Name: how valence electrons shape the periodic table
Uploaded: 2020-09-03T13:38:28.000Z
Duration: 4 min
Channel: JoVE

K12 Standards

north-carolina-k-12-science-standard-course-of-study

North Carolina K-12 Science Standard Course of Study

9-12

Chemistry

Matter and its Interactions

PS.Chm.2.1

Periodic Classification of the Elements

Elektrony zajmujące najbardziej zewnętrzną powłokę atomu to elektrony walencyjne, podczas gdy elektrony zajmujące wewnętrzne główne poziomy energetyczne to elektrony rdzenia. 

Atom sodu o konfiguracji elektronowej [Ne]3s1 ma trzy główne poziomy energetyczne. Pełne wewnętrzne główne poziomy energetyczne z [He]2s22 p6 wskazują, że istnieje dziesięć elektronów rdzenia, po których następuje trzeci najbardziej zewnętrzny poziom zawierający pozostały jeden elektron. Dlatego sód ma jeden elektron walencyjny. Podobnie chlor ma dziesięć elektronów rdzeniowych i siedem elektronów walencyjnych.

Elektrony walencyjne znajdują się najdalej od jądra i są utrzymywane najluźniej. W związku z tym najłatwiej je zgubić lub podzielić i odgrywają ważną rolę w wiązaniach chemicznych.

Pierwiastki, które mają taką samą liczbę elektronów walencyjnych, wykazują podobne właściwości chemiczne, co widać z układu we współczesnym układzie okresowym pierwiastków. 

W przypadku pierwiastków grupy głównej literowy numer grupy jest równy liczbie elektronów walencyjnych, a numer wiersza jest równy najwyższej głównej liczbie kwantowej tego pierwiastka.

Każdy pierwiastek w grupie ma taką samą liczbę elektronów dostępnych do wiązania. W dół grupy główna liczba kwantowa wzrasta o jeden, podczas gdy liczba elektronów walencyjnych pozostaje taka sama. 

Dwie skrajnie lewe kolumny układu okresowego stanowią blok s. W przypadku tych pierwiastków ostatni elektron wchodzi na orbital s. Pierwiastki z grupy pierwszej, z wyjątkiem wodoru, nazywane są metalami alkalicznymi i są niezwykle reaktywne, ponieważ mają tylko jeden elektron walencyjny. Pierwiastki grupy drugiej to metale ziem alkalicznych z dwoma elektronami w powłoce walencyjnej. 

Sześć skrajnie prawych kolumn tworzy blok p. Powłoka walencyjna tych pierwiastków całkowicie zajęła orbitale s, a ostatni elektron wchodzi na orbital p. Od grupy trzeciej A do grupy ósmej A liczba elektronów na orbitalach p zwiększa się o jeden. Gazy szlachetne mają osiem elektronów walencyjnych, z wyjątkiem helu, który należy do bloku s i ma tylko dwa elektrony.

Blok d składa się z dziesięciu kolumn umieszczonych między blokiem s i p. Pierwiastki te nazywane są metalami przejściowymi. Ostatni elektron wchodzi na orbital d powłoki głównej o numerze jeden mniejszym niż numer rzędu. W czwartym rzędzie wypełniają się trzy orbitale d, w piątym rzędzie wypełniają się cztery orbitale d i tak dalej.

Wewnętrzne elementy przejściowe tworzą blok f i mają ostatni elektron wchodzący na orbital f. Główna liczba kwantowa orbitali f, które wypełniają każdy rząd, jest o dwa mniejsza niż liczba wiersza. W szóstym rzędzie wypełniają się cztery orbitale f, aw siódmym rzędzie wypełnia się pięć orbitali f. Wewnętrzne pierwiastki przejściowe są ułożone w szereg lantanowców i szereg aktynowców.

Liczba kolumn w każdym bloku wskazuje, ile elektronów można wypełnić na poziomie podrzędnym bloku. Dwie  kolumny w bloku s korelują z orbitalem s z dwoma elektronami, sześć kolumn w bloku p reprezentuje trzy orbitale p z sześcioma elektronami, podczas gdy dziesięć kolumn w bloku d odpowiada pięciu orbitalom d z dwoma elektronami każdy.

