Periodiek systeem met valentie-elektronen

Wat zijn valentie-elektronen?

Elektronen vullen schillen rond de kern, en de buitenste bezette schil is de valentieschil. De elektronen daarin zitten het verst van de kern en worden het minst stevig vastgehouden, dus zij worden afgestaan, opgenomen of gedeeld wanneer atomen binden. Elementen met hetzelfde aantal valentie-elektronen gedragen zich op vergelijkbare wijze, en daarom staan ze in dezelfde groep.

Veel atomen reageren zo dat ze acht elektronen in hun buitenste schil krijgen, een patroon dat de octetregel heet (waterstof en helium zijn stabiel met twee). Natrium, met 1 valentie-elektron, staat dat gemakkelijk af, chloor, met 7, neemt er gemakkelijk een bij, en de edelgassen, die al een volle schil hebben, reageren zelden.

Valentie-elektronen vinden aan de hand van het groepsnummer

Elementen in groep 1 hebben 1 valentie-elektron en elementen in groep 2 hebben er 2. Trek voor groep 13 tot en met 18 10 af van het groepsnummer: boor en aluminium in groep 13 hebben er 3, koolstof in groep 14 heeft er 4, stikstof 5, zuurstof 6, de halogenen 7 en de edelgassen 8. Helium is de uitzondering in groep 18, met een volle eerste schil van slechts 2.

In termen van elektronenconfiguratie zijn de valentie-elektronen van een hoofdgroepelement de elektronen in de buitenste s- en p-subschillen. Zwavel, [Ne] 3s² 3p⁴, heeft er 2 + 4 = 6. In de tabel toont elke cel het aantal, en de legenda onder de tabel toont de kleurenschaal.

Overgangsmetalen, lanthaniden en actiniden

Voor deze metalen telt de tabel de elektronen in de buitenste schil, wat normaal gesproken alleen de buitenste s-elektronen zijn, dus de meeste tonen 2. IJzer, [Ar] 3d⁶ 4s², wordt weergegeven met 2, en chroom en koper, die elk één 4s-elektron hebben, worden weergegeven met 1. Palladium is de uitzondering: de configuratie, [Kr] 4d¹⁰, heeft geen elektron in de 5s-subschil, dus het wordt weergegeven met de 10 buitenste d-elektronen.

Houd er rekening mee dat d-elektronen, en f-elektronen bij de lanthaniden en actiniden, ook aan binding kunnen deelnemen. Daarom vormt ijzer zowel Fe²⁺ als Fe³⁺ en kan mangaan +7 bereiken. Voor deze metalen is het getal dat wordt getoond een beginpunt, geen volledige telling van de elektronen die ze kunnen gebruiken.

Uitgewerkt voorbeeld: zuurstof

Zuurstof heeft atoomnummer 8 en de configuratie [He] 2s² 2p⁴. De buitenste schil, de tweede, bevat 2 + 4 = 6 elektronen, wat overeenkomt met de plaats in groep 16. Om een octet compleet te maken zijn er nog twee nodig. Het kan ze opnemen om het oxide-ion, O²⁻, te vormen, of ze delen in twee covalente bindingen, zoals in water (H₂O). In de lewisstructuur van water heeft zuurstof twee bindende paren en twee vrije elektronenparen, in totaal acht elektronen.