SISTEMUL PERIODIC AL ELEMENTELOR LEGEA PERIODICITĂŢII:

o lege fundamentală a naturii, stă la baza clasificării elementelor o a fost enunţată de D. I. Mendeleev în 1869:

„Proprietăţile fizice şi chimice ale elementelor se repetă periodic în funcţie de masele lor atomice”

o i-a permis lui Mendeleev ordonarea celor 63 de elemente cunoscute la aceea vreme, în ordinea crescătoare a maselor lor atomice, într-un tabel numit sistemul periodic al elementelor. Aşezate în linii şi coloane, elementele cu proprietăţi asemănătoare se găseau unele sub altele (în aceeaşi coloană, adică grupă)

o la începutul secolului al XX-lea, odată cu marile descoperiri din fizica atomului, legea a fost reformulată de Moseley (1913): „Proprietăţile elementelor sunt funcţii periodice ale numărului atomic Z”

o i-a permis lui Mendeleev să deducă existenţa unor elemente, necunoscute la acea dată, şi „să prevadă” descoperirea lor, precum şi poziţia lor în sistemul periodic al elementelor. Aşezate în locurile libere din tabele, conform legii periodicităţii, aceste elemente au fost denumite cu ajutorul prefixelor „eka” sau”dvi”: eka-bor (Sc), eka-aluminiu(Ga), eka-siliciu (Ge), eka-mangan (Tc), dvimangan (Re)

o Mendeleev sugerează chiar verificarea maselor atomice ale unor elemente pentru care a observat o inversiune a poziţiei în sistemul periodic: 52Te (Ar = 127,6) – perioada a 5-a, grupa VIA (16) şi 53I (Ar = 126,2) – perioada a 5-a, grupa VIIA (17) alte inversiuni în sistemul periodic: 27Co (Ar = 58,9) – perioada a 4-a, grupa VIIIB (9) şi 28Ni (Ar = 58,7) – perioada a 4-a, grupa VIIIB (10) !!!!! 18Ar (Ar = 39,9) – perioada a 3-a, grupa VIIIA (18) şi 19K (Ar = 39,1) – perioada a 4-a, grupa IA (1)

o astăzi se cunosc peste 400 de variante ale sistemului periodic al elementelor, care au la bază tabelul lui Mendeleev; cea mai cunoscută şi utilizată formă este aşa-numita „formă lungă” propusă de Rang în 1893 şi ameliorată de Alfred Werner în 1905. Acesta cuprinde 18 coloane verticale şi 7 şiruri orizontale, fiind o reflectare obiectivă a structurii electronice a elementelor.

GRUPELE SISTEMULUI PERIODIC AL ELEMENTELOR: o Coloanele verticale, numite grupe sau familii, conţin elemente cu proprietăţi fizice şi

chimice asemănătoare, care au aceeaşi configuraţie electronică în stratul de valenţă. Ele sunt notate cu cifre arabe de la 1 la 18, conform recomandărilor IUPAC din 1986; până atunci grupele principale erau notate cu cifre romane de la I la VIII şi litera A, iar grupele secundare erau notate cu cifre romane de la I la VIII şi litera B. Grupa a-VIII-a B (respectiv grupele 8,9 şi 10) conţine triada fierului (Fe, Co, Ni) şi metalele platinice (Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt).

o Numărul grupei în care se găseşte un element este egal cu numărul electronilor din stratul de valenţă al atomilor elementului respectiv. Pentru a afla numărul de electroni din stratul de valenţă în cazul elementele grupelor 13 – 18, se scade numărul 10 din numărul grupei; de exemplu fosforul se găseşte în gupa 15 a sistemului periodic, deci are 15-10 = 5 electroni în stratul de valenţă, aşa cum se observă şi din scrierea configuraţiei electronice 15P: 1s22s22p63s23p3.

