5.17: Elektronikonfiguraatiot ja jaksollinen järjestelmä

Jaksollisen järjestelmän yleisesti käytetty pitkä muoto on suunniteltu korostamaan elektronikonfiguraatioita. Koska juuri uloimmat (valenssi)elektronit ovat ensisijaisesti mukana atomien välisissä kemiallisissa vuorovaikutuksissa, atomiin rakentumisprosessissa lisätty viimeinen elektroni kiinnostaa kemistiä paljon enemmän kuin ensimmäinen. Tätä viimeistä elektronia kutsutaan erottelevaksi elektroniksi, koska se erottaa atomin sitä jaksollisessa järjestelmässä välittömästi edeltävästä atomista. Se, minkä tyyppiseen alikuoreen (s, p, d, f) erotuselektroni sijoitetaan, liittyy hyvin läheisesti alkuaineen kemialliseen käyttäytymiseen, ja se johtaa luokitteluun, joka on esitetty tässä näkyvässä jaksollisen järjestelmän värikoodauksessa. Edustavat alkuaineet ovat alkuaineita, joissa erottava elektroni on ans- tai p-alakuoressa. Useimmat alkuaineet, joiden kemiaa ja valenssia olemme tähän mennessä käsitelleet, kuuluvat tähän luokkaan. Monet edustavien alkuaineiden kemialliset ominaisuudet voidaan selittää Lewisin diagrammien perusteella. Toisin sanoen edustavien alkuaineiden valenssit voidaan ennustaa niiden valenssielektronien lukumäärän perusteella tai niiden elektronien lukumäärän perusteella, jotka olisi lisättävä, jotta saavutettaisiin sama elektronikonfiguraatio kuin jalokaasun atomilla. Edustavien alkuaineiden valenssielektronien lukumäärä on sama kuin jaksollisen ryhmän numero, ja seuraavan jalokaasun konfiguraation saavuttamiseksi tarvittava määrä on 8 miinus ryhmän numero. Tämä vastaa jaksollisesta järjestelmästä johdettuja valenssisääntöjä, ja tuloksena saadaan ensimmäisen tusinan alkuaineiden kloridien kaavat, joissa näkyy valenssin jaksollinen vaihtelu.

Elementti	Atomipaino	Vety-yhdisteet	Happiyhdisteet	Klooriyhdisteet
Vety	1.01	H2	H2O, H2O2	HCl
Helium	4.00	Ei muodostunut	Ei muodostunut	Ei muodostunut	Ei muodostunut
Lithium	6.94	LiH	Li2O, Li2O2	LiCl
Beryllium	9.01	BeH2	BeO	BeCl2
Boori	10.01	CH4, C2H6, C3H8	CO2, CO, C2O3	CCl4, C2Cl6
Typpi	14.01	NH3, N2H4, HN3	N2O, NO, NO2, N2O5	NCl3
Happi	16.00	H2O, H2O2	O2, O3	<Cl2O, ClO2, Cl2O7
Fluori	19.00	HF	OF2, O2F2	ClF, ClF3, ClF5
Neon	20.18	Ei muodostunut	Ei muodostunut	Ei muodostunut	Ei muodostunut
Natrium	22.99	NaH	Na2O, Na2O2	NaCl
Magnesium	24.31	MgH2	MgO	MgCl2

Nykyaikaisen jaksollisen järjestelmän kolme ensimmäistä vaakasuoraa riviä tai jaksoa koostuvat kokonaan edustavista alkuaineista. Ensimmäisessä jaksossa H:n ja He:n erottuvat elektronit ovat 1s-alikuoressa. Toisen jakson poikki Li:llä ja Be:llä on erottuvat elektronit 2s-alakuoressa, ja B:stä Ne:hen oleviin atomeihin lisätään elektroneja 2p-alakuoreen. Kolmannessa jaksossa 3s-alikuori täyttyy Na:lla ja Mg:llä ja siten myös Alilla, Si:llä, P:llä, S:llä, Cl:llä ja Ar:lla. Yleissääntönä on, että edustavien alkuaineiden kohdalla erottuva elektroni on ns- tai np-alakuoressa. Erotuselektronin pääkvanttiluvun n arvo voidaan nopeasti määrittää laskemalla alaspäin jaksollisen järjestelmän yläosasta. Esimerkiksi jodi on viidennen jakson edustava alkuaine. Erotuselektronin on siis oltava joko 5s:n tai 5p:n alikuoressa. Koska I on taulukon oikealla puolella, 5p on oikea valinta.

