Периодическая система элементов Менделеева.

Периоди́ческая систе́ма хими́ческих элеме́нтов (табли́ца Менделе́ева ) - классификация химических элементов, устанавливающая зависимость различных свойств элементов от заряда атомного ядра.

Группы

Группа, или семейство, - одна из колонок периодической таблицы. Для групп, как правило, характерны более существенно выраженные периодические тенденции, нежели для периодов или блоков.

В соответствии с международной системой именования группам присваиваются номера от 1 до 18 в направлении слева направо - от щелочных металлов к благородным газам.

Периоды

Период - строка периодической таблицы. В рамках периода элементы демонстрируют определенные закономерности во всех трех названных выше аспектах (атомный радиус, энергия ионизации иэлектроотрицательность), а также в энергии сродства к электрону.

Блоки

Ввиду значимости внешней электронной оболочки атома различные области периодической таблицы иногда описываются как блоки, именуемые в соответствии с тем, на какой оболочке находится последний электрон. S-блок включает первые две группы, то есть щелочные и щелочноземельные металлы, а также водород и гелий; p-блок состоит из последних шести групп (с 13 по 18 согласно стандарту именования ИЮПАК, или с IIIA до VIIIA по американской системе) и включает, помимо других элементов, все металлоиды. D-блок - это группы с 3 по 12 (ИЮПАК), они же - с IIIB до IIB по-американски, в которые входят все переходные металлы. F-блок, выносимый обычно за пределы таблицы, состоит из лантаноидов и актиноидов.

Периодическая система Д. И. Менделеева стала важнейшей вехой в развитии атомно-молекулярного учения. Благодаря ей сложилось современное понятие о химическом элементе, были уточнены представления о простых веществах и соединениях.

Состав и характеристики атомного ядра.

А́томное ядро́ - центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %). Ядро заряжено положительно, заряд ядра определяет химический элемент, к которому относят атом.

Атомное ядро состоит из нуклонов - положительно заряженных протонов и нейтральных нейтронов, которые связаны между собой при помощи сильного взаимодействия.

Атомное ядро, рассматриваемое как класс частиц с определённым числом протонов и нейтронов, принято называть нуклидом .

Количество протонов в ядре называется его зарядовым числом - это число равно порядковому номеру элемента, к которому относится атом, в таблице (Периодической системе элементов) Менделеева. Количество протонов в ядре определяет структуру электронной оболочки нейтрального атома и, таким образом, химические свойства соответствующего элемента. Количество нейтронов в ядре называется его изотопическим числом . Ядра с одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов называются изотопами. Ядра с одинаковым числом нейтронов, но разным числом протонов - называются изотонами.

Полное количество нуклонов в ядре называется его массовым числом () и приблизительно равно средней массе атома, указанной в таблице Менделеева. Нуклиды с одинаковым массовым числом, но разным протон-нейтронным составом принято называть изобарами.

Масса

Из-за разницы в числе нейтронов изотопы элемента имеют разную массу , которая является важной характеристикой ядра. В ядерной физике массу ядер принято измерять в атомных единицах массы (а. е. м. ), за одну а. е. м. принимают 1/12 часть массы нуклида 12 C [сн 2] . Следует отметить, что стандартная масса, которая обычно приводится для нуклида - это масса нейтрального атома. Для определения массы ядра нужно из массы атома вычесть сумму масс всех электронов(более точное значение получится, если учесть ещё и энергию связи электронов с ядром).

Кроме того, в ядерной физике часто используется энергетический эквивалент массы. Согласно соотношению Эйнштейна, каждому значению массы соответствует полная энергия:

Где - скорость света в вакууме.

Соотношение между а. е. м. и её энергетическим эквивалентом в джоулях:

а так как 1 электронвольт = 1,602176·10 −19 Дж, то энергетический эквивалент а. е. м. в МэВ равен

Радиус

Анализ распада тяжёлых ядер уточнил оценку Резерфорда [сн 3] и связал радиус ядра с массовым числом простым соотношением:

где - константа.

