A periódusos rendszer elemeinek atomjainak elektronikus konfigurációi.

Az elektronok különböző AO-k közötti eloszlását ún egy atom elektronikus konfigurációja. A legalacsonyabb energiájú elektronikus konfiguráció megfelel alapállapot atom, a többi konfiguráció erre utal izgatott állapotok.

Az atomok elektronikus konfigurációját kétféleképpen ábrázolják - elektronikus képletek és elektrondiffrakciós diagramok formájában. Elektronikus képletek írásakor a fő- és a pályakvantumszámokat használjuk. Az alszintet a főkvantumszám (szám) és az orbitális kvantumszám (megfelelő betű) segítségével jelöljük ki. Az elektronok számát egy részszinten a felső index jellemzi. Például a hidrogénatom alapállapotára az elektronképlet a következő: 1 s 1 .

Az elektronikus szintek szerkezete részletesebben leírható elektrondiffrakciós diagramokkal, ahol az alszintek közötti megoszlást kvantumcellák formájában ábrázoljuk. Ebben az esetben a pályát hagyományosan négyzetként ábrázolják, mellette egy alszint jelöléssel. Az egyes szintek alszintjei magasságban kissé eltolódnak, mivel az energiájuk kissé eltérő. Az elektronokat a spinkvantumszám előjelétől függően nyilak vagy ↓ jelöljük. A hidrogénatom elektrondiffrakciós diagramja:

A többelektronos atomok elektronkonfigurációinak megalkotásának elve az, hogy protonokat és elektronokat adunk a hidrogénatomhoz. Az elektronok energiaszintek és alszintek közötti eloszlására a korábban tárgyalt szabályok vonatkoznak: a legkisebb energia elve, a Pauli-elv és a Hund-szabály.

Figyelembe véve az atomok elektronkonfigurációinak szerkezetét, az összes ismert elem az utoljára kitöltött részszint pályakvantumszámának értékével összhangban négy csoportra osztható: s- elemek, p- elemek, d- elemek, f-elemek.

A He (Z=2) héliumatomban a második elektron 1-et foglal el s-pálya, elektronikus képlete: 1 s 2. Elektrondiffrakciós diagram:

A hélium az elemek periódusos rendszerének első legrövidebb időszakát fejezi be. A hélium elektronikus konfigurációját jelöli.

A második periódust a lítium Li (Z=3) nyitja, melynek elektronikus képlete: Elektrondiffrakciós diagram:

Az alábbiakban olyan elemek atomjainak egyszerűsített elektrondiffrakciós diagramjait mutatjuk be, amelyeknek azonos energiaszintű pályái azonos magasságban helyezkednek el. A belső, teljesen kitöltött alszintek nem jelennek meg.

A lítium után a berillium Be (Z=4) következik, amelyben egy további elektron tölti be a 2-t s- orbitális. A Be elektronikus képlete: 2 s 2

Alapállapotban a következő bórelektron B (z=5) 2-t foglal el R-pálya, V:1 s 2 2s 2 2p 1; elektrondiffrakciós diagramja:

A következő öt elem elektronikus konfigurációval rendelkezik:

C (Z=6): 2 s 2 2p 2 N (Z=7): 2 s 2 2p 3

O (Z=8): 2 s 2 2p 4F (Z=9): 2 s 2 2p 5

Ne (Z=10): 2 s 2 2p 6

Az adott elektronikus konfigurációkat a Hund-szabály határozza meg.

A neon első és második energiaszintje teljesen megtelt. Jelöljük ennek elektronikus konfigurációját, és a jövőben a rövidség kedvéért az elemek atomjainak elektronképleteinek megírásához használjuk.

A nátrium Na (Z=11) és Mg (Z=12) nyitja a harmadik periódust. A külső elektronok 3-at foglalnak el s-pálya:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Ezután az alumíniummal (Z=13) kezdve töltse fel a 3-at R-alszint. A harmadik szakaszt argon Ar (Z=18) zárja:

Al (Z=13): 3 s 2 3p 1

Ar (Z=18): 3 s 2 3p 6

A harmadik periódus elemei abban különböznek a második elemeitől, hogy szabad 3-mal rendelkeznek d-pályák, amelyek részt vehetnek a kémiai kötés kialakításában. Ez magyarázza az elemek által mutatott vegyértékállapotokat.

A negyedik periódusban a szabálynak megfelelően ( n+l), a kálium K (Z=19) és a kalcium Ca (Z=20) 4 elektront tartalmaz s-alszint, nem 3 d.Sc szkandiumtól kezdve (Z=21) és cink Zn-ig (Z=30) a töltés megtörténik3 d-alszint:

Elektronikus képletek d-az elemek ionos formában is ábrázolhatók: az alszintek a főkvantumszám szerint növekvő sorrendben és konstans értékkel vannak felsorolva n– növekvő orbitális kvantumszám sorrendjében. Például a Zn esetében egy ilyen bejegyzés így nézne ki: Mindkét bejegyzés ekvivalens, de a korábban megadott cinkképlet helyesen tükrözi az alszintek kitöltésének sorrendjét.