Kun pääkvanttiluku on kolme tai enemmän, myös d-tyypin alakuoret ovat mahdollisia. Siirtymäalkuaineita tai siirtymämetalleja ovat ne alkuaineet, joiden erottava elektroni sijaitsee d-orbitaalissa. Ensimmäiset esimerkit siirtymämetalleista (Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) löytyvät neljännestä jaksosta, vaikka erotteleva elektroni on kussakin tapauksessa 3d-elektroni ja kuuluu kolmanteen kuoreen. Tämä välimatka johtuu, kuten olemme jo nähneet, siitä, että 4s:n energia on alhaisempi kuin 3d:n. Näin ollen 4s:n orbitaali alkaa täyttyä, jolloin neljäs jakso alkaa ennen kuin yksikään 3d-orbitaaleista ehtii täyttyä.

Kuvassa \(\PageIndex{1}\) verrataan 4s:n ja 3d-elektronin todennäköisyysjakaumia V-atomissa. Vaikka 4s:n elektronipilvi sijaitsee keskimäärin kauempana ytimestä kuin 3d-pilvi, pieni osa 4s:n elektronitiheydestä sijaitsee hyvin lähellä ydintä, jossa se on tuskin suojassa kokonaisydinvaraukselta +23. Tämän pienen 4s:n elektronitiheyden pienen osan erittäin voimakas vetovoima alentaa 4s:n elektronin energian 3d:n energiaa alemmaksi.

Se, että 4s:n elektronipilvi on 3d:tä laajempi, vaikuttaa merkittävästi siirtymäalkuaineiden kemiaan. Kun V:n kaltainen atomi (kuva \(\PageIndex{1}\) ) on vuorovaikutuksessa toisen atomin kanssa, ytimestä kauimmaksi ulottuvat 4s-elektronit ovat ensimmäisinä kosketuksissa toiseen atomiin. Näin ollen 4s:n elektronit ovat usein merkittävämpiä kuin 3d:n elektronit määritettäessä valenssia ja yhdisteiden kaavoja. 3d-elektronit ovat ”haudattuina” siirtymämetallien atomien pintojen alle. Yhden 3d-elektronin lisääminen vaikuttaa niiden kemiallisiin ominaisuuksiin huomattavasti vähemmän kuin yhden 3s- tai 3p-elektronin lisääminen edustavien alkuaineiden tapauksessa. Näin ollen ominaisuudet muuttuvat hitaasti mutta tasaisesti siirtymäalkuaineesta toiseen. Huomaa esimerkiksi, että Sc:tä lukuun ottamatta kaikki siirtymämetallit muodostavat klorideja, MCl2, joissa metallin valenssi on 2; esimerkkejä ovat TiCl2, VCl2, CrCl2 ja niin edelleen. Tämä käy ilmi tämän sivun yläosassa olevasta taulukosta. Valenssi 2 vastaa kahta 4s-valenssielektronia.

Kullakin siirtymämetallilla on myös muita valensseja, joissa yksi tai useampi 3d-elektroni on myös mukana. Esimerkiksi joissakin yhdisteissä V:n (vanadiini) valenssi on 2 (VO, VCl2), toisissa 3 (V2O3, VCl3), taas toisissa 4 (VO2, VCl4) ja ainakin yhdessä tapauksessa (V2O5) 5. Siirtymämetallien kemia on monimutkaisempaa, ja vaihtelevan valenssin vuoksi siirtymämetalliyhdisteiden kaavojen kirjo on suurempi. Joissakin tapauksissa d-alakuoren elektronit toimivat valenssielektroneina, kun taas toisissa tapauksissa ne eivät toimi. Vaikka 3d-elektronipilvet eivät ulotu kauemmas ytimestä kuin 3s ja 3p (eivätkä siten muodosta toista kuorta kuten 4s:n elektronit), ne ovat hyvin suojattuja ydinvaraukselta ja toimivat siten usein valenssielektroneina. Tämä 3d-elektronien Jekyll ja Hyde -käyttäytyminen tekee elämästä monimutkaisempaa (ja usein paljon mielenkiintoisempaa) kemisteille, jotka tutkivat siirtymäalkuaineita.

