Chapter 6 Notes

1

CHAPTER 6The Periodic 

Table

6.1 Organizing the Elements• Mendeleev: listed the elements in order of increasing 

atomic mass and in vertical columns according to their properties.

• Left blank spaces for undiscovered elements• Predicted the properties of undisovered elements.

• Henry Moseley: determined nuclear charge (atomic number)

• Arranged the periodic table by order of atomic number

Significance of Subatomic Particles

Protons: Define each atomElectrons: Determines the properties of atomsNeutrons: only alters the mass of an atom

Periodic Organization• 7 horizontal rows: periods Periods correspond to the principal energy level of atoms  (Principal = Outer)

• Vertical columns: families/groups Corresponds to the number of outer energy level electrons

Chapter 6 Notes

2

The Periodic LawWhen the elements are arranged in order of increasing atomic number, there is a periodic pattern in their physical and chemical properties

• Metals: good conductors of heat and electric current

• Nonmetals: poor conductors of heat and electric current

• Metalloids: properties of both. It depends on the conditions

3 Classes of Elements

• About 80% of periodic table.• High sheen and can reflect light.• Most are ductile (make wires)• Most are malleable and can be 

made into thin sheets.

Metals

(Malleable = Bend)

NonMetals• Most are gases at room temperature.• Bromine is a red liquid• Solid nonmetals are brittle.• Have a large variation of properties

Chapter 6 Notes

3

• 1A: Alkali metals• 2A: Alkaline earth metals • 7A: Halogens• 8A: Noble Gases

6.2  Classifying the Elements

Configurations of the Groups Valence Electrons

• Electrons in “s” and “p” orbitals of outer energy level only.

• Show a pattern in the group.• Increase across a period.

• s1=1 Valence electron• Very reactive• Rarely found alone (always bonding)

Alkali Metals Group 1A

• Found in the crust of the earth.

Alkaline Earth MetalsGroup 2A

s2 = 2 valence electrons

Chapter 6 Notes

4

ELECTRON CONFIGURATIONS IN GROUPS

• There is a relationship between electron configuration of an element and its placement on the periodic table

Blocks of Periodic Table

• Can bond with almost any nonmetal because it is willing to give up many electrons.

Transition Metals

d block

Group B • s, p, d, f blocks• The location of elements within these blocks corresponds to the number of electrons in the outermost energy level

Halogens (7A)

F: 1s22s22p5

Cl: 1s22s22p63s23p5

Group (6A)

O: 1s22s2 2p4

S: 1s22s22p63s2 3p4

Chapter 6 Notes

5

Alkali Metals (1A)Na: 1s22s22p63s1 (No 3p)

K: 1s22s22p63s23p64s1(No 4p)

Alkali Earth Metals (2A)Mg: 1s22s22p63s2 (No 3p)

Ca: 1s22s22p63s23p64s2 (No 4p)

Noble Gases

• Outermost “s” and “p” sublevels are completely filled (Inactive)

• Filled outer levels make atoms stable and inactive.

Group 8A

s2p6 = 8 valence electrons

Valence Electrons• Electrons in the last energy level 

of an atom.• Include electrons in “s” and “p” 

orbitals only.• Show a pattern in the group.• Increase across a period.

Representative Elements

• Outermost “s” or “p” sublevels are only partially filled (Group A elements)

• Represents elements from metals to nonmetals.

• Reactive Elements• 8A not representative elements

1A-7A• For any representative element, the group number is equal to the number of valence electrons.

• Groups 1A – 7A.

Chapter 6 Notes

6

1A: s1 = 1 valence electrons2A: s2 = 2 valence electrons3A: s2p1 = 3 valence electrons4A: s2p2 = 4 valence electrons5A: s2p3 = 5 valence electrons6A: s2p4 = 6 valence electrons7A: s2p5 = 7 valence electrons8A: s2p6 = 8 valence electrons

1A  8A 3A  7A 6A 5A 4A 2A 

Group B Elements

Transition Metals: (Group B)  

• outermost “s” sublevel and the nearby “d” sublevel contain electrons

• All transition metals usually have the same number of valence electrons.

Group B = Valence Electrons Do NOT determine properties

1A  8A 3A  7A 6A 5A 4A 2A 

Group B Elements

Sc: [Ar] 4s2 3d1Fe: [Ar] 4s2 3d6Zr: [Kr] 5s2 4d2

• 2 valence electrons• Their properties are determined by the 

electrons in the “d” sublevel.

Transition MetalsInner Transition metals

 outermost “s” sublevel and the nearby “f” sublevel generally contain electrons

Chapter 6 Notes

7

Movement of Electrons1A: 1 lost easily2A: 2  lost easily3A: 3 lost easily5A: 3 gained6A: 2 gained7A: 1 gained

Why do atoms form ions?