Wreszcie, blok f składa się z czternastu kolumn wskazujących maksymalną pojemność siedmiu orbitali f.

okresowa klasyfikacja pierwiastków

Układ okresowy porządkuje atomy w oparciu o rosnącą liczbę atomową, tak że pierwiastki o tych samych właściwościach chemicznych występują okresowo. Po dodaniu do tabeli ich konfiguracji elektronowych obserwuje się okresowe powtarzanie się podobnych konfiguracji elektronowych na zewnętrznych powłokach tych pierwiastków. Ponieważ znajdują się w zewnętrznych powłokach atomu, elektrony walencyjne odgrywają najważniejszą rolę w reakcjach chemicznych. Elektrony zewnętrzne mają najwyższą energię elektronów w atomie i łatwiej je zgubić lub udostępnić niż elektrony rdzeniowe. Elektrony walencyjne są również czynnikiem decydującym o niektórych właściwościach fizycznych pierwiastków.

Poziome rzędy nazywane są okresami. W pewnym okresie każdy kolejny pierwiastek ma dodatkowy proton w jądrze i dodatkowy elektron na powłoce walencyjnej. Pionowe kolumny to grupy. Pierwiastki w dowolnej grupie (lub kolumnie) mają tę samą liczbę elektronów walencyjnych (rysunek 1); metale alkaliczne, lit i sód, mają tylko po jednym elektronie walencyjnym, metale ziem alkalicznych, beryl i magnez, mają po dwa, a halogeny, fluor i chlor, mają po siedem elektronów walencyjnych. To utrata, zyskanie lub oddanie elektronów walencyjnych określa reakcję pierwiastków. Podobieństwo właściwości chemicznych pierwiastków tej samej grupy wynika z tego, że mają one tę samą liczbę elektronów walencyjnych.

Należy pamiętać, że układ okresowy został opracowany na podstawie chemicznego zachowania pierwiastków, na długo zanim pojawiły się jakiekolwiek pojęcie o ich budowie atomowej. Teraz układ okresowy w pełni zrozumiały; pierwiastki, których atomy mają tę samą liczbę elektronów walencyjnych, należą do tej samej grupy. Kolorowe sekcje rysunku 1 pokazują trzy kategorie pierwiastków sklasyfikowanych według wypełnianych orbitali.

<img alt="Eq1" src="https://www.jove.com/files/core/CDNSource/lessons/1046/1046Image_1v2.png" />

Rysunek 1: Ta wersja układu okresowego pokazuje konfigurację każdego pierwiastka. Należy zauważyć, że w każdej grupie konfiguracja jest często podobna.

Główne elementy grupy są czasami nazywane elementami reprezentatywnymi. Są to pierwiastki, w których ostatni dodany elektron wchodzi na orbital s lub p w najbardziej zewnętrznej powłoce, pokazane na rysunku 1 kolorami niebieskim i czerwonym. Ta kategoria obejmuje wszystkie pierwiastki niemetaliczne, a także metaloidy i wiele metali. Elektrony walencyjne pierwiastków grupy głównej to te, które mają najwyższy poziom n. Na przykład gal (Ga, liczba atomowa 31) ma konfigurację elektronową [Ar]4s23d104p1, która zawiera trzy elektrony walencyjne (podkreślone). Całkowicie wypełnione orbitale d liczą się jako elektrony rdzeniowe, a nie walencyjne.

Dwie skrajnie lewe kolumny tworzą blok s, a sześć skrajnie prawych kolumn tworzy blok p. Wszystkie gazy szlachetne, które są częścią bloku p, mają osiem elektronów walencyjnych, z wyjątkiem helu, który ma dwa. Pierwiastki te są bardzo stabilne i niereaktywne.

Pierwiastki przejściowe lub metale przejściowe: Są to pierwiastki metaliczne, w których ostatni dodany elektron wchodzi na orbital d. Elektrony walencyjne (te dodane po ostatniej konfiguracji gazu szlachetnego) w tych pierwiastkach obejmują elektrony ns i (n – 1) d. Oficjalna definicja elementów przejściowych IUPAC określa te z częściowo wypełnionymi orbitalami d. Zatem pierwiastki z całkowicie wypełnionymi orbitalami (Zn, Cd, Hg, a także Cu, Ag i Au na rysunku 1) nie są technicznie elementami przejściowymi. Jednakże termin ten jest często używany w odniesieniu do całego bloku d (zaznaczonego na żółto na rysunku 1).

