Elementenfamilies

CONCEPT

De term “familie” wordt gebruikt om elementen te beschrijven die bepaalde kenmerken delen – niet alleen in termen van waarneembaar gedrag, maar ook met betrekking tot de atomaire structuur. Alle edelgassen, bijvoorbeeld, hebben de neiging zeer niet-reactief te zijn: slechts enkele ervan verbinden zich met andere elementen, en dan nog alleen met fluor, het meest reactieve van alle stoffen. Fluor is lid van een andere familie, de halogenen, die zoveel gemeenschappelijke kenmerken hebben dat ze bij elkaar worden gegroepeerd, ondanks het feit dat twee gassen zijn, twee vaste stoffen, en één – broom – een van de slechts twee elementen is die bij kamertemperatuur als vaste stof verschijnt. Ondanks deze schijnbare verschillen kunnen de halogenen door gemeenschappelijke elektronenconfiguraties als een familie worden geïdentificeerd. De families in het periodiek systeem omvatten, naast de edelgassen en halogenen, de alkalimetalen, aardalkalimetalen, overgangsmetalen, lanthaniden en actiniden. De niet-metalen vormen een losjes gedefinieerde kruisgroep, evenals de metalloïden.

HOW IT WORKS

The Basics of the Periodic Table

Het periodiek systeem der elementen, ontwikkeld door de Russische scheikundige Dmitri Ivanovitch Mendeleev (1834-1907), werd in 1869 gecreëerd en sedertdien herhaaldelijk gewijzigd en is een zeer nuttig middel om de elementen te ordenen. Er bestaan zeker andere ordeningssystemen, maar Mendelejev’s tabel wordt het meest gebruikt, en met reden. Het maakt het mogelijk om in één oogopslag families van elementen te zien, waarvan vele ofwel tot dezelfde groep (kolom) ofwel tot dezelfde periode (rij) behoren.

Het periodiek systeem wordt diepgaand onderzocht in het essay dat aan dat onderwerp is gewijd, en een van de bijzonderheden die in dat essay worden besproken, zijn de verschillende systemen die in Noord-Amerika en in de rest van de wereld voor periodiek systeem-grafieken worden gebruikt. In het bijzonder worden in het Noordamerikaanse systeem slechts acht groepen genummerd, waarbij 10 kolommen ongenummerd blijven, terwijl in het andere systeem – dat is goedgekeurd door de Internationale Unie voor Zuivere en Toegepaste Chemie (IUPAC) – alle 18 kolommen worden genummerd.

De in het Noordamerikaanse systeem genummerde groepen zijn de twee “hoge” kolommen aan de linkerkant van de “dip” in de grafiek, alsmede de zes “hoge” kolommen aan de rechterkant daarvan. Groep 1 in dit systeem bestaat uit waterstof en de alkalimetalen; groep 2, de aardalkalimetalen; de groepen 3 tot en met 6, een assortiment van metalen, niet-metalen en metalloïden; groep 7, de halogenen; en groep 8, de edelgassen. De “dip”, die zich uitstrekt over 10 kolommen in de perioden 4 tot en met 7, is het gebied waarin de overgangsmetalen zijn opgenomen. Het Noordamerikaanse systeem kent hieraan geen groepsnummers toe, noch aan de twee rijen onderaan, die de lanthaniden- en actinidenreeksen van overgangsmetalen vertegenwoordigen

Het IUPAC-systeem daarentegen biedt het voor de hand liggende gemak van het geven van een nummer voor elke kolom. (Merk op dat de IUPAC-grafiek, net als zijn Noordamerikaanse tegenhanger, geen kolomnummers geeft voor de lanthaniden of actiniden). Bovendien heeft de IUPAC het gezag van een in 1919 opgerichte internationale instantie, die toezicht houdt op een aantal zaken in verband met het periodiek systeem: de naamgeving van elementen, de toewijzing van chemische symbolen aan nieuwe elementen en de certificering van een bepaalde persoon of een bepaald onderzoeksteam als de ontdekkers van dat element. Om deze redenen wordt het IUPAC-systeem ook door Noord-Amerikaanse chemici steeds meer gebruikt.

