Rodiny prvků

KONCEPT

Termín „rodina“ se používá k popisu prvků, které sdílejí určité vlastnosti – nejen z hlediska pozorovatelného chování, ale také s ohledem na atomovou strukturu. Například všechny vzácné plyny mají tendenci být vysoce nereaktivní: pouze několik z nich se spojuje s jinými prvky, a to ještě pouze s fluorem, který je ze všech látek nejreaktivnější. Fluor je členem jiné skupiny, halogenů, které mají tolik společných vlastností, že jsou řazeny do jedné skupiny, přestože dva z nich jsou plyny, dva pevné látky a jeden – brom – je jedním z pouhých dvou prvků, které se při pokojové teplotě jeví jako pevné látky. Navzdory těmto zdánlivým rozdílům je možné halogeny označit za jednu rodinu díky společné elektronové konfiguraci. Mezi rodiny v periodické tabulce patří kromě vzácných plynů a halogenů také alkalické kovy, kovy alkalických zemin, přechodné kovy, lanthanoidy a aktinoidy. Nekovy tvoří volně definovanou skupinu napříč rodinami, stejně jako metaloidy.

JAK TO FUNGUJE

Základy periodické tabulky

Periodická tabulka prvků, kterou v roce 1869 vytvořil a od té doby několikrát upravil ruský chemik Dmitrij Ivanovič Mendělejev (1834-1907), představuje velmi užitečný způsob uspořádání prvků. Jistě existují i jiné organizační systémy, ale Mendělejevova tabulka je nejpoužívanější – a to z dobrého důvodu. Jednak umožňuje na první pohled vidět rodiny prvků, z nichž mnohé patří buď do stejné skupiny (sloupce), nebo do stejné periody (řádku) tabulky.

Periodická tabulka je podrobně rozebrána v rámci eseje věnované tomuto tématu a mezi specifika, která jsou v této eseji diskutována, patří rozdílné systémy používané pro tabulky periodických prvků v Severní Americe a ve zbytku světa. Konkrétně severoamerický systém čísluje pouze osm skupin a ponechává deset sloupců nečíslovaných, zatímco druhý systém – schválený Mezinárodní unií pro čistou a užitou chemii (IUPAC) – čísluje všech 18 sloupců. Obě verze periodické tabulky uvádějí sedm period.

Skupiny číslované v severoamerickém systému jsou dva „vysoké“ sloupce na levé straně „ponoru“ v tabulce a také šest „vysokých“ sloupců napravo od něj. Skupinu 1 v tomto systému tvoří vodík a alkalické kovy, skupinu 2 kovy alkalických zemin, skupiny 3 až 6 sortiment kovů, nekovů a metaloidů, skupinu 7 halogeny a skupinu 8 vzácné plyny. „Ponor“, který zahrnuje 10 sloupců v periodách 4 až 7, je oblast, ve které jsou uvedeny přechodné kovy. Severoamerický systém jim nepřiděluje žádná čísla skupin, ani dvěma řádkům vyčleněným ve spodní části, které představují lanthanoidovou a aktinoidovou řadu přechodných kovů.

Systém IUPAC naproti tomu nabízí zřejmý komfort v podobě uvedení čísla pro každý sloupec. (Všimněte si, že stejně jako jeho severoamerický protějšek, ani tabulka IUPAC neuvádí čísla sloupců pro lanthanoidy a aktinoidy). Kromě toho má IUPAC za sebou autoritu mezinárodního orgánu založeného v roce 1919, který dohlíží na řadu záležitostí souvisejících s periodickou tabulkou: pojmenování prvků, přidělování chemických symbolů novým prvkům a certifikaci konkrétní osoby nebo výzkumného týmu jako objevitele daného prvku. Z těchto důvodů se systém IUPAC dostává do přízně i mezi severoamerickými chemiky.

Přes mezinárodní přijetí systému IUPAC i jeho přednosti z hlediska pohodlnosti je v této knize obecně používán systém severoamerický. Důvodem je zčásti to, že většina amerických škol stále používá tento systém; kromě toho je za přiřazením čísel pouze k osmi skupinám důvod, jak bude uvedeno dále. Tam, kde je to nutné nebo vhodné, však budou uvedena i čísla skupin v systému IUPAC.