Blok d składa się z 10 kolumn. Główna liczba kwantowa orbitali d wypełniających każdy wiersz jest równa liczbie wiersza minus jeden. W czwartym rzędzie wypełniają się orbitale 3d, w piątym rzędzie wypełniają się orbitale 4d i tak dalej.

Wewnętrzne elementy przejściowe: Pokazano je na zielono na rysunku 1. Powłoki walencyjne wewnętrznych elementów przejściowych składają się z podpowłok (n – 2)f, (n – 1)d i ns. Wewnętrzne elementy przejściowe tworzą blok f, gdy ostatni elektron wchodzi na orbital f. Główna liczba kwantowa orbitali f wypełniających każdy wiersz jest równa liczbie wiersza minus dwa. W szóstym rzędzie wypełniają się orbitale 4f, a w siódmym rzędzie wypełniają się orbitale 5f. Istnieją dwie serie przejść wewnętrznych:

<ol style="display: flex; flex-direction: column; gap: 10px;">
	<li>Seria lantanowców: od lantanowców (La) do lutetu (Lu)</li>
	<li>Szereg aktynowców: aktynowiec (Ac) do lawrenu (Lr)</li>
</ol>

Lantan i aktyn, ze względu na ich podobieństwo do innych członków tej serii, zostały uwzględnione i używane do nazwania serii, mimo że są metalami przejściowymi bez elektronów f.

Okresowa klasyfikacja pierwiastków

Układ okresowy pierwiastków układa atomy w oparciu o rosnącą liczbę atomową tak, że pierwiastki o tych samych właściwościach chemicznych powtarzają się okresowo. Kiedy ich ...

Education

JoVE Core

Chemia

Jeden

Periodic Properties of the Elements

Właściwości okresowe pierwiastków

KEY TERMS AND CONCEPTS

Kluczowe terminy i pojęcia

how valence electrons shape the periodic table

The periodic table organizes elements by increasing atomic number, and it also shows why elements in the same group behave alike. As the electron configurations are placed into the table, a repeating pattern appears in the outer shells of atoms. These outer electrons are called valence electrons, and they play the biggest role in chemical reactions. They are the highest-energy electrons in an atom, so they are easier to lose or share than core electrons. Valence electrons also help determine some physical properties of elements.

The horizontal rows on the periodic table are periods. Moving across a period, each next element has one more proton in the nucleus and one more electron in the valence shell. The vertical columns are groups. Elements in the same group have the same number of valence electrons, which is why they often show similar chemical behavior. For example, lithium and sodium each have one valence electron, beryllium and magnesium each have two, and fluorine and chlorine each have seven. Because elements react by losing, gaining, or sharing valence electrons, their group placement helps predict how they will behave.

It is important to remember that the periodic table was built from chemical behavior before atomic structure was understood. Today, the pattern makes sense because elements with the same number of valence electrons are placed in the same group. The colored regions of the table also show three categories based on which orbitals are being filled. Main group elements, also called representative elements, are the elements whose last added electron enters an s or p orbital in the outermost shell. This category includes all nonmetals, the metalloids, and many metals. For main group elements, the valence electrons are the electrons with the highest n level. Gallium, for example, has the electron configuration [Ar] 4s2 3d10 4p1, so it has three valence electrons. The filled d orbitals are counted as core electrons, not valence electrons.

The two far-left columns form the s-block, and the six far-right columns form the p-block. The noble gases are part of the p-block. They usually have eight valence electrons, except helium, which has two. This helps explain why noble gases are highly stable and unreactive. Transition elements, or transition metals, are metallic elements whose last added electron enters a d orbital. Their valence electrons include the ns and (n - 1)d electrons added after the last noble gas configuration. By the official IUPAC definition, transition elements have partially filled d orbitals, so Zn, Cd, Hg, and also Cu, Ag, and Au are not technically transition elements, even though the term is often used for the whole d-block.

