5.17: Az elektronkonfigurációk és a periódusos rendszer

A periódusos rendszer általánosan használt hosszú formája az elektronkonfigurációkat hangsúlyozza. Mivel az atomok közötti kémiai kölcsönhatásokban elsősorban a legkülső (valencia) elektronok vesznek részt, az atomhoz a felépítési folyamat során utoljára hozzáadott elektron sokkal jobban érdekli a vegyészt, mint az első. Ezt az utolsó elektront nevezzük megkülönböztető elektronnak, mert ez különbözteti meg az atomot a periódusos rendszerben közvetlenül előtte lévő atomtól. Az, hogy a megkülönböztető elektron milyen alhéjba (s, p, d, f) kerül, nagyon szorosan összefügg az elem kémiai viselkedésével, és ez adja az itt látható periódusos rendszerben a színkódolás által mutatott osztályozást. A reprezentatív elemek azok, amelyekben a megkülönböztető elektron ans vagy p alhéjba kerül. A legtöbb olyan elem, amelynek kémiáját és valenciáját eddig tárgyaltuk, ebbe a kategóriába tartozik. A reprezentatív elemek számos kémiai tulajdonsága magyarázható a Lewis-diagramok alapján. Vagyis a reprezentatív elemek valenciája megjósolható a bennük lévő valenciaelektronok száma alapján, illetve abból, hogy hány elektront kellene hozzáadniuk ahhoz, hogy elérjék ugyanazt az elektronkonfigurációt, mint egy nemesgáz atomja. A reprezentatív elemek esetében a valenciaelektronok száma megegyezik a perióduscsoport számával, és a következő nemesgáz-konfigurációhoz szükséges szám 8 mínusz a csoportszám. Ez megegyezik a periódusos rendszerből levezetett valenciaszabályokkal, és az első tucat elem kloridjainak képleteit eredményezi, amelyek a valencia periódusos változását mutatják.

Elem	Atomsúly	Hidrogénvegyületek	Az oxigénvegyületek	Klórvegyületek
Hidrogén	1.01	H2	H2O, H2O2	HCl
Hélium	4.00	Nem keletkezett	Nem keletkezett	Nem keletkezett
Lítium	6.94	LiH	Li2O, Li2O2	LiCl
Berillium	9.01	BeH2	BeO	BeCl2
Bór	10.81	B2H6	B2O3	BCl3
Carbon	12.01	CH4, C2H6, C3H8	CO2, CO, C2O3	CCl4, C2Cl6
Nitrogén	14.01	NH3, N2H4, HN3	N2O, NO, NO2, N2O5	NCl3
Oxygen	16.00	H2O, H2O2	O2, O3	<Cl2O, ClO2, Cl2O7
Fluor	19.00	HF	OF2, O2F2	ClF, ClF3, ClF5
Neon	20.18	Nem keletkezett	Nem keletkezett	Nem keletkezett
Nátrium	22.99	NaH	Na2O, Na2O2	NaCl
Magnézium	24.31	MgH2	MgO	MgCl2

A modern periódusos rendszer első három vízszintes sora vagy periódusa teljes egészében reprezentatív elemekből áll. Az első periódusban a H és He megkülönböztető elektronjai az 1s alhéjban vannak. A második periódusban a Li és a Be megkülönböztető elektronjai a 2s alhéjban vannak, és a B-től a Ne-ig terjedő atomokban elektronok kerülnek a 2p alhéjba. A harmadik periódusban a Na és a Mg, és így az Al, Si, P, S, S, Cl és Ar esetében a 3s alhéj töltődik ki. Általános szabályként a reprezentatív elemek esetében a megkülönböztető elektron egy ns vagy np alhéjban lesz. Az n értéke, a megkülönböztető elektron fő kvantumszáma gyorsan meghatározható, ha a periódusos rendszer tetejétől lefelé számolunk. Például a jód az ötödik periódus reprezentatív eleme. Ezért a megkülönböztető elektronnak vagy az 5s vagy az 5p alhéjban kell elhelyezkednie. Mivel az I a táblázat jobb oldalán van, az 5p a helyes választás.

Ha a fő kvantumszám három vagy több, akkor d-típusú alhéjak is lehetségesek. Az átmeneti elemek vagy átmeneti fémek azok az elemek, amelyek megkülönböztető elektronja egy d-orbitálon található. Az átmeneti fémek első példái (Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) a negyedik periódusban találhatók, annak ellenére, hogy a megkülönböztető elektron minden esetben 3d elektron és a harmadik héjhoz tartozik. Ez a hiatus, mint már láttuk, abból adódik, hogy a 4s alacsonyabb energiájú, mint a 3d. A 4s pálya így elkezd kitöltődni, és megkezdődik a negyedik periódus, mielőtt bármelyik 3d pálya elfoglalttá válhatna.

A \(\PageIndex{1}\) ábra összehasonlítja egy 4s és egy 3d elektron valószínűségi eloszlását egy V atomban. Bár a 4s elektronfelhő átlagosan távolabb fekszik az atommagtól, mint a 3d felhő, a 4s elektronsűrűség egy kis része nagyon közel található az atommaghoz, ahol alig van védve a +23-as teljes magtöltéstől. A teljes 4s elektronsűrűség e kis részének nagyon erős vonzóereje az, ami a 4s elektron energiáját a 3d energiája alá csökkenti.