Hlavní energetické hladiny

Čísla skupin v severoamerickém systému označují počet valenčních elektronů neboli elektronů, které se podílejí na chemické vazbě.Valenční elektrony také zaujímají nejvyšší energetickou hladinu v atomu – což si lze představit jako oběžnou dráhu nejvzdálenější od jádra, i když ve skutečnosti je termín „oběžná dráha“ zavádějící, když se použije pro způsoby pohybu elektronu.

Elektrony se nepohybují kolem jádra atomu po pravidelných oběžných drahách jako planety kolem Slunce; jejich dráhy lze spíše jen volně definovat pomocí orbitalů, což je vzorec pravděpodobností týkající se oblastí, kterými se elektron pravděpodobně pohybuje. Vzorec orbitalů je určen hlavní energetickou hladinou atomu, která udává vzdálenost, na jakou se elektron může vzdálit od jádra.

Hlavní energetická hladina se označuje celým číslem, počínaje 1 a konče 7: čím vyšší číslo, tím dále je elektron od jádra, a tedy tím větší je energie v atomu. Vztah mezi hlavní energetickou hladinou a periodou lze poměrně snadno demonstrovat. Číslo n periody v periodické tabulce je stejné jako číslo nejvyšší hlavní energetické hladiny pro atomy v této řadě, tj. hlavní energetické hladiny obsazené jejich valenčními elektrony. Prvky v periodě 1 mají tedy nejvyšší hladinu hlavní energie 1 atd.

Konfigurace valenčních elektronů

Při diskusi o rodinách prvků však nejsou periody nebo řádky periodické tabulky tak důležité jako skupiny nebo sloupce. Ty jsou definovány valenčními elektronovými konfiguracemi, což je téma složitější než hlavní energetické hladiny – i když ta vyžaduje trochu více vysvětlení, aby bylo možné vysvětlit elektronové konfigurace.

Každá hlavní energetická hladina je rozdělena na podhladiny odpovídající číslu n hlavní energetické hladiny: hlavní energetická hladina 1 má tedy jednu podhladinu, hlavní energetická hladina 2 má dvě atd. Jak se dalo očekávat, s nárůstem počtu hlavních energetických hladin a podhladin roste i složitost orbitalů.

ORBITALOVÉ VZORY.

Čtyři základní typy orbitálních vzorů se označují jako s, p, d a f. Tvar s by se dal popsat jako kulový, ačkoli když mluvíme o elektronech, nic není tak úplně čisté: orbitální vzory, nezapomeňte, pouze určují oblasti pravděpodobnosti pro elektron. Jinými slovy, u orbitalu s bude celkový oblak elektronů pravděpodobně nakonec víceméně připomínat kouli.

Tvar p je jako osmička kolem jádra a tvar d jako dvě osmičky setkávající se u jádra. Tyto a další orbitální obrazce opět neznamenají, že elektron bude nutně sledovat tuto dráhu. Znamená to pouze to, že kdybyste mohli pořídit miliony fotografií elektronu během několika sekund, výsledná změť obrazů orbitalu p by do jisté míry popisovala tvar osmičky.

Orbitální vzor f je tak složitý, že se ho většina základních učebnic chemie ani nepokouší vysvětlit, a kromě f jsou další, ještě složitější vzory označované v abecedním pořadí: g, h atd. V následující diskusi se jimi nebudeme zabývat, protože ani u lanthanoidů a aktinoidů atom v základním stavu nevyplňuje orbitální vzor mimo f.

SUBLEVELS AND ORBITAL FILLING.

Prvotní energetická hladina 1 má pouze podhladinu s; 2 má s a p, přičemž tato druhá má tři možné orientace v prostoru; 3 má s, p a d (pět možných prostorových orientací); a 4 má s, p, d a f (sedm možných prostorových orientací.)

Podle Pauliho vylučovacího principu mohou pouze dva elektrony obsadit jeden orbitální vzorec – tedy podúroveň s nebo některou z prostorových orientací v p, d a f – a tyto dva elektrony musí rotovat v opačných směrech. Dva elektrony se tedy mohou pohybovat v orbitálním vzoru nebo slupce s, šest v p, 10 v d a 14 v orbitálním vzoru nebo slupce f. Konfigurace valenčních slupek se proto uvádějí s horními indexy označujícími počet elektronů v daném orbitálním vzoru – například s 1 pro jeden elektron v orbitalu s nebo d 10, což označuje orbital d, který byl zcela zaplněn.