PERIOADELE SISTEMULUI PERIODIC AL ELEMENTELOR: o Şirurile orizontale ale sistemului periodic, cuprinzând elementele dintre două gaze

rare succesive, se numesc perioade. Sistemul periodic conţine 7 perioade corespunzătoare celor 7 nivele energetice notate cu cifre arabe de la 1 la 7. Numărul perioadei în care se află un element este egal cu numărul de nivele energetice (straturi)

ocupate cu electroni, sau cu valoarea numărului cuantic principal „n” pentru stratul exterior al atomului unui element. primele 3 perioade sunt scurte(2, respectiv 8 şi 8 elemente), iar următoarele 4 sunt lungi (18, respectiv18 şi 32 elemnte). Perioada a şaptea este incompletă. Lantanidele (seria 4f) şi actinidele (seria 5f) ocupă o poziţie specială în sistemul periodic, în partea de jos, sub forma a două şiruri a câte 14 elemente. (Vezi Cursul 2)

BLOCURI DE ELEMENTE: Potrivit acestei clasificări se disting 4 blocuri de elemente, apartenenţa la acestea fiind determinată de tipul de orbital ocupat de electronul distinctiv în configuraţia electronică fundamentală a atomilor:

o Blocul s - elemente cu configuraţia stratului de valenţă sn (n = 1 sau 2). o Le bloc p - elemente cu configuraţia stratului de valenţă s2pn (n = 1 à 6). o Le bloc d - elemente cu configuraţia stratului de valenţă s2dn (n = 1 à 10). o Le bloc f - elemente cu configuraţia stratului de valenţă s2fn (n = 1 à 14).

NUMĂRUL ATOMIC Z indică:

o numărul protonilor din nucleul unui atom o numărul electronilor din învelişul electronic al unui atom o numărul de ordine (aşezarea) elementului în sistemul periodic al elementelor

ORGANIZAREA SISTEMULUI PERIODIC AL ELEMENTELOR SE POATE EXPLICA PE BAZA CUNOAŞTERII CONFIGURAŢIILOR ELECTRONICE ALE ATOMILOR ELEMENTELOR:

o fiecare perioadă începe cu un metal alcalin şi se termină cu un gaz rar o repetarea periodică a proprietăţilor elementelor este determinată de repetarea după un

anumit număr de elemente a configuraţiei nivelului electronic exterior. o Proprietăţile chimice ale elementelor sunt influenţate în principal de structura

electronică a nivelului exterior „n”, sunt influenţate mai puţin de configuraţia electronică a penultimului strat electronic „n-1” şi sunt influenţate foarte puţin de configuraţia electronică a antepenultimului strat „n-2”. Aşa se explică de ce

elementele dintr-o grupă au proprietăţi asemănătoare (având configuraţii electronice identice în nivelurile externe), iar elementele dintr-o perioadă proprietăţi diferite (configuraţii electronice diferite în nivelele electronice exterioare). Proprietăţilor elementelor dintr-o perioadă scurtă sunt mult mai diferite (variaţia lor este „bruscă” la creşterea lui Z) decât proprietăţile elementelor dintr-o perioadă lungă (variaţia lor este „treptată”, mai lentă odată cu creşterea lui Z). Astfel, lantanidele au proprietăţi foarte asemănătoare, electronul distinctiv fiind într-un orbital 4f, configuraţia electronică a nivelelor externe este aceeaşi: 6s25d1

. PROPRIETĂŢILE FIZICE ŞI CHIMICE ALE ELEMENTELORSE CLASIFICĂ în:

o neperiodice, care sunt determinate de nucleul atomic: numărul atomic Z, cu valori de la 1 la 109 masa atomică, cu valori cuprinse între 1,008 (H) şi 262

(108Hs = hassiu) spectre de raze X

o periodice, care sunt determinate de învelişul electronic: o proprietăţi fizice:

rază atomică rază ionică energie de ionizare afinitate pentru electroni

o proprietăţi chimice: caracter electropozitiv (metalic) caracter electronegativ (nemetalic) valenţă, număr de oxidare N.O.