Representative elements form ions to attain the electron configuration of a noble gas.

Why do atoms form ions?

Remember, as long as the proton numbers stays the same, the atom does not change.  The electron number can change to attain the electron configuration of a noble gas.

P = 10N = 10 P = 11N = 12

Neon vs. Sodium

1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p6 3s1

P = 10N = 10

P = 7N = 7

Neon vs. Nitrogen

1s2 2s2 2p6 1s2 2s2 2p3

Ions for the groups Group 1A:

Group 2A:

Group 3A:

Group 5A:

Group 6A:

Group 7A:

Chapter 6 Notes

8

Charges of Atoms1A: 1+2A: 2+3A: 3+5A: 36A: 27A: 1

BEFORE

• Na: 1s2 2s2 2p6 3s1• (Will lose 1 electron)

• B: 1s2 2s2 2p1• (Will lose 3 electrons)

• P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3• (Will gain 3 electrons)

• F: 1s2 2s2 2p5• (Will gain 1 electron)

AFTER

• Na: 1s2 2s2 2p6• ( Electron Configuration of Neon, Na +)

• B: 1s2• ( Electron Configuration of helium, B 3+)

• P: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6• ( Electron Configuration of Argon, P 3)

• F: 1s2 2s2 2p6• ( Electron Configuration of Neon, F )

Li

Cl

F

# valence    Gain or Lose    # electrons Noble Gas Charge

electrons    electrons?   gained/lost

6.3  PERIODIC TRENDS • The properties of all atoms follow trends.  These trends can be easily understood by using the periodic table.

• Trends go according to groups and periods.

Nuclear Charge• Proton Number• Increases as atomic number increases. (Protons increase!)

• As proton number increases, the overall positive charge of the nucleus increases.

Chapter 6 Notes

9

1A  8A 3A  7A 6A 5A 4A 2A 

Group B Elements

Shielding Electrons• Electrons between the nucleus and the valence electrons.• They shield the valence electrons from the force of the nucleus.

• Na: 10• S: 10• Li: 2• N: 2

Shielding Electrons

Shielding Electrons• Total Electrons – Valence Electrons• Sodium:• Total Electrons = 11• Valence Electrons = 1• Shielding Electrons = 10

• Sulfur:• Total Electrons = 16• Valence Electrons = 6• Shielding Electrons = 10

SE = ____________

ENC = Total  Shielding

SE = ____________

ENC = Total  Shielding

Shielding Electrons• Total Electrons – Valence ElectronsAluminum:• Total Electrons = 13• Valence Electrons = 3• Shielding Electrons = 10Nitrogen:• Total Electrons = 7• Valence Electrons = 5• Shielding Electrons = 2

SE = ____________

ENC = Total  Shielding

SE = ____________

ENC = Total  Shielding

Na11 Protons

2 e8 e1 e

P = 10N = 10

1s2 2s2 2p6 Total Electrons- Valence Electrons

Shielding Electrons

ENC=

Chapter 6 Notes

10

P = 11N = 12

1s2 2s2 2p6 3s1 Total Electrons- Valence Electrons

Shielding Electrons

ENC=

P = 15N = 16

1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Total Electrons- Valence Electrons

Shielding Electrons

ENC=

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3

Potassium

Total Electrons =

Valence Electrons =

Shielding Electrons=

ENC =

Arsenic 

Total Electrons   =

Valence Eelctrons   =

Shielding Electrons =

ENC =

Shielding Effect• The further an energy level is from  the nucleus, the more it is shielded from the attraction to the nucleus.• The outer energy level is shielded by the inner energy levels.• Atoms with more energy levels are larger.

Effective Nuclear Charge• Nuclear Charge  Shielding Electrons• The nuclear charge that the valence 

electrons actually feel.

• As the effective nuclear charge increases, the size of the atom decreases because the nucleus has more pulling power on the outer energy level of the atom.

Effective Nuclear ChargeFluorine Atom:• 9 protons & 9 electrons• Valence electrons: 7• Shielding electrons: 2• Effective Nuclear Charge = +7

Nuclear Charge (9)  Shielding Electrons (2)

Chapter 6 Notes

11

Effective Nuclear ChargeCarbon Atom:• 6 protons & 6 electrons• Valence electrons: 4• Shielding electrons: 2• Effective Nuclear Charge = +4

Nuclear Charge (6)  Shielding Electrons (2)

+7

Nuclear Charge:______

Total Electrons:______

Valence Electrons: _____

Shielding Electrons:_____

ENC:______

+1

+1

+1

+1

+1

+5+2+1

+1

+3 +4 +6

+6

+6

+6

+6

ENC vs. Energy Level

+7 +8

+7

+7

+7

+7

+5

+5

+5

+8+4+2 +3

+2

+2

+2

+2

+3

+3

+3

+4

+4

+4

+8

+8

+8

+5

1

7

6

54

32

Large atoms have more shielding electrons and are further away from nucleus. So, there is less pull on the valence electrons of a large atom than a small atom.

