Nástroj · 118 prvků · počítá i vysvětluje

Periodická tabulka

Stránka má dva pohledy a přepínáte je dlaždicemi hned pod tímhle odstavcem. Periodická tabulka je celá mřížka se všemi 118 prvky, šesti režimy obarvení, hledáním a výkladem, jak je poskládaná z period, skupin a bloků. Počítadlo ze zadaného vzorce spočítá molární hmotnost i s rozpisem, hmotnostní zlomky a převod na látkové množství.

Tabulka prvků

Klepnutím na prvek vyskočí panel se všemi údaji — na širokém displeji vpravo, na telefonu zespoda. Zavřete ho křížkem, klávesou Esc nebo klepnutím vedle. Po mřížce se dá chodit i šipkami. Lanthanoidy a aktinoidy jsou podle zvyklosti vyvedené do dvou řádků pod tabulkou.

Hledat prvek

Obarvit podle

Tabulka je širší než obrazovka telefonu — posouvá se do stran ve vlastním rámečku, stránka pod ní zůstává na místě.

Jak je tabulka postavená

Tabulka není seznam seřazený podle hmotnosti — je to mapa elektronových obalů. Kdo pochopí, proč prvek stojí zrovna tam, kde stojí, nemusí si pamatovat skoro nic dalšího. Každý štítek Ukázat v tabulce zvýrazní odpovídající prvky nahoře v mřížce; dalším klepnutím zvýraznění zrušíte.

Vodorovný řádek

Perioda

Číslo periody se rovná hlavnímu kvantovému číslu n valenční slupky. Prvky 3. periody mají valenční elektrony v n = 3. Každá perioda začíná tím, že se otevře nová slupka — tedy alkalickým kovem — a končí vzácným plynem, kterému jsou orbitaly zaplněné.

Periody nejsou stejně dlouhé, protože v každé přibývá jiná sada orbitalů. Pořadí zaplňování řídí pravidlo n + l (Madelungovo): dřív se zaplní orbital s nižším součtem n + l, a při shodě ten s nižším n. Proto se 4s zaplní dřív než 3d a 6s dřív než 4f.

Perioda	Zaplňované orbitaly	Prvků	Od–do
1	1s	2	H–He
2	2s 2p	8	Li–Ne
3	3s 3p	8	Na–Ar
4	4s 3d 4p	18	K–Kr
5	5s 4d 5p	18	Rb–Xe
6	6s 4f 5d 6p	32	Cs–Rn
7	7s 5f 6d 7p	32	Fr–Og

Počet prvků v periodě je prostě počet elektronů, které se do těch orbitalů vejdou: s pojme 2, p 6, d 10 a f 14. Odtud řada 2 · 8 · 8 · 18 · 18 · 32 · 32: 2 = 2, 2+6 = 8, 2+10+6 = 18, 2+14+10+6 = 32.

Ukázat v tabulce

Svislý sloupec

Skupina

Prvky v jednom sloupci mají stejnou valenční konfiguraci, a proto se chovají podobně — v tom je celý periodický zákon. Sodík i draslík mají jeden elektron v orbitalu s, oba tedy snadno dávají kationt M⁺; kyslík i síra jim dvěma elektrony chybí do oktetu, oba proto tvoří X²⁻.

Dnešní číslování IUPAC je průběžné 1 až 18 zleva doprava. Starší značení, které v českých učebnicích i tabulkách pořád potkáte, používá římskou číslici s písmenem: I.A až VIII.A pro hlavní podskupiny a I.B až VIII.B pro vedlejší.

Skupina IUPAC	1	2	3–12	13	14	15	16	17	18
Starší značení	I.A	II.A	III.B–II.B	III.A	IV.A	V.A	VI.A	VII.A	VIII.A
Valenční konfigurace	ns¹	ns²	(n−1)d¹⁻¹⁰ ns⁰⁻²	ns² np¹	ns² np²	ns² np³	ns² np⁴	ns² np⁵	ns² np⁶
Valenčních elektronů	1	2	3–12	3	4	5	6	7	8

U hlavních podskupin říká římská číslice rovnou počet valenčních elektronů — a s ním i nejvyšší kladné oxidační číslo. Síra je VI.A, má šest valenčních elektronů (3s² 3p⁴) a v kyselině sírové vystupuje jako S^VI.

