Періодична система елементів Менделєєва. Будова атома.
ПЕРІОДИЧНА СИСТЕМА ЕЛЕМЕНТІВ МЕНДЕЛЄЄВА - класифікація хім. елементів, створена русявий. вченим Д. І. Менделєєвим на основі відкритого ним (1869) періодич. закону.
Совр. формулювання періодич. закону: св-ва елементів (які у простих в-вах і сполуках) перебувають у периодич. залежність від заряду ядер їх атомів.
Заряд атомного ядра Z дорівнює атомному (порядковому) номеру хім. елемента П. с. е. М. Якщо розмістити всі елементи в порядку зростання Z. (водень Н, Z = 1; гелій Не, Z = 2; літій Li, Z == 3; берилій Be, Z = 4 і т. д.), то вони утворюють 7періодів. У кожному з цих періодів спостерігається закономірна зміна св-в елементів, від першого елемента періоду (лужного металу) до останнього ( благородного газу). Перший період містить 2 елементи, 2-й та 3-й – по 8 елементів, 4-й та 5-й – по 18, 6-й – 32. У 7-му періоді відомо 19 елементів. 2-й та 3-й періоди прийнято називати малими, всі наступні – великими. Якщо розташувати періоди як горизонтальних рядів, то получ. таблиці виявляться 8 вертик. стовпців; це групи елементів, аналогічних за своїми св-вам.
Св-ва елементів усередині груп також закономірно змінюються залежно від збільшення Z. Напр., групи Li - Na - До - Rb - Cs - Fr зростає хімічний. активність металу, посилюється осн. характер оксидів та гідроксидів.
З теорії будови атома випливає, що періодичність св-в елементів зумовлена законами формування електронних оболонок навколо ядра. У міру збільшення Z елемента відбувається ускладнення атома - зростає кількість електронів, що оточують ядро, і настає момент, коли закінчується заповнення однієї електронної оболонки і починається формування наступної зовнішньої. У системі Менделєєва і збігається з початком нового періоду. Елементи з 1, 2, 3 і т. д. електронами в новій оболонці схожі по св-вам на ті елементи, які теж мали 1, 2, 3 і т. д. зовнішніх електрона, хоча число їх внутр. електронних оболонок було на одну (або на дек.) менше: Na схожий на Li (один зовніш. електрон), Mg - на Be (2 зовніш. електрона); А1 - на (3 внеш. електрона) і т. д. З положенням елемента в П. с. е. М. пов'язані його хім. та багато інших. фіз. св-ва.
Запропоновано безліч (бл. 1000) варіантів графіч. зображення П. с. е. М. Найбільш поширені 2 варіанти П. с. е. М. - коротка та довга таблиці; к.-л. принципової відмінностіміж ними немає. Додаток містить один з варіантів короткої таблиці. У таблиці номери періодів наведені у першій колонці (позначені арабськими цифрами 1 – 7). Номери груп позначені зверху римськими цифрами І – VIII. Кожна група поділяється на дві підгрупи – а і б. Сукупність елементів, очолюваних елементами малих періодів, іноді зв. головними підгруп а-м і (Li очолює підгрупу лужних металів. F - галогенів, Не - інертних газів тощо). І тут інші підгрупи елементів великих періодів зв. побічними.
Елементи з Z = 58 - 71 завдяки особливій близькості будови їх атомів та подібності їх хім. св-в складають сімейство лантаноїдів, що входить в III групу, але для зручності, що міститься внизу таблиці. Елементи з Z = 90 - 103 з тих самих причин часто виділяють у сімейство актиноїдів. За ними слідують елемент із Z = 104 - курчатовий та елемент із Z = 105 (див. Нільсборій). У липні 1974 р. сов. фізики повідомили про відкриття елемента з Z = 106, а січні. 1976 - елемента з Z = 107. Пізніше синтезовані елементи з Z = 108 та 109. Ниж. кордон П. с. е. М. відома - вона задана воднем, тому що не може бути елемента із зарядом ядра менше одиниці. Питання ж про те, якою є верхня межа П. с. е. М., тобто до якого граничного значення може дійти мистецтв. синтез елементів, залишається невирішеним. (Важкі ядра нестійкі, тому америцій з Z = 95 і наступні елементи не виявляють у природі, а отримують у ядерних реакціях; проте в області більш далеких трансуранових елементів очікується поява т.з. островів стійкості, зокрема для Z = 114.) У мистецтв. синтез нових елементів періодич. закон та П. с. е. М. грають першорядну роль. Закон і система Менделєєва належать до найважливіших узагальнень природознавства, лежать в основі суч. вчення про будову в-ва.
Електронна будова атома.
У цьому та наступному параграфах розповідається про моделі електронної оболонки атома. Важливо розуміти, що мова йдесаме про моделях. Реальні атоми, звичайно, складніші і ми поки що знаємо про них далеко не всі. Однак сучасна теоретична модель електронної будовиатома дозволяє успішно пояснити і навіть передбачити багато властивостей хімічних елементівтому широко використовується в природничих науках.
Спочатку розглянемо докладніше " планетарну " модель, яку запропонував М. Бор (рис. 2-3 в).
Мал. 2-3 ст. "Планетарна" модель Бора.
Датський фізик Н. Бор у 1913 році запропонував модель атома, в якій електрони-частинки обертаються навколо ядра атома приблизно так, як планети обертаються навколо Сонця. Бор припустив, що електрони в атомі можуть стійко існувати тільки на орбітах, віддалених від ядра на певні відстані. Ці орбіти він назвав стаціонарними. Поза стаціонарних орбітелектрон існувати неспроможна. Чому це так, Бор на той час пояснити не міг. Але він показав, що така модель дозволяє пояснити багато експериментальних фактів (докладніше про це розповідається в параграфі 2.7).
Електронні орбіти моделі Бора позначаються цілими числами 1, 2, 3, … nпочинаючи від найближчого до ядра. Надалі ми називатимемо такі орбіти. рівнями. Для опису електронної будови атома водню достатньо лише рівнів. Але в складніших атомах, як з'ясувалося, рівні складаються з близьких по енергії підрівнів. Наприклад, 2-й рівень складається з двох підрівнів (2s та 2p). Третій рівень складається з 3-х підрівнів (3s, 3p та 3d), як показано на рис. 2-6. Четвертий рівень (він не помістився на малюнку) складається з підрівнів 4s, 4p, 4d, 4f. У параграфі 2.7 ми розповімо, звідки взялися саме такі назви підрівнів і про фізичних дослідів, які дозволили "побачити" електронні рівні та підрівні в атомах.