What if 2 atoms have the same ENC? Effective Nuclear Charge

• ENC = # Valence Electrons• The greater the ENC, the more the nucleus pulls on the outer energy level.

Chapter 6 Notes

12

Atomic Size/Radius• Radius of an atom cannot be measured directly because you cannot see the outer electrons to measure the radius. 

• Measured in picometers (1012)

Measuring Atoms• Half the distance between the nuclei of two like atoms is the atomic radius

Measure from nucleus to nucleus

and take half

ENC+3

ENC+7

Aluminum vs. Chlorine(Outer Energy Level Only)

Both atoms have 3 energy

levels, but chlorine's outer level

shrinks due to the high ENC.

Atomic Size/Radius (cont.)• Increases to the left and down.• More energy levels increases the size of the atom.

• Large ENC makes a small atom because there is more pull on outer energy level.

Atomic Size/Radius (cont.)• Atoms with more energy levels are 

larger, regardless of ENC.• For example...Iodine vs. Lithium

Iodine Lithium

ENC = +7

5 energy levels

ENC = +1

2 energy levels

Chapter 6 Notes

13

Atomic Size/Radius (cont.)

• High ENC atoms shrink because the the outer level is pulled very close to the nucleus.

• Low ENC atoms are large because the  nucleus has little pulling power on the  outer energy level.

Comparing 2 atoms in the same period

Group Trends• Atomic size generally increases as you move down a group of the periodic table

• Shielding increases for outer levels because there are more inner energy levels.

(More energy levels)

Periodic Trends• Atomic size decreases as you move from left to right across a period because the proton number increases.

• Shielding is constant because atoms do not gain energy levels across a period.

(ENC increase)

IONSAn ion is an atom or group of atoms that has a positive or negative charge

CATION: Positive Ions (Mg 2+)• Lost one or more electrons

ANION: Negative Ions (S 2)Gained one or more electrons

Magnesium

1s2 2s2 2p6 3s2 

Will lose 2 electrons.

Mg 2+

Atom shrinks

Protons vs. Electrons

12vs.10

Sulfur

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Will gain 2 electrons.

S 2

Atom expands

Protons vs. Electrons

16vs.18

TRENDS IN IONIC SIZE• Cations are always smaller  than their neutral form• They can lose an energy level which decreases shielding.• Electrons lose the “tug of war” with the protons.

• This is because the loss of outer shell electrons results in increased attraction by the nucleus for the fewer remaining electrons.

• Cations decrease across period

Chapter 6 Notes

14

TRENDS IN IONIC SIZE

• Anions are always larger than the atoms from which they are formed.

• Electrons win the “tug of war” with the protons because the effective nuclear attraction for the 

nucleus  is less when the number of electrons increases 

• Anions decrease across period

ANIONS• Larger than neutral version.• Negatively Charged• Gain Electrons• Nonmetals

More they gain,bigger they get.

CATIONS• Smaller than neutral version.• Positively Charged• Lose Electrons• Metals More they lose,

smaller they get.

Which is a smaller ion?Boron: 1s2 2s2 2p1

Aluminum:1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Which is larger?Oxygen: 1s2 2s2 2p4

Oxygen Ion:1s2 2s2 2p6

Ionic ChargesNoble Gas Element Charge

He: 1s2  Ca:  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

Ne:  1s2 2s2 2p6 N: 1s2 2s2 2p3 

Ar:  1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

Kr: [Ar] 4s2 4p6  S:  1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

   TRENDS IN IONIZATION ENERGY• The energy that is required to overcome the 

attraction of the nuclear charge and remove an electron from an atom.

Weak Pull =

Strong Pull =

Low ENC =

High ENC =

Low IE

High IE

Chapter 6 Notes

15

Ionization Energy(cont.)• Increases right and up.• Hard to remove electrons from atoms with outer energy level close to nucleus.

• Hard to remove electrons when the ENC is large.

1st IONIZATION ENERGY• The energy required to remove the first 

electron from an atom.• Depends on how many electrons exist in 

the outer energy level. • See table 6.1 on page 173.

   TRENDS IN IONIZATION ENERGY3 Things determine whether electrons can be removed...

