„Kémiai elemek periódusos rendszere” változatai közötti eltérés
| [nem ellenőrzött változat] | [nem ellenőrzött változat] |
Tartalom törölve Tartalom hozzáadva
a Wünscher átnevezte a(z) Periódusos rendszer lapot a következő névre: Kémiai elemek periódusos rendszere: A periódusos rendszer alatt általánosan értjük a fogalmat. |
Nincs szerkesztési összefoglaló |
||
1. sor:
[[File:18-column medium-long periodic table.png|thumb|375px|Modern, 18 oszlopos elrendezésű periódusos rendszer]]
A '''kémiai elemek periódusos rendszere''' a [[kémiai elem]]ek egy táblázatos megjelenítése, amelyben az elemek [[Rendszám (kémia)|rendszámuk]] (vagyis protonszámuk), [[elektronszerkezet]]ük, és ismétlődő kémiai tulajdonságaik alapján vannak elrendezve. Ez az elrendezés jól szemlélteti az elemek periodikusan változó tulajdonságait, mivel a kémiailag hasonlóan viselkedő elemek így egy oszlopba kerülnek. A táblázat négy téglalap alakú mezőt (s-, p-, d-, f-mezők) is tartalmaz amelyeken belül egyes kémiai tulajdonságok hasonlóságokat mutatnak. Általánosságban elmondható, hogy a sorok (periódusok) bal oldalán [[fémek]] a jobb oldalán [[nemfémek]] helyezkednek el.
A periódusos rendszer sorait [[Periódusos rendszerbeli periódus|periódusoknak]] nevezzük, az oszlopokat pedig csoportoknak. Néhány csoportnak a sorszáma mellett saját neve is van, például a 18-as csoportot [[nemesgázok]]ként, a 17-es csoportot [[halogének]]ként is ismerik, de egyes csoportoknál a csoport első tagjából képzett nevet is használják, például [[széncsoport]], [[nitrogéncsoport]]. A periódusos rendszer használható az elemek tulajdonságai közti kapcsolatok levezetésére, de akár még fel nem fedezett elemek tulajdonságait is meg lehet jósolni a segítségével. A [[kémia]] oktatásában ma általánosan elterjedt a periódusos rendszer használata, a kémiai sajátosságok különböző formáinak az osztályozásához, rendszerezéséhez és összehasonlításához hasznos segédeszköz. A táblázatot széleskörűen használják a [[kémia|kémiában]], [[fizika|fizikában]], [[biológia|biológiában]] és az iparban.
Az orosz kémikus, [[Dmitrij Ivanovics Mengyelejev|Dmitrij Mengyelejev]] tette közzé az első szélesebb körben elismert periódusos rendszert 1869-ben. Felismerte, hogy az akkor ismert elemek tulajdonságai a rendszámuk alapján periodikusan váltakoznak. Mengyelejev emellett megjósolta a táblázat akkor még üres helyeire kerülő elemek néhány tulajdonságát. Előrejelzései a kérdéses elemek felfedezése után többnyire beigazolódtak. Mengyelejev periódusos rendszerét azóta új elemek felfedezésével és a kémiai viselkedést leíró újabb modellekkel bővítették és finomították.
Az összes elemet az 1-es rendszámtól kezdve ([[hidrogén]]) a 118-asig ([[oganesszon]]) bezáróan felfedezték vagy mesterségesen előállították már és a periódusos rendszer első hét periódusa teljessé vált a [[nihonium]], [[moszkovium]], [[tennesszin]] és [[oganesszon]] felfedezésével, melyet az [[IUPAC]] 2015 december 30-án igazolt, hivatalos nevüket pedig 2016 november 28-án kapták meg.<ref>{{cite web|url=http://www.bbc.co.uk/news/science-environment-35220823|title=Chemistry: Four elements added to periodic table|work=BBC News|date=January 4, 2016}}</ref><ref>{{cite web |first= Nicholas |last=St. Fleur |url=https://www.nytimes.com/2016/12/01/science/periodic-table-new-elements.html?rref=collection%2Fsectioncollection%2Fscience&action=click&contentCollection=science®ion=rank&module=package&version=highlights&contentPlacement=1&pgtype=sectionfront|title=Four New Names Officially Added to the Periodic Table of Elements |work=New York Times|date=December 1, 2016}}</ref> Az első 94 elem mindegyike megtalálható a természetben, bár néhányuk csak nyomnyi mennyiségben és hamarabb állították elő őket laboratóriumban, minthogy a természetben felfedezték volna őket.{{jegyzet*|Az elemek, melyeket először mesterségesen állítottak elő és csak utána a fedezték fel a természetben a [[technécium]] (43), a [[prométium]] (61), az [[asztácium]] (85), a [[neptúnium]] (93) és a [[plutónium]] (94)}} A 95-118-as rendszámú elemeket csak laboratóriumokban, agy [[atomreaktor|nukleáris reaktor]]okban állították elő.<ref name="emsley">{{cite book|last=Emsley|first=J.|title=Nature's Building Blocks: An A-Z Guide to the Elements|edition=New|year=2011|publisher=Oxford University Press|location=New York, NY|isbn=978-0-19-960563-7}}</ref> Ennél nagyobb rendszámú elemek szintézisére folyamatosan történnek próbálkozások. Számos természetben előforduló elem szintetikus radioizotópját is előállították már laboratóriumokban.
