5.17: Elektronkonfigurationer og det periodiske system

Den almindeligt anvendte lange form af det periodiske system er designet til at fremhæve elektronkonfigurationer. Da det er de yderste (valens)elektroner, der primært er involveret i kemiske vekselvirkninger mellem atomer, er den sidste elektron, der tilføjes til et atom i opbygningsprocessen, af langt større interesse for en kemiker end den første. Denne sidste elektron kaldes den adskilte elektron, fordi den adskiller et atom fra det umiddelbart foregående atom i det periodiske system. Den type af underskal (s, p, d, f), som den særlige elektron er placeret i, er meget tæt forbundet med et grundstofs kemiske opførsel og giver anledning til den klassificering, der er vist ved farvekodningen på det periodiske system, som ses her. De repræsentative grundstoffer er de grundstoffer, hvor den særlige elektron indgår i ans- eller p-underskallen. De fleste af de grundstoffer, hvis kemi og valens vi har diskuteret indtil nu, falder ind under denne kategori. Mange af de repræsentative grundstoffers kemiske egenskaber kan forklares på grundlag af Lewis-diagrammer. Det vil sige, at de repræsentative grundstoffers valenser kan forudsiges på grundlag af antallet af valenselektroner, de har, eller ud fra det antal elektroner, der skal tilføjes for at opnå den samme elektronkonfiguration som et atom af en ædelgas. For repræsentative grundstoffer er antallet af valenselektroner det samme som det periodiske gruppetal, og det antal, der skal til for at matche den næste ædelgaskonfiguration, er 8 minus gruppetallet. Dette stemmer overens med de valensregler, der er afledt af det periodiske system, og resulterer i formler for chlorider af det første dusin grundstoffer, der viser den periodiske variation af valens.

Element	Atomvægt	Vedstofforbindelser	Syreforbindelser	Oxygenforbindelser	Klorforbindelser
Vedstof	1.01		H2	H2O, H2O2	HCl
Helium	4.00	Ingen dannet	Ingen dannet	Ingen dannet
Lithium	6.94	LiH	Li2O, Li2O2	LiCl
Beryllium	9.01	BeH2	BeO	BeCl2
Boron	10.81	B2H6	B2O3	BCl3
Kulstof	12.01	CH4, C2H6, C3H8	CO2, CO, C2O3	CCl4, C2Cl6
Stickstof	14.01	NH3, N2H4, HN3	N2O, NO, NO2, N2O5	NCl3
Oxygen	16.00	H2O, H2O2	O2, O3	<Cl2O, ClO2, Cl2O7
Fluorin	19.00	HF	OF2, O2F2	ClF, ClF3, ClF5
	Neon	20.18	Ingen dannet	Ingen dannet	Ingen dannet
Natrium	22.99	NaH	Na2O, Na2O2	NaCl
Magnesium	24.31	MgH2	MgO	MgCl2

De tre første vandrette rækker eller perioder i det moderne periodiske system består udelukkende af repræsentative grundstoffer. I den første periode er de karakteristiske elektroner for H og He i 1s underskallen. På tværs af den anden periode har Li og Be karakteristiske elektroner i 2s underskallen, og der tilføjes elektroner til 2p underskallen i atomerne fra B til Ne. I den tredje periode fylder 3s underskallen for Na og Mg, og dermed Al, Si, P, S, Cl og Ar. Som en generel regel vil den karakteristiske elektron for de repræsentative grundstoffers vedkommende befinde sig i en ns eller np underskal. Værdien af n, det vigtigste kvantetal for den særlige elektron, kan hurtigt bestemmes ved at tælle nedad fra toppen af det periodiske system. F.eks. er jod et repræsentativt grundstof i den femte periode. Derfor må den karakteristiske elektron være placeret i enten 5s eller 5p underskallen. Da I er på højre side af tabellen, er 5p det korrekte valg.

Når hovedkvantetallet er tre eller mere, er d-type underskaller også mulige. Overgangselementerne eller overgangsmetallerne er de grundstoffer, hvis kendetegnende elektron findes i en d-orbital. De første eksempler på overgangsmetaller (Sc, Ti, V, Cr, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) findes i den fjerde periode, selv om den kendetegnende elektron i hvert enkelt tilfælde er en 3d-elektron og tilhører den tredje skal. Denne hiatus skyldes, som vi allerede har set, at 4s er lavere i energi end 3d-elektronen. 4s orbitalet begynder således at fylde op og begynder den fjerde periode, før nogen af 3d orbitalerne kan blive besat.

Figur \(\PageIndex{1}\) sammenligner sandsynlighedsfordelingerne for en 4s og en 3d elektron i et V atom. Selv om 4s-elektronskyen i gennemsnit ligger længere væk fra kernen end 3d-skyen, findes en lille del af 4s-elektrontætheden meget tæt på kernen, hvor den næppe er afskærmet fra den samlede kerneladning på +23. Det er den meget stærke tiltrækningskraft fra denne lille del af den samlede 4s-elektrontæthed, der sænker 4s-elektronens energi til under 3d-elektronens.