Мал. 2-6. Модель Бору для атомів складніших, ніж атом водню. Малюнок зроблений не в масштабі - насправді підрівні одного рівня знаходяться набагато ближче другдо друга.
В електронній оболонці будь-якого атома рівно стільки електронів, скільки протонів у його ядрі, тому атом загалом електронейтральний. Електрони в атомі заселяють найближчі до ядра рівні та підрівні, тому що в цьому випадку їхня енергія менша, ніж якби вони заселяли більш віддалені рівні. На кожному рівні та підрівні може міститися лише певна кількість електронів.
Підрівні, у свою чергу, складаються з однакових по енергії орбіталей(На рис. 2-6 вони не показані). Образно кажучи, якщо електронну хмару атома порівняти з містом чи вулицею, де "живуть" усі електрони даного атома, то рівень можна порівняти з будинком, підрівень - із квартирою, а орбіталь - із кімнатою для електронів. Усі орбіталі якогось підрівня мають однакову енергію. На s-підрівні лише одна "кімната"-орбіталь. На p-підрівні 3 орбіталі, на d-підрівні 5, а на f-підрівні - цілих 7 орбіталей. У кожній "кімнаті"-орбіталі можуть "жити" один або два електрони. Заборона електронам знаходитись більш ніж по двоє на одній орбіталі називають забороною Паулі- на ім'я вченого, який з'ясував цю важливу особливістьбудови атома. Кожен електрон в атомі має свою "адресу", яка записується набором чотирьох чисел, званих "квантовими". Про квантові числа буде докладно розказано в параграфі 2.7. Тут ми згадаємо лише про головне квантове число n(див. рис. 2-6), яке в "адресі" електрона вказує номер рівня, на якому цей електрон існує.
©2015-2019 сайт
Усі права належати їх авторам. Цей сайт не претендує на авторства, а надає безкоштовне використання.
Дата створення сторінки: 2016-08-20
Розгляньмо, як побудований атом. Враховуйте, що мова вестиметься виключно про моделі. Насправді атоми є набагато більше складну структуру. Але завдяки сучасним розробкамми маємо можливість пояснювати і навіть успішно передбачати властивості (нехай навіть не всі). Отже, якою є схема будови атома? З чого він «зроблений»?
Планетарна модель атома
Вперше була запропонована датським фізиком Н. Бором у 1913 році. Це перша теорія будови атома, заснована на наукових фактах. До того ж, вона поклала основу сучасної тематичної термінології. У ній електрони-частки виробляють обертальні рухинавколо атома за таким самим принципом, як планети навколо Сонця. Бор висловив припущення, що вони можуть існувати виключно на орбітах, що знаходяться на певній відстані від ядра. Чому саме так, учений з позиції науки не зміг пояснити, але така модель підтверджувалася багатьма експериментами. Для позначення орбіт використовувалися цілі числа, починаючи з одиниці, якою нумерувалася, найближча до ядра. Усі ці орбіти також називають рівнями. Атом водню має лише один рівень, на якому обертається один електрон. Але складні атомимають ще рівні. Вони поділяються на складові, які поєднують близькі за енергетичним потенціалом електрони. Так, другий вже має два підрівні - 2s та 2р. Третій має вже три - 3s, 3р та 3d. І так далі. Спочатку «заселяються» ближчі до ядра підрівні, а потім далекі. На кожному з них може бути розміщена лише певна кількість електронів. Але це ще не кінець. Кожен підрівень поділяється на орбіталі. Давайте проведемо порівняння із звичайним життям. Електронну хмару атома можна порівняти з містом. Рівні – це вулиці. Підрівень - приватний будинокчи квартира. Орбіталь – кімната. У кожній із них «проживає» один або два електрони. Усі вони мають конкретні адреси. Ось такою була перша схема будови атома. А насамкінець про адреси електронів: вони визначаються наборами чисел, які називають «квантовими».
Хвильова модель атома
Але згодом планетарна модель піддалася перегляду. Було запропоновано другу теорію будови атома. Вона досконаліша і дозволяє пояснити результати практичних експериментів. На зміну першою прийшла хвильова модель атома, яку запропонує Е. Шредінгер. Тоді вже було встановлено, що електрон може проявляти себе не тільки як частинка, але і як хвиля. А що зробив Шредінгер? Він застосував рівняння, що описує рух хвилі. Таким чином можна знайти не траєкторію руху електрона в атомі, а ймовірність його виявлення в певній точці. Об'єднує обидві теорії те, що елементарні частки перебувають у конкретних рівнях, підрівнях та орбіталях. На цьому подібність моделей закінчується. Наведу один приклад - у хвильової теоріїОрбіталлю називається область, де можна буде знайти електрон з ймовірністю 95%. На решту простору припадає 5%.Але в кінцевому підсумку вийшло, що особливості будови атомів зображуються з використання хвильової моделі, при тому, що використовується термінологія, використовується загальна.
Поняття ймовірності у разі
Чому було використано цей термін? Гейзенбергом у 1927 р. було сформульовано принцип невизначеності, який зараз використовується, щоб описувати рух мікрочастинок. Він заснований на їх фундаментальній відмінності від звичайних фізичних тіл. У чому полягає? Класична механікапередбачала, що людина може спостерігати явища, не впливаючи на них (спостереження за небесними тілами). На основі отриманих даних можна розрахувати, де об'єкт буде у певний момент часу. Але в мікросвіті справи необхідно по-іншому. Так, наприклад, спостерігати за електроном, не впливаючи на нього, зараз не представляється можливим з огляду на те, що енергії інструменту та частки непорівнянні. Це призводить до того, що змінюється його розташування елементарної частинки, стан, напрямок, швидкість руху та інші параметри. І безглуздо говорити про точні характеристики. Сам принцип невизначеності свідчить, що неможливо обчислити точну траєкторію польоту електрона навколо ядра. Можна лише вказати ймовірність знаходження частки у певній ділянці простору. Таку особливість має будова атомів хімічних елементів. Але це слід враховувати виключно вченим у практичних експериментах.