==Áttekintés==
{{Periódusos rendszer (nagy)}}
A periódusos rendszer mindegyik eleme rendelkezik egy egyedi [[rendszám (kémia)|rendszámmal]] (Z), amely megmutatja az elem [[atommag]]jában található [[proton]]ok számát. A legtöbb elemnek különböző [[neutron]]számú atomjai fordulnak elő, ezeket [[izotóp]]oknak nevezzük. Például a szénnek a természetben három izotópja fordul elő: mindegyikük hat protonnal és legtöbbjük hat neutronnal is rendelkezik, de az atomok kb. 1%-ának hét és egy ennél is sokkal kisebb hányadának nyolc neutronja van. Az izotópokat a periódusos rendszer nem különíti el egymástól, hanem együtt, egy elemként ábrázolja őket. A stabil izotóppal egyáltalán nem rendelkező elemek atomtömegének a legstabilabb izotóp atomtömegét veszik és ezt zárójelben tüntetik fel.<ref name="Greenwood">Greenwood & Earnshaw, pp. 24–27</ref>
A hagyományos periódusos rendszerben az elemek növekvő rendszám szerint vannak rendezve, és új periódus kezdődik mindig, amikor egy új [[elektronhéj]] kezd el kiépülni. A csoportokat az atom [[elektronszerkezet|elektronkonfigurációja]] határozza meg: egy adott alhéjon azonos számú elektronnal rendelkező elemek ugyanabba a csoportba kerülnek (például az [[oxigén]] és a [[szelén]] ugyanabban a csoportban található, mivel mindkét elem külső p-alhéján négy elektron van). A hasonló kémiai tulajdonságokkal bíró elemek általában ugyanabban a csoportban helyezkednek el a periódusos rendszerben, de az f-mezőben és valamennyire a d-mezőben is a megegyező periódusban lévő elemek is hasonló kémiai tulajdonságokkal rendelkeznek. Ezáltal viszonylag egyszerű egy elem kémiai tulajdonságait megjósolni, ha a szomszédos elemeinek tulajdonságai ismertek.<ref>Gray, p. 6</ref>
2016-ban a periódusos rendszer 118 eleme ismert az 1-es rendszámútól (hidrogén) a 118-as rendszámúig (oganesszon). A 113-as, 115-ös, 117-es és 118-as elemeket az [[IUPAC]] hivatalosan 2015 decemberében ismerte el. Javasolt neveiket: nihonium (Nh), moszkovium (Mc), tennesszin (Ts) és oganesszon (Og) 2016 júniusában jelentette be az IUPAC, hivatalossá pedig 2016 novemberében váltak.<ref>{{Cite web|url=http://www.cnn.com/2016/06/08/health/periodic-table-new-elements-names/index.html|title=New elements on the periodic table are named|last=CNN|first=Ashley Strickland|website=CNN|access-date=2016-06-11}}</ref><ref>{{cite web|url=http://iupac.org/discovery-and-assignment-of-elements-with-atomic-numbers-113-115-117-and-118/|title=Discovery and assignment of elements with atomic numbers 113, 115, 117 and 118|publisher=[[International Union of Pure and Applied Chemistry]]|date=2015-12-30}}</ref><ref>{{Cite web|url=http://www.npr.org/sections/thetwo-way/2016/06/09/481410462/hello-nihonium-scientists-name-4-new-elements-on-the-periodic-table|title=Hello, Nihonium. Scientists Name 4 New Elements On The Periodic Table|website=NPR.org|access-date=2016-06-11}}</ref><ref>{{cite journal |last=Koppenol |first=W. H. |title=Naming of New Elements (IUPAC Recommendations 2002) |journal=Pure and Applied Chemistry |year=2002 |volume=74 |issue=5 |pages=787–791 |url=http://media.iupac.org/publications/pac/2002/pdf/7405x0787.pdf |format=PDF |doi=10.1351/pac200274050787}}</ref>