3. sorban d-elemek a króm Cr-ban (Z=24) eltérés van a szabálytól ( n+l). Ennek a szabálynak megfelelően a Cr konfigurációjának a következőképpen kell kinéznie: Megállapítást nyert, hogy a valódi konfigurációja - Néha ezt a hatást az elektron „meghibásodásának” nevezik. Az ilyen hatások a megnövekedett ellenállás felével magyarázhatók ( p 3 , d 5 , f 7) és teljesen ( p 6 , d 10 , f 14) kitöltött alszintek.

Eltérés a szabálytól ( n+l) más elemekben is megfigyelhető (6. táblázat). Ez annak köszönhető, hogy a főkvantumszám növekedésével az alszintek energiái közötti különbségek csökkennek.

Következik a 4. kitöltése p-alszint (Ga - Kr). A negyedik periódus mindössze 18 elemet tartalmaz. Az 5. kitöltése ugyanúgy történik s-, 4d- és 5 p- az ötödik időszak 18 elemének alszintjei. Vegye figyelembe, hogy az energia 5 s- és 4 d-alszintek nagyon közel vannak, az elektron pedig 5-tel s-az alszintek könnyen áthelyezhetők 4-re d-alszint. 5-kor s-Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag alszinten csak egy elektronja van. Alapállapotban 5 s-Pd alszint nincs kitöltve. Két elektron „hibája” figyelhető meg.

A 6. feltöltést követő hatodik időszakban s-a cézium Cs (Z=55) és a bárium Ba (Z=56) alszintje a következő elektron, a szabály szerint ( n+l), 4-et kell vennie f-alszint. Azonban La lantánban (Z=57) az elektron 5-be megy d-alszint. Félig töltött (4 f 7) 4f-alszint megnövelte a stabilitást, így a gadolínium Gd-je (Z=64), az europium Eu (Z=63) mellett 4-gyel f- az alszint ugyanannyi elektront (7) megtart, és 5-höz új elektron érkezik d-alszint, szabályszegés ( n+l). Terbium Tb-ben (Z=65) a következő elektron 4-et foglal el f-alszint és az elektronátmenetek 5-ből d-alszint (konfiguráció 4 f 9 6s 2). Töltés 4 f-alszint az Yb ytterbiumnál végződik (Z=70). A lutécium atom következő elektronja 5-öt foglal el d-alszint. Elektronikus konfigurációja csak annyiban tér el a lantán atométól, hogy teljesen meg van töltve 4 f-alszint.

6. táblázat

Kivételek ( n+l) – az első 86 elemre vonatkozó szabályok

Elem	Elektronikus konfiguráció
szabály szerint ( n+l)	tényleges
Cr (Z=24) Cu (Z=29) Nb (Z=41) Mo (Z=42) Tc (Z=43) Ru (Z=44) Rh (Z=45) Pd (Z=46) Ag ( Z=47) La (Z=57) Ce (Z=58) Gd (Z=64) Ir (Z=77) Pt (Z=78) Au (Z=79)	4s 2 3d 4 4s 2 3d 9 5s 2 4d 3 5s 2 4d 4 5s 2 4d 5 5s 2 4d 6 5s 2 4d 7 5s 2 4d 8 5s 2 4d 9 6s 2 4f 1 5d 0 6s 2 4f 2 5d 0 6s 2 4f 8 5d 0 6s 2 4f 14 5d 7 6s 2 4f 14 5d 8 6s 2 4f 14 5d 9	4s 1 3d 5 4s 1 3d 10 5s 1 4d 4 5s 1 4d 5 5s 1 4d 6 5s 1 4d 7 5s 1 4d 8 5s 0 4d 10 5s 1 4d 10 6s 2 4f 0 5d 1 6s 2 4f 1 5d 1 6s 2 4f 7 5d 1 6s 0 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 10

Jelenleg az elemek periódusos rendszerében D.I. Mengyelejev szkandium Sc és ittrium Y alatt néha lutécium (és nem lantán) található az első helyen d-elem, és az előtte lévő mind a 14 elem, beleértve a lantánt is, egy speciális csoportba kerül lantanidok túl az elemek periódusos rendszerén.

Az elemek kémiai tulajdonságait elsősorban a külső elektronszintek szerkezete határozza meg. Az elektronok számának változása a 4-en kívüli harmadikon f-alszint kevés hatással van az elemek kémiai tulajdonságaira. Ezért mind a 4 f-az elemek tulajdonságaikban hasonlóak. Ezután a hatodik periódusban az 5-ös kitöltése következik be d-alszint (Hf – Hg) és 6 p-alszint (Tl – Rn).