Taulukko 1: Atomielektronikonfiguraatiot

Z	Elementti	Konfiguraatio
1	H	1s 1
2	H	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 2p4
8	0	2s 2 2p4
9	F	2s 2 2p5
10	Ne	2s 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
23	V	3d 3 4s 2
24	Cr	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 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	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
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	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 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	Ei	5f 14 s 2
103	Lr	5f 14 6d 1 s 2
104	Rf	5f 14 6d 2 s 2

Kolmas alkuaineiden pääluokka syntyy silloin, kun erottautuva elektroni miehittää f-alakuorta. Ensimmäinen esimerkki on lantanoidit (alkuaineet, joiden järjestysluvut ovat välillä 57-71).Lantanoidien yleinen elektronikonfiguraatio on

4d104f i5s25p65d0 tai 16s2

missä i on luku välillä 0-14. Näin ollen lantanoidien rakentumisprosessissa elektroneja lisätään alakuoreen (4f), jonka pääkvanttiluku on kaksi pienempi kuin uloimman orbitaalin (6s). Toisen elektronin lisääminen yhtä syvälle haudattuun sisäkuoreen kuin 4f-kuori vaikuttaa vain vähän tai ei lainkaan näiden alkuaineiden kemiallisiin ominaisuuksiin. Kaikki ovat varsin samankaltaisia kuin lantaani (La), ja ne saattavat mahtua jaksollisessa järjestelmässä täsmälleen samaan tilaan kuin La. Lantanoidiset alkuaineet ovat niin samankaltaisia keskenään, että niiden erottamiseen tarvitaan erityisiä tekniikoita. Tämän vuoksi useimmista niistä valmistettiin edes suunnilleen puhtaita näytteitä vasta 1870-luvulla. Alkuaineen aktinium (Ac) jälkeen seuraa sarja atomeja, joissa 5f-alakuori täyttää. Aktinoidit ovat hieman vähemmän samankaltaisia Ac:n kanssa kuin lantanoidit La:n kanssa, koska Th:n, Pa:n ja U:n kohdalla esiintyy joitakin poikkeuksia tavanomaisesta täyttöorbitaalien järjestyksestä (taulukko \(\(\PageIndex{1}\) ).

Koska lantanoidit ja useimmat aktinoidit käyttäytyvät kemiallisesti ikään kuin niiden pitäisi sopia jaksollisen järjestelmän IIIB-ryhmään (jossa Lu ja Lr esiintyvät), nämä kaksi ryhmää on erotettu muusta taulukosta, ja ne on sijoitettu yhdessä alla olevaan lohkoon. Yhdessä lantanoideja ja aktinoideja kutsutaan sisäisiksi siirtymäalkuaineiksi, koska täytettävät f-alakuoret sijaitsevat niin syvällä niiden atomien jäljelle jäävässä elektronirakenteessa.

Kuvassa \(\PageIndex{2}\) on esitetty yhteenveto siitä, minkälaisessa alakuoressa erottuva elektroni on jaksollisen järjestelmän eri alueilla olevien alkuaineiden atomeilla. Tämän yhteenvetotiedon avulla on suhteellisen helppoa käyttää jaksollista järjestelmää elektronikonfiguraatioiden saamiseksi, kuten seuraava esimerkki osoittaa.

Vielä on korostettava yhtä seikkaa elektronikonfiguraation ja jaksollisen järjestelmän välisestä suhteesta. Taulukon samassa pystysarakkeessa olevien alkuaineiden atomeilla on samanlaiset elektronikonfiguraatiot. Tarkastellaan esimerkiksi emäksisiä maametalleja (ryhmä IIA). Käyttämällä elektronikonfiguraatioiden johtamissääntöjämme (esimerkki 1) saadaan

Elementti	Elektronikonfiguraatio	Lewis-diagrammi
Be	2s2	Be:
Mg	3s2	Mg:
Ca	4s2	Ca:
Sr	5s2	Sr:
Ba	6s2	Ba:
Ra	7s2	Ra:

Näin ollen näiden alkuaineiden kemiallisessa käyttäytymisessä ja valenssissa aiemmin todetut samankaltaisuudet korreloivat näiden alkuaineiden uloimpien elektronipilvien samankaltaisuuksien kanssa. Tällaiset samankaltaisuudet selittävät Mendelejevin ennusteiden onnistumisen löytämättömien alkuaineiden ominaisuuksista.