1. RAZA ATOMICĂ: - este jumătatea distanţei dintre nucleele a doi atomi identici, vecini, dintr-o moleculă

(homonucleară, deci este practic raza covalentă) sau dintr-un cristal metalic

- este o mărime caracteristică fiecărui atom, determinată prin metode cristalografice

(difracţie cu raze X), pe baza structurilor cristaline ale combinaţiilor în care se găsesc atomii respectivi (compuşi care conţin în nodurile reţelelor cristaline atomi, nu ioni sau molecule)

- într-o perioadă, metalele alcaline au cele mai mari raze atomice, fiind urmate de metalele alcalino-pământoase şi de gazele rare; metalele tranziţionale din mijlocul fiecărei serii au cele mai mici raze atomice dintre elementele unei perioade; în general, se poate spune că:

o în cadrul unei perioade, în grupele principale, razele atomice scad cu creşterea numărului de ordine Z

o în cadrul unei perioade, în blocul elementelor „d” se constată o scădere a razelor atomice de la grupa a 3-a până la grupele 8-10, apoi o uşoară creştere la elementele grupelor 11 şi12

o în cadrul unei perioade, în blocul elementelor „f” se constată o scădere uşoară a razelor atomice cu creşterea numărului atomic Z, deci se observă „contracţia lantanidelor”

- în grupele principale ale sistemului periodic, razele atomice cresc în general semnificativ cu creşterea numărului atomic Z; în grupele secundare, razele atomice

cresc uşor cu creşterea numărului atomic Z, existând o diferenţă mică între razele atomice ale elementelor din seriile 4d (perioada a 5-a) şi 5d (perioada a 6-a)

2. RAZA IONICĂ: - este raza cationului, respectiv a anionului în compuşii ionici cristalini; este

dimensiunea relativă a unui ion într-un cristal ionic - raza cationului este totdeauna mai mică decât raza atomului din care provine

(pierzând electroni, un atom se transformă într-un cation cu aceeaşi sarcină nucleară ca a atomului, care atrage un număr mai mic de electroni, ceea ce are ca rezultat scăderea razei)

- raza anionului este întotdeauna mai mare decât raza atomului din care provine

(acceptând electroni, un atom se transformă într-un anion cu aceeaşi sarcină nucleară ca a atomului, care atrage un număr mai mare de electroni, între care se manifestă şi respingerile electrostatice, fapt ce determină extinderea norului electronic şi deci creşterea razei)

- mărimea razelor ionice variază asemănător cu mărimea razelor atomice - ionii izoelectronici sunt ioni cu configuraţia electronică identică - în cadrul unei perioade, pentru ionii izoelectronici, atât pentru anioni, cât şi pentru

cationi, se constată scăderea razei ionice cu creşterea numărului atomic Z (adică a sarcinii nucleare): Na+ Mg2+ Al3+ 11p 12p 13p 10e- 10e- 10e-

scade raza cationului cu creşterea lui Z P3- S2- Cl- 15p 16p 17p 18e- 18e- 18e-

scade raza anionului cu creşterea lui Z

- în grupă, razele ionilor cu aceeaşi sarcină cresc cu creşterea numărului atomic Z - pentru acelaşi element raza cationului scade cu creşterea sarcinii cationului:

raza cationului Fe2+ este mai mare decât raza cationului Fe3+

3. DENSITATEA: - masa unităţii de volum, este exprimată în gram/cm3 - în grupe se constată creşterea densităţilor elementelor odată cu creşterea numărului

atomic Z - în perioade se constată creşterea densităţilor elementelor de la extremităţi spre centru - dintre nemetale, cel mai uşor element (densitatea cea mai mică) este hidrogenul, urmat

fiind de heliu; cele mai grele nemetale (densităţile cele mai mari) sunt carbonul şi iodul

- dintre metale, cel mai uşor este litiul (în general metalele alcaline au densitate mică, subunitară); cele mai grele metale sunt iridiul şi osmiul

4. TEMPERATURA DE TOPIRE (punctul de topire): - temperatura la care o substanţă solidă trece în stare lichidă la presiunea de 760 mm

Hg (temperatura normală de topire) - în grupele principale se constată o scădere a punctelor de topire cu creşterea

numărului atomic Z, în timp ce în grupele secundare se constată o creştere a punctelor de topire cu creşterea numărului atomic Z

o cele mai mici puncte de topire le au heliu (-272,1ºC) şi hidrogenul (-259,23ºC) o cele mai mari puncte de topire le au carbonul (forma alotropică diamant

