui ka maa[4]. Empedokles väitis, et kogu olev koosneb neljast "juurest" (mida hiljem hakati nimetama elementideks): veest, maast, õhust ja tulest. Need ei teki ega kao, kuid omavahel segunedes moodustavad kõik muu.[5]

Aristoteles arendas nelja elemendi süsteemi edasi ning lisas sinna eetri. See süsteem kujundas inimeste maailmapilti mitmesaja aasta jooksul.

Keskajal kasvas elementide arv seitsmeni, kui alkeemikud lisasid lahustuvuse elemendina soola, metallilisuse elemendina elavhõbeda ja põlevuse elemendina väävli.

Aastal 1661 võttis iiri keemik Robert Boyle oma teoses "The Sceptical Chymist" kasutusele keemilise elemendi mõiste, pidades silmas aineid, mida polnud võimalik lihtsamateks aineteks lahutada. Teda võib pidada keemia kui teaduse rajajaks.

Aastal 1789 koostas Antoine Lavoisier tabeli, kuhu paigutas 33 elementi, kuid ka muu hulgas mõned oksiidid ja soolad, samuti valguse ja soojuse.[6]

Pärast seda, kui John Dalton oli 1808. aastal võtnud kasutusele aatommassi mõiste, tehti ka esimesed katsed elemente selle alusel süstematiseerida. Aastal 1828 koostas rootsi keemik Jöns Jakob Berzelius elementide aatommasside tabeli, kus jagas elemendid metallideks ja mittemetallideks. Tema võttis kasutusele ka tänapäeval tuntud keemilised sümbolid. Aasta hiljem jagas saksa keemik Johann Wolfgang Döbereiner elemendid omaduste põhjal triaadideks. Näiteks moodustasid triaadi kaltsium, strontsium ja baarium; kloor, broom ja jood; liitium, naatrium ja kaalium; räni, seleen ja telluur). Leopold Gmelin kaasas süsteemi ka liitained, järjestades need suurima aatommassiga koostisosa järgi.

Prantsuse geoloog Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois reastas aastal 1862 elemendid ja mõned liitained spiraalselt ümber silindri ja märkas sarnasust kohakuti olevate elementide omaduste vahel.[7]

1860. aastatel oli avastatud üle 60 elemendi ning tundus, et keemilisi ühendeid on lugematu arv. Aastal 1864 järjestas inglise keemik John Alexander Reina Newlands elemendid nende aatommassi järgi ning avastas keemiliste omaduste sarnasuse esimese ja üheksanda, teise ja kümnenda jne elemendi vahel. Ta sõnastas 1865. aastal selle põhjal nn oktavite seaduse, mille ebatäiuslikkuse põhjuseks ta ise pidas asjaolu, et osa elemente oli avastamata. Tema avastust ei võetud tõsiselt enne, kui Mendelejev avastas samasuguse seaduspärasuse.[8] Aastal 1864 jagas Lothar Meyer 28 elementi valentsi alusel kuueks rühmaks ning vaid mõni kuu pärast Mendelejevi tabeli avaldamist esitas ta praktiliselt samasuguse tabeli.

Aastal 1869 paigutas vene keemik Dmitri Mendelejev keemilised elemendid tabelisse vastavalt nende aatommassile ja keemilistele omadustele. Ta jättis tabelisse tühjad kohad ning ennustas õigesti, et varem või hiljem avastatakse elemendid, millega need lüngad täita. Juba 1875. aastal avastati üks tema ennustatud elementidest – gallium. Peagi avastati ka skandium ja germaanium.

William Ramsay lisas tabelisse väärisgaasid, mille jaoks Mendelejev ei olnud kohta ette näinud.

Alles hilisemate avastuste põhjal selgus, et aatommass on küll seotud prootonite arvuga aatomituumas, kuid otstarbekam on järjestada elemendid prootonite arvu järgi. Ka see, et keemilised omadused on seotud väliskihi elektronide arvuga, selgus hiljem.

Viimase suurema muudatuse tegi tabelis rootsi päritolu USA keemik Glenn Theodore Seaborg, kes lisas 1940. aastal aktinoidid.

Detsembris 2010 teatas IUPAC, et vähemalt kahe stabiilse isotoobiga elementide aatommassi esitusviisi tabelis muudetakse ning senise eri isotoopide aatommasside kaalutud keskmise asemel esitatakse aatommass edaspidi vahemikuna (näiteks süsiniku puhul [12,0096; 12,0116]). Muudatus puudutab kümmet elementi: vesinikku, liitiumi, boori, süsinikku, lämmastikku, hapnikku, räni, väävlit, kloori ja talliumit.[9]

Alternatiivsed kujutusviisid[muuda | redigeeri lähteteksti]

Vaata ka[muuda | redigeeri lähteteksti]

Viited[muuda | redigeeri lähteteksti]

Välislingid[muuda | redigeeri lähteteksti]