Ondanks de internationale aanvaarding van het IUPAC-systeem en de voordelen ervan voor het gemak, wordt in dit boek over het algemeen het Noord-Amerikaanse systeem gebruikt. De reden hiervoor is ten dele dat de meeste Amerikaanse scholen dit systeem nog steeds gebruiken; bovendien is er een reden voor de toewijzing van getallen aan slechts acht groepen, zoals nog zal worden besproken. Waar nodig of passend worden echter ook groepsnummers in het IUPAC-systeem gegeven.

Principal Energy Levels

Groepsnummers in het Noord-Amerikaanse systeem geven het aantal valentie-elektronen aan, of de elektronen die betrokken zijn bij de chemische binding.Valentie-elektronen bezetten ook het hoogste energieniveau in het atoom, dat kan worden gezien als de baan die het verst van de kern is verwijderd, hoewel de term “baan” misleidend is als het gaat om de manier waarop een elektron beweegt.

Elektronen bewegen niet in regelmatige banen rond de kern van een atoom, zoals planeten rond de zon; hun paden kunnen slechts losjes worden gedefinieerd in termen van orbitalen, een patroon van waarschijnlijkheden met betrekking tot de gebieden waar een elektron waarschijnlijk doorheen beweegt. Het patroon van de banen wordt bepaald door het voornaamste energieniveau van het atoom, dat aangeeft hoe ver een elektron van de atoomkern verwijderd mag zijn.

Het voornaamste energieniveau wordt aangeduid met een geheel getal, beginnend bij 1 en oplopend tot 7: hoe hoger het getal, hoe verder het elektron van de atoomkern verwijderd is, en dus hoe groter de energie in het atoom. Het verband tussen het voornaamste energieniveau en de periode is betrekkelijk eenvoudig aan te tonen. Het getal n van een periode in het periodiek systeem is hetzelfde als het hoogste energieniveau van de atomen in die rij – dat wil zeggen het energieniveau dat wordt bezet door de valentie-elektronen. Dus, elementen in periode 1 hebben een hoogste energie niveau van 1, enzovoort.

Valence Electron Configurations

Bij het bespreken van families van elementen zijn de perioden of rijen in het periodiek systeem echter niet zo belangrijk als de groepen of kolommen. Deze worden bepaald door de valentie-elektronenconfiguraties, een ingewikkelder onderwerp dan de hoofdenergieniveaus – hoewel het laatste wat meer uitleg behoeft om elektronenconfiguraties te verklaren.

Elk hoofdenergieniveau is verdeeld in sublevels die overeenkomen met het getal n van het hoofdenergieniveau: dus hoofdenergieniveau 1 heeft één sublevel, hoofdenergieniveau 2 heeft er twee, enzovoort. Zoals te verwachten is, neemt met een toename van het aantal hoofdenergieniveaus en subniveaus ook de complexiteit van de orbitalen toe.

ORBITALE PATTERNEN.

De vier basistypen orbitale patronen worden aangeduid als s, p, d, en f. De s-vorm zou kunnen worden beschreven als bolvormig, maar als we het over elektronen hebben, is niets zo netjes: orbitale patronen, vergeet niet, identificeren alleen gebieden van waarschijnlijkheid voor het elektron. Met andere woorden, in een s-baan zal de totale elektronenwolk waarschijnlijk min of meer als een bol eindigen.

De p-vorm is als een acht rond de kern, en de d-vorm als twee achtjes die elkaar bij de kern ontmoeten. Nogmaals, deze en andere baanpatronen geven niet aan dat het elektron noodzakelijkerwijs dat pad zal volgen. Wat het betekent is dat, als je miljoenen foto’s van het elektron zou kunnen nemen gedurende een periode van een paar seconden, de resulterende waas van beelden in een p-baan enigszins de vorm van een acht zou beschrijven.