PŘÍKLADY PRO REÁLNÝ ŽIVOT

Reprezentativní prvky

Vodík (atomové číslo 1) s nejjednodušší ze všech atomových struktur má pouze jeden elektron na hlavní energetické hladině 1, takže v podstatě je jeho valenční elektron zároveň elektronem jádra. Valenční konfigurace vodíku se tedy zapisuje jako 1s 1. Je třeba poznamenat, jak je popsáno v eseji o elektronech, že pokud je atom vodíku (nebo jakýkoli jiný atom) v excitovaném stavu, může dosáhnout energetických hladin mimo svůj normální nebo základní stav.

Přejdeme-li rovnou dolů do periodické tabulky k franciu (atomové číslo 87), který je ve stejném sloupci jako vodík, zjistíme, že má valenční elektronovou konfiguraci 7s 1. V tomto sloupci se nachází vodík. Ačkoli je tedy francium mnohem složitější a energeticky plnější než vodík, oba prvky mají stejnou konfiguraci valenčního obalu; liší se pouze číslo hlavní energetické hladiny. Všechny prvky uvedené pod vodíkem ve skupině 1 jsou proto společně klasifikovány jako alkalické kovy. Je zřejmé, že vodík – plyn – do skupiny alkalických kovů nepatří a nepatří jednoznačně ani do žádné jiné skupiny: je to „vlk samotář“ periodické tabulky.

Nyní se podívejte na dva prvky ve skupině 2, kde je nahoře berylium (atomové číslo 4) a dole radium (88). Beryllium má valenční konfiguraci slupky 2s 2. To znamená, že jeho valenční slupka je na hlavní energetické hladině 2, kde jsou dva elektrony na s orbitálním vzoru. Radium je sice v periodě 7, nicméně má stejnou konfiguraci valenční slupky: 7s 2. Tím je definována rodina kovů alkalických zemin z hlediska konfigurace valenční slupky.

Prozatím ignorujme skupiny 3 až 6, nemluvě o sloupcích mezi skupinami 2 a 3, které nejsou v severoamerické soustavě číslovány, a přeskočme ke skupině 7. Všechny prvky v tomto sloupci, známé jako halogeny, mají konfiguraci valenční slupky ns 2np 5. V tomto sloupci se nacházejí halogeny. Za skupinou 7 je skupina 8, vzácné plyny, z nichž všechny kromě jednoho mají valenční konfiguraci obalu ns 2np 6. Výjimkou je helium, které má valenční slupku s 2. To ho zřejmě řadí ke kovům alkalických zemin, ale helium samozřejmě není kov. Z hlediska jeho skutečného chování patří jednoznačně do skupiny vzácných plynů.

Konfigurace těchto valenčních slupek mají důsledky s ohledem na způsoby, jakými se prvky vážou, což je téma obšírně rozvedené v eseji Chemická vazba. Zde se jím budeme zabývat pouze okrajově, abychom objasnili skutečnost, že elektronová konfigurace vytváří pozorovatelné výsledky. Nejzřetelnější je to u vzácných plynů, které mají tendenci bránit se vazbě s většinou ostatních prvků, protože již mají ve své valenční slupce osm elektronů – stejný počet valenčních elektronů, který většina ostatních atomů získá až po navázání vazby.

Od reprezentativních prvků k přechodným prvkům

Skupiny 3 až 6 spolu s vodíkem a čtyřmi dosud identifikovanými rodinami tvoří 44 reprezentativních prvků neboli prvků hlavní skupiny. U 43 z těchto 44 je počet elektronů valenční slupky stejný jako číslo skupiny v severoamerické soustavě. (Helium, které patří do 8. skupiny, ale má dva valenční elektrony, je osamocenou výjimkou). Naproti tomu 40 prvků uvedených v „ponoru“ uprostřed tabulky – přechodné kovy – se řídí méně snadno definovatelným vzorcem. To je jeden z důvodů, proč je severoamerický systém neuvádí podle čísla skupiny a také proč ani jeden ze systémů neuvádí další dvě rodiny v rámci přechodných prvků – lanthanoidy a aktinoidy.