Az első 94 elem megtalálható a természetben, a maradék 24 elemet az [[amerícium]]tól az [[oganesszon]]ig eddig csak mesterségesen állították elő. A természetben megtalálható 94 elem közül 11 csak a természetes elemek [[radioaktivitás|radioaktív bomlási sorában]] fordul elő.<ref name="emsley"/> Sem [[asztácium]]ot (Z=85), sem az [[einsteinium]]nál (Z=99) nehezebb elemet nem figyeltek meg még makroszkopikus mennyiségben, a [[francium]]ról pedig mindössze egy mikroszkopikus minta (300 000 atom) által kibocsátott fény segítségével készítettek fényképet.<ref>{{cite book| title = The Chemistry of the Actinide and Transactinide Elements| editor1-last = Morss| editor1-first=L. R.|editor2-first = N. M.|editor2-last = Edelstein| editor3-last = Fuger|editor3-first = J.| last = Silva|first = Robert J.| chapter = Fermium, Mendelevium, Nobelium and Lawrencium| publisher = [[Springer Science+Business Media]]| year = 2006| isbn = 1-4020-3555-1| location = Dordrecht, The Netherlands| edition = 3rd| ref = CITEREFHaire2006}}</ref>
==Felépítése==
===Csoportok===
A [[Periódusos rendszerbeli csoport|csoportok]] a periódusos rendszer függőleges oszlopai. Egy adott csoport elemeinek jellemzően több hasonló tulajdonságuk van, mint az azonos periódusok, vagy mezők elemeinek. Ezeket a hasonlóságokat az atomszerkezetre vonatkozó modern [[kvantummechanika]]i elméletek azzal magyarázzák, hogy az azonos csoportbeli elemek vegyértékelektron-szerkezete megegyezik.<ref>Scerri 2007, p. 24</ref> Ennek következtében az azonos csoportba tartozó elemek kémiai szempontból hasonlóan viselkednek és tulajdonságaik egyértelmű változást mutatnak az atomtömeg növekedésével.<ref>{{cite book |last=Messler|first=R. W.|title=The essence of materials for engineers|year=2010|publisher=Jones & Bartlett Publishers|location=Sudbury, MA|isbn=0-7637-7833-8|page=32}}</ref> Ugyanakkor a periódusos rendszer egyes részein, például a d-mezőben, vagy az f-mezőben a perióduson belüli hasonlóságok ugyanolyan, vagy még fontosabbak lehetnek.<ref>{{Cite book |last=Bagnall|first=K. W.|year=1967|contribution=Recent advances in actinide and lanthanide chemistry|title=Advances in chemistry, Lanthanide/Actinide chemistry|volume=71|pages=1–12|publisher=American Chemical Society|doi=10.1021/ba-1967-0071|editor1-first=P. R.|editor1-last=Fields|editor2-first=T.|editor2-last=Moeller |series=Advances in Chemistry |isbn=0-8412-0072-6 |postscript=.}}</ref><ref>{{cite book |last1=Day|first1=M. C., Jr.|last2=Selbin|first2=J.|title=Theoretical inorganic chemistry|year=1969|publisher=Nostrand-Rienhold Book Corporation|edition=2nd|location=New York|isbn=0-7637-7833-8|page=103}}</ref><ref>{{cite book |last1=Holman|first1=J.|last2=Hill|first2=G. C.|title=Chemistry in context|year=2000|publisher=Nelson Thornes|edition=5th|location=Walton-on-Thames|isbn=0-17-448276-0|page=40}}</ref>
Nemzetközi elnevezési egyezmény alapján a csoportokat balról jobbra (az alkálifémektől kezdve a nemesgázokig) 1-18-ig terjedő számokkal jelölik.<ref name="IUPAC">{{cite book |title=Nomenclature of Inorganic Chemistry: Recommendations 1990|last=Leigh |first=G. J. |year=1990 |publisher=Blackwell Science |isbn=0-632-02494-1}}</ref> Korábban a csoportokat [[római számírás|római számokkal]] jelölték és I-től VIII-ig számozták őket. A római számok után egy ''A''-betűt írtak, ha az elem az s- vagy p-mezőbe tartozott (ezek az ún. ''főcsoportok'') és ''B''-betűt, ha a d-mezőbe (mellékcsoportok). Ezen kívül még a 8-as, 9-es és 10-es csoportot egy háromszoros méretű csoportnak tekintették VIIIb csoport néven. Az új IUPAC-nevezéktan 1998-ban lépett életbe és azóta helytelenítik a régi elnevezések használatát,<ref>{{cite journal |last1=Fluck |first1=E.|year=1988 |title=New Notations in the Periodic Table |journal=[[Pure and Applied Chemistry|Pure Appl. Chem.]]|volume=60|pages=431–436 |publisher=[[International Union of Pure and Applied Chemistry|IUPAC]]|doi=10.1351/pac198860030431 |url=http://www.iupac.org/publications/pac/1988/pdf/6003x0431.pdf|accessdate=24 March 2012 |issue=3 }}</ref> bár Magyarországon a régi rendszer használata még mindig elterjedt.