The d-block has 10 columns. As you move across each row, the d orbitals that fill have a principal quantum number that is one less than the row number. In the fourth row, 3d orbitals fill; in the fifth row, 4d orbitals fill; and so on. Inner transition elements form the f-block, where the last electron added enters an f orbital. Their valence shells include the (n - 2)f, the (n - 1)d, and the ns subshells. The f orbitals that fill across each row have a principal quantum number that is two less than the row number. In the sixth row, 4f orbitals fill, and in the seventh row, 5f orbitals fill. The two inner transition series are the lanthanides, from lanthanum through lutetium, and the actinides, from actinium through lawrencium. Lanthanum and actinium are included in those series because they are similar to the other members, even though they are transition metals with no f electrons.

How Valence Electrons Shape the Periodic Table

how-valence-electrons-shape-the-periodic-table

periodic classification of the elements

The periodic table organizes elements by increasing atomic number, and it also shows why elements in the same group behave alike. As the electron configurations are placed into the table, a repeating pattern appears in the outer shells of atoms. These outer electrons are called valence electrons, and they play the biggest role in chemical reactions. They are the highest-energy electrons in an atom, so they are easier to lose or share than core electrons. Valence electrons also help determine...

atomic radii and effective nuclear charge

atomic-radii-and-effective-nuclear-charge

Periodic Trends in Atomic Size

Periodic trends in atomic size help explain why atoms get larger or smaller across the periodic table. Elements in the same group show similar chemical behavior because they have the same number and arrangement of valence electrons. Across a period, each new element adds one proton to the nucleus and one electron to the valence shell. Down a group, the number of valence electrons stays the same, but the principal quantum number increases by one. Atomic radius is not easy to define with perfect...

ionization energy

Ionization Energy Trends in the Periodic Table

Ionization energy is the energy needed to remove an electron from a gaseous atom or ion in its ground state. The first ionization energy, or IE1, removes the most loosely bound electron and forms a 1+ cation. The second ionization energy, IE2, removes the next electron, and each later ionization energy removes another electron from the atom or ion. Ionization always requires energy, so these processes are endothermic. That means ionization energy values are always positive. In general, larger...

ionic radii

How Ionic Charge Changes Ion Size

Ionic radius describes the size of an ion. It changes when an atom gains or loses electrons. Cations are positive ions with fewer electrons than the parent atom, and they are smaller than the atoms they come from. Aluminum shows this pattern clearly. A neutral aluminum atom has a covalent radius of 118 pm, while Al3+ has an ionic radius of 68 pm. When electrons are removed from the outer valence shell, the remaining core electrons feel a stronger effective nuclear charge, or Zeff. That pull...

electron affinity

Electron Affinity Trends on the Periodic Table

Electron affinity is the energy change that happens when a gaseous atom gains an electron and becomes a negative ion, or anion. For many elements, this process releases energy, so the electron affinity value is negative. For some elements, energy must be added instead, so the value is positive. Electron affinity also applies when more than one electron is added. The second electron affinity is the energy change for adding an electron to an anion to make a 2− ion. Later electron affinities...

alkali metals

Alkali Metals: Reactivity Trends

Alkali metals are Group 1 elements with one valence electron. They are soft, shiny metallic solids that are malleable, ductile, and good conductors of heat and electricity. Their melting points are unusually low for metals and drop as you move down the group. Density generally increases down the group, except for potassium. The trend in atomic size helps explain their behavior. Moving from lithium to cesium, each element has a higher principal quantum number, so the outer electron is farther...

halogens

Halogens: Trends and Reactions

Halogens are Group 17 nonmetals that show clear trends in structure and reactivity. At room temperature, fluorine and chlorine are gases, bromine is a liquid, and iodine is a solid. Astatine is highly unstable and radioactive, so most of its properties are still unknown because it has a very short half-life. Tennessine is a synthetic element that is also predicted to belong to this group. These elements do not usually exist as single atoms. Instead, they form diatomic molecules, which means...

noble gases

Noble Gases: Sources, Uses, and Reactions

Noble gases are the group 18 elements helium, neon, argon, krypton, xenon, and radon. They were called “noble” because they were once thought to be nonreactive. That idea changed in 1962, when Dr. Neil Bartlett at the University of British Columbia showed that this assumption was not fully correct. These gases occur in very small amounts in the atmosphere. Some natural gas contains 1–2% helium by mass. Helium is separated from natural gas by removing the condensable components, which leaves...

key terms and concepts

Learn how valence electrons explain periodic table groups, blocks, and element behavior, including main group, transition, lanthanide, and actinide elements.

