Back to chapter

8.1:

Periodieke Classificatie van Elementen

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Periodic Classification of the Elements

Languages

Share

De elektronen die de buitenste schil van een atoom bezetten, zijn valentie-elektronen, terwijl elektronen die de binnenste hoofdenergieniveaus bezetten kernelektronen zijn. Een natriumatoom met een 3s1-elektronenconfiguratie heeft drie hoofdenergieniveaus. De volledige innerlijke hoofdenergieniveaus met 2s22p6 geven aan dat er tien kernelektronen zijn, gevolgd door het derde buitenste niveau dat het resterende ene elektron bevat.Daarom heeft natrium één valentie-elektron. Evenzo heeft chloor tien kernelektronen en zeven valentie-elektronen. Valentie-elektronen bevinden zich het verst van de kern en worden het meest losjes vastgehouden.Daarom zijn ze het gemakkelijkst te verliezen of te delen en spelen ze een belangrijke rol bij chemische binding. Elementen met hetzelfde aantal valentie-elektronen vertonen vergelijkbare chemische eigenschappen, zoals te zien is in de opstelling in het moderne periodiek systeem. Voor hoofdgroepelementen is het geletterde groepsnummer gelijk aan het aantal valentie-elektronen en is het rijnummer gelijk aan het hoogste hoofdkwantumgetal van dat element.Elk element in een groep heeft hetzelfde aantal elektronen beschikbaar voor binding. Onderaan de groep neemt het belangrijkste kwantumgetal met één toe, terwijl het aantal valentie-elektronen hetzelfde blijft. De twee uiterst linkse kolommen van het periodiek systeem vormen het s-blok.Voor deze elementen gaat het laatste elektron een s-orbitaal binnen. Groep één elementen behalve waterstof worden de alkalimetalen genoemd en zijn extreem reactief omdat ze slechts één valentie-elektron hebben. Groep twee elementen zijn de aardalkalimetalen met twee elektronen in de valentieschil.De zes uiterst rechtse kolommen vormen het p-blok. De valentieschil van deze elementen heeft de s-orbitalen volledig bezet en het laatste elektron komt de p-orbitaal binnen. Van groep drie A tot groep acht A neemt het aantal elektronen in p-orbitalen met één toe.De edelgassen hebben acht valentie-elektronen behalve helium, dat tot het s-blok behoort, en slechts twee elektronen heeft. Het d-blok bestaat uit de tien kolommen die tussen het s-en p-blok zijn geplaatst. Deze elementen worden de overgangsmetalen genoemd.Het laatste elektron komt de d-orbitaal van de hoofdschil één minder binnen dan het rijnummer. In de vierde rij vullen 3d-orbitalen zich, in de vijfde rij vullen 4d-orbitalen zich, enzovoort. Binnenste overgangselementen vormen het f-blok en laten het laatste elektron een f-orbitaal binnengaan.Het hoofdkwantumgetal van de f-orbitalen die in elke rij worden gevuld, is twee minder dan het rijnummer. In de zesde rij vullen de vier f-orbitalen zich en in de zevende rij vullen de vijf f-orbitalen zich. Binnenste overgangselementen zijn gerangschikt in de lanthanidenreeks en de actinidenreeks.Het aantal kolommen in elk blok geeft aan hoeveel elektronen er in het subniveau van het blok kunnen worden gevuld. Twee kolommen in het s-blok correleren met een s-orbitaal met twee elektronen, zes kolommen in het p-blok vertegenwoordigen drie p-orbitalen met zes elektronen, terwijl tien kolommen in het d-blok overeenkomen met vijf d-orbitalen met elk twee elektronen. Ten slotte bestaat het f-blok uit veertien kolommen die de maximale capaciteit van zeven f-orbitalen aangeven.

8.1:

Periodieke Classificatie van Elementen

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.

Eq1
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.