Egyes csoportoknak hétköznapi nevük is van, például a 18-as csoportot [[nemesgázok]]ként, a 17-es csoportot [[halogének]]ként is ismerik, de egyes csoportoknál a csoport első tagjából képzett nevet is használják, például [[széncsoport]], [[nitrogéncsoport]], [[oxigéncsoport]]. A 3-10-es csoportok elemei kevesebb hasonlóságot, vagy függőleges tendenciát mutatnak, ezért nincs is köznapi nevük, hanem egyszerűen a sorszámukat, vagy a csoport első eleméből képzett nevet használják rájuk.<ref name="IUPAC" />
Az azonos csoportban lévő elemek [[atomsugár|atomsugara]], [[ionizációs energia|ionizációs energiája]] és [[elektronegativitás]]a jellegzetes változásokat mutat. A csoporton belül lefelé haladva az atomsugár növekszik, mivel a több betöltött elektronhéj miatt a vegyértékelektronok egyre nagyobb méretű héjra épülnek be. Az ionizációs energia a csoportokon belül csökken, mert az atommagtól távolabb lévő külső elektronokra kisebb magvonzás hat, ezért könnyebben eltávolíthatók. Ugyanezen okból csökken az elektronegativitás is.<ref name="For Dummies">Moore, p. 111</ref> E szabályszerűség alól kivétel a 11. csoport, ahol az elektronegativitás a csoportban lefelé haladva nő.<ref name="Greenwood30"/>
===Periódusok===
A [[Periódusos rendszerbeli periódus|periódusok]] a periódusos rendszer vízszintes sorai. Noha az azonos csoportok tagjai általában több hasonlósággal bírnak, mint az azonos periódusok tagjai, de a periódusos rendszer egyes részein a vízszintes trendek a fontosabbak. Ilyen az f-mező, ahol a [[lantanoidák]] és az [[aktinoidák]] hasonló tulajdonságú elemek két vízszintes sorozatát alkotják.<ref>{{Cite book|last=Stoker|first=S. H.|title=General, organic, and biological chemistry|year=2007|page=68|publisher=Houghton Mifflin|location=New York|isbn=978-0-618-73063-6|oclc=52445586}}</ref>
Az azonos periódusban lévő elemek atomsugara, ionizációs energiája, elektronaffinitása és elektronegativitása többé-kevésbé egyenletesen változik. A periódusban jobbra haladva az atomsugár csökken, mivel a növekvő protonszám miatt az atommag egyre erősebb vonzó hatást gyakorol az elektronokra.<ref>{{cite book |last=Mascetta |first=J. |title=Chemistry The Easy Way |year=2003|publisher=Hauppauge |location=New York |isbn=978-0-7641-1978-1 |oclc=52047235|edition=4th |page=50}}</ref> Az atomsugár csökkenése miatt az ionizációs energia ugyanakkor balról jobbra haladva növekszik a periódusokon belül. Ennek oka az, hogy minél erősebben vonzza az atommag az elektronokat, azokat annál nehezebb eltávolítani az atomról. Az elektronegativitás is ugyanúgy a növekvő magvonzás miatt növekszik.<ref name="For Dummies"/> Az elektronaffinitás szintén növekedést mutat a perióduson belül: a periódus bal oldalán elhelyezkedő fémek jellemzően alacsonyabb elektronaffinitással bírnak, miint a periódus jobb oldalán található nemfémek (a nemesgázok kivételével).<ref>{{cite book |last1=Kotz |first1=J. |last2=Treichel |first2=P.|last3=Townsend |first3=John |title=Chemistry and Chemical Reactivity, Volume 2|edition=7th |year=2009|publisher=Thomson Brooks/Cole |location=Belmont |isbn=978-0-495-38712-1 |oclc=220756597 |page=324}}</ref>
===Mezők===
[[File:Periodic table blocks spdf (32 column).svg|thumb|350px|Balról jobbra: s-, f-, d- és p-mezők a periódusos rendszerben]]
A periódusos rendszer elemeit mezőkbe lehet sorolni az alapján, hogy az elem "utolsó" elektronja melyik alhéjra épül be, így beszélhetünk s-, p-, d- és f-mezőkről.<ref>Gray, p. 12</ref>{{jegyzet*|A helyzetet bonyolítja, hogy a héliumot, bár s-mezőbeli elem a p-mező elemei közt tüntetik fel, a d-mező pedig valójában nem a 12., hanem már a 11. csoportnál betöltődik}} Az s-mező magába foglalja az első két csoportot (az alkálifémeket és alkáliföldfémeket), valamint a hidrogént és a héliumot. A p-mezőbe az utolsó hat csoport elemei tartoznak (13-18-as csoportok, vagy III-VIII. főcsoportok) és más elemek mellett tartalmazza az összes [[félfémek|félmfémet]] és [[nemfémek|nemfémet]]. A d-mező a 3-12 (vagy IIIb-IIb) csoportokat foglalja magába és tartalmazza az összes [[átmenetifémek|átmenetifémet]]. Az f-mező, melyet helytakarékossági okokból gyakran külön ábrázolnak a periódusos rendszer többi részétől, nem tartalmaz számozott csoportokat és a [[lantanoidák]]ból és az [[aktinoidák]]ból áll.<ref>{{cite book |last=Jones |first=C. |title=d- and f-block chemistry |year=2002 |publisher=J. Wiley & Sons |location=New York |isbn=978-0-471-22476-1|oclc=300468713 |page=2}}</ref>
===Fémek, félfémek, nemfémek===
[[File:Periodic table (metals–metalloids–nonmetals, 32 columns).png|300px|right|thumb
|{{Color box|#eee8aa|border=#eee8aa}} Fémek, {{Color box|#cccc99|border=darkgray}} félfémek és {{Color box|#b0e0e6|border=darkgray}} nemfémek elhelyezkedése a periódusos rendszerben. Egyes elemek besorolása a forrástól függően változó lehet.]]
