8.1: Periodische Klassifizierung der Elemente

The periodic table arranges atoms based on increasing atomic number so that elements with the same chemical properties recur periodically. When their electron configurations are added to the table, a periodic recurrence of similar electron configurations in the outer shells of these elements is observed. Because they are in the outer shells of an atom, valence electrons play the most important role in chemical reactions. The outer electrons have the highest energy of the electrons in an atom and are more easily lost or shared than the core electrons. Valence electrons are also the determining factor in some physical properties of the elements.

The horizontal rows are known as periods. Across a period, each consecutive element has an additional proton in the nucleus and an additional electron to the valence shell. The vertical columns are groups. Elements in any one group (or column) have the same number of valence electrons (Figure 1); the alkali metals lithium and sodium each have only one valence electron, the alkaline earth metals beryllium and magnesium each have two, and the halogens fluorine and chlorine each have seven valence electrons.  It is the loss, gain, or sharing of valence electrons that defines how elements react. The similarity in chemical properties among elements of the same group occurs because they have the same number of valence electrons. 

It is important to remember that the periodic table was developed on the basis of the chemical behavior of the elements, well before any idea of their atomic structure was available. Now the arrangement of the periodic table is understood; elements whose atoms have the same number of valence electrons are in the same group. The colored sections of Figure 1 show the three categories of elements classified by the orbitals being filled.

Figure 1: This version of the periodic table shows the configuration of each element. Note that down each group, the configuration is often similar.

Main group elements are sometimes called representative elements. These are the elements in which the last electron added enters an s or a p orbital in the outermost shell, shown in blue and red in Figure 1. This category includes all of the nonmetallic elements, as well as the metalloids and many metals. The valence electrons for main group elements are those with the highest n level. For example, gallium (Ga, atomic number 31) has the electron configuration [Ar]4s²3d¹⁰4p¹, which contains three valence electrons (underlined). The completely filled d orbitals count as core, not valence, electrons.

The two far-left columns comprise the s-block and the six far-right columns constitute the p-block. The noble gases, which are a part of the p-block, all have eight valence electrons except for helium, which has two. These elements are highly stable and unreactive.

Transition elements or transition metals: These are metallic elements in which the last electron added enters a d orbital. The valence electrons (those added after the last noble gas configuration) in these elements include the ns and (n – 1) d electrons. The official IUPAC definition of transition elements specifies those with partially filled d orbitals. Thus, the elements with completely filled orbitals (Zn, Cd, Hg, as well as Cu, Ag, and Au in Figure 1) are not technically transition elements. However, the term is frequently used to refer to the entire d block (colored yellow in Figure 1).

The d-block consists of 10 columns. The principal quantum number of the d orbitals that fill across each row is equal to the row number minus one. In the fourth row, 3d orbitals fill, in the fifth row, 4d orbitals fill, and so on.

Inner Transition Elements: They are shown in green in Figure 1. The valence shells of the inner transition elements consist of the (n – 2)f, the (n – 1)d, and the ns subshells. Inner transition elements constitute f-block as the last electron enters an f orbital. The principal quantum number of the f orbitals that fill across each row is equal to the row number minus two. In the sixth row, the 4f orbitals fill, and in the seventh row, the 5f orbitals fill. There are two inner transition series:

1. The lanthanide series: lanthanide (La) through lutetium (Lu)
2. The actinide series: actinide (Ac) through lawrencium (Lr)

Lanthanum and actinium, because of their similarities to the other members of the series, are included and used to name the series, even though they are transition metals with no f electrons.

This text is adapted from OpenStax Chemistry 2e, Section 6.4: Electronic Structure of Atoms.

Die Elektronen, die die äußerste Schale eines Atoms besetzen, sind Valenzelektronen, während Elektronen, die die inneren Hauptenergieniveaus besetzen, sind Kernelektronen. Ein Natriumatom mit einer Elektronenkonfiguration 3s1 hat drei Hauptenergiestufen. Die vollständigen inneren Hauptenergieniveaus mit 2s2 2p6 geben an, dass es zehn Kernelektronen gibt, gefolgt von der dritten äußerste Ebene, die das verbleibende Elektron enthält.

Daher hat Natrium ein Valenzelektron. In ähnlicher Weise hat Chlor zehn Kernelektronen und sieben Valenzelektronen. Valenzelektronen sind am weitesten vom Kern entfernt und werden am wenigsten angezogen.

Daher sind sie am leichtesten zu verlieren oder zu teilen und spielen eine wichtige Rolle bei der chemischen Bindung. Elemente, die die gleiche Anzahl von Valenzelektronen haben, weisen ähnliche chemische Eigenschaften auf, wie aus der Anordnung im modernen Periodensystem ersichtlich ist. Bei Hauptgruppenelementen, die mit Buchstaben versehene Gruppennummer ist gleich der Anzahl der Valenzelektronen und die Zeilennummer ist gleich der höchsten Hauptquantenzahl dieses Elements.

Jedes Element in einer Gruppe hat die gleiche Anzahl an Elektronen zum Verbinden verfügbar. Weiter unten in der Gruppe, wird die Hauptquantenzahl um eins erhöht, während die Anzahl der Valenzelektronen gleich bleibt. Die beiden ganz linken Spalten des Periodensystems bilden den S-Block.

Bei diesen Elementen, tritt das letzte Elektron in ein s-Orbital ein. Elemente der Gruppe 1, mit Ausnahme von Wasserstoff, werden als Alkalimetalle bezeichnet und sind extrem reaktiv, da sie nur ein Valenzelektron haben. Elemente der Gruppe zwei sind die Erdalkalimetalle, mit zwei Elektronen in der Valenzhülle.

Die sechs Säulen am rechten Ende bilden den p Block. Die Valenzhülle dieser Elemente hat s-Orbitale vollständig besetzt und das letzte Elektron besetzt ein p-Orbital. Von Gruppe drei A bis Gruppe acht A, erhöht sich die Anzahl der Elektronen in p-Orbitalen um eins.

Die Edelgase haben acht Valenzelektronen mit Ausnahme von Helium, das zum S Block gehört, und nur zwei Elektronen hat. Der d Block besteht aus den zehn Spalten, die zwischen dem s und p Block positioniert sind. Diese Elemente werden als Übergangsmetalle bezeichnet.

Das letzte Elektron tritt in das d-Orbital ein, die Hauptquantenzahl um eins kleiner als die Zeilennummer. Die vierte Reihe füllen die drei Orbitale auf, die fünfte Reihe, die vier d-Orbitale und so weiter. Innere Übergangselemente bilden den f-Block und lassen das letzte Elektron in ein f-Orbital eintreten.

Die Hauptquantenzahl der f-Orbitale, die sich über jede Zeile füllen, ist um zwei kleiner als die Zeilennummer. In der sechsten Reihe füllen sich die vier f-Orbitale, und in der siebten Reihe, die fünf f-Orbitale. Zu den innere Übergangselementen gehören die Lanthanoide-und die Actinoide.

Die Anzahl der Spalten in jedem Block gibt an, wie viele Elektronen in der Unterebene des Blocks gefüllt werden können. Zwei Spalten im s-Block entsprechen einem s-Orbital mit zwei Elektronen, sechs Spalten im p-Block entsprechen drei p-Orbitalen mit sechs Elektronen dar, während zehn Spalten im d-Block den fünf d-Orbitalen mit je zwei Elektronen entsprechen. Schließlich umfasst der f-Block vierzehn Spalten unter Angabe der maximalen Kapazität von sieben f-Orbitalen.