Так как радиус ядра не является чисто геометрической характеристикой и связан прежде всего с радиусом действия ядерных сил, то значение зависит от процесса, при анализе которого получено значение , усреднённое значение м, таким образом радиус ядра в метрах

Заряд

Число протонов в ядре определяет непосредственно его электрический заряд, у изотопов одинаковое количество протонов, но разное количество нейтронов. .

Впервые заряды атомных ядер определил Генри Мозли в 1913 году. Свои экспериментальные наблюдения учёный интерпретировал зависимостью длины волны рентгеновского излучения от некоторой константы , изменяющейся на единицу от элемента к элементу и равной единице для водорода:

, где

И - постоянные.

Энергия связи ядер.

Энергия связи ядра равна минимальной энергии, которую необходимо затратить для полного расщепления ядра на отдельные частицы. Из закона сохранения энергии следует, что энергия связи равна той энергии, которая выделяется при образовании ядра из отдельных частиц.

Энергию связи любого ядра можно определить с помощью точного измерения его массы. В настоящее время физики научились измерять массы частиц – электронов, протонов, нейтронов, ядер и др. – с очень высокой точностью. Эти измерения показывают, что масса любого ядра M я всегда меньше суммы масс входящих в его состав протонов и нейтронов :

Эта энергия выделяется при образовании ядра в виде излучения γ-квантов.

Ядерные силы.

Ядерные силы являются короткодействующими силами. Они проявляются лишь на весьма малых расстояниях между нуклонами в ядре порядка 10 –15 м. Длина (1,5 – 2,2)·10 –15 м называется радиусом действия ядерных сил.

Ядерные силы обнаруживают зарядовую независимость : притяжение между двумя нуклонами одинаково независимо от зарядового состояния нуклонов – протонного или нейтронного. Зарядовая независимость ядерных сил видна из сравнения энергий связи зеркальных ядер . Так называются ядра , в которых одинаково общее число нуклонов , но число протонов в одном равно числу нейтронов другом .

Ядерные силы обладают свойством насыщения , которое проявляется в том , что нуклон в ядре взаимодействует лишь с ограниченным числом ближайших к нему соседних нуклонов . Именно поэтому наблюдается линейная зависимость энергий связи ядер от их массовых чисел A . Практически полное насыщение ядерных сил достигается у α-частицы, которая является очень устойчивым образованием.

Ядерные силы зависят от ориентации спинов взаимодействующих нуклонов . Это подтверждается различным характером рассеяния нейтронов молекулами орто- и параводорода. В молекуле ортоводорода спины обоих протонов параллельны друг другу, а в молекуле параводорода они антипараллельны. Опыты показали, что рассеяние нейтронов на параводороде в 30 раз превышает рассеяние на ортоводороде. Ядерные силы не являются центральными.

Итак, перечислим общие свойства ядерных сил :

· малый радиус действия ядерных сил (R ~ 1 Фм);

· большая величина ядерного потенциала U ~ 50 МэВ;

· зависимость ядерных сил от спинов взаимодействующих частиц;

· тензорный характер взаимодействия нуклонов;

· ядерные силы зависят от взаимной ориентации спинового и орбитального моментов нуклона (спин-орбитальные силы);

· ядерное взаимодействие обладает свойством насыщения;

· зарядовая независимость ядерных сил;

· обменный характер ядерного взаимодействия;

· притяжение между нуклонами на больших расстояниях (r > 1 Фм), сменяется отталкиванием на малых (r < 0,5 Фм).

Распределение электронов в атоме осуществляется в соответствии с 3 положениями квантовой механики: принципом Паули ; принципом минимальной энергии; правилом Хунда.

Согласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули определяет максимальное число электронов на одной орбитали, уровне и подуровне. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l, ml , электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом ms . Но ms может иметь только два значения +½ и -½.

Следовательно, на одной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположно направленными спинами . Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как 2n 2 , а на подуровне - как 2 (2l +1). Максимальное число электронов, размещающихся на различных уровнях и подуровнях, приведены в табл. 2.1.

Максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях

Энергетический уровень	Энергетический подуровень	Возможные значения магнитного квантового числа ml	Число АО в	Максимальное число электронов на
подуровне	уровне	подуровне	уровне
K (n = 1)	s (l = 0)
L (n = 2)	s (l = 0) p (l = 1)	-1, 0, 1
M (n = 3)	s (l = 0) p (l = 1) d (l = 2)	-1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2
N (n = 4)	s (l = 0) p (l = 1) d (l = 2) f (l = 3)	-1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом минимальной энергии , согласно которому электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Очередность орбиталей по энергии определяется правилом Клечковского : увеличение энергии, и соответственно, заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n + l), а при равной сумме (n + l) - в порядке возрастания n.

Порядок распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в оболочке атома называется его электронной конфигурацией . При записи электронной конфигурации номер уровня (главное квантовое число) обозначают цифрами 1, 2, 3, 4…, подуровень (орбитальное квантовое число) - буквами s, p, d, f . Число электронов в подуровне обозначается цифрой, которая записывается вверху у символа подуровня. Например, электронная конфигурация атома серы имеет вид 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 , а ванадия 23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d°/i> 3 4s 2 .

Химические свойства атомов определяются, в основном, строением наружных энергетических уровней, которые называются валентными . Полностью завершенные энергетические уровни в химическом взаимодействии не участвуют. Поэтому часто для краткости записи электронной конфигурации атома их обозначают символом предшествующего благородного газа. Так, для серы: 3s 2 3p 4 ; для ванадия: 3d 3 4s 2 . Одновременно сокращенная запись наглядно выделяет валентные электроны, определяющие химические свойства атомов элемента.

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f - элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами . У s- элементов валентными являются s -электроны внешнего энергетического уровня.

У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня . У них валентные электроны расположены на p- и s- подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s- электроны внешнего и d- электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Электронная конфигурация атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположно направленными спинами . Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется правилом Хунда: в пределах подуровня электроны размещаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.

Суммарный спин р- электронов третьего энергетического уровня атома серы Sms = ½ - ½ + ½ + ½ = 1; d -электронов атома ванадия -

Sms = ½ + ½ + ½ = 3 / 2 .

Часто графически изображают не всю электронную формулу, а лишь те подуровни, на которых находятся валентные электроны, например,

16 S…3s 2 3p 4 ; 23 V…3d 3 4s 2 .

При графическом изображении электронной конфигурации атома в возбужденном состоянии наряду с заполненными изображают вакантные валентные орбитали. Например, в атоме фосфора на третьем энергетическом уровне имеются одна s -АО, три р -АО и пять d -АО. Электронная конфигурация атома фосфора в основном состоянии имеет вид

15 Р… 3s 2 3p 3 .

Валентность фосфора, определяемая числом неспаренных электронов, равна 3. При переходе атома в возбужденное состояние происходит распаривание электронов состояния 3s и один из электронов с s -подуровня может перейти на d -подуровень:

Р*… 3s 2 3p 3 3d 1

При этом валентность фосфора меняется с трех (РСl 3) в основном состоянии до пяти (РCl 5) в возбужденном состоянии.

СОСТАВ И ЭЛЕКТРОННАЯ
СТРУКТУРА АТОМА

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ И КОНТРОЛЬНЫЕ ЗАДАНИЯ
К ОБУЧАЮЩЕЙ ПРОГРАММЕ ДЛЯ УЧАЩИХСЯ
СПЕЦИАЛИЗИРОВАННЫХ КЛАССОВ
ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНЫХ ШКОЛ

Продолжение. Начало см. в № 4, 6/2005

Методические указания

17. Учитывая описанные закономерности, рассмотрите состояние и распределение электронов по энергетическим уровням и орбиталям для атомов калия (Z = 19) и скандия (Z = 21).