Než se však budeme zabývat přechodnými kovy, podívejme se na vzorce zaplnění orbitalů, které rovněž odlišují reprezentativní prvky od přechodných prvků. Každý následující reprezentativní prvek vyplňuje všechny orbitaly prvků, které mu předcházejí (s některými výjimkami, které budou vysvětleny), a poté pokračuje přidáním jedné další možné elektronové konfigurace. The total number of electrons—not just valence shell electrons—is the same as the atomic number. Thus fluorine, with an atomic number of 9, has a complete configuration of 1s 22s 22p 5. Neon, directly following it with an atomic number of 10, has a total configuration of 1s 22s 22p 6. (Again, this is not the same as the valence shell configuration, which is contained in the last two sub-levels represented: for example, 2s 22p 6 for neon.)

The chart that follows shows the pattern by which orbitals are filled. Note that in several places, the pattern of filling becomes „out of order,“ something that will be explained below.

Orbital Filling by Principal Energy Level

• 1s (2)
• 2s (2)
• 2p (6)
• 3s (2)
• 3p (6)
• 4s (2)
• 3d (10)
• 4p (6)
• 5s (2)
• 4d (10)
• 5p (6)
• 6s (2)
• 4f (14)
• 5d (10)
• 6p (6)
• 7s (2)
• 5f (14)
• 6d (10)

PATTERNY ORBITÁLNÍ NÁPLNĚ.

Všeobecně platí, že 44 reprezentativních prvků má pravidelný vzorec orbitální náplně, což platí zejména pro prvních 18 prvků. Představte si malý amfiteátr ve tvaru kužele s menšími řadami sedadel vpředu. Tyto řady jsou rovněž označeny podle sekcí, přičemž číslo sekce je stejné jako počet řad v dané sekci.

Dvě sedadla v první řadě tvoří sekci označenou jako 1 nebo 1s a ta je zcela zaplněna poté, co do hlediště vstoupí helium (atomové číslo 2). Nyní začnou prvky zaplňovat sekci 2, která obsahuje dvě řady. První řada sekce 2, označená 2s, má také dvě místa a po beryliu (4) je také zaplněna. Řada 2p má 6 míst a nakonec je zaplněna vstupem neonu (10). Nyní je zaplněna celá sekce 2; jedenáctý prvek, sodík, proto začíná zaplňovat sekci 3 v první z jejích tří řad. Tato řada je 3s – která má stejně jako všechny řady s pouze dvě místa. Když tedy do divadla vstoupí prvek 13, hliník, zaujme místo v řadě 3p, a nakonec tuto šestimístnou řadu doplní argon (18).

Podle dosud zavedeného vzorce by měl prvek 19 (draslík) začít zaplňovat řadu 3d tím, že zaujme první z jejích deseti míst. Místo toho se přesune do sekce 4, která má čtyři řady, a zaujme první místo v první z těchto řad, 4s. Vápník (20) jej následuje a obsadí řadu 4s. Když však do divadla přijde další prvek, skandium (21), jde do řady 3d, kam „měl“ jít draslík, kdyby pokračoval v zaplňování sekcí v pořadí. Po skandiu následuje devět společníků (první řada přechodných prvků), než se na scéně objeví další reprezentativní prvek, galium (31). (Z důvodů, které zde nebudeme rozebírat, mají chrom a měď, prvky 24 a 29, valenční elektrony ve 4s – což je mírně vyřazuje z řady přechodných kovů.)

Podle „správného“ pořadí obsazování míst by nyní, když je 3d (a tedy celý oddíl 3) zaplněn, mělo gallium zaujmout místo ve 4s. Tato místa však již byla obsazena dvěma předchozími reprezentativními prvky, takže gallium zaujímá první ze šesti míst ve 4p. Poté, co se tato řada zaplní u kryptonu (36), je opět „správné“, aby další reprezentativní prvek, rubidium (37), zaujal místo ve 4d. Místo toho, stejně jako draslík přeskočil 3d, rubidium přeskočí 4d a otevře sekci 5 tím, že zaujme první ze dvou míst v 5s.

Stejně jako předtím další přechodný prvek – ytrium (39) – začne zaplňovat sekci 4d a po něm následuje dalších devět přechodných prvků, až tuto sekci zaplní kadmium (48). Poté reprezentativní prvky pokračují indiem (49), které stejně jako galium přeskočí dopředu do sekce 5p. A tak to jde až do konce periodické tabulky, která končí dvěma reprezentativními prvky, po nichž následuje posledních 10 přechodných kovů.