Közös fizikai és kémiai tulajdonságaik alapján az elemeket három nagyobb csoportra lehet osztani: [[fémek]]re, [[félfémek]]re és [[nemfémek]]re. A fémek jellemzően fénylő, jó [[elektromos vezetés|elektromos-]] és [[hővezetés|hővezető]], jól nyújtható és kalapálható, a [[higany]] kivételével szilárd anyagok, melyek egymással [[ötvözet]]eket, nemfémekkel pedig sószerű [[ionos kötés|ionos vegyületeket]] képeznek. A nemfémek többsége színes, vagy színtelen, a hőt rosszul vezető [[szigetelő]] gáz, amelyek egymással [[kovalens kötés|kovalens]] vegyületeket alkotnak. A fémek elektronleadással könnyedén képeznek kationokat, míg a nemfémek hajlamosak inkább elektronfelvétellel anionná alakulni. A fémek és nemfémek közt helyezkednek el a félfémek, melyek tulajdonságai átmenetet képeznek a két csoport közt, vagy keverékei azoknak.<ref>{{cite book |last1=Silberberg|first=M. S.|title=Chemistry: The molecular nature of matter and change|year=2006|page=536|publisher=McGraw-Hill|location=New York|edition=4th|isbn=0-07-111658-3}}</ref>
A fémeket és nemfémeket fel lehet osztani további alcsoportokra, ami a fémes jelleg nemfémes jellegbe való átmenetét mutatja a periódusban balról jobbra haladva. A fémeken belül külön csoportot alkotnak a nagy reakciókészségű [[alkálifémek]], a kevésbé reaktív [[alkáliföldfémek]], [[lantanoidákg]] és [[aktinoidák]], az [[átmenetifémek]] és végül a fizikailag és kémiailag is gyenge [[másodfajú fémek]]. A nemfémeket egyszerűen többatomos nemfémekre, kétatomos nemfémekre és nemesgázokra osztják. A többatomos nemfémek, melyek a félfémekhez legközelebb helyezkednek el mutatnak még némi fémes karaktert, míg a kétatomos nemfémek és az egyatomos és szinte teljesen inert nemesgázok már egyáltalán nem. Egyéb speciális csoportosítások is, például a [[tűzálló fémek]], vagy a [[Nemesfém (kémia)|nemesfémek]] (mindkét csoport az átmenetifémek egy alcsoportja) is ismertek.<ref>{{cite book |last1=Manson|first1=S. S.|last2=Halford|first2=G. R.|title=Fatigue and durability of structural materials|year=2006|page=376|publisher=ASM International|location=Materials Park, Ohio|isbn=0-87170-825-6}}</ref><ref>{{cite book |last1=Bullinger|first=H-J.|title=Technology guide: Principles, applications, trends|year=2009|page=8|publisher=Springer-Verlag|location=Berlin|isbn=978-3-540-88545-0}}</ref>
Az elemek közös tulajdonságaik alapján való kategorizálása nem tökéletes. Minden kategóriában tulajdonságok széles spektruma jelenik meg és könnyen lehet ezek határain átfedéseket találni.<ref>{{cite book |last=Jones|first=B. W.|title=Pluto: Sentinel of the outer solar system|year=2010|publisher=Cambridge University Press|location=Cambridge|isbn=978-0-521-19436-5|pages=169–71}}</ref> Például a [[berillium]]ot az alkáliföldfémek közé sorolják, de amfoter tulajdonsága és a kovalens vegyületek alkotására való hajlama mind olyan tulajdonságok, melyek inkább a másodfajú fémekre jellemzőek. Az elemek ily módon való kategorizálása legalább 1869-ig nyúlik vissza, amikor Hinrichs leírta,<ref>{{cite journal |last=Hinrichs |first=G. D. |title=On the classification and the atomic weights of the so-called chemical elements, with particular reference to Stas's determinations|journal=Proceedings of the American Association for the Advancement of Science |year=1869|volume=18 |issue=5|url=https://books.google.com/books?id=vj1SAAAAcAAJ|pages=112–124}}</ref> hogy a periódusos rendszerben egyszerű határvonalakkal el lehet különíteni a hasonló tulajdonságú elemeket, például a fémeket és nemfémeket, vagy a gáz halmazállapotú elemeket. Az elemek más alapelvek szerinti besorolása is lehetséges, például geokémiai szempontok alapján a [[Geokémia#Goldschmidt szerint|Goldschmidt-féle rendszer]], vagy a [[Szádeczky-Kardoss-féle geokémiai rendszer]] szerint, vagy esetleg [[kristályszerkezet]]ük szerint.