A hetedik időszakban 7 s-alszint Fr franciummal (Z=87) és Ra rádiummal (Z=88) van kitöltve. A tengeri kökörcsin eltérést mutat a szabálytól ( n+l), és a következő elektron kitölti a 6-ot d-alszint, nem 5 f. Ezután következik az elemek egy csoportja (Th – No), 5-öt kitöltve f-családot alkotó alszintek aktinidák. Vegye figyelembe, hogy a 6 d- és 5 f- az alszintek olyan közeli energiákkal rendelkeznek, hogy az aktinid atomok elektronikus konfigurációja gyakran nem engedelmeskedik a szabálynak ( n+l). De ebben az esetben a pontos konfigurációs érték 5 f t 5d m nem olyan fontos, mivel meglehetősen gyenge hatással van az elem kémiai tulajdonságaira.

Lawrencium Lr-ben (Z=103) egy új elektron érkezik a 6-hoz d-alszint. Ez az elem néha a lutécium alá kerül a periódusos rendszerben. A hetedik időszak nem zárult le. A 104-109 elemek instabilak, tulajdonságaik kevéssé ismertek. Így az atommag töltésének növekedésével a külső szintek hasonló elektronikus struktúrái periodikusan ismétlődnek. Ebben a tekintetben az elemek különböző tulajdonságainak időszakos változásaira is számítani kell.

Vegye figyelembe, hogy a leírt elektronikus konfigurációk a gázfázisban lévő izolált atomokra vonatkoznak. Egy elem atomjának konfigurációja teljesen eltérő lehet, ha az atom szilárd vagy oldatban van.

Az első négy periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete: $s-$, $p-$ és $d-$elemek. Egy atom elektronikus konfigurációja. Az atomok alap- és gerjesztett állapotai

Az atom fogalma az ókori világban keletkezett az anyagrészecskék jelölésére. Görögről fordítva az atom „oszthatatlant” jelent.

Elektronok

Stoney ír fizikus kísérletek alapján arra a következtetésre jutott, hogy az elektromosságot az összes kémiai elem atomjában létező legkisebb részecskék hordozzák. 1891 dollárban Mr. Stoney azt javasolta, hogy nevezzék el ezeket a részecskéket elektronok, ami görögül "borostyánt" jelent.

Néhány évvel azután, hogy az elektron megkapta a nevét, Joseph Thomson angol fizikus és Jean Perrin francia fizikus bebizonyította, hogy az elektronok negatív töltést hordoznak. Ez a legkisebb negatív töltés, amelyet a kémiában $(–1)$ egységnek vesznek. Thomsonnak még az elektron sebességét is sikerült meghatároznia (ez megegyezik a fénysebességgel – 300 000 dollár km/s) és az elektron tömegét (1836 dollárral kevesebb, mint egy hidrogénatom tömege).

Thomson és Perrin egy áramforrás pólusait két fémlemezzel - egy katóddal és egy anóddal - kapcsolta össze, üvegcsőbe forrasztva, amelyből a levegőt kiszívták. Amikor körülbelül 10 ezer voltos feszültséget kapcsoltak az elektródalemezekre, fénykisülés villant a csőben, és a részecskék a katódról (negatív pólus) az anódra (pozitív pólusra) repültek, amit a tudósok először elneveztek. katódsugarak, majd rájött, hogy ez egy elektronfolyam. A speciális anyagokhoz, például a tévéképernyőn lévő elektronok izzást okoznak.

Levonták a következtetést: elektronok szöknek ki annak az anyagnak az atomjaiból, amelyből a katód készül.

A szabad elektronokat vagy azok áramlását más módon is nyerhetjük, például fémhuzal hevítésével vagy a periódusos rendszer I. csoportjának fő alcsoportjának elemei által alkotott fémek megvilágításával (például cézium).

Az elektronok állapota egy atomban

Az atomban lévő elektron állapotát a vonatkozó információk összességeként értjük energia bizonyos elektron be hely, amelyben található. Azt már tudjuk, hogy az atomban lévő elektronnak nincs mozgáspályája, i.e. csak arról beszélhetünk valószínűségek elhelyezkedése a mag körüli térben. Ennek a térnek az atommagot körülvevő bármely részén elhelyezkedhet, és a különböző pozíciók halmazát egy bizonyos negatív töltéssűrűségű elektronfelhőnek tekintjük. Képletesen ezt így is el lehet képzelni: ha le lehetne fényképezni egy elektron helyzetét egy atomban századmásodpercek vagy milliomodrészek után, mint a fényképezésnél, akkor az ilyen fényképeken az elektron pontként lenne ábrázolva. Ha számtalan ilyen fényképet helyeznénk egymásra, a kép egy legnagyobb sűrűségű elektronfelhőt ábrázolná, ahol a legtöbb ilyen pont van.