Решение

1) Предшествующий калию в ПСХЭ элемент аргон (Z = 18) имеет следующее распределение электронов:

а) по уровням атома:

б) по орбиталям атома:

Электронная формула атома аргона:

Электронно-графическая формула атома аргона:

При распределении электронов в атоме К в соответствии с правилом Клечковского предпочтение отдается орбитали 4s (сумма квантовых чисел n + l равна: 4 + 0 = 4) по сравнению с орбиталью 3d (сумма квантовых чисел n + l равна: 3 + 2 = 5) как орбитали, имеющей минимальное значение n + l. Следовательно, для атома калия распределение электронов по орбиталям (электронно-графическая формула) имеет вид (см. п. 16 методических указаний):

Калий относится к s -элементам со следующей электронной формулой (конфигурацией) атома:

Распределение электронов по энергетическим уровням для атома К изображено ниже:

2) Предшествующий скандию в ПСХЭ элемент кальций (Z = 20) имеет следующее распределение электронов:

а) по уровням атома:

б) по орбиталям атома:

Электронная формула атома кальция:

Из орбиталей 3d (n + l равно: 3 + 2 = 5) и 4p (n + l равно: 4 + 1 = 5) при распределении электронов в атоме скандия по орбиталям предпочтение следует отдать 3d -орбитали как имеющей минимальное значение n = 3 при одинаковых суммах квантовых чисел (n + l ), равных пяти. Следовательно, скандий относится к d -элементам, и его атом характеризуется следующим распределением электронов по орбиталям:

Электронная формула атома скандия:

Распределение электронов по энергетическим уровням для атома Sc изображено ниже:

18. Дополните рисунок так, чтобы показать вид одной s -орбитали и трех р -орбиталей, ориентированных вдоль осей.

Таблица 5

Распределение электронов
по квантовым уровням и подуровням

Оболочка	Энергетический уровень n	Энергетический подуровень l	Магнитное число m	Число орбиталей	Предельное число электронов
K	1	0 (s)	0	1	2
L	2	0 (s) 1 (p)	+1, 0, –1	1 3 4	2 6 8
M	3	0 (s) 1 (p) 2 (d)	0 1, 0, –1 +2, +1, 0, –1, –2	1 3 5 9	2 6 10 18
N	4	0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f)	0 +1, 0, –1 +2, +1, 0, –1, –2 +3, +2, +1, 0, –1, –2, –3	1 3 5 7 16	2 6 10 14 32

20. Последовательность заполнения энергетических уровней атомов см. в табл. 6.

21. Число элементов в периоде таблицы Д.И.Менделеева определяется формулами:

а) для нечетных периодов:

L n = (n + 1) 2 /2,

б) для четных периодов:

L n = (n + 2) 2 /2,

где L n – число элементов в периоде, n – номер периода.

Определите число элементов в каждом периоде ПСХЭ Д.И.Менделеева.

Объясните:

а) полученную числовую закономерность с позиций состояния электронов в атомах и их распределения по энергетическим уровням;

б) разделение групп элементов на главные и побочные подгруппы;

в) предопределенность числа главных и побочных подгрупп в ПСХЭ Д.И.Менделеева с точки зрения теории строения атомов.

Проверьте в дальнейшем свои выводы по приложению 1 (П-21).

22. Строгая периодичность расположения элементов в ПСХЭ Д.И.Менделеева полностью объясняется последовательным заполнением энергетических уровней атомов (см. выше п. 20). Укреплению позиций периодического закона на основе закономерностей изменения электронной структуры атомов элементов, впервые предсказанных Н.Бором, способствовало открытие 72-го элемента. Еще не открытый тогда элемент химики искали среди минералов, содержащих редкоземельные элементы, исходя из неправильной предпосылки, что к лантаноидам следует отнести 15 элементов.

По аналогии с переходными элементами число лантаноидов (элементы № 58–71) должно быть равно разности между максимальными числами электронов на N и М энергетических уровнях
(32 – 18 = 14), т. е. равно максимальному числу электронов на f -подуровне (см. выше п. 19). Элемент с Z = 72 (гафний Hf) является аналогом циркония Zr и был обнаружен в циркониевых рудах.

