Периодни систем елемената је табеларни аранжман хемијских елемената, организованих на основу њихових атомских бројева (броја протона у језгру), електронској конфигурацији и понављајућим хемијским особинама. Елементи су поређани по растућем атомском броју, који се обично наводи са хемијским симболом у сваком пољу. Стандарни облик табеле се састоји од мреже елемената поређаних у 18 колона и 7 редова, са два реда елемената испод те табеле. Табела се може поделити на четири правоугаона блока: s-блок налево, p-блок надесно, d-блок у средини и f-блок испод њега.
Врсте табеле се називају периоде, а колоне се називају групе, а неке од колона имају посебна имена као што су халогени елементи или племенити гасови. Пошто је по дефиницији периодни систем заснован на понављајућим трендовима, свака таква табела се може користити да се добију везе између особина елемената и предвиде особине нових, још неоткривених или синтетизованих елемената. Због тога периодни систем елемената, без обзира да ли је у стандарном облику или у некој другој варијанти, пружа користан оквир за анализу хемијског понашања и широко се употребљава у хемији и у другим наукама.
Иако су постојале претходнице периодног система, Дмитрију Мендељејеву се углавном приписују заслуге за објављивање првог широко признатог периодног система елемената 1869. године. Он је развио свој периодни систем да илуструје периодичне трендове у особинама тада познатих елемената. Мендељејев је такође предвидео неке особине тада непознатих елемената од којих се очекивало да попуне рупе у његовој табели. Већина његових предвиђања се показала тачном када су дотични елементи касније откривени. Мендељејевљев периодни систем је од тада прошириван и побољшан са открићем или синтетизовањем нових елемената и развојем новим теоретских модела да објасне хемијске одлике.
Сви елементи од атомских бројева 1 (водоник) до 118 (унуноктијум) су откривени или наводно синтезизовани. Првих 98 елемената постоје у природи, мада се неки могу пронаћи само у траговима или су синтетизовани у лабораторијама пре него што су пронађени у природи. Елементи са атомским бројевима од 99 до 118 су само синтетизовани или се тврди да су синтетизовани. Добијање елемената који имају веће атомске бројеве је изазов, док се поставља питање колико се периодни систем елемената може модификовати да се задовоље било какви нови додаци.
Иако је састављање периодног система нешто што се рутински приписује Мендељејеву, периодизација и систематизација елемената има знатно дужу историју.[1][2][3]
Већ у 17. веку, тачније 1661. године, Роберт Бојл је поређао тада познатих 13 елемената по растућој релативној атомској маси, док ће овај систем проширити Лавоазје са додатних 11 елемената.
За ово време значајна открића на пољу хемије и физике, омогућила су откривање и именовање нових елемената, тако да је потреба за класификацијом тог растућег броја познатих елемената постајала све очигледнија. Јохан Дебернајер, као одговор на ову потребу, формира систем елемената који су били поређани у тријаде, по заједничким особинама, и тако да релативна атомска маса средњег елемента тријаде буде аритметичка средина горњег и доњег. Сличну систематизацију дао је и француз де Шаканкуртуа, који је дошао на идеју да елементе, по растућој релативној атомској маси поређа у спиралу обмотану око ваљка.
Свакако најозбиљни помак ка данашњем периодном систему, пре Мендељева дао је Џон Њулендс који је према угледу на музичке октаве, дао периодни систем са елементима поређаним у октаве, тако да се особине периодично понављају након сваких 7 елемената. У вертикалним колонама, елементи су били поређани по порасту Ar, док су хоризонталне врсте биле условљене сличношћу у особинама.
Ипак рад Мендељејева на периодзацији елемената остао је запамћен као најважнији, немало зато што је његово решење периодног система заиста било најадекватније. 1869. он даје прву верзију периодног система са распоредом елемената сличним оном код Њулендса. Овакав распоред Мендељејев је условио законом периодичности који је дао по коме су физичке и хемијске особине елемената периодичне функције њихове релативне атомске масе.
1871. Мендељев даје другу, реформисану верзију периодног система која се темељила на измени коју је Мендељејев направио у закону периодичности. Наиме, он је приметио да су особине хемијских елемената заправо периодичне функције њихових редних бројева. Реформисани периодни систем имао је елементе подељене у вертикалне низове – групе – које су садржале елементе сличних особина и хоризонталне низове – периоде – које су имале елементе поређане по растућем редном броју, и у којима су су особине из претходног низа периодично понављале. Група је у почетку било 8, првих 7 су имале подгрупе док је осма била подељена у тријаде. Периода је било седам, и систем није садржао племените гасове. Мендељејев је такође предвидео постојање елемената са другим атомским масама који још нису били откривени, али је на основу закона периодичности за њих оставио одговарајућа места.
Данас се ова периодичност објашњава периодичношћу јављања сличних електронских конфигурација у одговарајућим атомима.
Принцип изградње периодног система заснован је на следећим претпоставкама:
електронска стања су квантована ,
електронска стања се попуњавају у складу са Паулијевим принципом ,
основно стање сваког атома јесте стање са најнижом енергијом.
За правилно представљаље електронског омотача сваког атома мора се знати број електрона у датом атому. Код распоређивања електрона по нивоима и поднивоима мора се поштовати, поменути, принцип тежње система ка минимуму енергије. Да би атом постигао најстабилније стање, тј. стање са најмањим садржајем енергије, његови електрони се смештају у оне орбитале које имају најнижу енергију. Тако електрони прво попуњавају поднивое чија је енергија нижа, без обзира ком енергетском нивоу он припада. На пример, прво се поњава 4s подниво, па тек онда 3d подниво, иако 4s подниво припада вишем енергетском нивоу.
Поредак орбитала по енергијама је следећи:
1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p
Највећи број електрона у датој орбитали одређен је Паулијевим принципом искључења:
s = 2; p = 6; d = 10; f = 14.
Housecroft C. E., Sharpe A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall. ISBN 978-0131755536.
Jump up ↑ Lide David R., ed. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. 0-8493-0487-3.
Jump up ↑ Susan Budavari, ed. (2001). The Merck Index: An Encyclopedia of Chemicals, Drugs, and Biologicals (13th ed.). Merck Publishing. ISBN 0911910131.
