Nástroj · 118 prvkov · počíta aj vysvetľuje

Periodická tabuľka

Stránka má dva pohľady a prepínate ich dlaždicami hneď pod týmto odsekom. Periodická tabuľka je celá mriežka so všetkými 118 prvkami, šiestimi režimami zafarbenia, hľadaním a výkladom, ako je poskladaná z periód, skupín a blokov. Kalkulačka zo zadaného vzorca vypočíta molárnu hmotnosť aj s rozpisom, hmotnostné zlomky a prevod na látkové množstvo.

Tabuľka prvkov

Ťuknutím na prvok vyskočí panel so všetkými údajmi — na širokom displeji vpravo, na telefóne zospodu. Zatvorte ho krížikom, klávesou Esc alebo ťuknutím vedľa. Po mriežke sa dá pohybovať aj šípkami. Lantanoidy a aktinoidy sú podľa zvyklosti vyvedené do dvoch riadkov pod tabuľkou.

Hľadať prvok

Zafarbiť podľa

Tabuľka je širšia než obrazovka telefónu — posúva sa do strán vo vlastnom rámčeku, stránka pod ňou zostáva na mieste.

Ako je tabuľka postavená

Tabuľka nie je zoznam zoradený podľa hmotnosti — je to mapa elektrónových obalov. Kto pochopí, prečo prvok stojí práve tam, kde stojí, nemusí si pamätať skoro nič ďalšie. Každý štítok Ukázať v tabuľke zvýrazní zodpovedajúce prvky hore v mriežke; ďalším ťuknutím zvýraznenie zrušíte.

Vodorovný riadok

Perióda

Číslo periódy sa rovná hlavnému kvantovému číslu n valenčnej vrstvy. Prvky 3. periódy majú valenčné elektróny v n = 3. Každá perióda začína tým, že sa otvorí nová vrstva — teda alkalickým kovom — a končí vzácnym plynom, ktorému sú orbitaly zaplnené.

Periódy nie sú rovnako dlhé, pretože v každej pribúda iná sada orbitalov. Poradie zapĺňania riadi pravidlo n + l (Madelungovo): skôr sa zaplní orbital s nižším súčtom n + l, a pri zhode ten s nižším n. Preto sa 4s zaplní skôr než 3d a 6s skôr než 4f.

Perióda	Zapĺňané orbitaly	Prvkov	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 prvkov v perióde je jednoducho počet elektrónov, ktoré sa do tých orbitalov zmestia: s pojme 2, p 6, d 10 a f 14. Odtiaľ rad 2 · 8 · 8 · 18 · 18 · 32 · 32: 2 = 2, 2+6 = 8, 2+10+6 = 18, 2+14+10+6 = 32.

Ukázať v tabuľke

Zvislý stĺpec

Skupina

Prvky v jednom stĺpci majú rovnakú valenčnú konfiguráciu, a preto sa správajú podobne — v tom je celý periodický zákon. Sodík aj draslík majú jeden elektrón v orbitale s, obaja teda ľahko dávajú katión M⁺; kyslíku aj síre chýbajú dva elektróny do oktetu, obaja preto tvoria X²⁻.

Dnešné číslovanie IUPAC je priebežné 1 až 18 zľava doprava. Staršie značenie, s ktorým sa v slovenských učebniciach aj tabuľkách stále stretnete, používa rímsku číslicu s písmenom: I.A až VIII.A pre hlavné podskupiny a I.B až VIII.B pre vedľajšie.

Skupina IUPAC	1	2	3–12	13	14	15	16	17	18
Staršie značenie	I.A	II.A	III.B–II.B	III.A	IV.A	V.A	VI.A	VII.A	VIII.A
Valenčná konfigurácia	ns¹	ns²	(n−1)d¹⁻¹⁰ ns⁰⁻²	ns² np¹	ns² np²	ns² np³	ns² np⁴	ns² np⁵	ns² np⁶
Valenčných elektrónov	1	2	3–12	3	4	5	6	7	8

U hlavných podskupín hovorí rímska číslica rovno počet valenčných elektrónov — a s ním aj najvyššie kladné oxidačné číslo. Síra je VI.A, má šesť valenčných elektrónov (3s² 3p⁴) a v kyseline sírovej vystupuje ako S^VI.