3500ºC) şi wolframul (3410ºC)

o singurele elemente lichide sunt bromul (-7,25ºC) şi mercurul (-38,84ºC) o elemente uşor fuzibile (topesc la temperaturi joase) sunt: cesiul, galiul,

rubidiul, fosforul alb, potasiul, sodiul, sulful o elemente greu fuzibile (topesc la temperaturi înalte) sunt: reniul, osmiul,

molibdenul, borul. 5. TEMPERATURA DE FIERBERE (punctul de fierbere): - temperatura la care presiunea vaporilor unui lichid devine egală cu presiunea de 760

mm Hg (temperatura normală de fierbere) - valorile variază asemănător cu punctele de topire 6. ENERGIA DE IONIZARE (POTENŢIAL DE IONIZARE): - energia consumată la îndepărtarea unuia sau mai multor electroni dintr-un atom izolat

în stare gazoasă sau energia absorbită la formarea unui ion pozitiv din atomul liber; se măsoară în electronvolţi (eV)

- energia primară de ionizare (EI1) este energia consumată la smulgerea primului electron din configuraţia electronică a atomului neutru; energia secundară de ionizare (EI2) este energia consumată la smulgerea celui de al doilea electron din configuraţia electronică a ionului cu sarcina 1+; energia terţiară de ionizare este energia de ionizare pentru al 3-lea electron (EI3); valoarea energiei de ionizare creşte brusc după prima treaptă de ionizare: EI1 < EI2 < EI3... pentru că al doilea, al treilea electron vor fi eliminaţi din ioni pozitivi, în care atracţia electrostatică a sarcinii nucleare asupra fiecărui electron este mai mare

- în perioadă, energia primară de ionizare creşte de la grupa 1 la grupa 18, deci odată cu creşterea numărului atomic Z; elementele care au în stratul exterior configuraţii electronice stabile au energii de ionizare mai mari:

o elementele grupei 2 – configuraţia electronică în stratul exterior ns2 o elementele grupei 15 - configuraţia electronică în stratul exterior ns2np3

(substrat „p” semiocupat cu electroni) o elementele grupei 12 - configuraţia electronică în stratul exterior ns2(n-1)d10

- în grupe, energia primară de ionizare scade cu creşterea numărului atomic Z, deci o dată cu creşterea numărului de straturi ocupate cu electroni şi cu micşorarea atracţiei electrostatice a nucleului asupra electronilor din stratul exterior ca urmare a depărtării de nucleu.

7. AFINITATEA PENTRU ELECTRONI: - energia degajată (sau consumată!) de un atom izolat în fază gazoasă care acceptă un

electron şi se transformă într-un ion negativ, un anion; acceptarea a doi sau mai mulţi electroni în configuraţia unui atom se face cu consum de energie;

- se măsoară în joules/atom, kilojoules/mol sau electronvolţi - valoarea negativă reprezintă energia realizată, eliberată de un atom la acceptarea unui

electron; cu cât această valoare este mai negativă, cu atât atomul are tendinţă mai mare de accepta un electron

- în perioadă, afinitatea pentru electron creşte, este din ce în ce mai negativă, pe măsură ce creşte numărul atomic Z (excepţie fac elementele grupei 2 şi 18)

- în grupe, afinitatea pentru electron scade cu creşterea numărului atomic Z, deoarece electronul se adaugă pe un nivel a cărui distanţă de la nucleu creşte odată cu numărul de straturi

8. CARACTERUL ELECTROPOZITIV: - proprietatea atomilor de a ceda electroni şi de a forma ioni pozitivi - creşte odată cu creşterea caracterului metalic şi cu scăderea energiei de ionizare, adică:

o în grupele principale creşte de sus în jos odată cu creşterea numărului atomic Z, deci cu creşterea numărului de straturi ocupate cu electroni

o în perioade scade de la grupa 1 la grupa 14, odată cu creşterea numărului atomic Z şi cu creşterea numărului de electroni cedaţi

- metalele sunt ordonate în sensul descrescător al caracterului electropozitiv în seria activităţii metalelor (seria Beketov-Volta, seria tensiunilor chimice), în care tendinţa atomilor metalici de a ceda electroni este comparată cu tendinţa atomului de hidrogen de ceda electroni:

K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H Cu Bi Sb Hg Ag Pt Au

→ → → scade caracterul electropozitiv al elementelor → → → → → → scade reactivitatea chimică a elementelor → → →