Склад атома
Але сконцентруємося на всьому об'єкті розгляду. Отже, крім добре розглянутої електронної оболонки, другою складовою атома є ядро. Воно складається з позитивно заряджених протонів та нейтральних нейтронів. Усі ми знайомі з таблицею Менделєєва. Номер кожного елемента відповідає кількості протонів, що є. Кількість нейтронів дорівнює різниці між масою атома та його кількістю протонів. Можуть бути відхилення від цього правила. Тоді говорять про те, що є ізотоп елемента. Схема будови атома така, що його «оточує» електронна оболонка. зазвичай дорівнює кількості протонів. Маса останнього приблизно в 1840 разів більша, ніж у першого, і приблизно дорівнює вазі нейтрону. Радіус ядра становить близько 1/200 000 діаметра атома. Сам він має сферичну форму. Така, загалом, будова атомів хімічних елементів. Незважаючи на відмінність у масі та властивостях, виглядають вони приблизно однаково.
Орбіти
Говорячи про те, що така схема будови атома, не можна про них промовчати. Отже, є такі види:
- s. Мають сферичну форму.
- p. Є схожими на об'ємні вісімки або веретено.
- d та f. мають складну форму, яка важко описується формальною мовою.
Електрон кожного типу можна з ймовірністю 95% знайти на території відповідної орбіталі. До представленої інформації необхідно ставитися спокійно, оскільки це, скоріше, абстрактна математична модель, ніж фізичний реальний стан справ. Але при всьому цьому вона має гарну передбачувану силу щодо хімічних властивостей атомів і навіть молекул. Що далі від ядра розташований рівень, то більше електронів можна на ньому розмістити. Так, кількість орбіталей можна підрахувати за допомогою спеціальної формули: х2. Тут х дорівнює кількості рівнів. А оскільки на орбіталі можна розмістити до двох електронів, то зрештою формула їх чисельного пошуку буде виглядати наступним чином: 2х 2 .
Орбіти: технічні дані
Якщо говорити про будову атома фтору, він матиме три орбіталі. Усі вони будуть заповнені. Енергія орбіталей у межах одного підрівня однакова. Щоб позначити їх, додають номер шару: 2s, 4p, 6d. Повертаємось до розмови про будову атома фтору. У нього буде два s-і один p-підрівень. Має дев'ять протонів і стільки ж електронів. Спочатку один s-рівень. Це два електрони. Потім другий s-рівень. Ще два електрони. І 5 заповнюють p-рівень. Ось така в нього будівля. Після прочитання наступного підзаголовка можна власноруч зробити необхідні діїі переконатися у цьому. Якщо говорити про яких належить і фтор, слід відзначити, що вони, хоча й у групі, повністю різняться за своїми характеристикам. Так, їхня температура кипіння коливається від -188 до 309 градусів Цельсія. То чому їх об'єднали? Все завдяки хімічним властивостям. Всі галогени, а найбільшою мірою фтор мають високу окисну здатність. Вони реагують з металами і без проблем можуть самостійно спалахувати при кімнатній температурі.
Як заповнюються орбіти?
За якими правилами та принципами розташовуються електрони? Пропонуємо ознайомитися з трьома основними, формулювання яких було спрощено для кращого розуміння:
- Принцип найменшої енергії. Електронам властиво заповнювати орбіталі у порядку збільшення їхньої енергії.
- Принцип Паулі На одній орбіталі не може бути більше двох електронів.
- Правило Хунда. У межах одного підрівня електрони заповнюють спочатку вільні орбіталі, і потім утворюють пари.
У справі заповнення допоможе і будова атома у разі стане більш зрозумілим у плані зображення. Тому при практичної роботиз побудовою схем елементів, потрібно тримати її під рукою.
приклад
Для того, щоб узагальнити все сказане в рамках статті, можна скласти зразок, як же розподіляються електрони атома за своїми рівнями, підрівнями та орбіталями (тобто, якою є конфігурація рівнів). Він може бути зображений як формула, енергетична діаграма або схема шарів. Тут є дуже хороші ілюстрації, які при уважному розгляді допомагають зрозуміти структуру атома. Так спочатку спочатку заповнюється перший рівень. У ньому є лише один підрівень, у якому лише одна орбіталь. Усі рівні заповнюються послідовно, починаючи з меншого. Спочатку в рамках одного підрівня по одному електрону розміщується на кожній орбіталі. Потім утворюються пари. І за наявності вільних відбувається перемикання на інший суб'єкт заповнення. А тепер можна самостійно дізнатися, якою є будова атома азоту або фтору (який розглядався раніше). Спочатку може бути трохи складно, але можна орієнтуватися на картинки. Давайте для ясності розглянемо будову атома азоту. Він має 7 протонів (разом з нейтронами, що складають ядро) і стільки ж електронів (які складають електронну оболонку). Спочатку заповнюється перший s-рівень. На ньому 2 електрони. Потім іде другий s-рівень. На ній теж 2 електрони. І три інших розміщуються на p-рівні, де кожен із них займає по одній орбіталі.
Висновок
Як бачите, будова атома – не така складна тема(якщо підходити до неї з позиції шкільного курсухімії, звісно). І зрозуміти цю темуне складає труднощів. Насамкінець хочеться повідомити про деякі особливості. Наприклад, говорячи про будову атома кисню, ми знаємо, що він має вісім протонів і 8-10 нейтронів. І оскільки все в природі прагне рівноваги, два атоми кисню утворюють молекулу, де два непарні електрони утворюють ковалентний зв'язок. Подібним чином утворюється інша стійка молекула кисню - озон (O 3 ). Знаючи будову атома кисню, можна правильно складати формули окисних реакцій, у яких бере участь найпоширеніша Землі речовина.
Записується як так званих електронних формул. В електронних формулах літерами s, p, d, f позначаються енергетичні рівні електронів; цифри попереду літер означають енергетичний рівень, у якому перебуває даний електрон, а індекс зверху праворуч - число електронів цьому подуровне. Щоб скласти електронну формулу атома будь-якого елемента, достатньо знати номер даного елемента в періодичній системі та виконати основні положення, яким підпорядковується розподілення електронів в атомі.
Структура електронної оболонки атома може бути зображена і у вигляді схеми розміщення електронів з енергетичних осередків.
Для атомів заліза така схема має такий вигляд:
На цій схемі видно виконання правила Гунда . На Зd-підрівні максимальна кількість, осередків (чотири) заповнено неспареними електронами. Зображення структури електронної оболонки в атомі як електронних формул і як схем наочно не відбиває хвильових властивостей електрона.
