1

Dopiero około 1869 roku Dmitrij Iwanowicz Mendelejew
(Дмитрий Иванович Менделеев), aby położyć kres zakuwaniu 
właściwości pierwiastków na blaszkę, tak jak to robili wszyscy 
chemicy do tej pory, postanowił uporządkować pierwiastki w 
logiczny sposób. Uszeregował znane mu pierwiastki według 
wzrastającej masy atomowej:
H, Li, Be, B, C, N, O, F, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, K, Ca, Ti, V, Cr, 
Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, As, Se, Br, Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Ru, 
Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I.
Następnie spostrzegł, że co ósmy pierwiastek posiada podobne 
właściwości. Pierwiastki o podobnych właściwościach umieszczał 
pod sobą: 

W 1817 roku J. W. Döbereiner układał symbole w triady 
pierwiastków o podobnych właściwościach, ale nie maiło to jednak
nic wspólnego z dzisiejszym układem okresowym. 

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW

uporządkowany zbiór wszystkich znanych pierwiastków 

tablica Mendelejewa 1869

Prawo okresowości

właściwości chemiczne i fizyczne pierwiastków ułożonych według 
wzrastających mas atomowych zmieniają się w sposób okresowy

Twierdzenie, że właściwości chemiczne i fizyczne zmieniają się
okresowo, w miarę jak od pierwiastków o mniejszej liczbie atomowej 
przechodzimy do pierwiastków o coraz większej liczbie atomowej, nosi 
nazwę prawa okresowości. Prawo to zostało wypowiedziane w roku 
1869 przez Dymitra Mendelejewa

i w roku 1870 przez Lothara Meyera. 

grupy

- kolumny tablicy 

pierwiastki o takiej samej strukturze elektronów 
walencyjnych zebrane są w grupy

nazwy grup od nazwy pierwiastków na początku kolumny

okresy 

poziome rzędy tablicy, zgodnie z rosnąca liczbą atomową 

okres = ilość powłok elektronowych

własności metaliczne       własności niemetaliczne 

zmiany własności po przekątnej, poziomo i pionowo

grupy układu okresowego podzielone są na 

trzy bloki

1 okres – 1s

1

.....1s

2

2 okres – 1s

1

.....2s

2.

......2s

2

2p

6

3 okres – 1s

1

.....2s

2

..... 3s

2 

3p

6

blok 

s

(dwie pierwsze grupy, tzw. I i II grupa główna,

elektrony walencyjne znajdują się wyłącznie na orbitalu

s

), 

blok 

p

(6 ostatnich grup układu, tzw. III-VIII

grupy główne, elektrony walencyjne wypełniają orbitale typu 

p

) 

3 bloki

blok 

d

grupa główna, elektrony walencyjne wyp. orbitale typu 

d 

własności metaliczne – metale z bloku s

(-) elektrony – tworzenia jonów dodatnich - Na

+

, Ca

2+          

M

x+

duża aktywność, wartościowość +1; +2, tworzenia kationów, 
wzrost promienia,  łatwość oddawania elektronów

grupa 1  

(Me

+

)

–

litowce,

metale alkaliczne,  NaOH; 

w przyrodzie tylko związki

Me

2

O; MeH

ns

1

grupa 2 

(Me

2+

)

–

berylowce

, metale ziem alkalicznych, Ca(OH)

2

silnie dodatnie, reaktywne 

MeO; MeH

2

ns

2

właściwość niektórych pierwiastków i związków chemicznych polegająca 
na wykazywaniu przez nie charakteru zarówno kwasowego, jak i 
zasadowego. 
Tlenki pierwiastków amfoterycznych roztwarzają się w roztworach 
kwasów i zasad, oprócz kationów prostych, tworzą aniony złożone (np. 
chrom tworzy Cr

3+

i CrO

2

); należą tu m.in. Mn, Zn, Sn, Al

amfoteryczność

związki amfoteryczne (amfolity), reprezentowane przez wodorotlenki 
pierwiastków amfoterycznych (np. As(OH)

3

, Sn(OH)

2

, Al(OH)

3

, Zn(OH)

2

), są 

zdolne do odszczepiania w określonych warunkach jonów wodorotlenkowych 
(dysocjacja zasadowa) lub wodorowych (dysocjacja kwasowa)

z mocnym kwasem:

Al + 6 HCl  2 AlCl

3

+ 3 H

2

mocną zasadą:

Al(OH)

3

+  KOH +  KAlO

2  

+ 2H

2

O 

Al

3+

pH<7

Al(OH)

3

HAlO

2

pH>7