Keemiliste elementide perioodilisussüsteem

Keemiliste elementide perioodilisussüsteem ehk Mendelejevi tabel on süsteem, mille moodustavad kindla seaduspära järgi muutuvate omaduste alusel reastatud keemilised elemendid, mis on jagatud rühmadesse ja perioodidesse. Elementide keemilised omadused korduvad elementide tuumalaengu suurenedes seaduspäraselt ja perioodiliselt, nii et tekivad sarnaste keemiliste omadustega elementide rühmad ja sama elektronkihi või elektronkihtide arvuga perioodid – keemiliste elementide perioodilisussüsteem.

Üks võimalikke keemilise elemendi kujutusviise tabelis

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. See muutus tugineb Henry Moseley avastusele 1913 aastal, kui ta leidis keemiliste elementide (peamiselt metallide) karakteerset röntgenikiirgust uurides omanimelise seaduspära ja korrastas perioodilisustabeli, muutes selle selliseks, mis on kasutusel ka tänapäeval.

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.

Süsteemi kuulub 118 elementi, mille olemasolu on tõestatud. Neist 98 on leitud loodusest, ülejäänud on saadud tehislikult. Elemendid 93–98, mida leidub looduses väga vähesel määral, avastati esmalt laboratoorsel teel ja alles siis looduslikul kujul. Esimesed 83 elementi on stabiilsed, sealt edasi radioaktiivsed.

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
Nh

114
Fl

115
Mc

116
Lv

117
Ts

118
Og

* 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

Üks element

Perioodilisussüsteemi plokid

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

Tabeli veerud moodustavad 18 rühma. Rahvusvaheline Puhta Keemia ja Rakenduskeemia Liit soovitab rühmade tähistamiseks kasutada numeratsiooni 1–18. 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

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

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

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

4. ehk IVB-rühm, ka titaanirühm

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

5. ehk VB-rühm, ka vanaadiumirühm

Viienda rühma elemendid kuuluvad d-plokki.

6. ehk VIB-rühm, ka kroomirühm

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

7. ehk VIIB-rühm, ka mangaanirühm

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

8. ehk VIIIB-rühm, ka rauarühm

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

9. rühm, ka koobaltirühm

10. rühm, ka niklirühm

11. ehk IB-rühm, ka vaserühm

12. ehk IIB-rühm, ka tsingirühm

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

13. ehk IIIA-rühm, ka boorirühm

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

14. ehk IVA-rühm, ka süsinikurühm

Elemendid kuuluvad p-plokk, väliselektronkihtide konfiguratsioon on s²p².

15. ehk VA-rühm, ka lämmastikurühm

Elemendid kuuluvad p-plokk, väliselektronkihtide konfiguratsioon on s²p³.

16. ehk VIA-rühm, ka hapnikurühm, kalkogeenid

Elemendid kuuluvad p-plokk, väliselektronkihtide konfiguratsioon on s²p⁴.

17. ehk VIIA-rühm, halogeenid

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

18. ehk VIIIA-rühm, väärisgaasid

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

Plokid

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

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

Elementide elektronegatiivsus

Ionisatsioonienergia

Mitteperioodiliselt muutuvad omadused

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

Pikemalt artiklis Perioodilisusseadus

Elektronkonfiguratsioon

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

Pikemalt artiklis Elektronegatiivsus

Elektronegatiivsus tavaliselt paremale liikudes suureneb, alla liikudes väheneb.

Ionisatsioonienergia

Pikemalt artiklis Ionisatsioonienergia

Ionisatsioonienergia kasvab paremale liikudes.

Oksüdatsiooniaste ühendites

Pikemalt artiklis Oksüdatsiooniaste

Oksüdatsiooniastmed

Lihtainete ja ühendite omadused

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

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]

Leelismetallid: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr (IA-rühma elemendid peale vesiniku)
Leelismuldmetallid: Ca, Sr, Ba, Ra (IIA-rühma elemendid peale berülliumi ja magneesiumi)
Kalkogeenid: O, S, Se, Te, Po
Halogeenid: F, Cl, Br, I, At (VIIA)
Väärisgaasid: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn (VIIIA)
Haruldased muldmetallid: Sc, Y ja lantanoidid
Lantanoidid: elemendid aatomnumbriga 57–71, La kuni Lu
Aktinoidid: elemendid aatomnumbriga 89–103, Ac kuni Lr
Siirdeelemendid: d-ploki elemendid

Ajalugu

Dmitri Mendelejev Ilja Repini maalil

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.

1789. aastal 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 kuigi aatommass on seotud aatomi tuumalaenguga, on õigem järjestada elemendid tuumalaengu järgi (hiljem täpsustus, et tuumalaeng tähendab prootonite arvu aatomi tuumas). Esimesena pakkus idee aatomituuma laengu ja elemendi järjenumbri samasusest välja hollandi amatöörfüüsik Antonius van den Broek. Ta esitas oma hüpoteesi 1911. aastal. Aastal 1913 kinnitas inglise füüsik Henry Moseley röntgenspektroskoopia abil, et see väide tõepoolest kehtib. Keemiliste elementide perioodilisustabeli järjenumbrid on keemilise elemendi aatomi tuumas sisalduvate prootonite arvud, mis määravad aatomituuma elektrilaengu, aatomnumbrid. Selle alusel muutis Moseley elementide järjekorda tabelis, parandas selle anomaaliad. Ka see, et elemendi keemilised omadused on seotud väliskihi elektronide (valentselektronide) arvuga (oktetireegel), 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]