5.17: Configurațiile electronice și tabelul periodic

Forma lungă a tabelului periodic, folosită în mod obișnuit, este concepută pentru a pune accentul pe configurațiile electronice. Deoarece electronii cei mai externi (de valență) sunt cei care sunt implicați în primul rând în interacțiunile chimice dintre atomi, ultimul electron adăugat la un atom în procesul de alcătuire este mult mai interesant pentru un chimist decât primul. Acest ultim electron se numește electron distinctiv, deoarece distinge un atom de cel care îl precede imediat în tabelul periodic. Tipul de subshell (s, p, d, f) în care este plasat electronul distinctiv este foarte strâns legat de comportamentul chimic al unui element și dă naștere la clasificarea prezentată prin codul de culori din tabelul periodic văzut aici. Elementele reprezentative sunt cele în care electronul distinctiv intră în subshell-ul ans sau p. Cele mai multe dintre elementele a căror chimie și valență am discutat până acum se încadrează în această categorie. Multe dintre proprietățile chimice ale elementelor reprezentative pot fi explicate pe baza diagramelor Lewis. Altfel spus, valențele elementelor reprezentative pot fi prezise pe baza numărului de electroni de valență pe care îi au, sau din numărul de electroni care ar trebui adăugați pentru a obține aceeași configurație electronică ca un atom dintr-un gaz nobil. Pentru elementele reprezentative, numărul de electroni de valență este același cu numărul grupului periodic, iar numărul necesar pentru a corespunde următoarei configurații a unui gaz nobil este 8 minus numărul grupului. Acest lucru este în concordanță cu regulile de valență derivate din tabelul periodic și are ca rezultat formule pentru clorurile din prima duzină de elemente care prezintă variația periodică a valenței.

Element	Greutate atomică	Compuși ai hidrogenului	Compuși ai oxigenului	Compuși ai clorului
Hidrogen	1.01		H2	H2O, H2O2	HCl
Heliu	4.00	Nu s-a format	Nu s-a format	Nu s-a format
Litiu	6.94		LiH	Li2O, Li2O2	LiCl
Beriliu	9.01	BeH2	BeO	BeCl2
Boron	10.81	B2H6	B2O3	BCl3
Carbon	12.01	CH4, C2H6, C3H8	CO2, CO, C2O3	CCl4, C2Cl6
Nitrogen	14.01	NH3, N2H4, HN3	N2O, NO, NO2, N2O5	NCl3
Oxigen	16.00	H2O, H2O2	O2, O3	<Cl2O, ClO2, Cl2O7
Fluor	19.00	HF	OF2, O2F2	ClF, ClF3, ClF5
Neon	20.18	Nu s-a format	Nu s-a format	Nu s-a format
Sodiu	22.99	NaH	Na2O, Na2O2	NaCl
Magneziu	24.31	MgH2	MgO	MgCl2

Primile trei rânduri sau perioade orizontale din tabelul periodic modern sunt alcătuite în întregime din elemente reprezentative. În prima perioadă, electronii distinctivi pentru H și He se află în subshell-ul 1s. De-a lungul celei de-a doua perioade, Li și Be au electroni distinctivi în subshell-ul 2s, iar în atomii de la B la Ne se adaugă electroni în subshell-ul 2p. În cea de-a treia perioadă, subshell-ul 3s se umple pentru Na și Mg și, prin urmare, pentru Al, Si, P, S, S, Cl și Ar. Ca regulă generală, în cazul elementelor reprezentative, electronul distinctiv se va afla într-o subshell ns sau np. Valoarea lui n, numărul cuantic principal pentru electronul distinctiv, poate fi determinată rapid prin numărarea descrescătoare din partea de sus a tabelului periodic. De exemplu, iodul este un element reprezentativ din a cincea perioadă. Prin urmare, electronul distinctiv trebuie să ocupe fie subshell-ul 5s, fie subshell-ul 5p. Deoarece I se află în partea dreaptă a tabelului, 5p este alegerea corectă.

Când numărul cuantic principal este trei sau mai mare, sunt posibile și subshell-uri de tip d. Elementele de tranziție sau metalele de tranziție sunt acele elemente al căror electron distinctiv se găsește într-un orbital d. Primele exemple de metale de tranziție (Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn) se găsesc în perioada a patra, chiar dacă electronul distinctiv în fiecare caz este un electron 3d și aparține celei de-a treia învelișuri. Acest hiatus rezultă, așa cum am văzut deja, deoarece 4s are o energie mai mică decât 3d. Astfel, orbitalul 4s începe să se umple, începând a patra perioadă înainte ca oricare dintre orbitalii 3d să poată fi ocupat.

Figura \(\PageIndex{1}\) compară distribuțiile de probabilitate ale unui electron 4s și ale unui electron 3d într-un atom V. Deși norul de electroni 4s se află, în medie, mai departe de nucleu decât norul 3d, o mică parte din densitatea de electroni 4s se găsește foarte aproape de nucleu, unde este cu greu protejată de sarcina nucleară totală de +23. Forța de atracție foarte puternică a acestei mici fracțiuni din densitatea totală de electroni 4s este cea care scade energia electronului 4s sub cea a electronului 3d.

