The Relationship between Electron Configuration and the Periodic Table

Slide1Chapter 6

Slide2how does electron configuration relate to the periodic Table?2 10 6 14 1 2 3 4 5 6 7 3 2 4

Slide3Which statement is true? (use Periodic Table)A. Elements in the same column ↕ has same # of outer shell electrons B. Elements in the same row ↔ has same # of outer shell electrons

Slide4produced the first periodic table for the known 63 elementsArrangement:  Increasing atomic  mass  kept similar elements in a column  left blanks for unknown elements Interesting observations:  Mendeleev  predicted  the properties of the missing elements.

Slide6Arrangement:Increasing atomic  number Interesting observations:  Discrepancies in Mendeleev’s table disappeared (Te before I)

Slide8VerticalRow Column Group Family Period

Slide9Same # of occupied energy levels

Slide10Groups or familiesSame # of electrons in their outer orbital Share similar chemical properties

Slide11Metal:•  Conducts heat & electricity •  Ductile •   Malleable •   Luster • Solid at room temp. (except Hg) • Forms cations  (+) Properties of Metals, Non-metals, & Metalloids Non-Metal: •  Brittle •  S/ l /g at room temp. •  Forms anions (-) Metalloids •  Semi-conductors •  Properties of nonmetals and metals

Slide12Note:  Most elements are _________Metals, non-metals, & metalloids metals

Slide13Main-group elements  Also called  representative elements  ( s-  and  p- blocks)   E- config: regular & consistent   Group:  same # of val. e-

Slide14InnerTransition Metals

Slide15Hydrogen Most common element in universe  charge: 1+ or 1- Alkali Metal (Group 1, except H)  Highly reactive with water  Soft and can be easily cut  Charge:1+ Alkaline-earth metal (Group 2)  Less reactive than alkali metals  Harder than alkali metals  Charge: 2+

Slide16Transition metals (d-block)  No identical valence electrons  (charge varies)  Less reactive than group 1 & 2 Inner Transition metals  (f-block)  Nuclei are unstable – radioactive  (charge varies)

Slide17Halogens (Group 17) Most reactive group of non-metals  Likes to react with alkalis to produce salts  charge :1-

Slide18Noble gases (Group  18) Low chemical reactivity b/c very stable  Outermost energy level is full  Does not form ions Glow brightly when an electric discharge is passed through them

Slide19InnerTransition Metals

Slide20Octet rule:atoms are most stable when they have 8 val. e- CATION:  (+) ions Alkali Metals: Na    loses 1 e- 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1       1 s 2 2 s 2 2 p 6           (Na)                       (Na+) Bohr Diagram E- config Ne

Slide21ANION: (-) ions Halogens: Cl   gains 1 e- 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 5           1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 (Cl) (Cl-) Ar

Slide22as you look down a column, the outermost principle energy level__________________.  (but the number of valence e - ‘s stays the same) As more and more levels become filled with electrons, the nucleus becomes ______________ effective at attracting the outer electron(s).  This is known as the  “shielding effect.”   (As you look down a column, even though the nucleus theoretically is stronger since it has more protons, it is  NOT effective  at holding onto the outer electrons.) Which energy level has NO shielding? ____________ Which atom holds onto the outer electron tighter,  K  or  Rb? Why?  ____ has one more filled level than ____ and therefore is _____ effective at holding onto the outermost (valence) electron. INCREASES LESS 1 LESS Rb K

Slide23Is the shielding effect an issue with a row?_____Row, Period , Series Val.         n=2     n=2      n=2        n=2      n=2     n=2      n=2      n=2 energy level   filled    ____  ____   ____     ___    ___   ____   ___   ____ Levels The energy level is not changing.  What is changing? Is the nucleus getting stronger?_________.  Is it effective?________ In a row, ___________ ___________(and not shielding) determines the trend. 1 1 1 1 1 1 1 2  b/c noble  gas # of electron & protons YES YES NUCLEAR CHARGE NO

Slide24Recap:Column:   the __________ _________ dictates the trends.   Row:   the increasing strength of the __________ dictates the trends. ELECTRON SHIELDING NUCLEUS

Slide25Distance from nucleus to outer electronsBond radius = ½ distance between nuclei of adjacent atoms.

Slide26Down a Group: Increases Reason:  more energy levels  more  shielding Across a Period:  Decreases Reason:  More  nuclear charge  (+) pulls outer most e- closer to nucleus

Slide27Metals  tend to _________ electrons and become ____________ions.                       (gain or lose)                               positive or negative)   **      (metal  ions  are ___________than metal  atoms )                             (smaller or larger) Non- metals   tend to _______ electrons and become __________ ions.                             (gain or lose)                           (positive or negative)   **     (non-metal  ions  are ______________than non-metal  atoms )                                          (smaller or larger) lose positive smaller gain negative larger

Slide28Energy required to remove an  electron from an atom or ion (form (+) ion) .

Slide29Down a Group: Decreases  (easier to remove an electron) Reason: 1. more energy levels  (outermost electrons  are farther from nucleus) 2. more shielding  (less attraction btw p+ & val. e-) Across a Period : Increases  (harder to remove an electron) Reason: 1. more nuclear charge,  p+ ↑ 2. radius decreases  Electron-shielding remains the same

Slide30Lower down in a column the atoms are  larger / smaller   and have more   attractiveness / shielding   so it is easier to remove an e -  from the outer shell.    It is   harder/easier   to remove an electron from a small atom with  no shielding. It gets  harder/easier  to remove that electron as you move to the right as it approaches a perfect octet.   Which column would be very difficult to go in and remove and electron from? Noble gases So the column with the highest  Ionization Energy  = Group # 18, Noble gases Ionization Energy pg-10 Circle the correction answer & answer the last 2 questions

Slide31Which element has the least IE? the most?

Slide32the attraction of an atom to a pair of electrons in a bondFluorine has the highest value of “4.0” **EXCEPT NOBLE GASES

Slide33Down a Group: Decreases  (less attraction towards  bonding e-) Reason: 1. more energy levels 2. more shielding Across a Period:  Increases  (more attraction towards  bonding e-) Reason: 1. radius decreases  (val. e- closer to nucleus) 2. nuclear charge increases, p+ ↑

Slide34Fluorine atompulls harder on the shared   pair of electrons. They are shared “unevenly” Electronegativity of Fluorine is                         > , = , <  the electronegativity of hydrogen Chlorine atoms share the pair of electrons “evenly” Electronegativity of Chlorine is                         > , = , <  the electronegativity of Chlorine In water, does Hydrogen or Oxygen pull harder on the shared pair of electrons?  ____________ Which column does NOT bond with any element (because it has a perfect  octet)?   ____________________  (No electronegativity values are assigned) NOBLE GASES

Slide35Atomic mass:mass in grams = 1 mole of that  element Example:  12 g C = 1 mol C Molecular mass: mass of a molecule = 1 mole of that  molecule Example: 32 g O 2  = 1 mol O 2 Diatomic Elements  ( BrINClHOF ):  Br 2   I 2   N 2  Cl 2   H 2   O 2  F 2 Elements found in pairs