Přechodné kovy

Vzhledem k tomu, že jsou to vlastně reprezentativní prvky, které přeskakují podúrovně d, a přechodné kovy, které se vracejí zpět a zaplňují je, mohli bychom se ptát, zda by se názvy „reprezentativní“ a „přechodný“ (naznačující přerušení) neměly obrátit. Vzpomeňte si však na souvislost mezi počtem elektronů valenční slupky a číslem skupiny u reprezentativních prvků. Přechodné kovy jsou navíc jedinými prvky, které vyplňují orbitaly d.

Tím se dostáváme k důvodu, proč jsou lanthanoidy a aktinoidy vyčleněny i z přechodných kovů. Ve většině verzí periodické tabulky je lanthan (57) v části tabulky přechodných kovů následován hafniem (72). Podobně za aktiniem (89) následuje rutherfordium (104). „Chybějící“ kovy – lanthanoidy, respektive aktinoidy – jsou uvedeny v dolní části tabulky. To má své důvody, stejně jako názvy těchto skupin.

Po zaplnění orbitalu 6s u zástupce prvku barya (56) udělá lanthan to, co přechodný kov – začne zaplňovat orbital 5d. Po lanthanu se však stane něco zvláštního: cer (58) přestane vyplňovat 5d a přejde k vyplnění orbitalu 4f. Zaplňování tohoto orbitalu pokračuje v celé lanthanoidové řadě až k luteciu (71). Lanthanoidy lze tedy definovat jako kovy, které vyplňují orbital 4f; protože však lanthan vykazuje podobné vlastnosti, bývá řazen mezi lanthanoidy. Někdy se pro odlišení ostatních 14 lanthanoidů od samotného lanthanu používá termín „lanthanoidová řada“.

Podobný vzorec se vyskytuje i u aktinoidů. Orbital 7s vyplňuje radium (88), poté začne aktinium (89) vyplňovat orbital 6d. Následuje thorium, první z aktinoidů, které začne zaplňovat orbital 5f. To je dokončeno prvkem 103, lawrenciem. Aktinidy lze tedy definovat jako ty kovy, které vyplňují orbital 5f; protože však aktinium vykazuje podobné vlastnosti, je opět obvykle zahrnováno mezi aktinidy.

Kovy, nekovy a metaloidy

Čtenář si jistě všimne, že u sedmi dosud identifikovaných rodin jsme je zpravidla neprobírali z hlediska vlastností, které lze snadněji rozeznat – jako je barva, fáze hmoty, vazebné charakteristiky apod. Místo toho jsme je zkoumali především z hlediska orbitální náplně, která poskytuje pevný chemický základ pro identifikaci rodin. V rámci esejů věnovaných jednotlivým skupinám jsou diskutovány makroskopické vlastnosti a způsoby, jakými jednotlivé prvky nacházejí uplatnění v každodenním životě.

Všimněte si také, že dosud identifikované skupiny představují pouze 92 prvků z celkového počtu 112 prvků uvedených v periodické tabulce: vodík, šest alkalických kovů, šest kovů alkalických zemin, pět halogenů, šest vzácných plynů, 40 přechodných kovů, 14 lanthanoidů a 14 aktinoidů. Co zbývajících 20? Některé diskuse o čeledích prvků přiřazují tyto prvky, které jsou všechny ve skupinách 3 až 6, do vlastních čeledí, o nichž se krátce zmíníme. Protože však tyto „rodiny“ neuznávají všichni chemici, je v této knize 20 prvků ze skupin 3 až 6 popsáno obecně jako kovy, nekovy a metaloidy.

KOVY A NEKOVY.

Kovy jsou na pohled lesklé nebo lesklé a kujné, což znamená, že je lze tvarovat do různých tvarů, aniž by se rozbily. Jsou vynikajícími vodiči tepla a elektřiny a mají tendenci vytvářet kladné ionty tím, že ztrácejí elektrony. V periodické tabulce kovy vyplňují levou, střední a část pravé strany tabulky. Proto by nemělo být překvapením, že většina prvků (ve skutečnosti 87) jsou kovy. Tento seznam zahrnuje alkalické kovy, kovy alkalických zemin, přechodné kovy, lanthanoidy a aktinoidy a také sedm prvků ve skupinách 3 až 6 – hliník, gallium, indium, thalium, cín, olovo a vizmut.