Faptul că norul electronic 4s este mai extins decât cel 3d are o influență importantă asupra chimiei elementelor de tranziție. Atunci când un atom precum V (Figura \(\PageIndex{1}\) ) interacționează cu un alt atom, electronii 4s care se întind cel mai departe de nucleu sunt cei care intră primii în contact cu celălalt atom. Astfel, electronii 4s sunt adesea mai importanți decât cei 3d în determinarea valenței și a formulelor compușilor. Electronii 3d sunt „îngropați” sub suprafețele atomilor din metalele de tranziție. Adăugarea unui electron 3d în plus are un efect considerabil mai mic asupra proprietăților chimice ale acestora decât a avut adăugarea unui electron 3s sau 3p în cazul elementelor reprezentative. Prin urmare, există o tranziție lentă, dar constantă a proprietăților de la un element de tranziție la altul. Observați, de exemplu, că, cu excepția Sc, toate metalele de tranziție formează cloruri, MCl2, în cazul în care metalul are o valență 2; exemple sunt TiCl2, VCl2, CrCl2 și așa mai departe. Acest lucru poate fi observat în tabelul găsit în partea de sus a acestei pagini. Valența 2 corespunde cu cei doi electroni de valență 4s.

Care dintre metalele de tranziție prezintă și alte valențe în care sunt implicați și unul sau mai mulți electroni 3d. De exemplu, în unii compuși, V (vanadiu) are valența 2 (VO, VCl2), în alții are valența 3 (V2O3, VCl3), în alții are valența 4 (VO2, VCl4), iar în cel puțin un caz (V2O5) are valența 5. Chimia metalelor de tranziție este mai complicată și este posibilă o varietate mai mare de formule pentru compușii metalelor de tranziție din cauza acestei valențe variabile. În unele cazuri, electronii din subshell-urile d acționează ca electroni de valență, în timp ce în alte cazuri nu o fac. Deși norii de electroni 3d nu se extind mai departe de nucleu decât 3s și 3p (și, prin urmare, nu constituie o altă înveliș, așa cum o fac electronii 4s), ei sunt bine protejați de sarcina nucleară și, prin urmare, acționează adesea ca electroni de valență. Acest comportament Jekyll și Hyde al electronilor 3d face viața mai complicată (și adesea mult mai interesantă) pentru chimiștii care studiază elementele de tranziție.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

.

Tabel 1: Configurații atomice de electroni

Z	Element	Configurație
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	. 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	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

Cea de-a treia mare categorie de elemente apare atunci când electronul distinctiv ocupă un subshell f. Primul exemplu apare în cazul lantanoizilor (elemente cu numere atomice cuprinse între 57 și 71). lantanoizii au configurația electronică generală

4d104f i5s25p65d0 sau 16s2

unde i este un număr cuprins între 0 și 14. Astfel, în procesul de constituire a lantanoizilor, electronii sunt adăugați la un subshell (4f) al cărui număr cuantic principal este cu două mai mic decât cel al orbitalului cel mai exterior (6s). Adăugarea unui alt electron la un înveliș intern îngropat la fel de adânc ca și 4f are un efect redus sau chiar nul asupra proprietăților chimice ale acestor elemente. Toate sunt destul de asemănătoare cu lantanul (La) și s-ar putea încadra exact în același spațiu din tabelul periodic ca și La. Elementele lantanoide sunt atât de asemănătoare între ele încât sunt necesare tehnici speciale pentru a le separa. Ca urmare, chiar și probele aproximativ pure ale majorității lor nu au fost pregătite până în anii 1870. După elementul actiniu (Ac) urmează o serie de atomi în care se umple subshell-ul 5f. Actinoizii sunt ceva mai puțin asemănători cu Ac decât sunt lantanoizii cu La, deoarece în cazul lui Th, Pa și U apar unele excepții de la ordinea obișnuită a orbitalilor de umplere (Tabelul \(\PageIndex{1}\) ).

Pentru că lantanoidele și majoritatea actinoidelor se comportă chimic ca și cum ar trebui să se încadreze în grupa IIIB a tabelului periodic (unde se găsesc Lu și Lr), ambele grupe sunt separate de restul tabelului și plasate împreună într-un bloc de mai jos. Luate împreună, lantanoidele și actinoidele sunt numite elemente de tranziție interioară, deoarece subshell-urile f care sunt umplute se află atât de adânc în structura electronică rămasă a atomilor lor.

Figura \(\PageIndex{2}\) rezumă tipul de subshell în care trebuie să se găsească electronul distinctiv pentru atomii elementelor din diferite regiuni ale tabelului periodic. Aceste informații sumare fac relativ simplă utilizarea tabelului periodic pentru a obține configurațiile electronice, așa cum arată exemplul următor.

Încă un aspect trebuie subliniat cu privire la relația dintre configurația electronică și tabelul periodic. Atomii elementelor din aceeași coloană verticală a tabelului au configurații electronice similare. De exemplu, luați în considerare elementele alcalino-pământoase (grupa IIA). Folosind regulile noastre de derivare a configurațiilor electronice (Exemplul 1) avem

Element	Configurație electronică	Diagrama Lewis
Be	2s2	Be:
Mg	3s2	Mg:
Ca	4s2	Ca:
Sr	5s2	Sr:	5s2	Sr:
Ba	6s2	Ba:	Ba:
Ra	7s2	Ra:

Astfel, asemănările de comportament chimic și de valență observate anterior pentru aceste elemente se corelează cu asemănările norilor lor electronici cei mai exteriori. Astfel de asemănări explică succesul predicțiilor lui Mendeleev cu privire la proprietățile elementelor nedescoperite.