1. ENC (effective nuclear charge)2. The number of energy levels3. The Tug of War after electrons have been removed

1st, 2nd, & 3rd Ionization Energy

Na:  1s2 2s2 2p6 3s1    Remove 1         Remove 2        Remove 3

Mg: 1s2 2s2 2p6 3s2   Remove 1        Remove 2         Remove 3

Al: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1   Remove 1       Remove 2         Remove 3

2nd IONIZATION ENERGYEnergy required to remove the second electron from an atom.

Depends on how many electrons exist in the outer energy level. 

Chapter 6 Notes

16

2nd IONIZATION ENERGY

It always requires more energy to remove the second electron than it does to remove the first.

 Element First Second Third Fourth Fifth Sixth Seventh

Na 496 4,560

Mg 738 1,450 7,730

Al 577 1,816 2,881 11,600

P 1,060 1,890 2,905 4,950 6,270 21,200

S 999.6 2,260 3,375 4,565 6,950 8,490 27,107

Cl 1,256 2,295 3,850 5,160 6,560 9,360 11,000

Ar 1,520 2,665 3,945 5,770 7,230 8,780 12,000

Group Trends• Ionization energy decreases 

as you move down a group• Li > Na > K

Periodic Trends• Ionization energy generally increases as you move from left to right across a period due to the number of protons increasing.

   TRENDS IN ELECTRONEGATIVITY

• The electronegativity of an element is the tendency for the atoms of the element to attract electrons when they are chemically combined with another element

http://green-planet-solar-energy.com/support-files/pt-elecneg-download.pdf

Chapter 6 Notes

17

Electronegativity.(cont.)• Increases right and up.• Closer outer energy levels attracts electrons more.

• Larger ENC attracts electrons more easily because the pull from the nucleus is greater.

• Each element is assigned an electronegativity value

• As you move across the periodic table the electronegativity increases

• Electronegativity decreases as you move down a group

Period

Density

% Error = ____________________ x 100Predicted  AcceptedAccepted

Group 7ADensities

F: 1.7Br: 3.12At: 9.87

Cl = 3.2

2 Factors determine most trends1. ENC• Size• Electronegativity• Ionization Energy2. Principal Energy Level• Size• Shielding Electrons• Attraction of valence electrons to the nucleus

+1 Weak Pull

+7 Strong Pull

(Periodic Trends)

(Group Trends)

+1  +6 Metal NonMetal

Which atom will attract the free electron?

Which has the higher electron affinity?

Chapter 6 Notes

18

Know these 7 Trends• ENC• Nuclear Charge• Atomic Size (Atomic Radii)• Shielding Electrons• Ionization Energy• Electronegativity• Ionic Size

What makes an atom large?

1.

2.

What makes an atom small?

1.

2.

What gives an atom a strong ENC?

1.

2.

What gives an atom a weak ENC?

1.

2.

What give an atom High Electronegativity?

1.

2.

What gives an atom Low Electronegativity?

1.

2.

Which atoms have High Ionization Energy?

1.

2.

Which atoms have Low Ionization Energy?

1.

2.

Possible Matching TermsElectronegativityNuclear ChargeTransition MetalsInner Transition MetalsEffective Nuclear ChargeIonization EnergyShielding ElectronsAlkali MetalsAlkali Earth MetalsPeriodic LawAtomic SizeCationAnion

PeriodGroupValence ElectronsNoble GasesHalogensMendeleevp blockd blocks blockf blockGroup TrendMoselyPeriodic Trend

• Summary of all trends is on Page 178.

• You must memorize all trends for the test!

Attachments

key_Configurations of the Groups.pdf

Name ___________________________________________ Hour ______

Configuration of the Groups

For each element, put the last energy level, sublevel, and number of electrons for that element on the periodic table.

You must do the electron configurations on the back before completing the front! (You may use abbreviated method!)

H

1s1

He

1s2

Li

2s1

Be

2s2

B

2p1

C

2p2

N

2p3

O

2p4

F

2p5

Ne

2p6

Na

3s1

Mg

3s2

Al

3p1

Si

3p2

P

3p3

S

3p4

Cl

3p5

Ar

3p6

K

4s1

Ca

4s2

Sc

3d1

Ti

3d2

V

3d3

Cr

3d4

Mn

3d5

Fe

3d6

Co

3d7

Ni

3d8

Cu

3d9

Zn

3d10

Ga

4p1

Ge

4p2

As

4p3

Se

4p4

Br

4p5

Kr

4p6

1. Look at the information you have put in each block. What are the similarities of the elements in each column? Explain your answer.

2. Look at the information you have put in each block. What are the similarities of the elements in each row? What does this mean?

Example:

Be

2s2

Answer Key

SMART Notebook

Page 1Page 2Page 3Page 4Page 5Page 6Page 7Page 8Page 9Page 10Page 11Page 12Page 13Page 14Page 15Page 16Page 17Page 18Attachments Page 1