How Valence Electrons Shape the Periodic Table | JoVE K12

chemistry

JoVE Core Chemistry brings general chemistry concepts to life using concise and easy-to-understand animated video lessons. Plus, in the scientist-in-action videos, we demonstrate classical and original research experiments performed in today's laboratories worldwide.

Physical Science

PS.PSc.1.6

Pennsylvania State Academic Standards

Chemical Reactions

3.2.9-12.C

Structure and Properties of Matter

3.2.9-12.A

Louisiana Student Standards for Science

High School

Matter And Its Interactions

HS-PS1-1

HS-PS1-2

ohios-learning-standards-and-model-curriculum

Ohio’s Learning Standards and Model Curriculum

Study Of Matter

Periodic trends of the elements

Structure And Properties Of Matter

Periodic Table

Tennessee Academic Standards

Matter and Its Interactions

CHEM1.PS1.12

Virginia  Standards of Learning

HIgh School

CH.2

CH.2.b

CH.2.c

PS.2

PS.2.b

PS.4

PS.4.a

PS.4.b

Minnesota Academic Standards in Science

3.1.1 9C.2.1.1.1

9C.3.1.1.1

Arizona Science Standards

HS.P1

HS.P1U1.1

new-jersey-student-learning-standards-for-science

New Jersey Student Learning Standards for Science

Texas Essential Knowledge and Skills

CHEM.5

CHEM.5.A

Alabama Course of Study Science

9-12.C.1.1

9-12.C.1.1.e

motion-and-stability-forces-and-interactions

Motion and Stability: Forces and Interactions

9-12.C.2.2.f

9-12.PS.3.4.b

Next Generation Science Standards

Florida Department of Education

SC.912.P.8

SC.912.P.8.5

Chemistry and Physics

IPC.7

IPC.7.A

IPC.7.B

south-carolina-college-and-career-ready-science-standards

South Carolina College and Career Ready Science Standards

C-PS1-2

new-york-state-science-learning-standards

New York State Science Learning Standards

HS. Structure and Properties of Matter

HS-PS1-1.

Georgia Standards of Excellence

SPS1.

Periodic Table Trends

SC1.

periodic-table-trends-atomic-radii-ionization-and-electronegativity

Periodic Table Trends: Atomic Radii, Ionization, and Electronegativity

Scientific Laws and Theories

Scientific Laws

In science, a law is defined as a concise, verbal or mathematical, statement that summarizes a vast number of experimental observations. ...

The Scientific Method

Chemistry is an empirical science. Scientists often pose questions to understand the chemistry in everyday life and seek answers to these questions. To ...

Classifying Matter by State

Chemistry is the study of matter and the changes it undergoes. Matter is anything that has mass and occupies space. Matter is all around us; the air, ...

Classifying Matter by Composition

Matter: Pure Substances and Mixtures
According to its composition, the matter can be classified into two broad categories &mdash; pure substances and ...

The Atomic Theory of Matter

The earliest recorded discussion of the basic structure of matter comes from ancient Greek philosophers. Leucippus and Democritus argued that all matter ...

Subatomic Particles

Dalton was only partially correct about the particles that make up matter. All matter is composed of atoms, and atoms are composed of three smaller ...

Elements: Chemical Symbols and Isotopes

A chemical symbol is an abbreviation used to indicate an element or an atom of an element. For example, the symbol for mercury is Hg. The same symbol is ...

Use models to explain how the scientific understanding of atomic structure has evolved.

PS.Chm.1.1

Radioactivity and Nuclear Equations

Nuclear chemistry is the study of reactions that involve changes in nuclear structure. The nucleus of an atom is composed of protons and, except for ...

Types of Radioactivity

The most common types of radioactivity are &#945; decay, &#946; decay, &#947; decay, neutron emission, and electron capture.
Alpha (&#945;) decay is the ...

Nuclear Stability

Protons and neutrons, collectively called nucleons, are packed together tightly in a nucleus. With a radius of about 10&#8722;15 meters, a nucleus is ...

Nuclear Binding Energy

The difference between the calculated and experimentally measured masses is known as the mass defect of the atom. In the case of helium-4, the mass defect ...

Radioactive Decay and Radiometric Dating

Radioactivity is a spontaneous disintegration of an unstable nuclide and is a random process, as all the nuclei in the sample do not decay simultaneously. ...