Формулювання періодичного закону у редакціїД.А. Менделєєва : властивості простих тіл, а так само форми та властивості сполук елементів знаходяться в періодичній залежності величини атомних вагелементів.
Сучасне формулювання Періодичного закону : властивості елементів, і навіть форми та властивості їх сполук перебувають у періодичної залежність від величини заряду ядра їх атомів.
Таким чином, позитивний зарядядра (а не атомна маса) виявився більш точним аргументом, від якого залежать властивості елементів та їх сполук
Валентність- це число хімічних зв'язків, яким один атом пов'язаний із іншим.
Валентні можливостіатоми визначаються числом неспарених електронів та наявністю на зовнішньому рівні вільних атомних орбіталей. Будова зовнішніх енергетичних рівніватомів хімічних елементів і визначає переважно властивості їх атомів. Тому ці рівні називаються валентними. Електрони цих рівнів, інколи ж і зовнішніх рівнів можуть брати участь у освіті хімічних зв'язків. Такі електрони також називають валентними.
Стехіометрична валентністьхімічного елемента - це число еквівалентів, яке може до себе приєднати даний атом, чи число еквівалентів в атомі.
Еквіваленти визначаються за кількістю приєднаних або заміщених атомів водню, тому стехіометрична валентність дорівнює числу атомів водню, з якими взаємодіє даний атом. Але вільно взаємодіють в повному обсязі елементи, і з киснем - майже всі, тому стехиометрическую валентність можна з'ясувати, як подвоєне число приєднаних атомів кисню.
Наприклад, стехіометрична валентність сірки в сірковододі H 2 S дорівнює 2, в оксиді SO 2 - 4 в оксиді SO 3 -6.
При визначенні стехіометричної валентності елемента за формулою бінарної сполуки слід керуватися правилом: сумарна валентність всіх атомів одного елемента повинна дорівнювати сумарній валентності всіх атомів іншого елемента.
Ступінь окисленнятакож характеризує склад речовини та дорівнює стехіометричній валентності зі знаком плюс (для металу або більш електропозитивного елемента в молекулі) або мінус.
1. У простих речовинступінь окислення елементів дорівнює нулю.
2. Ступінь окислення фтору у всіх сполуках дорівнює -1. Інші галогени (хлор, бром, йод) з металами, воднем та іншими більш електропозитивними елементами теж мають ступінь окислення -1, але в сполуках з більш електронегативними елементами вони мають позитивні значенняступенів окиснення.
3. Кисень у сполуках має ступінь окиснення -2; винятком є пероксид водню Н 2 Про 2 та його похідні (Na 2 O 2 , BaO 2 і т.п., в яких кисень має ступінь окиснення -1, а також фторид кисню OF 2 , ступінь окиснення кисню в якому дорівнює +2.
4. Лужні елементи (Li, Na, K та ін.) та елементи головної підгрупиДругої групи Періодичної системи (Be, Mg, Ca та ін) завжди мають ступінь окислення, рівну номеру групи, тобто +1 і +2, відповідно.
5. Усі елементи третьої групи, крім талію мають постійну ступінь окислення, рівну номеру групи, тобто. +3.
6. Вищий ступінь окислення елемента дорівнює номеру групи Періодичної системи, а нижчий - різниці: № групи - 8. Наприклад, найвищий ступіньокиснення азоту (він розташований у п'ятій групі) дорівнює +5 (в азотної кислотита її солях), а нижча дорівнює -3 (в аміаку та солях амонію).
7. Ступені окислення елементів у поєднанні компенсують один одного так, що їх сума для всіх атомів у молекулі або нейтральній формульній одиниці дорівнює нулю, а для іона - його заряду.
Ці правила можна використовувати для визначення невідомого ступеняокислення елемента у поєднанні, якщо відомі ступені окислення інших, і складання формул багатоелементних сполук.
Ступінь окислення (окисне число,) — допоміжна умовна величинадля запису процесів окислення, відновлення та окисно-відновних реакцій.
Концепція ступінь окисленнячасто використовують у неорганічної хіміїзамість поняття валентність. Ступінь окислення атома дорівнює чисельній величині електричного заряду, приписуваного атому у припущенні, що електронні пари, що здійснюють зв'язок, повністю зміщені у бік більш негативних атомів (тобто виходячи з припущення, що з'єднання складається тільки з іонів).
Ступінь окислення відповідає числу електронів, яке слід приєднати до позитивного іону, щоб відновити його до нейтрального атома, або відібрати від негативного іонащоб окислити його до нейтрального атома:
Al 3+ + 3e − → Al
S 2− → S + 2e − (S 2− − 2e − → S)
Властивості елементів, що залежать від будови електронної оболонки атома, змінюються за періодами та групами періодичної системи. Оскільки в ряді елементів-аналогів електронні структурилише подібні, але з тотожні, то за переході від однієї елементи групи до іншого їм спостерігається не просте повторення властивостей, які більш-менш чітко виражене закономірне зміна.
Хімічна природа елемента обумовлена здатністю його атома втрачати чи набувати електрони. Ця здатність кількісно оцінюється величинами енергій іонізації та спорідненості до електрона.
Енергією іонізації (Eі) називається мінімальна кількістьенергії, необхідне для відриву та повного видаленняелектрона з атома у газовій фазі при T = 0
K без передачі звільненому електрону кінетичної енергіїз перетворенням атома на позитивно заряджений іон: Е + Eі = Е + + e-. Енергія іонізації є позитивною величиною і має найменші значення у атомів лужних металів та найбільші у атомів шляхетних (інертних) газів.
Спорідненістю до електрона (Ee) називається енергія, що виділяється або поглинається при приєднанні електрона атома в газовій фазі при T = 0
K з перетворенням атома на негативно заряджений іон без передачі частинці кінетичної енергії:
Е + e- = Е- + Ee.
Максимальну спорідненість до електрона мають галогени, особливо фтор (Ee = -328 кДж/моль).
Величини Eі та Ee виражають у кілоджоулях на моль (кДж/моль) або в електрон-вольтах на атом (еВ).
Здатність пов'язаного атома зміщувати себе електрони хімічних зв'язків, підвищуючи біля себе електронну щільністьназивається електронегативність.
Це поняття в науку запроваджено Л. Полінгом. Електронегативністьпозначається символом і характеризує прагнення даного атома до приєднання електронів при утворенні ним хімічного зв'язку.