Het f-banenpatroon is zo ingewikkeld dat de meeste scheikundeleerboeken niet eens proberen het uit te leggen, en naast f zijn er andere, nog ingewikkelder patronen die in alfabetische volgorde worden aangeduid: g, h, enzovoorts. In de bespreking die volgt, zullen wij ons niet met deze bezighouden, omdat zelfs voor de lanthaniden en de actiniden, een atoom in de grondtoestand geen baanvullingspatronen verder dan een f vult.

SUBLEVELS EN ORBITALE VULLING.

Principaal energieniveau 1 heeft alleen een s-subniveau; 2 heeft een s en een p, de laatste met drie mogelijke oriëntaties in de ruimte; 3 heeft een s, p, en d (vijf mogelijke ruimtelijke oriëntaties); en 4 heeft een s, p, d, en f (zeven mogelijke ruimtelijke oriëntaties.

Volgens het Pauli-uitsluitingsprincipe kunnen slechts twee elektronen een enkel orbitaal patroon bezetten, namelijk het s-subniveau of een van de ruimtelijke oriëntaties in p, d en f, en die twee elektronen moeten in tegengestelde richtingen draaien. Er kunnen dus twee elektronen bewegen in een s orbitaal patroon of schil, zes in een p, 10 in een d, en 14 in een f orbitaal patroon of schil. Valentieschilconfiguraties worden daarom weergegeven met superscript-cijfers die het aantal elektronen in die orbitaal aangeven – bijvoorbeeld s 1 voor één elektron in de s orbitaal, of d 10, voor een d orbitaal die volledig gevuld is.

REAL-LIFE TOEPASSINGEN

Representatieve Elementen

Waterstof (atoomnummer 1), met de eenvoudigste van alle atomaire structuren, heeft slechts één elektron op hoofdenergieniveau 1, zodat het valentie-elektron in feite ook een kernelektron is. De valentieconfiguratie voor waterstof wordt dus geschreven als 1s 1. Opgemerkt moet worden, zoals beschreven in het Elektronenessay, dat als een waterstofatoom (of elk ander atoom) in een aangeslagen toestand is, het energieniveaus kan bereiken die hoger zijn dan zijn normale, of grondtoestand.

Door het periodiek systeem naar beneden te gaan naar francium (atoomnummer 87), dat in dezelfde kolom staat als waterstof, vindt men dat het een valentie-elektronenconfiguratie heeft van 7s 1. Hoewel francium dus veel complexer en energievoller is dan waterstof, hebben de twee elementen dezelfde valentieschilconfiguratie; alleen het nummer van het voornaamste energieniveau verschilt. Alle elementen onder waterstof in groep 1 worden daarom samen als alkalimetalen geclassificeerd. Het is duidelijk dat waterstof – een gas – geen deel uitmaakt van de familie van alkalimetalen, en ook niet duidelijk tot een andere familie behoort: het is de “eenzame wolf” van het periodiek systeem.

Nu kijken we naar twee elementen in Groep 2, met beryllium (atoomnummer 4) en radium (88) respectievelijk bovenaan en onderaan. Beryllium heeft een valentieschilconfiguratie van 2s 2. Dit betekent dat de valentieschil zich op hoofdenergieniveau 2 bevindt, waar zich twee elektronen op een s-baanpatroon bevinden. Radium, hoewel het in periode 7 zit, heeft niettemin dezelfde valentieschilconfiguratie: 7s 2. Dit definieert de familie van de aardalkalimetalen in termen van valentieschaalconfiguratie.

Voorlopig laten we de groepen 3 tot en met 6 buiten beschouwing – om nog maar te zwijgen van de kolommen tussen de groepen 2 en 3, die in het Noord-Amerikaanse systeem ongenummerd zijn – en springen we over naar groep 7. Alle elementen in deze kolom, bekend als halogenen, hebben valentieschaalconfiguraties van ns 2np 5. Na groep 7 komt groep 8, de edelgassen, die op één na allemaal een valentiepijpconfiguratie van ns 2np 6 hebben. De uitzondering is helium, dat een valentieschil van s 2 heeft. Dit lijkt het bij de aardalkalimetalen te plaatsen, maar helium is natuurlijk geen metaal. Wat zijn feitelijke gedrag betreft, behoort het duidelijk tot de familie van de edelgassen.