A tény, hogy a 4s elektronfelhő kiterjedtebb, mint a 3d, fontos hatással van az átmeneti elemek kémiájára. Amikor egy olyan atom, mint a V (\(\PageIndex{1}\ ábra) ) kölcsönhatásba lép egy másik atommal, a magtól legtávolabb eső 4s elektronok érintkeznek először a másik atommal. Így a 4s elektronok gyakran nagyobb jelentőséggel bírnak a vegyületek valenciájának és képleteinek meghatározásában, mint a 3d elektronok. A 3d elektronok az átmeneti fémek atomjainak felszíne alatt vannak “eltemetve”. Egy további 3d elektron hozzáadása lényegesen kisebb hatással van kémiai tulajdonságaikra, mint egy további 3s vagy 3p elektron hozzáadása a reprezentatív elemek esetében. Ezért a tulajdonságokban lassú, de folyamatos átmenet figyelhető meg egyik átmeneti elemről a másikra. Figyeljük meg például, hogy a Sc kivételével az összes átmeneti fém kloridokat, MCl2-t képez, ahol a fém 2 valenciájú; példák erre a TiCl2, VCl2, CrCl2 stb. Ez látható az oldal tetején található táblázatban. A 2 valencia megfelel a két 4s valenciaelektronnak.

Az átmeneti fémek mindegyike mutat más valenciákat is, ahol egy vagy több 3d elektron is szerepel. Például egyes vegyületekben a V (vanádium) 2 valenciájú (VO, VCl2), másokban 3 valenciájú (V2O3, VCl3), megint másokban 4 valenciájú (VO2, VCl4), és legalább egy esetben (V2O5) 5 valenciájú. A változó valencia miatt az átmeneti fémek kémiája bonyolultabb, és az átmeneti fémvegyületek formuláinak szélesebb választéka lehetséges. Egyes esetekben a d alhéjban lévő elektronok valenciaelektronként viselkednek, míg más esetekben nem. Bár a 3d elektronfelhők nem nyúlnak messzebbre az atommagtól, mint a 3s és a 3p (és ezért nem alkotnak másik héjat, mint a 4s elektronok), alaposan védve vannak a magtöltéstől, és ezért gyakran valenciaelektronként viselkednek. A 3d elektronoknak ez a Jekyll és Hyde viselkedése bonyolultabbá (és gyakran sokkal érdekesebbé) teszi az átmeneti elemeket tanulmányozó kémikusok életét.

1. táblázat: Atomelektron-konfigurációk

Z	Elem	Konfiguráció
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 2p4
9	F	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	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 II.	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	No	5f 14 s 2
103	Lr	5f 14 6d 1 s 2
104	Rf	5f 14 6d 2 s 2

Az elemek harmadik nagy kategóriája akkor keletkezik, ha a megkülönböztető elektron f alhéjat foglal el. Az első példa a lantanoidok (57 és 71 közötti atomszámú elemek) esetében fordul elő. a lantanoidok általános elektronkonfigurációja

4d104f i5s25p65d0 vagy 16s2

ahol i egy 0 és 14 közötti szám. A lantanoidok felépítési folyamatában tehát az elektronok egy olyan alhéjba (4f) kerülnek, amelynek fő kvantumszáma kettővel kisebb, mint a legkülső orbitálisé (6s). Egy másik elektron hozzáadása egy olyan mélyen eltemetett belső héjhoz, mint a 4f, alig vagy egyáltalán nem befolyásolja ezen elemek kémiai tulajdonságait. Mindegyikük nagyon hasonlít a lantánhoz (La), és a periódusos rendszerben pontosan ugyanarra a helyre kerülhetnek, mint a La. A lanthanoid elemek annyira hasonlítanak egymásra, hogy elkülönítésükhöz speciális technikákra van szükség. Ennek eredményeként legtöbbjükből még megközelítőleg tiszta mintákat sem tudtak előállítani egészen az 1870-es évekig. Az aktínium (Ac) elemet követően egy sor olyan atom következik, amelyekben az 5f alhéj kitöltése történik. Az aktinoidok valamivel kevésbé hasonlítanak az Ac-ra, mint a lantanoidok a La-ra, mert a Th, Pa és U esetében a kitöltési orbitálisok szokásos sorrendjétől némi eltérés tapasztalható (\(\(\PageIndex{1}\) ) táblázat.

Mert mivel a lantanoidok és az aktinoidok többsége kémiailag úgy viselkedik, mintha a periódusos rendszer IIIB csoportjába tartoznának (ahol az Lu és az Lr található), mindkét csoportot elkülönítettük a táblázat többi részétől, és egy blokkban együtt helyeztük el alatta. A lantanoidokat és az aktinoidokat együttesen belső átmeneti elemeknek nevezik, mivel a betöltött f alhéjak olyan mélyen fekszenek az atomjaik fennmaradó elektronszerkezetében.

A \(\PageIndex{2}\) ábra összefoglalja, hogy a periódusos rendszer különböző régióiban található elemek atomjainál milyen típusú alhéjban található a megkülönböztető elektron. Ez az összefoglaló információ viszonylag egyszerűvé teszi a periódusos rendszer használatát az elektronkonfigurációk meghatározásához, amint azt a következő példa mutatja.

Még egy dolgot kell hangsúlyozni az elektronkonfiguráció és a periódusos rendszer közötti kapcsolatról. A periódusos rendszer azonos függőleges oszlopában lévő elemek atomjai hasonló elektronkonfigurációval rendelkeznek. Vegyük például az alkáliföldfémeket (IIA csoport). Az elektronkonfigurációk származtatására vonatkozó szabályainkat (1. példa) alkalmazva

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

Tehát az ezen elemek kémiai viselkedésének és valenciájának korábban említett hasonlóságai korrelálnak a legkülső elektronfelhőik hasonlóságaival. Ezek a hasonlóságok magyarázzák Mendelejev felfedezetlen elemek tulajdonságaira vonatkozó előrejelzéseinek sikerét.