23. Следующим важным выводом из анализа табл. 6 в п. 20 является вывод о периодичности заполнения электронами внешних энергетических уровней атомов, чем обусловлена периодичность изменения химических свойств элементов и их соединений.

Таблица 6

Электронные конфигурации атомов
первых 20 элементов периодической системы

Атомный номер	Обоз- начение	Слой	K	L	M	N
		n	1	2	3	4
		l	0	0, 1	0, 1, 2	0, 1, 2, 3
		Подуровень	1s	2s , 2p	3s , 3p , 3d	4s , 4p , 4d , 4f
		Число электронов на данном подуровне
1 2	H He		1 2
3 4 5 6 7 8 9 10	Li Be B C N O F Ne		2 2 2 2 2 2 2 2	1, 0 2, 0 2, 1 2, 2 2, 3 2, 4 2, 5 2, 6
11 12 13 14 15 16 17 18	Na Mg Al Si P S Cl Ar		2 2 2 2 2 2 2 2	2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6 2, 6	1, 0, 0 2, 0, 0 2, 1, 0 2, 2, 0 2, 3, 0 2, 4, 0 2, 5, 0 2, 6, 0
19 20	K Ca		2 2	2, 6 2, 6	2, 6, 0 2, 6, 0	1, 0, 0, 0 2, 0, 0, 0

Так, второй период таблицы Д.И.Менделеева состоит из восьми элементов со следующими подуровнями:

3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 1s 2 2s 1 1s 2 2s 2 1s 2 2s 2 2p 1 1s 2 2s 2 2p 2 1s 2 2s 2 2p 3 1s 2 2s 2 2p 4 1s 2 2s 2 2p 5 1s 2 2s 2 2p 6

При переходе от лития к неону заряд ядра атома постепенно увеличивается от Z = 3 до Z = 10, а значит, возрастают силы притяжения электронов к ядру, и в результате радиусы атомов этих элементов уменьшаются. Поэтому способность атома отдавать электроны (типично металлическое свойство), ярко выраженная у атома лития, постепенно ослабевает при переходе от лития к фтору. Последний является типичным неметаллом, т. е. элементом более, чем другие, способным присоединять электроны.

Начиная со следующего за неоном элемента (Na, Z = 11) электронные структуры атомов повторяются, и поэтому электронные конфигурации их внешних электронных оболочек обобзначаются сходным образом (n – номер периода):

ns 1 (Li, Na), ns 2 (Be, Mg), ns 2 np 1 (B, Al), ns 2 np 2 (C, Si) и т. д.

В четвертом периоде таблицы Д.И.Менделеева появляются переходные элементы, принадлежащие побочным подгруппам.

24. Элементы, принадлежащие одной и той же подгруппе, имеют сходный характер расположения электронов на внешних электронных уровнях атомов. Например, атомы галогенов (главная подгруппа VII группы) все имеют электронную конфигурацию ns 2 np 5 , а атомам элементов побочной подгруппы той же группы свойственна электронная конфигурация (n – 1)s 2 (n – 1)p 6 (n – 1)d 5 ns 2 .

В чем заключается суть сходства и различия атомов элементов, принадлежащих разным подгруппам одной и той же группы таблицы Д.И.Менделеева? Свои выводы в дальнейшем сверьте с приложением 1 (П-24).

25. Численное значение валентности атома, определяемое числом образованных им ковалентных химических связей, отражает положение элемента в ПСХЭ Д.И.Менделеева. Во многих случаях валентность атома элемента в соединении численно равна номеру группы в ПСХЭ Д.И.Менделеева. Однако из этого правила существуют исключения. Например, у атома фосфора на внешнем (третьем, М ) энергетическом уровне находятся три неспаренных электрона (3р -орбитали) и свободные валентные ячейки d -орбиталей. Следовательно, для атома фосфора характерно так называемое возбуждение электрона, связанное c распариванием электронной пары и переходом одного их образующихся неспаренных электронов на 3d -орбиталь. Для возбужденного состояния атома фосфора возможно образование пяти ковалентных связей, а для основного – только трех.