==Periodikusan változó tulajdonságok==
===Elektronszerkezet===
{{Bővebben|Elektronszerkezet}}
[[File:Klechkovski rule.svg|upright=0.9|thumb|left|Az elektronhéjak és alhéjak kiépülésének sorrendje]]
Az atomok elektronszerkezete, vagyis a semleges atomokban lévő elektronok elrendeződése visszatérő mintázatot, periodicitást mutat. Az elektronok az [[atommag]] körül [[elektronhéj]]akba szerveződnek (számokkal, vagy K-tól kezdődő betűkkel jelölve) és minden elektronhéj egy vagy több alhéjat tartalmaz (s-, p-, d-, f-, és g-alhéjak). Ahogy a rendszám nő, az elektronok fokozatosan töltik fel ezeket a héjakat és alhéjakat, úgy hogy mindig a legalacsonyabb energiájúak épülnek ki először. A 10-es rendszámú [[neon]] elektronszerkezete például 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup>. Tíz elektronjából kettő az első , nyolc pedig a második elektronhéjon - ebből kettő az s-alhéjon és hat a p-alhéjon helyezkedik el. A periódusos rendszerben minden új héj kiépülésének kezdete egy új periódus kezdetének felel meg.<ref name=Myers>{{cite book |last=Myers|first=R.|title=The basics of chemistry|year=2003|pages=61–67|publisher=Greenwood Publishing Group|location=Westport, CT|isbn=0-313-31664-3}}</ref><ref name=chang2>{{cite book |last=Chang|first=R.|title=Chemistry|year=2002|publisher=McGraw-Hill|location=New York|edition=7|isbn=0-07-112072-6|pages=289–310; 340–42}}</ref>
[[File:Periodic trends.png|upright=1.35|thumb|right|Periodikusan változó tulajdonságok (a nyilak a növekedést jelképezik)]]
Minthogy az elemek tulajdonságait legnagyobbrészt az elektronszerkezete határozza meg, az elemek tulajdonságai visszatérő mintázatot, vagyis periodicitást mutatnak, melyek némelyikét (atomsugár, ionizációs energia és elektronaffinitás) a lentebbi diagramok szemléltetik. A tulajdonságok e periodicitása vezetett az első periódusos rendszerek megalkotásához.<ref name=Myers/><ref name=chang2/>
===Atomsugár===
{{Bővebben|Atomsugár}}
[[File:Empirical atomic radius trends.png|thumb|upright=1.35|left|Elemek atomsugara a rendszám függvényében{{jegyzet*|A nemesgázok, az asztácium, a francium és az ameríciumnál nehezebb elemek nem szerepelnek a diagramon, mert atomsugaraik nem ismertek.}}]]
Az atomsugár kiszámíthatóan és jól magyarázható módon változik a periódusos rendszerben. Az elemek atomsugara a periódusokban a rendszám növekedésével az alkálifémektől kezdve a nemesgázokig általánosan csökken, a csoportokon belül pedig nő. A periódusokon belüli csökkenés oka az, hogy a növekvő protonszám miatt az atommag egyre erősebb vonzó hatást gyakorol az elektronokra,<ref>{{cite book |last=Mascetta |first=J. |title=Chemistry The Easy Way |year=2003|publisher=Hauppauge |location=New York |isbn=978-0-7641-1978-1 |oclc=52047235|edition=4th |page=50}}</ref> a csoportokon belüli növekedést pedig az okozza, hogy a vegyértékelektronok egyre nagyobb méretű héjra épülnek be. Az atomok sugara drasztikusan nő a periódusok végén lévő nemesgázok és a következő periódus elején lévő alkálifémek között.
A 4f-alhéj elektronjai, melyek a [[cérium]]tól (58-as rendszámú elem) az [[itterbium]]ig (70-es rendszámú elem) töltődnek fel, képtelenek a növekvő magtöltést hatékonyan árnyékolni. A lantanidákat közvetlenül követő elemek atomsugara lényegesen kisebb a várhatónál, és majdnem megegyezik a felettük lévő elemek atomsugarával.<ref name="Jolly_contract">
{{cite book
|last1=Jolly |first=W. L.
|year=1991
|title=Modern Inorganic Chemistry
|page=22 |edition=2nd
|publisher=[[McGraw-Hill]]
|isbn=978-0-07-112651-9
}}</ref> Ennélfogva a [[hafnium]]nak gyakorlatilag megegyezik az atomsugara (és a kémiai tulajdonságai) a [[cirkónium]]éval, hasonlóan a [[tantál]] atomsugara is közel azonos a [[nióbium]]éval és így tovább. Ezt a jelenséget [[lantanoida kontrakció]]nak nevezik. A lantanoida kontrakció hatása a [[platina|platináig]] figyelhető meg, ez után az [[inert pár effektus]]ként ismert relativisztikus hatás elfedi azt.<ref name="Greenwood28">Greenwood & Earnshaw, p. 28</ref> Egy hasonló jelenség, a d-mező kontrakció figyelhető meg a d-mező és p-mező elemei közt, de ennek a hatása kevésbé hangsúlyos.<ref name="Jolly_contract"/>
===Ionizációs energia===
[[File:First Ionization Energy.svg|thumb|500px|right|Az első ionizációs energia változása a periódusos rendszerben: minimuma minden periódusban a periódus elején az alkálifémeknél, maximuma a periódus végén a nemesgázoknál van.]]