По Р. Маликену електронегативність атома оцінюється напівсумою енергій іонізації та спорідненості до електрона вільних атомів = (Ee + Eі)/2
У періодах спостерігається загальна тенденціязростання енергії іонізації та електронегативності зі зростанням заряду ядра атома, у групах ці величини зі збільшенням порядкового номера елемента зменшуються.
Слід наголосити, що елементу не можна приписати постійне значенняелектронегативності, оскільки воно залежить від багатьох факторів, зокрема від валентного стануелемента, типу з'єднання, до якого він входить, числа та виду атомів-сусідів.
Атомні та іонні радіуси. Розміри атомів та іонів визначаються розмірами електронної оболонки. Згідно з квантово-механічними уявленнями електронна оболонка не має строго певних меж. Тому за радіус вільного атома чи іона можна прийняти теоретично розрахована відстань від ядра до положення головного максимуму щільності зовнішніх електронних хмар.Ця відстань називається орбітальним радіусом. Насправді зазвичай використовують значення радіусів атомів і іонів, що у сполуках, обчислені з експериментальних даних. При цьому розрізняють ковалентні та металеві радіуси атомів.
Залежність атомних та іонних радіусів від заряду ядра атома елемента і має періодичний характер.. У періодах у міру збільшення атомного номерарадіуси мають тенденцію до зменшення. Найбільше зменшення притаманно елементів малих періодів, оскільки вони заповнюється зовнішній електронний рівень. У великих періодах сімействах d- і f- елементів це зміна менш різке, оскільки вони заповнення електронів відбувається у передпередньому шарі. У підгрупах радіуси атомів та однотипних іонів загалом збільшуються.
Періодична система елементів є наочний прикладпрояви різного родуперіодичності у властивостях елементів, яка дотримується по горизонталі (у періоді зліва направо), по вертикалі (у групі, наприклад, зверху донизу), діагоналі, тобто. якесь властивість атома посилюється чи зменшується, але періодичність зберігається.
У період зліва направо (→) збільшуються окисні та неметалічні властивості елементів, а відновлювальні та металеві властивості зменшуються. Так, з усіх елементів 3 періоду натрій буде активним металомі самим сильним відновником, а хлор – найсильнішим окислювачем.
Хімічний зв'язок - це взаємне з'єднання атомів у молекулі, або кристалічні грати, внаслідок дії між атомами електричних силтяжіння.
Це взаємодія всіх електронів та всіх ядер, що призводять до утворення стійкої багатоатомної системи (радикал, молекулярний іон, молекула, кристал).
Хімічний зв'язок здійснюється валентними електронами. за сучасним уявленнямхімічний зв'язок має електронну природу, але здійснюється вона по-різному. Тому розрізняють три основні типи хімічного зв'язку: ковалентну, іонну, металеву.Між молекулами виникає водневий зв'язок,і відбуваються вандерваальсові взаємодії.
До основних характеристик хімічного зв'язку належать:
- Довжина зв'язку - це міжядерна відстань між хімічно зв'язаними атомами.
Вона залежить від природи взаємодіючих атомів та від кратності зв'язку. Зі збільшенням кратності довжина зв'язку зменшується, отже, збільшується її міцність;
- кратність зв'язку - визначається числом електронних пар, що зв'язують два атоми. Зі збільшенням кратності енергія зв'язку зростає;
- Кут зв'язку- кут між уявними прямими, що проходять через ядра двох хімічно взаємопов'язаних сусідніх атомів;
Енергія зв'язку Е СВ - це енергія, яка виділяється при утворенні даного зв'язку та витрачається на її розрив, кДж/моль.
Ковалентний зв'язок - Хімічний зв'язок, утворений шляхом усуспільнення пари електронів двома атомами.
Пояснення хімічного зв'язку виникненням спільних електронних пар між атомами лягло в основу спинової теорії валентності, інструментом якої є метод валентних зв'язків (МВС) , відкритий Льюїсом в 1916 р. Для квантово-механічного опису хімічного зв'язку та будови молекул застосовують ще один метод - метод молекулярних орбіталей (ММО) .
Метод валентних зв'язків
Основні принципи утворення хімічного зв'язку з МВС:
1. Хімічний зв'язок утворюється з допомогою валентних (неспарених) електронів.
2. Електрони з антипаралельними спинами, що належать двом різним атомам, стають загальними.
3. Хімічний зв'язок утворюється тільки в тому випадку, якщо при зближенні двох і більше атомів повна енергіясистеми знижується.
4. Основні сили, що діють у молекулі, мають електричне, кулонівське походження.
5. Зв'язок тим міцніший, чим більшою мірою перекриваються електронні хмари, що взаємодіють.
Існує два механізми освіти ковалентного зв'язку:
Обмінний механізм.Зв'язок утворений шляхом узагальнення валентних електронів двох нейтральних атомів. Кожен атом дає по одному неспареним електроном у загальну електронну пару:
Мал. 7. Обмінний механізм утворення ковалентного зв'язку: а- неполярною; б- полярний
Донорно-акцепторний механізм. Один атом (донор) надає електронну пару, а інший атом (акцептор) надає цій парі вільну орбіталь.
З'єднання, освіченіза донорно-акцепторним механізмом, відносяться до комплексним з'єднанням
 |
Мал. 8. Донорно-акцепторний механізм утворення ковалентного зв'язку
Ковалентний зв'язок має певні показники.