De configuraties van deze valentieschillen hebben implicaties met betrekking tot de manieren waarop elementen zich binden, een onderwerp dat uitvoerig wordt behandeld in het essay Chemische Binding. We zullen het hier slechts terloops behandelen, om duidelijk te maken dat de elektronenconfiguratie waarneembare resultaten oplevert. Dit is het duidelijkst bij de edelgassen, die de neiging hebben zich niet met de meeste andere elementen te binden, omdat zij al acht elektronen in hun valentieschil hebben – hetzelfde aantal valentie-elektronen dat de meeste andere atomen pas krijgen nadat zij zich hebben gebonden.

Van de representatieve elementen naar de overgangselementen

Groepen 3 tot en met 6, samen met waterstof en de vier families die tot nu toe zijn geïdentificeerd, vormen de 44 representatieve of hoofdgroep elementen. In 43 van deze 44 is het aantal valentieschil-elektronen gelijk aan het groepsnummer in het Noordamerikaanse systeem. (Helium, dat in groep 8 zit maar twee valentie-elektronen heeft, is de enige uitzondering). De 40 elementen die in de “dip” in het midden van de grafiek staan – de overgangsmetalen – volgen daarentegen een minder gemakkelijk te definiëren patroon. Dit is een deel van de reden waarom het Noordamerikaanse systeem ze niet op groepnummer vermeldt, en ook waarom geen van beide systemen de twee andere families binnen de overgangselementen vermeldt – de lanthaniden en actiniden.

Voordat we echter ingaan op de overgangsmetalen, moeten we eerst kijken naar het patroon van de baanvulling, dat ook de representatieve elementen onderscheidt van de overgangselementen. Elk opeenvolgend representatief element vult alle banen van de elementen die eraan voorafgaan (met enkele uitzonderingen die zullen worden uitgelegd), en voegt dan nog een mogelijke elektronenconfiguratie toe. The total number of electrons—not just valence shell electrons—is the same as the atomic number. Thus fluorine, with an atomic number of 9, has a complete configuration of 1s 22s 22p 5. Neon, directly following it with an atomic number of 10, has a total configuration of 1s 22s 22p 6. (Again, this is not the same as the valence shell configuration, which is contained in the last two sub-levels represented: for example, 2s 22p 6 for neon.)

The chart that follows shows the pattern by which orbitals are filled. Note that in several places, the pattern of filling becomes “out of order,” something that will be explained below.

Orbital Filling by Principal Energy Level

• 1s (2)
• 2s (2)
• 2p (6)
• 3s (2)
• 3p (6)
• 4s (2)
• 3d (10)
• 4p (6)
• 5s (2)
• 4d (10)
• 5p (6)
• 6s (2)
• 4f (14)
• 5d (10)
• 6p (6)
• 7s (2)
• 5f (14)
• 6d (10)

PATTERNEN VAN ORBITALE VULLING.

In het algemeen volgen de 44 representatieve elementen een regelmatig patroon van baanvulling, en dit is in het bijzonder het geval voor de eerste 18 elementen. Stelt u zich een klein amfitheater voor, in de vorm van een kegel, met vooraan kleinere rijen zitplaatsen. Deze rijen worden ook per sectie aangeduid, waarbij het sectienummer hetzelfde is als het aantal rijen in die sectie.

De twee stoelen op de voorste rij vormen een sectie met het label 1 of 1s, en deze is volledig gevuld nadat helium (atoomnummer 2) de zaal binnenkomt. Nu beginnen de elementen sectie 2 te vullen, die twee rijen omvat. De eerste rij van sectie 2, met het label 2s, heeft ook twee zitplaatsen, en na beryllium (4) is ook deze gevuld. Rij 2p heeft 6 zitplaatsen, en deze wordt tenslotte gevuld met de binnenkomst van neon (10). Nu is sectie 2 volledig gevuld; daarom begint het elfde element, natrium, sectie 3 te vullen op de eerste van zijn drie rijen. Deze rij is 3s – die, zoals alle s-rijen, slechts twee zitplaatsen heeft. Dus wanneer element 13, aluminium, het theater binnenkomt, neemt het een plaats in rij 3p in, en uiteindelijk vult argon (18) die rij met zes plaatsen aan.