Nokovy mají matný vzhled, nejsou kujné, jsou špatnými vodiči tepla a elektřiny a mají tendenci získávat elektrony a vytvářet záporné ionty. Jsou tedy ve většině ohledů opakem kovů, což odpovídá jejich názvu. Mezi nekovy, které se nacházejí v pravé horní části periodické tabulky, patří vzácné plyny, halogeny a sedm prvků ve skupinách 3 až 5. Těmito nekovovými „sirotky“ jsou bór, uhlík, dusík, kyslík, fosfor, síra a selen. K těmto sedmi sirotkům lze přidat osmého ze skupiny 1: vodík. Stejně jako v případě kovů je nekovům věnována samostatná stať – se zvláštním zaměřením na „sirotky“.

KOVY A JINÉ „RODINY“

Na diagonále mezi kovy a nekovy se nacházejí metaloidy, prvky, které vykazují vlastnosti jak kovů, tak nekovů. Všechny jsou pevné, ale nejsou lesklé a středně dobře vedou teplo a elektřinu. Mezi šest metaloidů patří křemík, germanium, arsen, antimon, tellur a polonium. Astatin je někdy označován jako sedmý metaloid, v této knize je však považován za člena rodiny halogenů.

Některé zdroje uvádějí ve skupinách 3 až 6 spíše „rodiny“ než soubory „osiřelých“ kovů, metaloidů a nekovů. Tato označení se v této knize nepoužívají, je však třeba se o nich stručně zmínit. Skupina 3 se někdy nazývá rodina boru, skupina 4 rodina uhlíku, skupina 5 rodina dusíku a skupina 6 rodina kyslíku. Někdy se skupina 5 označuje jako pniktogeny a skupina 6 jako chalkogeny.

KDE SE DOVÍTE VÍCE

Bankston, Sandy. „Explore the Periodic Table and Families of Elements“ The Rice School Science Department (webové stránky). <http://www.ruf.rice.edu/~sandyb/Lessons/chem.html> (23. května 2001).

Challoner, Jack. Vizuální slovník chemie. New York: DK Publishing, 1996.

„Elementistory“ (webové stránky). <http://smallfry.dmu.ac.uk/chem/periodic/elementi.html> (22. května 2001).

„Rodiny prvků“ (webová stránka). <http://homepages.stuy.edu/~bucherd/ch23/families.html> (May 23, 2001).

Knapp, Brian J. and David Woodroffe. The Periodic Table. Danbury, CT: Grolier Educational, 1998.

Maton, Anthea. Exploring Physical Science. Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall, 1997.

Oxlade, Chris. Elements and Compounds. Chicago: Heinemann Library, 2001.

„The Pictorial Periodic Table“ (Web site). <http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/periodic.html> (May 22, 2001).

Stwertka, Albert. A Guide to the Elements. New York: Oxford University Press, 1998.

„Visual Elements“ (Web site). <http://www.chemsoc.org/viselements/> (May 22, 2001).

KEY TERMS

ACTINIDES:

Those transition metalsthat fill the 5f orbital. Protože aktinium – které nevyplňuje orbital 5f – vykazuje podobné vlastnosti jako aktinidy, je obvykle považováno za součást rodiny aktinidů.

KOVY ALKALICKÉ:

Všichni členové, s výjimkou vodíku, 1. skupiny periodické tabulky prvků, s valenční elektronovou konfigurací ns 1.

ALKALICKÉ ZEMNÍ KOVY:

Skupina 2 periodické tabulky prvků, s valenčními elektronovými konfiguracemi ns 2.

ELEKTRONOVÉ OBLOUKY:

Termín používaný k popisu obrazce tvořeného orbitaly.

PŘÍBUZNÉ PRVKY:

Příbuzné prvky, včetně vzácných plynů, halogenů, alkalických kovů, kovů alkalických zemin, přechodných kovů, lanthanoidů a aktinoidů. Kromě toho kovy, nekovy a metaloidy tvoří volně definované čeledi. Někdy se používají i jiná označení rodin – například rodina uhlíku.

ZÁKLADNÍ STAV:

Termín popisující stav atomu na jeho běžné energetické hladině.

ROZDÍLY:

Sloupce periodické tabulky prvků. Jsou seřazeny podle počtu valenčních elektronů ve vnějších slupkách atomů zastoupených prvků.

