8.1: 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.

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:

1. Seria lantanowców: od lantanowców (La) do lutetu (Lu)
2. Szereg aktynowców: aktynowiec (Ac) do lawrenu (Lr)

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.

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.