8.1: Klasyfikacja okresowa pierwiastków

Układ okresowy pierwiastków układa atomy w oparciu o rosnącą liczbę atomową tak, że pierwiastki o tych samych właściwościach chemicznych powtarzają się okresowo. Po dodaniu ich konfiguracji elektronowych do tablicy obserwuje się okresowe nawroty podobnych konfiguracji elektronowych w zewnętrznych powłokach tych pierwiastków. Ponieważ elektrony walencyjne znajdują się w zewnętrznej powłoce atomu, odgrywają najważniejszą rolę w reakcjach chemicznych. Zewnętrzne elektrony mają najwyższą energię spośród elektronów w atomie i łatwiej je tracić lub dzielić niż elektrony rdzeniowe. Elektrony walencyjne są również czynnikiem decydującym o niektórych właściwościach fizycznych pierwiastków.

Wiersze poziome są znane jako kropki. W całym okresie każdy kolejny pierwiastek ma dodatkowy proton w jądrze i dodatkowy elektron w powłoce walencyjnej. Kolumny pionowe są grupami. Pierwiastki w dowolnej grupie (lub kolumnie) mają taką samą liczbę elektronów walencyjnych (rysunek 1); Metale alkaliczne lit i sód mają tylko jeden elektron walencyjny, metale ziem alkalicznych beryl i magnez mają po dwa, a halogeny fluor i chlor mają po siedem elektronów walencyjnych.  To właśnie utrata, zysk lub współdzielenie elektronów walencyjnych określa, jak reagują pierwiastki. Podobieństwo właściwości chemicznych pierwiastków z tej samej grupy występuje, ponieważ mają one taką samą liczbę elektronów walencyjnych. 

Ważne jest, aby pamiętać, że układ okresowy pierwiastków został opracowany na podstawie chemicznego zachowania pierwiastków, na długo przed tym, jak dostępne było jakiekolwiek pojęcie o ich strukturze atomowej. Teraz układ układu okresowego pierwiastków jest zrozumiały; Pierwiastki, których atomy mają taką samą liczbę elektronów walencyjnych, należą do tej samej grupy. Kolorowe sekcje na rysunku 1 pokazują trzy kategorie pierwiastków sklasyfikowanych według wypełnianych orbitali.

Rysunek 1: Ta wersja układu okresowego pierwiastków pokazuje konfigurację każdego pierwiastka. Zauważ, 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, pokazanej na niebiesko i czerwono na rysunku 1. Ta kategoria obejmuje wszystkie pierwiastki niemetaliczne, a także metaloidy i wiele metali. Elektrony walencyjne dla pierwiastków grupy głównej to elektrony o najwyższym poziomie 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 rdzenia, a nie walencyjne.

Dwie skrajnie lewe kolumny tworzą blok s, a sześć skrajnie prawych kolumn tworzy blok p. 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, które mają częściowo wypełnione orbitale d. Tak więc pierwiastki z całkowicie wypełnionymi orbitalami (Zn, Cd, Hg, a także Cu, Ag i Au na rysunku 1) nie są technicznie elementami przejściowymi. Jednak termin ten jest często używany w odniesieniu do całego bloku d (pokolorowanego na żółto na rysunku 1).

Blok d składa się z 10 kolumn. Główna liczba kwantowa orbitali d, które wypełniają każdy wiersz, jest równa numerowi rzędu minus jeden. W czwartym rzędzie wypełniają się orbitale 3d, w piątym rzędzie wypełniają się orbitale4 d i tak dalej.

Wewnętrzne elementy przejściowe: Są pokazane 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, które wypełniają każdy rząd, jest równa numerowi rzędu minus dwa. W szóstym rzędzie wypełniają się 4 orbitalef, aw siódmym rzędzie wypełniają się orbitale5 f. Istnieją dwie wewnętrzne serie przejściowe:

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

Lantan i aktyn, ze względu na ich podobieństwa do innych członków serii, są uwzględnione i używane do nazwania serii, mimo że są to metale przejściowe bez elektronów f.

Ten tekst jest adaptacją z OpenStax Chemistry 2e, Rozdział 6.4: Struktura elektronowa atomów.