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.

Kuigi keemilisi elemente oli püütud ka enne Mendelejevit järjestada, peetakse tänapäeval kasutatava perioodilisussüsteemi loojaks vene keemikut Dmitri Mendelejevit, kes järjestas 1869. aastal 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 seaduspärasuse (Moseley seadus) 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 →1IA2IIA 3IIIB4IVB5VB6VIB7VIIB8VIIIB9VIIIB10VIIIB11IB12IIB13IIIA14IVA15VA16VIA17VIIA18VIIIAPeriood ↓ 11H 2He23Li4Be  5B6C7N8O9F10Ne311Na12Mg  13Al14Si15P16S17Cl18Ar419K20Ca 21Sc22Ti23V24Cr25Mn26Fe27Co28Ni29Cu30Zn31Ga32Ge33As34Se35Br36Kr537Rb38Sr 39Y40Zr41Nb42Mo43Tc44Ru45Rh46Pd47Ag48Cd49In50Sn51Sb52Te53I54Xe655Cs56Ba*71Lu72Hf73Ta74W75Re76Os77Ir78Pt79Au80Hg81Tl82Pb83Bi84Po85At86Rn787 Fr 88Ra**103Lr104Rf105Db106Sg107Bh108Hs109Mt110Ds111Rg112Cn113Nh114Fl115Mc116Lv117Ts118Og * Lantanoidid57La58Ce59Pr60Nd61Pm62Sm63Eu64Gd65Tb66Dy67Ho68Er69Tm70Yb71Lu** Aktinoidid89Ac90Th91Pa92U93Np94Pu95Am96Cm97Bk98Cf99Es100Fm101Md102No103Lr
+Perioodilisustabeli elementide grupidLeelismetallidLeelismuldmetallidLantanoididAktinoididMetallidPoolmetallidMittemetallidVäärisgaasid

Süsteemi ülesehitus
pisi|247x247px|Üks element
pisi|Perioodilisussüsteemi plokid|248x248px

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
pisi|Elementide elektronegatiivsus
pisi|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

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

Elektronegatiivsus tavaliselt paremale liikudes suureneb, alla liikudes väheneb.

Ionisatsioonienergia

Ionisatsioonienergia kasvab paremale liikudes.

Oksüdatsiooniaste ühendites

pisi|700px|left|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 E2O5E4O10 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:

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
pisi|Dmitri Mendelejev Ilja Repini maalil
pisi|Mendelejevi tabel
pisi|Elementide avastamise ajalugu
Ürg- või algainetest kui aine koostisosadest rääkisid juba presokraatikud. Thales Mileetosest pidas kõige algeks vett, Anaximenes õhku, Herakleitos omakorda tuld, millest tekkis nii vesi kui ka maa. 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.

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.

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 1862. aastal elemendid ja mõned liitained spiraalselt ümber silindri ja märkas sarnasust kohakuti olevate elementide omaduste vahel.

1860. aastatel oli avastatud üle 60 elemendi ning tundus, et keemilisi ühendeid on lugematu arv. 1864. aastal 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. 1864. aastal jagas Lothar Meyer 28 elementi valentsi alusel kuueks rühmaks ning vaid mõni kuu pärast Mendelejevi tabeli avaldamist esitas ta praktiliselt samasuguse tabeli.

1869. aastal 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. 1913. aastal 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.

Alternatiivsed kujutusviisid

Vaata ka
 Perioodilisusseadus

Viited

Välislingid
Rahvusvaheline Puhta Keemia ja Rakenduskeemia Liit
Webelements
Dynamic Periodic Table
The periodic table of videos
Images of elements
Elementide aatomispektrid
 Tallinna Tehnikaülikooli professori Toomas Tamme videoloeng
Scarcity – EuChemS Periodic Table
 Tiit Landi lühitutvustus perioodilisustabeli kohta. (Tallinna Ülikooli kanali video YouTube`is).
 Emeriitprofessor, keemik Norman Greenwood toob esile keemilise elemendi Galliumi olulisuse perioodilisustabeli koostamise kontekstis.

Kategooria:Keemilised elemendid