Klasyfikacja pierwiastków. Właściwości pierwiastków na tle układu okresowego.

Pierwsze próby klasyfikacji pierwiastków podjął Dbereiner. Wykazał on, że można wyodrębnić „triady” pierwiastków (po 3 według wzrastających mas atomowych), gdzie masa atomowa środkowego pierwiastka jest w przybliżeniu średnią arytmetyczną mas atomowych pierwiastków skrajnych.

Angielski alchemik Newlands zauważył, że po ułożeniu pierwiastków wg. Wzrastających mas atomowych następuje okresowe powtarzanie się pierwiastków o podobnych właściwościach chemicznych. Pierwszy pierwiastek w szeregu li Li (bez wodoru i nie znanych wówczas gazów szlachetnych) ma (podobne właściwości do ósmego z kolei sodu Na, drugi po licie – beryl Be wykazuje zbliżone właściwości do 9 – magnezu Mg. Prawidłowość ta powtarza się aż do wapnia – Ca. Wykazaną zależność Newlands nazwał „prawem oktaw”.
Pod koniec XIX w. Mendelejew, korzystając z prawa „triad” i „oktaw”, ułożył znane wówczas pierwiastki w tabelę z wyodrębnieniem okresów i grup. W ten sposób powstał układ okresowy pierwiastków. Mendelejew wykazał zależność właściwości fizycznych i chemicznych pierwiastków od ich położenia w układzie okresowym (zwane później prawem okresowości Mendelejewa), a także przewidział istnienie wielu nieznanych wówczas pierwiastków. W późniejszych latach następował stopniowy rozwój układu okresowego zaproponowanego przez Mendelejewa i pojawiały się różne jego odmiany dla celów dydaktycznych.

Właściwości pierwiastków zmieniają się stopniowo, w zależności od ich miejsca w ukł. Okresowm. Jest to prawo okresowości. Właściwości pierwiastków zależą przede wszystkim od liczby atomowej, liczby powłok elektronowych oraz liczby elektronów walencyjnych w atomach.

Im więcej powłok elektronowych ma atom, tym bardziej oddalone i mniej przyciągane są elektrony walencyjne przez dodatnie jądro. Elektrony z zewnętrznej powłoki dużych atomów mogą więc łatwiej ulec jonizacji. Stąd można wnioskować, że ze wzrostem masy atomowej pierwiastków w grupie maleje ich potencjał jonizacji, tzn. wzrasta metaliczność pierwiastków. Ogólnie można powiedzieć, że cechą metaliczności jest: przewodnictwo prądu elektrycznego i ciepła, skłonność do tworzenia kationów i wodorotlenków. Natomiast cechą niemetali jest brak przewodnictwa elektrycznego, dążność do tworzenia anionów ( duża elektroujemność) i zdolność tworzenia kwasów. Wspomniana wyżej regularność występuje we wszystkich grupach głównych układu okresowego. Na przykład w grupie IIA beryl jest niemetalem, a niżej znajdujący się magnez jest typowym metalem. Podobnie w grupie VA azot i fosfor są niemetalami, arsen i antymon wykazują częściowo właściwości pośrednie, a bizmut jest już typowym metalem.

Natomiast ze wzrostem l.elektronów walencyjnych w okresie od gr. IA do VIIA wzrastają siły wzajemnego przyciągania między ujemnymi elektronami a dodatnimi protonami w jądrach atomów. W wyniku tego wzrasta potencjał jonizacji pierwiastków od litowców do fluorowców. W związku z tym zanikają stopniowo właściwości metaliczne, a pojawiają się w podanym kierunku właściwości niemetaliczne. Najaktywniejsze niemetale ( wiążące duzą siłą elektrony zewnętrzne) znajdują się w prawym górnym rogu (gr VIIA), a najaktywniejsze metale w lewym dolnym rogu (gr. IA) ukł. Okresowego. W środkowej części układu znajdują się pierwiastki, które mogą wykazywać właściwości metaliczne i niemetaliczne, np. german, cyna, arsen i inne.