Den kendsgerning, at 4s elektronskyen er mere omfattende end 3d, har en vigtig indflydelse på overgangsstoffernes kemi. Når et atom som V (Figur \(\PageIndex{1}\) ) interagerer med et andet atom, er det de 4s elektroner, der strækker sig længst væk fra kernen, der først kommer i kontakt med det andet atom. Derfor er 4s elektronerne ofte mere betydningsfulde end 3d-elektronerne, når det gælder om at bestemme valens og forbindelsers formler. 3d-elektronerne er “begravet” under overfladen af atomerne i overgangsmetallerne. Tilføjelse af endnu en 3d-elektron har betydeligt mindre indvirkning på deres kemiske egenskaber end tilføjelse af endnu en 3s eller 3p-elektron havde i forbindelse med de repræsentative grundstoffer. Derfor er der en langsom, men støt overgang i egenskaberne fra det ene overgangselement til det andet. Bemærk f.eks. at bortset fra Sc danner alle overgangsmetallerne chlorider, MCl2, hvor metallet har en valens på 2; eksempler herpå er TiCl2, VCl2, CrCl2 osv. Dette kan ses i tabellen, der findes øverst på denne side. Valens 2 svarer til de to 4s valenselektroner.

Hvert overgangsmetal udviser også andre valenser, hvor en eller flere af 3d-elektronerne også er involveret. For eksempel har V (vanadium) i nogle forbindelser en valens på 2 (VO, VCl2), i andre har det en valens på 3 (V2O3, VCl3), i endnu andre har det en valens på 4 (VO2, VCl4), og i mindst ét tilfælde (V2O5) har det en valens på 5. Overgangsmetallernes kemi er mere kompliceret, og der er flere forskellige formler for overgangsmetalforbindelser mulige på grund af denne variable valens. I nogle tilfælde fungerer elektronerne i d-underskallen som valenselektroner, mens de i andre tilfælde ikke gør det. Selv om 3d-elektronskyerne ikke strækker sig længere væk fra kernen end 3s og 3p (og derfor ikke udgør endnu en skal, som 4selektronerne gør), er de grundigt afskærmet fra kerneladningen og fungerer derfor ofte som valenselektroner. Denne Jekyll og Hyde-adfærd hos 3d-elektroner gør livet mere kompliceret (og ofte langt mere interessant) for kemikere, der studerer overgangselementerne.

Tabel 1: Atom-elektronkonfigurationer

Z	Element	Konfiguration
1	H	1s 1
	2	He	1s 2
3	Li	2s 1
4	Be	2s 2
5	B	2s 2 2p1
	6	C	2s 2 2p2
7	N	2s 2 2p3
8	0	2s 2 2 2p4
9	F	2s 2 2p5
10	Ne	2s 2 2 2p6
	11	Na	3s 1
12	Mg	3s 2
13	Al	3s 2 3p1
14	Si	3s 2 3p2
15	P	3s 2 3p3
16	S	3s 2 3p4
17	Cl	3s 2 3p5
18	Ar	3s 2 3p6
19	K	4s 1
20	Ca	4s 2
21	Sc	3d 1 4s 2
22	Ti	3d 2 4s 2	3d 2 4s 2
23	V	3d 3 4s 2
24	Cr	3d 5 4s 1
25	Mn	3d 5 4s 2
26	Fe	3d 6 4s 2
27	Co	3d 7 4s 2
28	Ni	3d 8 4s 2
29	Cu	3d 10 4s 1
30	Zn	3d 10 4s 2
	31	Ga	3d 10 4s 2 4p 1
	32	Ge	3d 10 4s 2 4p 2
	33	As	3d 10 4s 2 4p 3
	34	Se	3d 10 4s 2 4p 4
35	Br	3d 10 4s 2 4p 5
	36	Kr	3d 10 4s 2 4p 6
37	Rb	5s 1
38	Sr	5s 2
39	Y	4d 1 5s 2
40	Zr	4d 2 5s 2
41		Nb	4d 4 5s 1
42	Mo	4d 5 5s 1
43	Tc	4d 5 5 5s 2
44	Ru	4d 7 5s 1
45	Rh	4d 8 5s 1
46	Pd	4d 10
47	Ag	4d 10 5s 1
48	Cd	4d 10 5s 2
49	In	4d 10 5s 2 5p 1
50		Sn	4d 10 5s 2 5p 2
51	Sb	4d 10 5s 2 5p 3
52	Te	4d 10 5s 2 5p 4
53	I	4d 10 5s 2 5p 5
54	Xe		4d 10 5s 2 5p 6
55	Cs		6s 1
56	Ba	6s 2
57	57	La	5d 1 6s 2
58	Ce	4f 1 5d 1 6s 2
	59	Pr	4f 3 6s 2
60	Nd	4f 4 6s 2
61	Pm	4f 5 6s 2
62	Sm	4f 6 6s 2
63	Eu	4f 7 6s 2
64	Gd	4f 7 5d 1 6s 2
65	Tb	4f 9 6s 2
	66	Dy	4f 10 6s 2
66	Dy	4f 10 6s 2
67	Ho	4f 11 6s 2
68	Er	4f 12 6s 2
69	Tm	4f 13 6s 2
70	Yb	4f 14 6s 2
71	Lu	4f 14 5d 1 6s 2
72	Hf	4f 14 5d 2 6s 2
	73	Ta	4f 14 5d 3 6s 2
	74	W	4f 14 5d 4 6s 2
75	Re	4f 14 5d 5 6s 2
76	0s	4f 14 5d 6 6s 2
	77	Ir	4f 14 5d 7 6s 2
	78	Pt	4f 14 5d 9 6s 1
79	Au	4f 14 5d 10 6s 1
80	Hg	4f 14 5d 10 6s 2
81	Tl	4f 14 5d 10 6s 2 6p1
82	Pb	4f 14 5d 10 6s 2 6p2
83	Bi
83	Bi	4f 14 5d 10 6s 2 6p 3
84	Po	4f 14 5d 10 6s 2 6p 4
85	At	4f 14 5d 10 6s 2 6p 5
86	Rn	4f 14 5d 10 6s 2 6p 6
87		Fr	7s 1
	88	Ra	7s 2
	89	Ac	6d 1 7s 2
90	Th	6d 2 7s 2
91	Pa	5f 2 6d 1 7s 2
92	U		5f 3 6d 1 7s 2
93	Np	5f 4 6d 1 7s 2
94	Pu	5f 6 7s 2
95	Am	5f 7 7 7s 2
96	Cm	5f 7 6d 1 s 2
97	Bk	5f 9 s 2
98	Cf	5f 10 s 2
	99	Es	5f 11 s 2
	100	Fm	5f 12 s 2
	101	Md	5f 13 s 2
102	No	5f 14 s 2
103	Lr	5f 14 6d 1 s 2
104	Rf	5f 14 6d 2 s 2