Az első ionizációs energia a semleges atomról egy elektron eltávolításához szükséges energia, a második ionizációs energia egy második elektron eltávolításához szükséges energia és így tovább. Egy adott atomnál az egymást követő ionizációs energiák értéke mindig nagyobb az előzőnél, például a magnézium első ionizációs energiája 738 kJ/mol, a második pedig 1450 kJ/mol. Ez abból következik, hogy a második elektront már egy pozitív töltésű ionról kell leszakítani és ez mindig nagyobb energiát igényel, mint ha semleges atomról kellene eltávolítani. Nagy ugrás történik az egymást követő ionizációs energiák értékében, ha az elektront nemesgáz-szerkezetű ionról kell eltávolítani. Ismét a magnézium példáján szemléltetve: az első két ionizációs energia megfelel a két 3s elektron eltávolításához szükséges energiának, így a harmadik ionizációs energia jelentősen nagyobb, 7730 kJ/mol, mivel a harmadik elektront a nagyon stabil neonhoz hasonló elektronszerkezetű Mg<sup>2+</sup>-ionról kell leszakítani.<ref name="Greenwood28"/>
Az ionizációs energia változására periodicitás jellemző. A periódusokon belül a rendszám növekedésével növekvő magvonzás egyre nehezebbé teszi az elektronok leszakítását, ezért a periódusokon belül az ionizációs energia tendenciaszerűen nő. A csoportokon belül a rendszám növekedésével az ionizációs energia viszont csökken, mivel a külső elektronok egyre távolabbi héjakon helyezkednek el, ahol egyre kisabb magtöltés hat rájuk és ezért egyre könnyeben leszakíthatók.<ref name="Greenwood28"/> A periódusokon belül az ionizációs energia növekedése nem teljesen monoton. Például a III. főcsoportbeli bór első ionizációs energiája alacsonyabb az előtte lévő II. főcsoportbeli berillium első ionizációs energiájánál. Ennek oka az, hogy a bór legkülső elektronja az s-alhéjnál valamivel magasabb energiaszintű p-alhéjra kerül, ahonnan így könnyebben leszakítható. Hasonló csökkenés figyelhető meg a VI. főcsoportban, ahol a legkönnyebben leszakítható elektron ellentétes spinnel épül be az egyik p-pályára, ahonnan a másik elektronnal kialakuló elektrosztatikus taszítóerő könnyíti meg a leszakítást.
===Elektronegativitás===
{{Bővebben|Elektronegativitás}}
[[Image:Periodic variation of Pauling electronegativities.png|thumb|right|upright=1.35|A diagram az egymást követő csoportok közötti növekvő elektronegativitást, illetve az elektronegativitás csoportokon belüli változásait szemlélteti]]
Az [[elektronegativitás]] az egyes [[atom]]ok elektronvonzó képességét fejezi ki.<ref name="definition">{{GoldBookRef|file=E01990|title=Electronegativity}}</ref> Az atomok elektronegativitása függ a rendszámtól és a vegyértékelektronok magtól való távolságától. Minél nagyobb egy elem elektronegativitása, annál jobban vonzza az elektronokat. Az elektronegativitás fogalmának bevezetését először [[Linus Pauling]] javasolta 1932-ben.<ref name="paulingJACS">{{cite journal |author= Pauling, L. |authorlink=Linus Pauling |year= 1932 |journal= [[Journal of the American Chemical Society]] |volume= 54 |issue= 9 |pages= 3570–3582 |title= The Nature of the Chemical Bond. IV. The Energy of Single Bonds and the Relative Electronegativity of Atoms |doi= 10.1021/ja01348a011|bibcode=1932JAChS..54.2610C }}</ref> Az elektronegativitás a periódusos rendszeren belül általánosságban balról jobbra és lentről felfelé növekszik. Így a [[fluor]] a legnagyobb{{jegyzet*|Míg a Pauling-skála szerint a fluor elektronegativitása a legnagyobb, más skálák, például az Allen-skála szerint a neon a legelektronegatívabb.}} és a [[cézium]] a legkisebb elektronegativitású, legalábbis azon elemek közül, melyekről pontos adatok elérhetők.<ref name="Greenwood30">Greenwood & Earnshaw, p. 30</ref>
Ezen általános szabály alól van néhány kivétel. A [[gallium]] és [[germánium]] elektronegativitása például nagyobb, mint a fölöttük elhelyezkedő [[alumínium]] és [[szilícium]] elektronegativitása a d-mező kontrakció miatt. A negyedik periódus közvetlenül az átmenetifémek utáni elemeinek szokatlanul kicsi az atomsugara, mivel a 3d-elektronok nem árnyékolják hatékonyan az atommag növekvő töltését és a kisebb atomméretek összefüggésben állnak a nagyobb elektronegativitással.<ref name="Greenwood30"/>
===Elektronaffinitás===
{{Bővebben|Elektronaffinitás}}