→ → → scade caracterul reducător → → → - cu cât caracterul electropozitiv al unui element este mai accentuat, cu atât reactivitate

chimică a elementului respectiv este mai mare: o variaţia caracterului electropozitiv ↔ variaţia caracterului metalic ↔ variaţia

reactivităţii în grupă – ex. - reacţia metalelor alcaline cu apa: 2Na + 2H-OH → 2NaOH + H2 2K + 2H-OH → 2KOH + H2 !!! Metalele grupei 1, metalele alcaline, reacţionează foarte uşor, chiar violent, cu oxigenul şi cu apa, astfel încât este necesară păstrarea lor sub petrol

Reacţia sodiul cu apa este violentă, căldura degajată în urma reacţiei putând topi metalul nereacţionat; potasiul reacţionează cu apa şi mai energic decât sodiul, căldura degajată aprinzând instantaneu hidrogenul degajat din reacţie, ceea ce poate provoca chiar explozii

o variaţia caracterului electropozitiv ↔ variaţia caracterului metalic ↔ variaţia reactivităţii în perioadă – ex. - reacţia metalelor din perioada a 3-a cu apa: 2Na + 2H-OH → 2NaOH + H2 → reacţie violentă la temperatura camerei Mg + 2H-OH → Mg(OH)2 + H2 → reacţia decurge la uşoară încălzire 2Al + 6H-OH → 2Al(OH)3 + 3H2 → reacţia decurge la încălzire puternică

o variaţia caracterului electropozitiv ↔ variaţia caracterului metalic ↔ variaţia tăriei bazelor (hidroxizilor metalici) în grupă şi în perioadă:

perioada a 3-a: NaOH Mg(OH)2 Al(OH)3 bază tare bază tărie medie bază cu caracter amfoter

→ → → scade tăria bazelor → → →

grupa a 2-a: Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2 bază cu bază de bază bază bază caracter tărie medie tare tare tare amfoter

→ → → creşte tăria bazelor → → → - cel mai electropozitiv element din sistemul periodic este franciul, Fr, dar pentru că este

element radioactiv este considerat CESIUL, Cs. 9. CARACTERUL ELECTRONEGATIV: - proprietate atomilor elementelor de a capta electroni şi de a forma ioni negativi;

elementele au un caracter electronegativ cu atât mai accentuat cu cât acceptă un număr mai mic de electroni şi pe un strat mai apropiat de nucleu, unde forţa de atracţie e mai mare; sunt nemetale, deci îşi manifestă caracterul nemetalic

- în grupe, scade de sus în jos, odată cu creşterea numărului atomic Z, deci cu creşterea numărului de straturi ocupate cu electroni

- în perioade, creşte de la grupa 14 la grupa 17, odată cu creşterea numărului atomic Z, adică cu micşorarea numărului de electroni captaţi şi creşterea sarcinii nucleare

- FLUORUL, F este elementul cel mai electronegativ din sistemul periodic - variaţia caracterului electronegativ al elementelor în grupe şi în perioade influenţează

caracterul acido-bazic al compuşilor binari cu hidrogenul, HnE, ai elementelor: o în perioadă, caracterul acid al HnE creşte cu creşterea caracterului

electronegativ al elementului E: NH3 H2O HF

bază slabă amfolit acido-bazic acid de tărie medie H2S HCl

acid slab acid tare → creşte caracterul acid cu creşterea caracterului electronegativ al elementului →

o în grupă, caracterul acid al HnE scade cu creşterea caracterului electronegativ al elementului: HF HCl HBr HI

acid de tărie medie acid tare acid tare acid tare → creşte caracterul acid cu scăderea caracterului electronegativ al elementului →

- variaţia caracterului electronegativ al elementelor în grupe şi în perioade influenţează tăria oxoacizilor elementelor:

o în perioadă, pentru oxoacizii cu elementul central la stare de oxidare maximă, tăria oxoacizilor creşte cu creşterea caracterului electronegativ al elementului:

H4SiO4 H3PO4 H2SO4 HClO4 acid slab acid tărie medie acid tare acid foarte tare → creşte caracterul acid cu creşterea caracterului electronegativ al elementului →

o în grupă, pentru oxoacizii cu elementul central la aceeaşi stare de oxidare (de obicei stare de oxidare maximă), tăria oxoacizilor scade cu scăderea caracterului electronegativ al elementului:

HNO3 H3PO4 H3AsO4 H[Sb(OH)6] acid tare acid tărie medie acid slab acid foarte slab

→ scade caracterul acid cu scăderea caracterului electronegativ al elementului →

Proprietăţi periodice ale elementelor – variaţia în grupe şi în perioade

10. VALENŢĂ, NUMĂR DE OXIDARE: - Noţiunea de număr de oxidare înlocuieşte conceptul de valenţă, desemnând numărul

de sarcini pozitive sau negative care se pot atribui unui atom dintr-o combinaţie, în funcţie de sarcinile electrice reale sau formale ale celorlalţi atomi cu care este combinat.

- Numărul de oxidare al elementelor în combinaţie cu alte elemente mai electronegative decât ele prezintă valori pozitive, deoarece pot ceda acestora, total sau parţial, electronii lor de valenţă

- Numărul maxim de oxidare pozitiv al unui element este egal cu numărul grupei sistemului periodic din care face parte elementul respectiv. Existã unele excepţii de la regula numărului de oxidare pozitiv maxim pentru elementele din perioada a 2-a precum şi pentru elementele tranziţionale din grupele VIIIB (8,9,10) şi IB (11)

- În combinaţiile cu alte elemente, mai electropozitive decât ele, elementele prezintă un singur număr de oxidare negativ egal cu (8-n) în care n este numărul grupei din care face parte elementul respectiv

- În stabilirea numărului de oxidare al unui atom, trebuie sã se ţină seama de următoarele reguli:

o fluorul are în toate combinaţiile sale numărul de oxidare -1 o oxigenul are în aproape toţi compuşii numărul de oxidare -2, cu excepţia

oxizilor de fluor în care oxigenul are N.O. = +2 şi a combinaţiilor peroxidice unde are N.O. = -1

o metalele, cu puţine excepţii, au în combinaţiile lor numere de oxidare pozitive; metalele alcaline au constant N.O. = +1, iar metalele alcalino-pământoase au N.O. = +2

o substanţele elementare au N.O. = 0 o suma sarcinilor pozitive şi negative ale elementelor dintr-o combinaţie neutră

din punct de vedere electric este egalã cu zero

GRUPELE DE ELEMENTE ŞI PRINCIPALELE LOR NUMERE DE OXIDARE, ÎN FUNCŢIE DE CONFIGURAŢIA LOR ELECTRONICÃ:

Grupa IA = 1 - metale alcaline: (H) Li, Na ,K, Rb, Cs, Fr (str.int. + ns1) s1 ————› s0 N.O.= +1 Exemple: NaCl Hidrogenul prezintă un caz particular: s1 ————› s0 N.O.= +1 Exemplu: HCl s1 ————› s2 N.O.= -1 Exemplu: NaH Grupa IIA = 2 - metalele alcalino-pãmântoase: Be,Mg,Ca,Sr,Ba,Ra (str.int. +ns2) s2————› s0 N.O.= +2 Exemplu: MgCl2 Grupa IIIA = 13: B, Al, Ga, In, Tl (str.int. +ns2np1): s2p1 ————› s0p0 N.O.= +3 Exemple: Al2O3, TlCl3 s2p1 ————› s2p0 N.O.= +1 Exemplu: TlCl Grupa IVA = 14 – grupa carbonului C, Si, Ge, Sn, Pb (str.int. +ns2np2): s2p2 ————› s0p0 N.O.= +4 Exemple: CO2,PbO2 s2p2 ————› s2p0 N.O.= +2 Exemple: CO, PbO s2p2 ————› s2p6 N.O.= -4 Exemplu: CH4 Grupa VA = 15 – grupa azotului N, P, As, Sb, Bi (str.int. +ns2np3): s2p3 ————› s2p6 N.O.= -3 Exemplu: NH3 s2p3 ————› s2p0 N.O.= +3 Exemplu: HNO2 s2p3 ————› s0p0 N.O.= +5 Exemplu: HNO3 Grupa VIA = 16 – grupa oxigenului (calcogenii) O, S, Se, Te, Po (str.int. +ns2np4): s2p4 ————› s2p6 N.O.= -2 Exemplu: H2O s2p4 ————› s2p0 N.O.= +4 Exemplu: H2SO3 s2p4 ————›s0p0 N.O.= +6 Exemplu: H2SO4 Grupa VIIA = 17 –halogeni: F, Cl, Br, I, At (str.int. +ns2np5): s2p5 ————› s2p6 N.O.= -1 Exemplu: HCl s2p5 ————› s2p0 N.O.= +5 Exemplu: HClO3