Volgens het tot dusver vastgestelde patroon zou element 19 (kalium) moeten beginnen met het vullen van rij 3d door de eerste van de 10 plaatsen in te nemen. In plaats daarvan gaat het naar sectie 4, die vier rijen heeft, en het neemt de eerste stoel in de eerste van die rijen, 4s. Calcium (20) volgt het en vult de rij 4s. Maar wanneer het volgende element, scandium (21), in het theater komt, gaat het naar rij 3d, waar kalium “had moeten” komen, als het de secties in volgorde was blijven vullen. Scandium wordt gevolgd door negen metgezellen (de eerste rij overgangselementen) voordat een ander representatief element, gallium (31), in het theater komt. (Om redenen die hier niet zullen worden besproken, hebben chroom en koper, respectievelijk de elementen 24 en 29, valentie-elektronen in 4s – waardoor ze iets buiten het patroon van de overgangsmetalen vallen.)

Volgens de “juiste” volgorde van het vullen van de plaatsen, nu 3d (en dus heel sectie 3) is gevuld, zou gallium een plaats in 4s moeten innemen. Maar die plaatsen zijn al ingenomen door de twee voorgaande representatieve elementen, dus gallium neemt de eerste van zes plaatsen in 4p in. Nadat die rij is opgevuld met krypton (36), is het weer “juist” dat het volgende representatieve element, rubidium (37), een plaats inneemt in 4d. In plaats daarvan, net zoals kalium 3d overslaat, slaat rubidium 4d over en opent sectie 5 door de eerste van twee plaatsen in 5s in te nemen.

Net als voorheen begint het volgende overgangselement-yttrium (39)-sectie 4d op te vullen, en wordt gevolgd door nog negen overgangselementen totdat cadmium (48) die sectie opvult. Dan gaan de representatieve elementen verder met indium (49), dat net als gallium overslaat naar sectie 5p. En zo gaat het verder met de rest van het periodiek systeem, dat eindigt met twee representatieve elementen, gevolgd door de laatste 10 overgangsmetalen.

Overgangsmetalen

Gezien het feit dat het eigenlijk de representatieve elementen zijn die de d-subniveaus overslaan, en de overgangsmetalen die teruggaan en ze vullen, zou men zich kunnen afvragen of de namen “representatief” en “overgang” (die een onderbreking impliceren) moeten worden omgedraaid. Denk echter aan de correlatie tussen het aantal valentieschil-elektronen en het groepsnummer voor de representatieve elementen. Bovendien zijn de overgangsmetalen de enige elementen die de d-banen vullen.

Dit brengt ons bij de reden waarom de lanthaniden en actiniden zelfs apart worden gezet van de overgangsmetalen. In de meeste versies van het periodiek systeem wordt lanthaan (57) gevolgd door hafnium (72) in de sectie overgangsmetalen van de tabel. Op dezelfde wijze wordt actinium (89) gevolgd door rutherfordium (104). De “ontbrekende” metalen – respectievelijk lanthaniden en actiniden – staan onderaan in de tabel. Daar zijn redenen voor, evenals voor de namen van deze groepen.

Nadat de 6s orbitaal is gevuld met het representatieve element barium (56), doet lanthaan wat een overgangsmetaal doet – het begint de 5d orbitaal te vullen. Maar na lanthaan gebeurt er iets vreemds: cerium (58) stopt met het vullen van de 5d orbitaal, en begint de 4f orbitaal te vullen. Het vullen van die orbitaal gaat door in de hele lanthanidenreeks, helemaal tot lutetium (71). De lanthaniden kunnen dus worden gedefinieerd als de metalen die de 4f orbitaal vullen; maar omdat lanthaan soortgelijke eigenschappen vertoont, wordt het gewoonlijk bij de lanthaniden gerekend. Soms wordt de term “lanthanide serie” gebruikt om de andere 14 lanthaniden te onderscheiden van lanthaan zelf.