[[File:Electron affinity of the elements.svg|thumb|upright=1.8|right|Az elektronaffinitás változása a rendszám függvényében.<ref>Huheey, Keiter & Keiter, p. 42</ref> Az elektronaffinitás értéke általánosan növekszik minden periódusban és a halogéneknél éri el a tetőpontját, mielőtt meredeken csökken a nemesgázoknál. Lokális maximumok figyelhetők meg a hidrogénnél, az alkálifémeknél és a 11. csoport elemeinél, amelyeket az s-alhéj betöltődésekor stabilizálódó szerkezet okoz (az arany 6s alhéját relativisztikus hatások és a teljesen betöltött 4f-alhéj jelenléte tovább stabilizálja). Lokális minimumokat az alkáliföldfémeknél, a nitrogénnél, foszfornál, mangánnál és réniumnál lehet megfigyelni, ezekért a betöltött s-alhéjak, vagy a félig betöltött p-, vagy d-alhéjak a felelősek.<ref>{{cite book |last1=Siekierski|first1=S.|last2=Burgess|first2=J.|title=Concise chemistry of the elements|publisher=Horwood Publishing|location=Chichester|year=2002|isbn=1-898563-71-3|pages=35‒36}}</ref>]]
Egy atom [[elektronaffinitás]]a azt az energiamennyiséget jelenti, ami akkor szabadul fel, ha a semleges atom egy elektron felvételével negatív töltésű [[ion]]ná alakul. Általánosságban a [[nemfémek]] pozitívabb elektronaffinitással bírnak, mint a [[fémek]]. Az elemek közül a [[klór]]nak a legnagyobb és a [[higany]]nak a legkisebb az elektronaffinitása. Az elektronaffinitás a periódusokon belül általánosan növekszik, értéke minden periódusban a halogéneknél a legnagyobb, ugyanis ezeknél az elemeknél egy elektron felvételével stabilis nemesgázszerkezet alakul ki, és ez nagy energiafelszabadulással jár.<ref name=chang/>
A csoportokon belül lefelé haladva csökkenő elektronaffinitás lenne várható. A plusz elektron az atommagtól egyre távolabbi elektronhéjra lépne be, így a rá ható magvonzás is egyre kisebb lenne és ezért kevesebb energia szabadulna fel a hozzáadásakor. Ezzel szemben az elemek közel egyharmada rendellenesen viselkedik abban az értelemben, hogy a nehezebb elemek nagyobb elektronaffinitással bírnak, mint a náluk könnyebb csoporttársaik. Ezért nagyrészt a d- és f-elektronok gyenge árnyékoló hatása a felelős. A csoportok közül egyedül az alkálifémeknél figyelhető meg az egész csoportra kiterjedő egyenletes csökkenés.<ref>Huheey, Keiter & Keiter, pp. 42, 880–81</ref>
===Fémes jelleg===
Minél alacsonyabb az ionizációs energia, elektronegativitás és elektronaffinitás értéke, annál inkább fémes jellegű az adott elem. Ugyanezen értékek növekedésével a nemfémes jelleg erősödik.<ref>{{cite book |last1=Yoder |first1=C. H.|last2=Suydam|first2= F. H.|last3=Snavely|first3=F. A. |year=1975 |title=Chemistry |page=58 |edition=2nd |publisher=Harcourt Brace Jovanovich |isbn=0-15-506465-7}}</ref> A tulajdonságok periodikus változásából következően a fémes karakter a csoportokon belül nő, a periódusokon belül pedig általánosan csökken, néhány szabálytalansággal amit főként a d- és f-elektronok gyenge árnyékolóképessége, valamint relativisztikus hatások okoznak.<ref>Huheey, Keiter & Keiter, pp. 880–85</ref> Így a legfémesebb elemek (mint a [[cézium]] és a [[francium]]) a periódusos rendszer bal alsó sarkában, a leginkább nemfémes jellegű elemek ([[oxigén]], [[fluor]] és [[klór]]), pedig a jobb felső részén találhatóak. A függőleges és vízszintes változások kombinációja magyarázatul szolgál az egyes periódusos rendszerben megjelenő, fémek és nemfémek közti lépcsőzetes határvonalra, illetve az ezen vonal mentén található elemek [[félfémek]] közé való sorolásának gyakorlatára.<ref>{{cite book |last=Sacks|first=O.|title=Uncle Tungsten: Memories of a chemical boyhood|year=2009|publisher=Alfred A. Knopf |location=New York|isbn=0-375-70404-3|pages=191, 194}}</ref><ref>Gray, p. 9</ref>
== A periódusos rendszer története ==
[[Fájl:Medeleeff by repin.jpg|bélyegkép|jobbra|[[Dmitrij Ivanovics Mengyelejev]] ([[Ilja Jefimovics Repin|Repin]] festményén). Mengyelejev táblázatában kihagyta az akkor még ismeretlen elemek helyét<ref>[http://www.rsc.org/education/teachers/resources/periodictable/pre16/develop/mendeleev.htm The development of the Periodic Table], rsc.org</ref><ref>[http://web.lemoyne.edu/~giunta/ea/mendeleevann.html Mendeleev's First Periodic Table], lemoyne.edu</ref>]]
[[File:First Tabla Periodica.jpg|jobbra|bélyegkép|Mengyelejev első kéziratos táblázata]]
Az eredeti táblázatot a [[szubatomi részecske|szubatomi részecskék]] felfedezése és az atomszerkezetről alkotott jelenlegi kvantummechanikai elméletek kidolgozása előtt állították össze. Ha az elemeket atomtömegük szerint sorrendbe állítjuk, és bizonyos tulajdonságokat megvizsgáljuk, felfedezhető ismétlődés, „periodicitás” a növekvő atomtömeg mentén. Az első tudós, aki ezt felismerte
a [[Németország|német]] [[kémikus]], [[Johann Wolfgang Döbereiner]] volt, aki [[1828]]-ban felfedezett egy pár, hasonló elemekből álló ''triádot:''
| |||