Насичуваність - властивість атомів утворювати суворо певна кількістьковалентних зв'язків.Завдяки насичуваності зв'язків молекули мають певний склад.
|
Спрямованість - т . е. зв'язок утворюється у напрямку максимального перекриття електронних хмар . Щодо лінії з'єднуючої центри атомів, що утворюють зв'язок розрізняють: σ і π(рис. 9): σ-зв'язок - утворена перекриттям АТ по лінії з'єднуючої центри атомів, що взаємодіють; π-зв'язок - це зв'язок, що виникає в напрямку осі перпендикулярної до прямої, що з'єднує ядра атома. Спрямованість зв'язку зумовлює просторову структуру молекул, тобто їх геометричну форму. Гібридизація - це зміна форми деяких орбіталей при утворенні ковалентного зв'язку для досягнення ефективнішого перекривання орбіталей.Хімічний зв'язок, утворена за участю електронів гібридних орбіталей, більш міцна, ніж зв'язок за участю електронів негібридних s-і р-орбіталей, оскільки відбувається більше перекриття. Розрізняють наступні видигібридизації (рис. 10, табл. 31): |
sp-гібридизація -одна s-орбіталь і одна p-орбіталь перетворюються на дві однакові «гібридні» орбіталі, кут між осями яких дорівнює 180 °. Молекули, у яких здійснюється sp-гібридизація, мають лінійну геометрію (BeCl 2).sp 2 -гібридизація- одна s-орбіталь і дві p-орбіталі перетворюються на три однакові «гібридні» орбіталі, кут між осями яких дорівнює 120 °. Молекули, в яких здійснюється sp 2 -гібридизація, мають плоску геометрію (BF 3 AlCl 3).
sp 3-гібридизація- одна s-орбіталь і три p-орбіталі перетворюються на чотири однакові «гібридні» орбіталі, кут між осями яких дорівнює 109°28". Молекули, в яких здійснюється sp 3 -гібридизація, мають тетраедричну геометрію (CH 4 , NH 3).
Мал. 10. Види гібридизацій валентних орбіталей: а - sp-гібридизація валентних орбіталей; б - sp 2 -гібридизація валентних орбіталей; в - sp 3-гібридиза-ція валентних орбіталей
атом- електронейтральна частка, що складається з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів. У центрі атома знаходиться позитивно заряджене ядро. Воно займає мізерну частину простору всередині атома, в ньому зосереджені весь позитивний заряд і майже вся маса атома.
Ядро складається з елементарних частинок - протону та нейтрону; навколо атомного ядра замкнутими орбіталями рухаються електрони.
Протон (р) - елементарна частказ відносною масою 1,00728 атомної одиницімаси та зарядом +1 умовну одиницю. Число протонів в атомному ядрі дорівнює порядковому номеру елемента Періодичною системоюД.І. Менделєєва.
Нейтрон (n)- Елементарна нейтральна частка з відносною масою 1,00866 атомної одиниці маси (а. е. м.).
Число нейтронів у ядрі N визначають за формулою:
де А – масове число, Z – заряд ядра, рівний числупротонів (порядковий номер).
Зазвичай параметри ядра атома записують так: зліва внизу від символу елемента ставлять заряд ядра, а вгорі - масове число, наприклад:
Цей запис показує, що заряд ядра (отже, і число протонів) для атома фосфору дорівнює 15, масове число дорівнює 31, а число нейтронів дорівнює 31 - 15 = 16. Так як маси протона і нейтрону дуже мало відрізняються один від одного, то масове число приблизно дорівнює відносної атомної маси ядра.
Електрон (е –)- елементарна частка з масою 0,00055 а. е. м. та умовним зарядом -1. Число електронів в атомі дорівнює заряду ядра атома (порядковий номер елемента в Періодичній системі Д.І. Менделєєва).
Електрони рухаються навколо ядра строго певними орбіталями, утворюючи так звану електронну хмару.
Область простору навколо атомного ядра, де найбільше (90 і більше %) ймовірно знаходження електрона, визначає форму електронної хмари.
Електронна хмара s-електрона має сферичну форму; на s-енергетичному підрівні може максимально перебувати два електрони.
Електронна хмара p-електрона має гантелеподібну форму; на трьох p-орбіталях максимально може бути шість електронів.
Орбіталі зображують у вигляді квадрата, зверху або знизу якого пишуть значення головного та побічного квантових чисел, що описують орбіталь. Такий запис називають графічною електронною формулою, наприклад:
У цій формулі стрілками позначають електрон, а напрямок стрілки відповідає напрямку спина - власного магнітного моментуелектрону. Електрони з протилежними спинами називають спареними.
Електронні конфігурації атомів елементів можна подати у вигляді електронних формул, у яких вказують символи підрівня, коефіцієнт перед символом підрівня показує його належність до даному рівню, а ступінь символу - число електронів даного підрівня.
У таблиці 1 наведено будову електронних оболонок атомів перших 20 елементів періодичної системи хімічних елементів Д.І. Менделєєва.
Хімічні елементи, в атомах яких s-підрівень зовнішнього рівняпоповнюється одним або двома електронами, що називають s-елементами. p align="justify"> Хімічні елементи, в атомах яких заповнюється p-підрівень (від одного до шести електронів), називають p-елементами.
Число електронних шарів в атомі хімічного елемента дорівнює номеру періоду.
Відповідно до правилом Хундаелектрони розташовуються на однотипних орбіталях одного енергетичного рівня таким чином, щоб сумарний спин був максимальним. Отже, при заповненні енергетичного підрівня кожен електрон перш за все займає окрему комірку, а тільки після цього починається їхнє спарювання. Наприклад, у атома азоту всі p-електрони будуть в окремих осередках, а в кисню почнеться їхнє спарювання, яке повністю закінчиться у неону.
Ізотопаминазивають атоми одного і того ж елемента, що містять у своїх ядрах однакове числопротонів, але різна кількістьнейтронів.
Ізотопи відомі всім елементів. Тому атомні маси елементів у періодичній системі є середнім значенням з масових чисел природних сумішей ізотопів та відрізняються від цілих значень. Таким чином, атомна маса природної суміші ізотопів не може служити головною характеристикоюатома, отже, і елемента. Такою характеристикою атома є заряд ядра, що визначає число електронів в електронній оболонці атома та її будову.
Розглянемо кілька типових завданьу цьому розділі.
приклад 1.Атом якого елемента має електронну конфігурацію 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ?
На зовнішньому енергетичному рівні даного елемента знаходиться один 4s-електрон. Отже, цей хімічний елемент знаходиться у четвертому періоді першої групи головної підгрупи. Цей елемент – калій.
До цієї відповіді можна дійти інакше. Склавши загальну кількість усіх електронів, отримаємо 19. Загальне числоелектронів дорівнює порядковому номеру елемента. Під номером 19 у періодичній системі знаходиться калій.
приклад 2.Хімічному елементу відповідає вищий оксид RO2. Електронної конфігурації зовнішнього енергетичного рівня атома цього елемента відповідає електронна формула:
- ns 2 np 4
- ns 2 np 2
- ns 2 np 3
- ns 2 np 6
За формулою вищого оксиду (дивіться формули вищих оксидівв періодичній системі) встановлюємо, що цей хімічний елемент знаходиться в четвертій групі головної підгрупи. У цих елементів на зовнішньому енергетичному рівні знаходяться чотири електрони - два s і два p. Отже, правильна відповідь 2.