Для атома азота возбужденное состояние нетипично, поскольку в этом атоме на внешнем энергетическом уровне количество и состояние электронов такое же, как в атоме фосфора, но вакантных ячеек нет, и для завершения и устойчивости этого уровня недостает всего трех электронов.

Почему же тогда максимальная валентность атома азота в соединениях (т.е. способность к образованию общих электронных пар) все же не III, а IV?

26. Повторив пп. 16, 17 методической разработки, можно объяснить порядок заполнения электронами энергетических уровней в атомах элементов 4-го большого периода ПСХЭ Д.И.Менделеева. Четный ряд этого периода начинается элементами главных подгрупп – 39 К и 40 Са, являющимися типичными металлами с постоянной валентностью, а уже с элемента № 21 (Z = 21, Sс) далее идут элементы побочных подгрупп, называемые d- элементами или переходными. Попробуйте объяснить суть этих названий, привести соответствующие примеры. Правильность своих выводов в дальнейшем сверьте с приложением 1 (П-26).

27. Химический знак водорода Н в ПСХЭ Д.И.Менделеева помещают и в главную подгруппу
I группы, и в главную подгруппу VII группы. Почему это допустимо? Проверьте в дальнейшем правильность своих выводов по приложению 1 (П-27).

Распределение электронов по энергетическим уровням объясняет металлические, а также неметаллические свойства любых элементов.

Электронная формула

Существует определенное правило, согласно которому и размещаются свободные и спаренные отрицательные частицы на уровнях и подуровнях. Рассмотрим подробнее распределение электронов по энергетическим уровням.

На первом энергетическом уровне располагается всего два электрона. Заполнение ими орбитали осуществляется по мере увеличения запаса энергии. Распределению электронов в атоме химического элемента соответствует порядковый номер. У энергетических уровней с минимальным номером максимально выражена сила притяжения валентных электронов к ядру.

Пример составления электронной формулы

Рассмотрим распределение электронов по энергетическим уровням на примере атома углерода. Его порядковый номер 6, следовательно, внутри ядра располагается шесть протонов, имеющих положительный заряд. Учитывая, что углерод является представителем второго периода, для него характерно наличие двух энергетических уровней. На первом располагается два электрона, на втором - четыре.

Правило Хунда объясняет расположение в одной ячейке только двух электронов, которые имеют разные спины. На втором энергетическом уровне находится четыре электрона. В итоге распределение электронов в атоме химического элемента имеет следующий вид: 1s22s22p2.

Существуют определенные правила, согласно которым происходит распределение электронов по подуровням и уровням.

Принцип Паули

Этот принцип был сформулирован Паули в 1925 году. Ученый оговорил возможность размещения в атоме только двух электронов, которые имеют одинаковые квантовые числа: n, l, m, s. Отметим, что распределение электронов по энергетическим уровням происходит по мере увеличения запаса свободной энергии.

Правило Клечковского

Заполнение энергетических орбиталей осуществляется согласно возрастанию квантовых чисел n + l и характеризуется увеличением энергетического запаса.

Рассмотрим распределение электронов в атоме кальция.

В нормальном состоянии его электронная формула имеет следующий вид:

Са 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d0 4s2.

У элементов подобных подгрупп, относящихся к d- и f-элементам, наблюдается «провал» электрона с внешнего подуровня, имеющего меньший запас энергии, на предыдущий d- или f-подуровень. Подобное явление характерно для меди, серебра, платины, золота.

Распределение электронов в атоме предполагает заполнение подуровней неспаренными электронами, которые обладают одинаковыми спинами.

Только после полного заполнения всех свободных орбиталей одиночными электронами, происходит дополнение квантовых ячеек вторыми отрицательными частицами, наделенными противоположными спинами.