Pozor na dve nezlučiteľné staré konvencie. Európska (ktorú používajú slovenské tabuľky a ktorá je aj tu) dáva skupinám 3–12 písmeno B. Americká CAS ich značí obrátene, takže napríklad VI.B tam znamená skupinu 16, nie 6. Preto IUPAC zaviedol číslovanie 1–18, pri ktorom sa nedá nič pomýliť.

Ukázať v tabuľke

Písmená A a B

Hlavné a vedľajšie podskupiny

Hlavné podskupiny (A) sú skupiny 1, 2 a 13–18, teda bloky s a p. Valenčné elektróny majú len v orbitaloch s a p najvyššej obsadenej vrstvy, a preto sa správajú veľmi pravidelne: vlastnosti sa v rámci stĺpca menia plynule a dajú sa predpovedať.

Vedľajšie podskupiny (B) sú skupiny 3–12, teda blok d. Zapĺňa sa im orbital d o jednu vrstvu nižšie, než kde majú valenčné elektróny s. Nazývajú sa prechodné prvky, pretože stoja na prechode medzi silne elektropozitívnymi kovmi vľavo a nekovmi vpravo.

Premenlivé oxidačné čísla — mangán zvládne od +II po +VII, pretože energie elektrónov 4s a 3d sú si blízke.
Farebné zlúčeniny — za farbu môžu prechody elektrónov medzi rozštiepenými orbitalmi d.
Tvorba komplexov — prázdne orbitaly d prijímajú elektrónové páry ligandov.
Katalytická aktivita — preto platina v autokatalyzátore a železo v Haberovej–Boschovej syntéze.

Prísna definícia hovorí, že prechodný prvok má čiastočne zaplnený orbital d — buď v atóme, alebo v niektorom bežnom ióne. Zinok, kadmium a ortuť majú d¹⁰ vždy, takže sa z prechodných prvkov niekedy vynímajú. V tabuľke ale v 12. skupine stoja a na maturite sa za prechodné kovy počítajú.

Ukázať v tabuľke

Štyri pásy

Bloky s, p, d a f

Blok sa volá podľa orbitalu, ktorý sa v ňom zapĺňa ako posledný. A jeho šírka nie je náhoda — zodpovedá kapacite toho orbitalu: s je jeden orbital, teda 2 stĺpce; p sú tri orbitaly, teda 6; d päť orbitalov, teda 10; f sedem orbitalov, teda 14.

blok s — 2 stĺpceblok p — 6 stĺpcovblok d — 10 stĺpcovblok f — 14 stĺpcov

Blok s — skupiny 1 a 2. Mäkké, reaktívne kovy, ktoré elektróny ochotne odovzdávajú.
Blok p — skupiny 13–18. Najpestrejší blok: sú v ňom kovy, polokovy aj všetky typické nekovy.
Blok d — skupiny 3–12. Tvrdé kovy s vysokými teplotami topenia.
Blok f — lantanoidy a aktinoidy, dva riadky pod tabuľkou.

Hélium je výnimka. Konfiguráciu má 1s², patrí teda do bloku s, ale vlastnosťami je to vzácny plyn — preto sa kreslí nad neón do 18. skupiny.

Ukázať v tabuľke

Dva riadky pod tabuľkou

Prečo sa lantanoidy a aktinoidy vyťahujú

Je to čisto otázka miesta. Keby sa blok f nakreslil tam, kam patrí — medzi 2. a 3. skupinu 6. a 7. periódy — bola by tabuľka o 14 stĺpcov širšia a na stránku učebnice by sa nezmestila. Preto sa 15 prvkov 57–71 (lantanoidy) a 15 prvkov 89–103 (aktinoidy) vysadí pod tabuľku a na ich mieste zostane len zástupné políčko.

Patria teda do 6. a 7. periódy, do 3. skupiny — v detaile prvku to tak aj stojí. Lantanoidy sú si chemicky nesmierne podobné, skoro všetky dávajú ióny M³⁺: zapĺňa sa im vrstva 4f schovaná hlboko pod valenčnými elektrónmi, takže na chémii to skoro vidieť nie je.