Тренувальні завдання
1. Загальна кількість s-електронів в атомі кальцію дорівнює
1) 20
2) 40
3) 8
4) 6
2. Число спарених p-електронів в атомі азоту дорівнює
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
3. Число неспарених s-електронів в атомі азоту дорівнює
1) 7
2) 14
3) 3
4) 4
4. Число електронів на зовнішньому енергетичному рівні атома аргону дорівнює
1) 18
2) 6
3) 4
4) 8
5. Число протонів, нейтронів і електронів в атомі 9 4 Be дорівнює
1) 9, 4, 5
2) 4, 5, 4
3) 4, 4, 5
4) 9, 5, 9
6. Розподіл електронів за електронними шарами 2; 8; 4 - відповідає атому, розташованому(в)
1) 3-му періоді, ІА групі
2) 2-му періоді, IVА групі
3) 3-му періоді, IVА групі
4) 3-му періоді, VА групі
7. Хімічному елементу, розташованому в 3-му періоді VA групі, відповідає схема електронної будови атома
1) 2, 8, 6
2) 2, 6, 4
3) 2, 8, 5
4) 2, 8, 2
8. Хімічний елемент з електронною конфігурацією 1s 2 2s 2 2p 4 утворює летючу водневу сполуку, формула якої
1) ЕН
2) ЕН 2
3) ЕН 3
4) ЕН 4
9. Число електронних шарів в атомі хімічного елемента дорівнює
1) його порядковому номеру
2) номер групи
3) числу нейтронів у ядрі
4) номер періоду
10. Число зовнішніх електронів в атомах хімічних елементів головних підгруп дорівнює
1) порядковий номер елемента
2) номер групи
3) числу нейтронів у ядрі
4) номер періоду
11. Два електрони знаходяться у зовнішньому електронному шарі атомів кожного з хімічних елементів у ряду
1) He, Be, Ba
2) Mg, Si, O
3) C, Mg, Ca
4) Ba, Sr, B
12. Хімічний елемент, електронна формула якого 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 утворює оксид складу
1) Li 2 O
2) MgO
3) K 2 O
4) Na 2 O
13. Число електронних шарів та число p-електронів в атомі сірки дорівнює
1) 2, 6
2) 3, 4
3) 3, 16
4) 3, 10
14. Електронна конфігурація ns 2 np 4 відповідає атому
1) хлору
2) сірки
3) магнію
4) кремнію
15. Валентні електрони атома натрію здебільшого перебувають на енергетичному підрівні
1) 2s
2) 2p
3) 3s
4) 3p
16. Атоми азоту та фосфору мають
1) однакове число нейтронів
2) однакова кількість протонів
3) однакову конфігурацію зовнішнього електронного шару
17. Однакове число валентних електронів мають атоми кальцію та
1) калію
2) алюмінію
3) берилію
4) бору
18. Атоми вуглецю та фтору мають
1) однакове число нейтронів
2) однакова кількість протонів
3) однакова кількість електронних шарів
4) однакова кількість електронів
19. У атома вуглецю в основному стані число неспарених електронів дорівнює
1) 1
3) 3
2) 2
4) 4
20. В атомі кисню в основному стані число спарених електронів дорівнює
Електрони
Поняття атом виникло ще в античному світідля позначення частинок речовини. У перекладі з грецького атомозначає "неподільний".
Ірландський фізик Стоні на підставі дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, що існує в атомах всіх хімічних елементів. У 1891 р. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, що грецькою означає «бурштин». Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізикДжозеф Томсон і французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю (-1). Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (швидкість електрона на орбіті обернено пропорційна номеру орбіти n. Радіуси орбіт ростуть пропорційно квадрату номера орбіти. На першій орбіті атома водню (n=1; Z=1) швидкість дорівнює ≈ 2,2·106 м/ с, тобто приблизно в сотню разів менше швидкості світла з = 3 · 108 м / с.) І масу електрона (вона майже в 2000 разів менше маси атома водню).
Стан електронів в атомі
Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергію певного електрона та простір, в якому він знаходиться. Електрон в атомі не має траєкторії руху, тобто можна говорити лише про ймовірності знаходження його у просторі навколо ядра.
Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність його різних положень розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті або мільйонні частки секунди сфотографувати положення електрона в атомі, як при фотофініші, то електрон на таких фотографіях був би представлений у вигляді крапок. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністю там, де цих точок буде найбільше.
Простір навколо атомного ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю. У ньому міститься приблизно 90% електронної хмари, і це означає, що близько 90% часу електрон знаходиться в цій частині простору. За формою розрізняють 4 відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами s, p, d і f. Графічне зображеннядеяких форм електронних орбіталей представлено малюнку.
Найважливішою характеристикою руху електрона на певній орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шари, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 та 7.
Ціле число n, що означає номер енергетичного рівня, називають основним квантовим числом. Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра.Порівняно з електронами першого рівня, електрони наступних рівнів будуть характеризуватись великим запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.
Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:
N = 2n 2 ,
де N - максимальна кількістьелектронів; n – номер рівня, або головне квантове число. Отже, першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути трохи більше двох електронів; на другому – не більше 8; на третьому – не більше 18; на четвертому – не більше 32.
Починаючи з другого енергетичного рівня (n = 2) кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), які дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром. Число підрівнів дорівнює значенню головного квантового числа: перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий - чотири підрівні. Підрівні у свою чергу утворені орбіталями. Кожному значеннюn відповідає число орбіталей, що дорівнює n.
Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, Так само як і форму орбіталей, з яких вони складаються: s, p, d, f.
Протони та нейтрони
Атом будь-якого хімічного елемента порівняємо з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Е. Резерфордом, називають планетарної.
Атомне ядро, в якому зосереджена вся маса атома, складається з частинок двох видів. протонів та нейтронів.
Протони мають заряд, рівний зарядуелектронів, але протилежний за знаком (+1), і масу, рівну масіатома водню (вона прийнята у хімії за одиницю). Нейтрони не несуть заряду, вони нейтральні і мають масу, що дорівнює масі протона.
Протони та нейтрони разом називають нуклонами (від лат. Nucleus - ядро). Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове число атома алюмінію:
13 + 14 = 27
число протонів 13, число нейтронів 14, масове число 27
Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають e - .