Например, в невозбужденном состоянии у азота:

На свойства веществ оказывает влияние электронная конфигурация валентных электронов. По их количеству можно определить высшую и низшую валентность, химическую активность. Если элемент находится в главной подгруппе таблицы Менделеева, можно по номеру группы составить внешний энергетический уровень, определить его степени окисления. К примеру, у фосфора, который находится в пятой группе (главной подгруппе), содержится пять валентных электронов, следовательно, он способен принимать три электрона либо отдавать пять частиц другому атому.

В качестве исключений из этого правила выступают все представители побочных подгрупп таблицы Менделеева.

Особенности семейств

В зависимости от того, какое строение имеет внешний энергетический уровень, существует подразделение всех нейтральных атомов, входящих в таблицу Менделеева, на четыре семейства:

• s-элементы находятся в первой и второй группах (главных подгруппах);
• p-семейство располагается в III-VIII группах (А подгруппах);
• d-элементы можно найти в подобных подгруппах с I-VIII группы;
• f-семейство составляют актиноиды и лантаноиды.

У всех s-элементов в нормальном состоянии есть валентные электроны на s-подуровне. Для p-элементов характерно наличие свободных электронов на s- и p-подуровнях.

У d-элементов в невозбужденном состоянии есть валентные электроны и на последнем s-, и на предпоследнем d- подуровне.

Заключение

Состояние любого электрона в атоме можно описать с помощью набора основных чисел. В зависимости от особенностей его строения, можно вести речь об определенном запасе энергии. Пользуясь правилом Хунда, Клечковского, Паули для любого элемента, входящего в таблицу Менделеева, можно составить конфигурацию нейтрального атома.

Самым небольшим запасом энергии в невозбужденном состоянии обладают электроны, расположенные на первых уровнях. При нагревании нейтрального атома наблюдается переход электронов, что всегда сопровождается изменением количества свободных электронов, приводит к существенному изменению показателя степени окисления элемента, изменению его химической активности.

Распределение характеризуется следующими правилами:

принципом Паули;

правилом Гунда;

принципом наименьшей энергии и правилом Клечковского.

По принципу Паули в атоме не может быть двух и более электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел. Основываясь на принципе Паули можно установить максимальную емкость каждого энергетического уровня и подуровня.

	Подуровень, ℓ	Обозначение подуровня	Магнитное квантовое число, m	Спиновое квантовое число,s
			3, -2, -1, 0, 1, 2, 3

Таким образом, максимальное количество электронов на:

s -подуровне – 2,

p - подуровне – 6,

d -подуровне ­­– 10,

f -подуровне – 14.

В пределах квантового уровня n электрон может принимать значения 2n 2 различных состояний, что было установлено опытным путем с помощью спектрального анализа.

Правило Гунда : в каждом подуровне электроны стремятся занять максимальное число свободных энергетических ячеек, чтобы суммарный спин имел наибольшее значение.

Например:

правильно неправильно неправильно

3р 3:

s = +1/2+1/2+1/2=1,5 s =-1/2+1/2+1/2=0,5 s = -1/2+1/2-1/2=-0,5

Принцип наименьшей энергии и правило Клечковского: электроны в первую очередь заселяют квантовые орбитали с минимальной энергией. Так как запас энергии в атоме определяется значением суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + ℓ), то сначала электроны заселяют орбитали, для которых сумма (n + ℓ) наименьшая.

Например: сумма (n + ℓ) для 3d - подуровня равна n = 3, l = 2, следовательно, (n + ℓ) = 5;для 4s-подуровня: n = 4, ℓ = 0, следовательно, (n + ℓ) = 4. В этом случае в первую очередь заполняется 4s-подуровень и только потом 3d-подуровень.

Если суммарные значения энергии равны, то заселяется тот уровень, который находится ближе к ядру.

Например: для 3d: n = 3, ℓ = 2, (n + ℓ) = 5;

для 4p: n = 4, ℓ = 1, (n + ℓ) = 5.