Súvisí s tým lantanoidová kontrakcia: naprieč lantanoidmi polomer atómov pozvoľna klesá, pretože elektróny 4f jadro tienia zle. Dôsledkom je, že zirkónium a hafnium majú skoro rovnaký polomer a dajú sa od seba oddeliť len s veľkou námahou.

Chemici sa dodnes hádajú, či do bloku f patrí lantán a aktínium, alebo lutécium a lawrencium — lantán má konfiguráciu [Xe] 5d¹ 6s², teda žiadny elektrón 4f. Na maturitu stačí vedieť, že sa všetkých pätnásť kreslí do riadku pod tabuľkou.

Ukázať v tabuľke

Ako sa skupinám hovorí

Triviálne názvy

Niektoré stĺpce majú vlastné meno, ktoré sa v zadaní úloh používa častejšie než číslo skupiny. Tieto mená sa jednoducho treba vedieť.

Alkalické kovy — 1. skupina bez vodíka (Li až Fr). S vodou reagujú búrlivo za vzniku hydroxidov, odtiaľ meno (alkálie = lúh).
Kovy alkalických zemín — 2. skupina (Be až Ra). Ich oxidy sa kedysi označovali ako „zeminy“, pretože sa nerozpúšťajú a netavia.
Chalkogény — 16. skupina (O až Po). Grécky „rudotvorné“: väčšina rúd sú oxidy alebo sulfidy.
Halogény — 17. skupina (F až At). Grécky „soľotvorné“, s kovmi dávajú soli, napríklad kuchynskú soľ.
Vzácne (inertné) plyny — 18. skupina. Zaplnený oktet, preto skoro nereagujú.
Triáda železa — Fe, Co, Ni vo 4. perióde. Jediné tri prvky, ktoré sú pri izbovej teplote feromagnetické.
Platinové kovy — Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt. Vzácne, ušľachtilé a výborné katalyzátory.
Kovy vzácnych zemín — lantanoidy plus skandium a ytrium. Vzácne vlastne nie sú, len sa ťažko oddeľujú jeden od druhého.

Vodík medzi alkalické kovy nepatrí. Stojí v 1. skupine, pretože má jeden valenčný elektrón, ale je to nekov — dvojatómový plyn, ktorý vie aj prijať elektrón a dať hydridový anión H⁻.

Ukázať v tabuľke

Čo sa mení a ktorým smerom

Hlavné periodické trendy

Za všetkými trendmi stoja dve veci: náboj jadra, ktorý elektróny priťahuje, a počet vrstiev, ktoré valenčný elektrón od jadra vzďaľujú a tienia.

Veličina	V perióde doprava	V skupine dole	Prečo
Atómový polomer	klesá	rastie	doprava pribúda protónov pri rovnakom počte vrstiev, dole pribúda vrstiev
Ionizačná energia	rastie	klesá	čím pevnejšie je elektrón držaný, tým horšie sa odtrhne
Elektronegativita	rastie	klesá	to isté z druhej strany: malý atóm si elektróny väzby pritiahne
Kovový charakter	klesá	rastie	kov elektróny odovzdáva, nekov prijíma
Polomer iónu	—	rastie	katión je vždy menší a anión vždy väčší než pôvodný atóm

Krajné hodnoty si zapamätajte ako záchytné body: najelektronegatívnejší je fluór (3,98), najväčšiu ionizačnú energiu má hélium (2372 kJ·mol⁻¹), najväčší atóm je cézium a najmenší vodík. Trend ale nie je hladký — medzi berýliom a bórom alebo medzi dusíkom a kyslíkom ionizačná energia klesne, pretože sa začne obsadzovať nový orbital, respektíve sa v jednom orbitale prvýkrát spáruje dvojica elektrónov. Podrobný výklad trendov aj s výnimkami je v okruhu Elektrónový obal a periodická tabuľka, odkaz je dole na stránke.

Ukázať ako farbu

Kam pokračovať

Elektrónový obal a periodická tabuľkaTu je tabuľka len ako nástroj a stavba v prehľade. Orbitaly, kvantové čísla, výstavbový princíp a trendy do hĺbky — to je tento okruh.Prejsť na okruh Ako počítať chémiuMolárna hmotnosť je len prvý krok. Ako zapísať zadanie, odvodiť vzťah a až potom dosadiť — aj s dohliadaním na jednotky a platné číslice.Naučiť sa zápis