Een soortgelijk patroon doet zich voor bij de actiniden. De 7s orbitaal wordt gevuld met radium (88), waarna actinium (89) begint met het vullen van de 6d orbitaal. Daarna komt thorium, de eerste van de actiniden, die begint met het vullen van de 5f orbitaal. Dit wordt voltooid met element 103, lawrencium. Actiniden kunnen dus worden gedefinieerd als de metalen die de 5f orbitaal vullen; maar nogmaals, omdat actinium soortgelijke eigenschappen vertoont, wordt het gewoonlijk bij de actiniden gerekend.

Metalen, niet-metalen, en metalloïden

De lezer zal opmerken dat we voor de zeven families die we tot nu toe hebben geïdentificeerd, ze in het algemeen niet hebben besproken in termen van eigenschappen die gemakkelijker kunnen worden onderscheiden – zoals kleur, fase van de materie, bindingskenmerken, enzovoorts. In plaats daarvan zijn zij voornamelijk onderzocht vanuit het gezichtspunt van de baanvulling, die een solide chemische basis biedt voor het identificeren van families. Macroscopische kenmerken, evenals de manieren waarop de verschillende elementen hun toepassing vinden in het dagelijks leven, worden besproken in essays gewijd aan de verschillende groepen.

Bedenk ook dat de tot nu toe geïdentificeerde families slechts 92 elementen omvatten van de in totaal 112 die in het periodiek systeem voorkomen: waterstof; zes alkalimetalen; zes aardalkalimetalen; vijf halogenen; zes edelgassen; 40 overgangsmetalen; 14 lanthaniden; en 14 actiniden. Hoe zit het met de overige 20? In sommige besprekingen van de elementenfamilies worden deze elementen, die alle tot de groepen 3 tot en met 6 behoren, bij eigen families ingedeeld, die kort zullen worden genoemd. Omdat deze “families” echter niet door alle scheikundigen worden herkend, worden de 20 elementen van de groepen 3 tot en met 6 in dit boek in het algemeen beschreven als metalen, niet-metalen en metalloïden.

METALEN EN NIET-METALEN.

Metalen zien er glanzend of glanzend uit en zijn kneedbaar, dat wil zeggen dat ze in verschillende vormen kunnen worden gegoten zonder te breken. Zij geleiden warmte en elektriciteit uitstekend, en hebben de neiging positieve ionen te vormen door elektronen te verliezen. In het periodiek systeem vullen de metalen de linker-, middelste- en een deel van de rechterhelft van de tabel. Het mag dus geen verrassing zijn dat de meeste elementen (87 in feite) metalen zijn. Deze lijst omvat alkalimetalen, aardalkalimetalen, overgangsmetalen, lanthaniden en actiniden, alsmede zeven elementen in de groepen 3 tot en met 6 – aluminium, gallium, indium, thallium, tin, lood en bismut.

Niet-metalen zien er dof uit, zijn niet vervormbaar, geleiden warmte en elektriciteit slecht, en hebben de neiging elektronen te winnen om negatieve ionen te vormen. Zij zijn dus in de meeste opzichten het tegendeel van metalen, zoals hun naam betaamt. De niet-metalen, die zich rechtsboven in het periodiek systeem bevinden, omvatten de edelgassen, de halogenen, en zeven elementen in de groepen 3 tot en met 5. Deze niet-metalen “wezen” zijn boor, koolstof, stikstof, zuurstof, fosfor, zwavel en seleen. Aan deze zeven weeselementen kan een achtste worden toegevoegd, uit groep 1: waterstof. Net als bij de metalen is er een apart essay – met speciale aandacht voor de “wezen” – gewijd aan de niet-metalen.