Pozor na dvě neslučitelné staré konvence. Evropská (kterou používají české tabulky a která je i tady) dává skupinám 3–12 písmeno B. Americká CAS je značí obráceně, takže třeba VI.B tam znamená skupinu 16, ne 6. Proto IUPAC zavedl číslování 1–18, u kterého nejde nic splést.

Ukázat v tabulce

Písmena A a B

Hlavní a vedlejší podskupiny

Hlavní podskupiny (A) jsou skupiny 1, 2 a 13–18, tedy bloky s a p. Valenční elektrony mají jen v orbitalech s a p nejvyšší obsazené slupky, a proto se chovají velmi pravidelně: vlastnosti se v rámci sloupce mění plynule a dají se předpovídat.

Vedlejší podskupiny (B) jsou skupiny 3–12, tedy blok d. Zaplňuje se jim orbital d o jednu slupku níž, než kde mají valenční elektrony s. Říká se jim přechodné prvky, protože stojí na přechodu mezi silně elektropozitivními kovy vlevo a nekovy vpravo.

Proměnlivá oxidační čísla — mangan zvládne od +II po +VII, protože energie elektronů 4s a 3d jsou si blízké.
Barevné sloučeniny — za barvu můžou přechody elektronů mezi rozštěpenými orbitaly d.
Tvorba komplexů — prázdné orbitaly d přijímají elektronové páry ligandů.
Katalytická aktivita — proto platina v autokatalyzátoru a železo v Haberově–Boschově syntéze.

Přísná definice říká, že přechodný prvek má částečně zaplněný orbital d — buď v atomu, nebo v některém běžném iontu. Zinek, kadmium a rtuť mají d¹⁰ vždy, takže se z přechodných prvků někdy vyjímají. V tabulce ale ve 12. skupině stojí a pro maturitu se za přechodné kovy počítají.

Ukázat v tabulce

Čtyři pásy

Bloky s, p, d a f

Blok se jmenuje podle orbitalu, který se v něm zaplňuje jako poslední. A jeho šířka není náhoda — odpovídá kapacitě toho orbitalu: s je jeden orbital, tedy 2 sloupce; p jsou tři orbitaly, tedy 6; d pět orbitalů, tedy 10; f sedm orbitalů, tedy 14.

blok s — 2 sloupceblok p — 6 sloupcůblok d — 10 sloupcůblok f — 14 sloupců

Blok s — skupiny 1 a 2. Měkké, reaktivní kovy, které elektrony ochotně odevzdávají.
Blok p — skupiny 13–18. Nejpestřejší blok: jsou v něm kovy, polokovy i všechny typické nekovy.
Blok d — skupiny 3–12. Tvrdé kovy s vysokými teplotami tání.
Blok f — lanthanoidy a aktinoidy, dva řádky pod tabulkou.

Helium je výjimka. Konfiguraci má 1s², patří tedy do bloku s, ale vlastnostmi je to vzácný plyn — proto se kreslí nad neon do 18. skupiny.

Ukázat v tabulce

Dva řádky pod tabulkou

Proč se lanthanoidy a aktinoidy vytahují

Je to čistě otázka místa. Kdyby se blok f nakreslil tam, kam patří — mezi 2. a 3. skupinu 6. a 7. periody — byla by tabulka o 14 sloupců širší a na stránku učebnice by se nevešla. Proto se 15 prvků 57–71 (lanthanoidy) a 15 prvků 89–103 (aktinoidy) vysadí pod tabulku a na jejich místě zůstane jen zástupné políčko.

Patří tedy do 6. a 7. periody, do 3. skupiny — v detailu prvku to tak i stojí. Lanthanoidy jsou si chemicky nesmírně podobné, skoro všechny dávají ionty M³⁺: zaplňuje se jim slupka 4f schovaná hluboko pod valenčními elektrony, takže na chemii je skoro vidět není.