Оскільки атом електронейтральний, то очевидно, що число протонів і електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, присвоєного йому Періодичної системі. Маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента (Z), тобто число протонів і масове число (А), рівну сумічисел протонів та нейтронів, можна знайти число нейтронів (N) за формулою:
N = A - Z
Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:
56 — 26 = 30
Ізотопи
Різновиди атомів одного і того ж елемента, що мають однаковий зарядядра, але різне масове число, називаються ізотопами. Хімічні елементи, які у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою 12, 13, 14; кисень - три ізотопи з масою 16, 17, 18 і т. д. Зазвичай приводна в Періодичній системі відносна атомна маса хімічного елемента є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елемента з урахуванням їх відносного вмісту в природі. Хімічні властивості ізотопів більшості хімічних елементів абсолютно однакові. Однак ізотопи водню сильно різняться за властивостями через різке кратне збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки.
Елементи першого періоду
Схема електронної будови атома водню:
Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).
Графічна електронна формула атома водню (показує розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями):
Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями і подуровням, а й у орбіталям.
В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому 2 електрони. Водень та гелій - s-елементи; у цих атомів заповнюється електронами s-орбіталь.
У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, і електрони заповнюють s- та р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s, а потім р) та правилами Паулі та Хунда.
В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому 8 електронів.
У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-підрівні.
У атома магнію добудовується 3s-електронна орбіталь. Na та Mg – s-елементи.
У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами 3р-підрівень.
У елементів третього періоду залишаються незаповненими 3d-орбіталі.
Усі елементи від Al до Ar – р-елементи. s- та р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.
Елементи четвертого – сьомого періодів
У атомів калію та кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється 4s-підрівень, тому що він має меншу енергію, ніж 3d-підрівень.
К, Са - s-елементи, що входять до основних підгруп. У атомів від Sc до Zn заповнюється електронами 3d-підрівень. Це 3d-елементи. Вони входять у побічні підгрупи, у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.
Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з 4s- на 3d-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому 3d 5 і 3d 10:
В атомі цинку третій електронний шар завершено - в ньому заповнені всі рівні 3s, 3р і 3d, всього на них 18 електронів. У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, 4р-підрівень.
Елементи від Ga до Кr – р-елементи.
У атома криптону зовнішній шар (четвертий) завершено, має 8 електронів. Але всього в четвертому електронному шарі може бути 32 електрони; у атома криптону поки що залишаються незаповненими 4d- і 4f-підрівні. І також зустрічаються винятки, пов'язані з « проваломелектронів, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
У шостому та сьомому періодах з'являються f-елементи, тобто елементи, у яких йде заповнення відповідно 4f- та 5f-підрівнів третього зовні електронного шару.
4f-елементи називають лантаноїдами.
5f-елементи називають актиноїдами.
Порядок заповнення електронних підрівнівв атомах елементів шостого періоду: 55 Cs та 56 Ва - 6s-елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-елемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d-елементи; 81 Т1 - 86 Rn - 6d-елементи. Але й тут зустрічаються елементи, у яких «порушується» порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину та повністю заповненими f-підрівнями, тобто nf 7 і nf 14 . Залежно від того, який підрівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:
- s-елементи. Електронами заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп.
- p-елементи. Електронами заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп.
- d-елементи. Електронами заповнюється d-підрівень переднього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, Т. е. елементи вставних декад великих періодів, розташованих між s-і р-елементами. Їх також називають перехідними елементами.
- f-елементи. Електронами заповнюється f-підрівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та антиноїди.
Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 р. встановив, що в атомі на одній орбіталі може перебувати не більше двох електронів, що мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської – «веретено»), тобто які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки.
Цей принцип має назву принципу Паулі. Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспареним, якщо два, це спарені електрони, т. е. електрони з протилежними спинами. На малюнку показано схему підрозділу енергетичних рівнів на підрівні та черговість їх заповнення.
Найчастіше будову електронних оболонок атомів зображують з допомогою енергетичних чи квантових осередків - записують звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують такі позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі та правило Ф. Хунда, згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значенняспина, а лише потім спарюються, але спини, при цьому за принципом Паулі будуть протилежно спрямованими.
Правило Хунда та принцип Паулі
Правило Хунда- правило квантової хімії, що визначає порядок заповнення орбіталей певного підшару і формулюється так: сумарне значенняспинового квантового числа електронів даного підшару має бути максимальним. Сформульовано Фрідріхом Хундом у 1925 році.
Це означає, що в кожній з орбіталей підшару заповнюється спочатку один електрон, а тільки після вичерпання незаповнених орбіталей на цю орбіталь додається другий електрон. При цьому на одній орбіталі знаходяться два електрони з напівцілими спинами. протилежного знака, які спаровуються (утворюють двоелектронну хмару) і, в результаті, сумарний спин орбіталі стає рівним нулю.
Інше формулювання: Нижче за енергією лежить той атомний терм, для якого виконуються дві умови.
- Мультиплетність максимальна
- При збігу мультиплетностей сумарний орбітальний момент L максимальний.
Розберемо це правило на прикладі заповнення орбіталей p-підрівня p-Елементів другого періоду (тобто від бору до неону (у наведеній нижче схемі горизонтальними рисками позначені орбіталі, вертикальними стрілками - електрони, причому напрямок стрілки позначає орієнтацію спина).
Правило Клечковського
Правило Клечковськогоу міру збільшення сумарного числа електронів в атомах (у разі зростання зарядів їх ядер, або порядкових номерівхімічних елементів) атомні орбіталізаселяються таким чином, що поява електронів на орбіталі з більш високою енергієюзалежить від головного квантового числа n і залежить від решти квантових чисел, зокрема і з l. Фізично це означає, що у водородоподібному атомі (без міжелектронного відштовхування) орбітальна енергія електрона визначається тільки просторовою віддаленістю зарядової щільності електрона від ядра і не залежить від особливостей його руху в полі ядра.
Емпіричне правило Клечковського і схема чергов, що випливає з нього, кілька протирічатреальної енергетичної послідовності атомних орбіталей тільки в двох однотипних випадках: у атомів Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au має місце "провал" електрона з s -підрівня зовнішнього шару d-підрівень попереднього шару, що призводить до енергетично більш сталого стануатома, а саме: після заповнення двома електронами орбіталі 6 s