HALOGENY:

Skupina 7 periodické tabulky prvků s valenčními elektronovými konfiguracemi ns 2np 5.

ION:

Atom nebo atomy, které ztratily nebo získaly jeden nebo více elektronů, a mají tedy čistý elektrický náboj.

LANTHANIDY:

Přechodné kovy, které vyplňují orbital 4f. Protože lanthan – který nevyplňuje orbital 4f – vykazuje podobné vlastnosti jako lanthanoidy, je obvykle považován za součást rodiny lanthanoidů.

PŘEVODNÍ PRVKY:

44 prvků ve skupinách 1 až 8 periodické tabulky prvků, u nichž se počet valenčních elektronů rovná číslu skupiny. (Jedinou výjimkou je helium.) Mezi prvky hlavní skupiny, nazývané také reprezentativní prvky, patří rodiny alkalických kovů, kovů alkalických zemin, halogenů a vzácných plynů, jakož i další kovy, nekovy a metaloidy.

METALLOIDY:

Prvky, které vykazují vlastnosti kovů i nekovů. Metalloidy jsou všechny pevné látky, ale nejsou lesklé ani lesklé a středně dobře vedou teplo a elektřinu. Šest metaloidů zaujímá diagonální oblast mezi kovy a nekovy na pravé straně periodické tabulky. Někdy bývá ke metaloidům řazen i astatin, v této knize je však pojednán v rámci skupiny halogenů.

KOVY:

Soubor 87 prvků, který zahrnuje četné skupiny – alkalické kovy, kovy alkalických zemin, přechodné kovy, lanthanoidy a aktinoidy a sedm prvků ve skupinách 3 až5. Kovy, které zaujímají levou, střední a část pravé strany periodické tabulky, mají lesklý nebo lesklý vzhled a jsou kujné, což znamená, že je lze tvarovat do různých tvarů, aniž by se rozbily. Jsou vynikajícími vodiči tepla a elektřiny a mají tendenci vytvářet kladné ionty ztrátou elektronů.

NOBLICKÉ PLYNY:

Skupina 8 periodické tabulky prvků, z nichž všechny (s výjimkou hélia) mají valenční elektronovou konfiguraci ns 2np 6. V periodické tabulce prvků se nacházejí prvky, které mají valenční elektronovou konfiguraci ns 2np 6.

NEKOVY:

Prvky, které mají matný vzhled; nejsou kujné; špatně vedou teplo a elektřinu; mají tendenci získávat elektrony a vytvářet záporné ionty. Jsou tedy ve většině ohledů opakem kovů, což odpovídá jejich názvu. Kromě vodíku zaujímá dalších 18 nekovů pravou horní část periodické tabulky a patří mezi ně vzácné plyny, halogeny a sedm prvků ve skupinách 3 až 6.

ORBITAL:

Vzorec pravděpodobnosti týkající se polohy elektronu pro anatom v určitém energetickém stavu. Čím vyšší je hlavní energetická hladina, tím složitější je vzorec orbitalů. Čtyři typy orbitálních vzorů se označují jako s, p, d a f – každý z nich je složitější než ten předchozí.

PERIODICKÁ TABULKA PRVKŮ:

Tabulka, která zobrazuje prvky seřazené podle atomového čísla spolu s chemickým symbolem a průměrnou atomovou hmotností (v jednotkách atomové hmotnosti) daného prvku.

PERIODKY:

Řádky periodické tabulky prvků. Představují po sobě jdoucí energetické hladiny v atomech příslušných prvků.

ZÁKLADNÍ ENERGETICKÁ ÚROVEŇ:

Hodnota udávající vzdálenost, o kterou se může elektron vzdálit od jádra atomu. Označuje se celým číslem počínaje 1 a směrem nahoru. Čím vyšší je hlavní energetická hladina, tím větší je energie v atomu a tím složitější je struktura orbitalů.

PRVKY HLAVNÍ SKUPINY:

Viz prvky hlavní skupiny.

PŘEVODNÍKOVÉ KOVY:

Skupina 40 prvků, kterým není v severoamerické verzi periodické tabulky přiřazeno číslo skupiny. Jsou to jediné prvky, které zaplňují d orbitaly.

VALENČNÍ ELEKTRONY:

Elektrony, které v anatomu zaujímají nejvyšší energetické hladiny. Jedná se o elektrony, které se podílejí na chemické vazbě.