Den tredje hovedkategori af grundstoffer opstår, når den kendetegnende elektron besætter en f-underskjold. Det første eksempel forekommer i tilfældet med lanthanoiderne (grundstoffer med atomnumre mellem 57 og 71). lanthanoiderne har den generelle elektronkonfiguration

4d104f i5s25p65d0 eller 16s2

hvor i er et tal mellem 0 og 14. I opbygningsprocessen for lanthanoiderne tilføjes der således elektroner til en underskal (4f), hvis hovedkvantetal er to mindre end det vigtigste kvantetal for den yderste orbital (6s). Tilføjelse af endnu en elektron til en indre skal, der er så dybt begravet som 4f, har kun en lille eller ingen virkning på disse grundstoffers kemiske egenskaber. De ligner alle meget lanthan (La) og kan passe ind på nøjagtig den samme plads i det periodiske system som La. De lanthanoide grundstoffer ligner hinanden så meget, at der er brug for særlige teknikker til at adskille dem. Som følge heraf blev selv nogenlunde rene prøver af de fleste af dem ikke fremstillet før 1870’erne. Efter grundstoffet actinium (Ac) følger en række atomer, hvor 5f-underskallen er udfyldende. Actinoiderne ligner Ac noget mindre end lanthanoiderne ligner La, fordi der forekommer nogle undtagelser fra den sædvanlige rækkefølge af fyldningsorbitalerne i tilfældet med Th, Pa og U (Tabel \(\PageIndex{1}\) ).

Da lanthanoiderne og de fleste af actinoiderne opfører sig kemisk set, som om de burde passe ind i gruppe IIIB i det periodiske system (hvor Lu og Lr findes), er begge grupper adskilt fra resten af systemet og placeret sammen i en blok nedenfor. Tilsammen kaldes lanthanoiderne og actinoiderne for indre overgangselementer, fordi de f underskaller, der udfyldes, ligger så dybt inde i den resterende elektroniske struktur af deres atomer.

Figur \(\PageIndex{2}\) opsummerer den type underskal, hvori den karakteristiske elektron skal findes for atomer af grundstoffer i forskellige regioner i det periodiske system. Disse sammenfattende oplysninger gør det forholdsvis enkelt at bruge det periodiske system til at få elektronkonfigurationer, som det fremgår af følgende eksempel.

Det er nødvendigt at fremhæve endnu et punkt om forholdet mellem elektronkonfiguration og det periodiske system. Atomerne i grundstofferne i den samme lodrette kolonne i det periodiske system har ens elektronkonfigurationer. Tag f.eks. de alkalisk-jordiske grundstoffer (gruppe IIA). Ved hjælp af vores regler for afledning af elektronkonfigurationer (eksempel 1) har vi

Element	Elektronkonfiguration	Lewis-diagram
Be	2s2	Be:
Mg	3s2	Mg:	Ca	4s2	Ca:
Sr	5s2	Sr:
Ba	6s2	Ba:	Ra	7s2	Ra:

Så de ligheder i kemisk adfærd og valens, der er nævnt tidligere for disse grundstoffer, korrelerer med lighederne i deres yderste elektronskyer. Sådanne ligheder forklarer den succes, som Mendelejevs forudsigelser af egenskaberne for de uopdagede grundstoffer har haft.