Souvisí s tím lanthanoidová kontrakce: napříč lanthanoidy poloměr atomů pozvolna klesá, protože elektrony 4f jádro stíní špatně. Důsledek je, že zirkonium a hafnium mají skoro stejný poloměr a jdou od sebe oddělit jen s velkou námahou.

Chemici se dodnes přou, jestli do bloku f patří lanthan a aktinium, nebo lutecium a lawrencium — lanthan má konfiguraci [Xe] 5d¹ 6s², tedy žádný elektron 4f. K maturitě stačí vědět, že se všech patnáct kreslí do řádku pod tabulkou.

Ukázat v tabulce

Jak se skupinám říká

Triviální názvy

Některé sloupce mají vlastní jméno, které se v zadání úloh používá častěji než číslo skupiny. Tahle jména se prostě musí umět.

Alkalické kovy — 1. skupina bez vodíku (Li až Fr). S vodou reagují bouřlivě za vzniku hydroxidů, odtud jméno (alkálie = louh).
Kovy alkalických zemin — 2. skupina (Be až Ra). Jejich oxidy se dřív označovaly jako „zeminy“, protože se nerozpouštějí a netaví.
Chalkogeny — 16. skupina (O až Po). Řecky „rudotvorní“: většina rud jsou oxidy nebo sulfidy.
Halogeny — 17. skupina (F až At). Řecky „solitvorní“, s kovy dávají soli, například kuchyňskou sůl.
Vzácné (inertní) plyny — 18. skupina. Zaplněný oktet, proto skoro nereagují.
Triáda železa — Fe, Co, Ni ve 4. periodě. Jediné tři prvky, které jsou za pokojové teploty feromagnetické.
Platinové kovy — Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt. Vzácné, ušlechtilé a výborné katalyzátory.
Kovy vzácných zemin — lanthanoidy plus skandium a yttrium. Vzácné vlastně nejsou, jen se špatně oddělují jeden od druhého.

Vodík mezi alkalické kovy nepatří. Stojí v 1. skupině, protože má jeden valenční elektron, ale je to nekov — dvouatomový plyn, který umí i přijmout elektron a dát hydridový aniont H⁻.

Ukázat v tabulce

Co se mění a kterým směrem

Hlavní periodické trendy

Za všemi trendy stojí dvě věci: náboj jádra, který elektrony přitahuje, a počet slupek, které valenční elektron od jádra vzdalují a stíní.

Veličina	V periodě doprava	Ve skupině dolů	Proč
Atomový poloměr	klesá	roste	doprava přibývá protonů při stejném počtu slupek, dolů přibývá slupek
Ionizační energie	roste	klesá	čím pevněji je elektron držen, tím hůř se odtrhne
Elektronegativita	roste	klesá	totéž z druhé strany: malý atom si elektrony vazby přitáhne
Kovový charakter	klesá	roste	kov elektrony odevzdává, nekov přijímá
Poloměr iontu	—	roste	kationt je vždy menší a aniont vždy větší než původní atom

Krajní hodnoty si zapamatujte jako záchytné body: nejelektronegativnější je fluor (3,98), největší ionizační energii má helium (2372 kJ·mol⁻¹), největší atom je cesium a nejmenší vodík. Trend ale není hladký — mezi berylliem a borem nebo mezi dusíkem a kyslíkem ionizační energie klesne, protože se začne obsazovat nový orbital, respektive se v jednom orbitalu poprvé spáruje dvojice elektronů. Podrobný výklad trendů i s výjimkami je v okruhu Elektronový obal a periodická tabulka, odkaz je dole na stránce.

Ukázat jako barvu

Kam pokračovat

Elektronový obal a periodická tabulkaTady je tabulka jako nástroj a stavba jen v přehledu. Orbitaly, kvantová čísla, výstavbový princip a trendy do hloubky — to je tenhle okruh.Přejít na okruh Jak počítat chemiiMolární hmotnost je jen první krok. Jak zapsat zadání, odvodit vztah a teprve pak dosadit — i s hlídáním jednotek a platných číslic.Naučit se zápis