METALLOIDS AND AND ANDERE “FAMILY”

Op de diagonale grens tussen metalen en niet-metalen staan de metalloïden, elementen die kenmerken vertonen van zowel metalen als niet-metalen. Zij zijn alle vaste stoffen, maar zijn niet glanzend, en geleiden warmte en elektriciteit matig. De zes metalloïden zijn silicium, germanium, arseen, antimoon, tellurium en polonium. Astatine wordt soms geïdentificeerd als een zevende metalloïde; in dit boek wordt het echter behandeld als een lid van de halogeen familie.

Sommige bronnen vermelden “families” in plaats van verzamelingen van “wees” metalen, metalloïden, en niet-metalen, in de groepen 3 tot en met 6. Deze benamingen worden in dit boek niet gebruikt; ze moeten echter kort worden vermeld. Groep 3 wordt soms de boriumfamilie genoemd; groep 4 de koolstoffamilie; groep 5 de stikstoffamilie; en groep 6 de zuurstoffamilie. Soms wordt groep 5 aangeduid als de pnictogenen, en groep 6 als de chalcogenen.

WAAR TE LEERN

Bankston, Sandy. “Ontdek het Periodiek Systeem en de families van elementen” De Science Department van de Rice School (website). <http://www.ruf.rice.edu/~sandyb/Lessons/chem.html> (23 mei 2001).

Challoner, Jack. Het visuele woordenboek van de chemie. New York: DK Publishing, 1996.

“Elementistory” (website). <http://smallfry.dmu.ac.uk/chem/periodic/elementi.html> (22 mei 2001).

“Families van Elementen” (website). <http://homepages.stuy.edu/~bucherd/ch23/families.html> (May 23, 2001).

Knapp, Brian J. and David Woodroffe. The Periodic Table. Danbury, CT: Grolier Educational, 1998.

Maton, Anthea. Exploring Physical Science. Upper Saddle River, N.J.: Prentice Hall, 1997.

Oxlade, Chris. Elements and Compounds. Chicago: Heinemann Library, 2001.

“The Pictorial Periodic Table” (Web site). <http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/periodic.html> (May 22, 2001).

Stwertka, Albert. A Guide to the Elements. New York: Oxford University Press, 1998.

“Visual Elements” (Web site). <http://www.chemsoc.org/viselements/> (May 22, 2001).

KEY TERMS

ACTINIDES:

Those transition metalsthat fill the 5f orbital. Omdat actinium, dat de 5f-baan niet vult, kenmerken vertoont die vergelijkbaar zijn met die van de actiniden, wordt het gewoonlijk tot de actinidenfamilie gerekend.

ALKALI METALEN:

Alle leden, met uitzondering van waterstof, van groep 1 van het periodiek systeem der elementen, met valentie-elektronenconfiguraties van ns 1.

ALKALINE AARDMETALEN:

Groep 2 van het periodiek systeem der elementen, met valentie-elektronenconfiguraties van ns 2.

ELECTRON CLOUD:

Een term die wordt gebruikt om het patroon te beschrijven dat wordt gevormd door orbitalen.

FAMILIEËN VAN ELEMENTEN:

Gerelateerde elementen, waaronder de edelgassen, halogenen, alkalimetalen, aardalkalimetalen, overgangsmetalen, lanthaniden, en actiniden. Daarnaast vormen metalen, niet-metalen en metalloïden losjes gedefinieerde families. Andere familie-aanduidingen, zoals koolstoffamilie, worden soms gebruikt.

GROUND STATE:

Een term die de toestand van een atoom op zijn gewone energieniveau beschrijft.

GROUPS:

Kolommen op het periodiek systeem der elementen. Deze zijn gerangschikt volgens het aantal valentie-elektronen in de buitenste schillen van de atomen voor de vertegenwoordigde elementen.

HALOGENS:

Groep 7 van het periodiek systeem der elementen, met valentie-elektronenconfiguraties van ns 2np 5.

ION:

Een atoom of atomen dat een of meer elektronen heeft verloren of gewonnen, en dus een netto elektrische lading heeft.

LANTHANIDEN:

De overgangsmetalen die de 4f-baan vullen. Omdat lanthaan, dat de 4f-baan niet vult, kenmerken vertoont die vergelijkbaar zijn met die van de lanthaniden, wordt het gewoonlijk beschouwd als onderdeel van de lanthanidenfamilie.