s2p5 ————› s0p0 N.O.= +7 Exemplu: HClO4 Grupa VIIIA = 18 –gaze nobile, inerte, rare: He,Ne,Ar,Kr,Xe,Rn (str.int. +ns2np6): s2p6 ————› N.O.= 0 Exemple: Ne, Ar Cele 3 serii complete, a câte 10 elementele tranziţionale cu orbitali d în curs de ocupare (blocul de elemente d) sunt următoarele:

21Sc 39Y 57La

22Ti 40Zr 72Hf

23V 41Nb 73Ta

24Cr 42Mo 74W

25Mn 43Tc 75Re

26Fe 44Ru 76Os

27Co 45Rh 77Ir

28Ni 46Pd 78Pt

29Cu47Ag 79Au

30Zn48Cd80Hg

Prima serie de elemente are în curs de ocupare seria 3d, a doua serie are în curs de ocupare seria 4d si a treia serie de elemente are în curs de ocupare seria 5d. SERIA „3d” DE ELEMENTE ŞI PRINCIPALELE LOR NUMERE DE OXIDARE, ÎN

FUNCŢIE DE CONFIGURAŢIA LOR ELECTRONICÃ: IIIB = 3 21Sc Ar 4s23d1 s2d1 ———›s0p0 Eox: +3 Exemplu: ScCl3 IVB = 4 22Ti Ar 4s23d2 s2d2 ———›s0d0 Eox: +4 Exemplu: TiCl4 V B = 5 23V Ar 4s23d3 s2d3 ———›s0d0 Eox: +5 Exemplu: V2O5 VIB = 6 24Cr Ar 4s23d4 s2d4 ———›s0d0 Eox: +6 Exemplu: H2CrO4 VIIB = 7 25Mn Ar 4s23d5 s2d5 ———›s0d0 Eox: +7 Exemplu: KMnO4 s2d5 ———›s0d5 Eox: +2 Exemplu: MnSO4 VIIIB (8) 26Fe Ar 4s23d6 s2d6 ———›s0d6 Eox: +2 Exemplu: FeCl2 s2d6 ———›s0d5 Eox: +3 Exemplu: FeCl3 (9) 27Co Ar 4s23d7 s2d7 ———›s0d7 Eox: +2 Exemplu: CoCl2 (10) 28Ni Ar 4s2d8 s2d8 ———›s0d0 Eox: +2 Exemplu: NiCl2 IB = 11 29Cu Ar 4s13d10 s1d10 ———›s0d10 Eox: +1 Exemplu: Cu2O s2d9 ———›s0d9 Eox: +2 Exemplu: CuSO4 IIB = 12 30Zn Ar 4s23d10 s2d10 ———›s0d10 Eox: +2 Exemplu: ZnCl2 Se remarcă analogii între starea de oxidare cea mai mare a elementelor grupelor principale şi a metalelor tranziţionale de tip "d" din aceeaşi grupã:

+1 : CuLi + 2 : Zn

Be + 3 : ScB + 4 : Ti

C + 5 : VN + 6 : Cr

S + 7 : MnCl

In perioada a sasea, cele 14 lantanide ocupã progresiv orbitalii 4f si în perioada a saptea actinidele obtinute prin metode nucleare. 58Ce 59Pr 60Nd 61Pm 62Sm 63Eu 64Gd 65Tb 66Dy 67Ho 68Er 69Tm 70Yb 71Lu90Ce 91Ce 92Ce 93Ce 94Ce 95Ce 96Ce 97Ce 98Ce 99Ce 100Ce 101Ce 102Ce 103Ce Structura electronicã complexã a acestor elemente nu permite justificarea mai simplã a stãrii de oxidare. Starea de oxidare cea mai frecvent întâlnitã este +3. La ceriu +4. Principala stare de oxidare a uraniului este +6.