Nuclear Fission

Many heavier elements with smaller binding energies per nucleon can decompose into more stable elements that have intermediate mass numbers and larger ...

Nuclear Power

Controlled nuclear fission reactions are used to generate electricity. Any nuclear reactor that produces power via the fission of uranium or plutonium by ...

Nuclear Fusion

The process of converting very light nuclei into heavier nuclei is also accompanied by the conversion of mass into large amounts of energy, a process ...

Nuclear Transmutation

Nuclear transmutation is the conversion of one nuclide into another. It can occur by the radioactive decay of a nucleus, or the reaction of a nucleus with ...

Use models to compare nuclear reactions including alpha decay, beta decay and gamma decay; nuclear fusion and nuclear fission.

PS.Chm.1.2

Atomic Orbitals

An atomic orbital represents the three-dimensional regions in an atom where an electron has the highest probability to reside. The radial distribution ...

The Pauli Exclusion Principle

The arrangement of electrons in the orbitals of an atom is called its electron configuration. We describe an electron configuration with a symbol that ...

The Energies of Atomic Orbitals

In an atom, the negatively charged electrons are attracted to the positively charged nucleus. In a multielectron atom, electron-electron repulsions are ...

The Aufbau Principle and Hund's Rule

To determine the electron configuration for any particular atom, we can build the structures in the order of atomic numbers. Beginning with hydrogen, and ...

electron-configuration-of-multielectron-atoms

Electron Configuration of Multielectron Atoms

The alkali metal sodium (atomic number 11) has one more electron than the neon atom. This electron must go into the lowest-energy subshell available, the ...

Use models to explain how electrons are distributed in atoms.

PS.Chm.1.3

The periodic table arranges atoms based on increasing atomic number so that elements with the same chemical properties recur periodically. When their ...

The Periodic Table

As early chemists discovered more elements, they realized that various elements could be grouped by their similar chemical behaviors. One such grouping ...

Atomic Mass

Atoms &mdash; and the protons, neutrons, and electrons that compose them &mdash; are extremely small. For example, a carbon atom weighs less than 2 ...

Molar Mass

The identity of a substance is defined not only by the types of atoms or ions it contains but by the quantity of each type of atom or ion. For example, ...

Use the Periodic Table as a model to predict the relative properties of elements based on the pattern of valence electrons in the outermost energy levels of atoms.

Atomic Radii and Effective Nuclear Charge

The elements in groups of the periodic table exhibit similar chemical behavior. This similarity occurs because the members of a group have the same number ...

Ionic Radii

Ionic radius is the measure used to describe the size of an ion. A cation always has fewer electrons and the same number of protons as the parent atom; it ...

Ionization Energy

The amount of energy required to remove the most loosely bound electron from a gaseous atom in its ground state is called its first ionization energy ...

Electron Affinity

The electron affinity (EA) is the energy change for adding an electron to a gaseous atom to form an anion (negative ion).



This process can be either ...

Construct an explanation to infer the atomic size, reactivity, electronegativity, and ionization energy of an element based on its position in the Periodic Table.

PS.Chm.2.2

Types of Chemical Bonds

Chemical bonding theories were pioneered by American chemist Gilbert&#xA0;N. Lewis. He developed a model called the Lewis model to explain the type and ...

Lewis Symbols and the Octet Rule

Chemical bonds are complex interactions between two or more atoms or ions, which reduce the potential energy of the molecule. Gilbert N. Lewis developed a ...

Ionic Bonding and Electron Transfer

Ions are atoms or molecules bearing an electrical charge. A cation (a positive ion) forms when a neutral atom loses one or more electrons from its valence ...

The Born-Haber Cycle

Lattice Energy&#xA0;

An ionic compound is stable because of the electrostatic attraction between its positive and negative ions. The lattice energy of a ...

trends-in-lattice-energy-ion-size-and-charge

Trends in Lattice Energy: Ion Size and Charge

An ionic compound is stable because of the electrostatic attraction between its positive and negative ions. The lattice energy of a compound is a measure ...

Analyze and interpret data to explain the mechanisms and properties of the two main types of intramolecular (ionic and covalent) bonds.

PS.Chm.3.1

Analyze the structure of atoms and isotopes.

How Valence Electrons Shape the Periodic Table

Description

Transcript

Tags

More videos by Standards