1. 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)
2. 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
3. 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
4. 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)
5. - 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)
6. 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. 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
8. 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 H 2O 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
9. 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
10. - 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
2 1
Grupa IIIA = 13: B, Al, Ga, In, Tl (str.int. +ns np ):
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
11. 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 22Ti 23V 24Cr 25Mn 26Fe 27Co 28Ni 29Cu 30Zn
39Y 40Zr 41Nb 42Mo 43Tc 44Ru 45Rh 46Pd 47Ag 48Cd
57La 72Hf 73Ta 74W 75Re 76Os 77Ir 78Pt 79Au 80Hg
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
VB=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:
Li
+ 1 : Cu + 2 : Be B
+ 3 : Sc +4 : C +5 : N +6 : S + 7 : Cl
Zn Ti V Cr Mn
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 71Lu
90Ce 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.
12. Primele 92 elemente din sistemul periodic cu stări de oxidare comune şi stări
de oxidare mai puţin caracteristice (instabile)
Număr Simbol
Element Numere de oxidare
Atomic Z
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