Primele 92 elemente din sistemul periodic cu stări de oxidare comune şi stări de oxidare mai puţin caracteristice (instabile)

Număr

Atomic Z Element Simbol Numere de oxidare

1 Hidrogen H (-1), +1

2 Heliu He 0

3 Litiu Li +1

4 Beriliu Be +2

5 Bor B -3, +3

6 Carbon C (+2), +4

7 Azot N -3, -2, -1, (+1), +2, +3, +4, +5

8 Oxigen O -2

9 Fluor F -1, (+1)

10 Neon Ne 0

11 Sodiu Na +1

12 Magneziu Mg +2

13 Aluminiu Al +3

14 Siliciu Si -4, (+2), +4

15 Fosfor P -3, +1, +3, +5

16 Sulf S -2, +2, +4, +6

17 Clor Cl -1, +1, (+2), +3, (+4), +5, +7

18 Argon Ar 0

19 Potasiu K +1

20 Calciu Ca +2

21 Scandiu Sc +3

22 Titan Ti +2, +3, +4

23 Vanadiu V +2, +3, +4, +5

24 Crom Cr +2, +3, +6

25 Mangan Mn +2, (+3), +4, (+6), +7

26 Fier Fe +2, +3, (+4), (+6)

27 Cobalt Co +2, +3, (+4)

28 Nichel Ni (+1), +2, (+3), (+4)

29 Cupru Cu +1, +2, (+3)

30 Zinc Zn +2

31 Galiu Ga (+2). +3

32 Germaniu Ge -4, +2, +4

33 Arsen As -3, (+2), +3, +5

34 Seleniu Se -2, (+2), +4, +6

35 Brom Br -1, +1, (+3), (+4), +5

36 Kripton Kr 0

37 Rubidiu Rb +1

38 Stronţiu Sr +2

39 Ytrium Y +3

40 Zirconiu Zr (+2), (+3), +4

41 Niobiu Nb (+2), +3, (+4), +5

42 Molibden Mo (+2), +3, (+4), (+5), +6

43 Tehneţiu Tc +6

44 Ruteniu Ru (+2), +3, +4, (+6), (+7), +8

45 Rodiu Rh (+2), (+3), +4, (+6)

46 Paladiu Pd +2, +4, (+6)

47 Argint Ag +1, (+2), (+3)

48 Cadmiu Cd (+1), +2

49 Indiu In (+1), (+2), +3

50 Staniu Sn +2, +4

51 Stibiu Sb -3, +3, (+4), +5

52 Tellure Te -2, (+2), +4, +6

53 Iod I -1, +1, (+3), (+4), +5, +7

54 Xenon Xe 0

55 Cesiu Cs +1

56 Bariu Ba +2

57 Lantan La +3

58 Ceriu Ce +3, +4

59 Praseodim Pr +3

60 Neodim Nd +3, +4

61 Promeţiu Pm +3

62 Samariu Sm (+2), +3

63 Europiu Eu (+2), +3

64 Gadoliniu Gd +3

65 Terbiu Tb +3, +4

66 Disprosiu Dy +3

67 Holmiu Ho +3

68 Erbiu Er +3

69 Tuliu Tm (+2), +3

70 Yterbiu Yb (+2), +3

71 Lutetiu Lu +3

72 Hafniu Hf +4

73 Tantal Ta (+3), (+4), +5

74 Wolfram W (+2), (+3), (+4), (+5), +6

75 Rheniu Re (-1), (+1), +2, (+3), +4, (+5), +6, +7

76 Osmium Os (+2), +3, +4, +6, +8

77 Iridiu Ir (+1), (+2), +3, +4, +6

78 Platina Pt (+1), +2, (+3), +4, +6

79 Au Au +1, (+2), +3

80 Mercur Hg +1, +2

81 Talliu Tl +1, (+2), +3

82 Plumb Pb +2, +4

83 Bismut Bi (-3), (+2), +3, (+4), (+5)

84 Poloniu Po (-2), +2, +4, (+6)

85 Astatin At ?

86 Radon Rn 0

87 Franciu Fr ?

88 Radiu Ra +2

89 Actiniu Ac +3

90 Toriu Th +4

91 Protactiniu Pa +5

92 Uraniu U (+2), +3, +4, (+5), +6