MINAGROEP ELEMENTEN:

De 44 elementen in de groepen 1 tot en met 8 van het periodiek systeem der elementen, waarvan het aantal valentie-elektronen gelijk is aan het groepsnummer. (De enige uitzondering is helium.) De elementen van de hoofdgroep, ook wel representatieve elementen genoemd, omvatten de families van alkalimetalen, aardalkalimetalen, halogenen en edelgassen, alsmede andere metalen, niet-metalen en metalloïden.

METALLOïden:

Elementen die kenmerken vertonen van zowel metalen als niet-metalen. Metalloïden zijn alle vaste stoffen, maar zijn niet glanzend of glimmend, en zij geleiden warmte en elektriciteit matig. De zes metalloïden bevinden zich in een diagonaal gebied tussen de metalen en de niet-metalen aan de rechterkant van het periodiek systeem. Soms wordt astatine bij de metalloïden gerekend, maar in dit boek wordt het behandeld in de context van de familie van de halogenen.

METALEN:

Een verzameling van 87 elementen die talrijke families omvat – alkalimetalen, aardalkalimetalen, overgangsmetalen, lanthaniden en actiniden, alsmede zeven elementen in de groepen 3 tot en met 5. Metalen, die de linkerkant, het midden en een deel van de rechterkant van het periodiek systeem bezetten, zien er glanzend uit en zijn kneedbaar, wat betekent dat zij in verschillende vormen kunnen worden gegoten zonder te breken. Ze zijn uitstekende geleiders van warmte en elektriciteit, en hebben de neiging positieve ionen te vormen door elektronen te verliezen.

NOBLE GASSEN:

Groep 8 van het periodiek systeem der elementen, die alle (met uitzondering van helium) valentie-elektronenconfiguraties hebben van ns 2np 6.

NONMETALEN:

Elementen die er dof uitzien; niet smeedbaar zijn; slecht warmte en elektriciteit geleiden; en de neiging hebben elektronen te winnen om negatieve ionen te vormen. Zij zijn dus in de meeste opzichten het tegendeel van metalen, zoals hun naam betaamt. Behalve waterstof staan de andere 18 niet-metalen rechtsboven in het periodiek systeem, waaronder de edelgassen, halogenen en zeven elementen in de groepen 3 tot en met 6.

ORBITAAL:

Een patroon van waarschijnlijkheden met betrekking tot de positie van een elektron voor een anatoom in een bepaalde energietoestand. Hoe hoger het voornaamste energieniveau, hoe complexer het patroon van orbitalen. De vier typen orbitaalpatronen worden aangeduid als s, p, d en f – elk complexer dan het voorgaande.

PERIODISCHE TAFEL VAN ELEMENTEN:

Een grafiek met de elementen gerangschikt in volgorde van atoomnummer, samen met het chemische symbool en de gemiddelde atoommassa (in atoommassa-eenheden) voor dat specifieke element.

PERIODEN:

Rijen van het periodiek systeem der elementen. Deze staan voor de opeenvolgende energieniveaus in de atomen van de betrokken elementen.

PRINCIPAAL ENERGIENIVEAU:

Een waarde die de afstand aangeeft die een elektron kan afleggen van de kern van een atoom. Dit wordt aangeduid met een geheel getal, beginnend bij 1 en oplopend naar boven. Hoe hoger het voornaamste energieniveau, hoe groter de energie in het atoom, en hoe complexer het patroon van de banen.

REPRESENTATIEVE ELEMENTEN:

Zie de elementen van de hoofdgroep.

TRANSITIE METALEN:

Een groep van 40 elementen, die in de Noord-Amerikaanse versie van het periodiek systeem geen groepsnummer hebben gekregen. Dit zijn de enige elementen die de d-banen vullen.

VALEN ELECTRONEN:

Elektronen die de hoogste energieniveaus in een anatoom bezetten. Dit zijn de elektronen die betrokken zijn bij chemische bindingen.