Так как n = 3 < n = 4, 3d заселится электронами раньше, чем 4 p.

Таким образом, последовательность заполнения уровней и подуровней электронами в атомах:

1 s 2 <2 s 2 <2 p 6 <3 s 2 <3 p 6 <4 s 2 <3 d 10 <4 p 6 <5 s 2 <4 d 10 <5 p 6 <6 s 2 <5 d 10 ≈ 4 f 14 <6 p 6 <7s 2 …..

Электронные формулы

Электронная формула - это графическое изображение распределения электронов по уровням и подуровням в атоме. Существует два вида формул:

при написании используются только два квантовых числа: n и ℓ. Главное квантовое число указывается цифрой перед буквенным обозначением подуровня. Орбитальное квантовое число указывается буквой s, p, d или f. Количество электронов указывается цифрой как показатель степени.

Например: +1 H: 1s 1 ; +4 Be: 1s 2 2s 2 ;

2 He: 1s 2 ; +10 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6 ;

3 Li: 1s 2 2s 1 ; +14 Si: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .

То есть соблюдается последовательность

1 s 2 <2 s 2 <2 p 6 <3 s 2 <3 p 6 <4 s 2 <3 d 10 <4 p 6 <5 s 2 <4 d 10 <5 p 6 <6 s 2 <5 d 10 ≈ 4 f 14 <6 p 6 <7s 2 …..

графическая электронная формула - используются все 4 квантовых числа - это распределение электронов по квантовым ячейкам. Главное квантовое число изображается слева, орбитальное – внизу буквой, магнитное – количество клеток, спиновое – направление стрелок.

Например:

8 O:…2s 2 2p 4

Графическая формула используется для записи только валентных электронов.

Рассмотрим составление электронных формул элементов по периодам.

I период содержит 2 элемента, у которых полностью заселен электронами I квантовый уровень и s-подуровень (максимальное количество электронов на подуровне - 2):

2 He: n=1 1s 2

Элементы, у которых последним заполняется s-подуровень, относят к s -семейству и называют s -элементами .

У элементов II периода идет заполнение II квантового уровня, s- и p-подуровня (максимальное количество электронов на р-подуровне - 8).

3 Li: 1s 2 2s 1 ; 4 Be: 1s 2 2s 2 ;

5 B: 1s 2 2s 2 2p 1 ; 10 Ne: 1s 2 2s 2 2p 6

Элементы, у которых последним заполняется р-подуровень, относят к р-семейству и называют р-элементами .

У элементов III периода начинается формирование III квантового уровня. У Na и Mg идет заселение электронами 3s-подуровня. У элементов от 13 Al до 18 Ar заселяется 3p-подуровень; 3d-подуровень остается незаполненным, так как обладает более высоким уровнем энергии, чем 4s-подуровень и не заполняется у элементов III периода.

3d-подуровень начинает заполняться у элементов IV периода, а 4d - у элементов V периода (в соответствии с последовательностью):

19 K: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 ; 20 Ca: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 ;

21 Sс: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1 ; 25 Mn: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5 ;

33 As: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3 ; 43 Tc: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 5

Элементы, у которых последним заполняется d-подуровень, относят к d -семейству и называют d -элементами .

4f заполняется только после 57 элемента VI периода:

57 La: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 1 ;

58 Сe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 5d 1 4f 1 ;

Заселение электронами V квантового уровня идет аналогично IV периоду. Таким образом, соблюдается показанная ранее последовательность заселения электронами уровней и подуровней:

6s 2 5d 10 4f 14 6p 6

заселение электронами нового квантового уровня всегда начинается с s-подуровня. У элементов данного периода заселяются электронами только s и p подуровни внешнего квантового уровня;

заселение d-подуровня запаздывает на I период; 3d-подуровень заполняется у элементов IV периода, 4d – подуровень у элементов V периода и т.д.;

заселение электронами f подуровня запаздывает на 2 периода; 4f-подуровень заселяется у элементов VI периода, 5f – подуровень у элементов VII периода и т.д.