Az ábrán egy ilyen elektronsűrűség „vágása” látható az atommagon áthaladó hidrogénatomban, és a szaggatott vonal azt a gömböt határolja, amelyen belül az elektron észlelésének valószínűsége 90% $. Az atommaghoz legközelebbi körvonal a térnek egy olyan tartományát fedi le, amelyben az elektron kimutatásának valószínűsége $10%$, a második körvonalon belüli elektron detektálásának valószínűsége az atommagból $20%$, a harmadikon belül $≈30% $ stb. Az elektron állapotában van némi bizonytalanság. Ennek a különleges állapotnak a jellemzésére W. Heisenberg német fizikus bevezette a fogalmat bizonytalanság elve, azaz kimutatta, hogy lehetetlen egyidejűleg és pontosan meghatározni egy elektron energiáját és helyét. Minél pontosabban van meghatározva egy elektron energiája, annál bizonytalanabb a helyzete, és fordítva, a helyzet meghatározása után lehetetlen meghatározni az elektron energiáját. Az elektron kimutatásának valószínűségi tartománya nem rendelkezik egyértelmű határokkal. Lehetséges azonban olyan teret kiválasztani, ahol az elektron megtalálásának valószínűsége maximális.

Az atommag körüli teret, amelyben a legnagyobb valószínűséggel elektron található, orbitálisnak nevezzük.

Körülbelül 90%$-át tartalmazza az elektronfelhőből, ami azt jelenti, hogy az elektron az időnek körülbelül 90%$-át a tér ezen részében tartózkodik. Alakjuk alapján négyféle pályát ismerünk, amelyeket latin $s, p, d$ és $f$ betűkkel jelölünk. Az ábrán az elektronpályák egyes formáinak grafikus ábrázolása látható.

Az elektron bizonyos pályán való mozgásának legfontosabb jellemzője az atommaghoz való kötődés energiája. A hasonló energiaértékű elektronok egyetlent alkotnak elektronréteg, vagy energia szint. Az energiaszintek a magtól kezdve vannak számozva: $1, 2, 3, 4, 5, 6 $ és $7 $.

Az energiaszint számát jelölő $n$ egész számot főkvantumszámnak nevezzük.

Egy adott energiaszintet elfoglaló elektronok energiáját jellemzi. Az első energiaszintű, az atommaghoz legközelebb eső elektronok energiája a legalacsonyabb. Az első szintű elektronokhoz képest a következő szintek elektronjait nagy energiamennyiség jellemzi. Következésképpen a külső szint elektronjai a legkevésbé szorosan kötődnek az atommaghoz.

Az atomban lévő energiaszintek (elektronikus rétegek) száma megegyezik a D. I. Mengyelejev-rendszer azon periódusának számával, amelyhez a kémiai elem tartozik: az első periódus elemeinek atomjainak egy energiaszintjük van; második időszak - kettő; hetedik periódus - hét.

Az energiaszinten lévő elektronok legnagyobb számát a következő képlet határozza meg:

ahol $N$ az elektronok maximális száma; $n$ a szintszám vagy a fő kvantumszám. Következésképpen: az atommaghoz legközelebb eső első energiaszinten legfeljebb két elektron lehet; a másodikon - legfeljebb 8 dollár; a harmadikon - legfeljebb 18 dollár; a negyediken - legfeljebb 32 dollár. És hogyan vannak elrendezve az energiaszintek (elektronikus rétegek)?

A második $(n = 2)$ energiaszinttől kezdve mindegyik szint alszintekre (alrétegekre) oszlik, amelyek a maggal való kötési energiában kissé különböznek egymástól.

Az alszintek száma megegyezik a fő kvantumszám értékével: az első energiaszintnek egy alszintje van; a második - kettő; harmadik - három; negyedik - négy. Az alszinteket pedig orbitálok alkotják.

Minden $n$ értéke $n^2$-nak megfelelő számú pályának felel meg. A táblázatban bemutatott adatok alapján nyomon követhető a kapcsolat a $n$ főkvantumszám és az alszintek száma, a pályák típusa és száma, valamint a részszinten és szinten lévő elektronok maximális száma között.

Főkvantumszám, a pályák típusai és száma, az elektronok maximális száma az al- és szinteken.

Energiaszint $(n)$	Az alszintek száma megegyezik a $n$ értékkel	Orbitális típus	A pályák száma		Az elektronok maximális száma
			az alszinten	$n^2$-val egyenlő szinten	az alszinten	$n^2$-val egyenlő szinten
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Az alszinteket általában latin betűkkel jelölik, valamint a pályák alakját, amelyekből állnak: $s, p, d, f$. Így:

• $s$-alszint - az egyes energiaszintek első, az atommaghoz legközelebb eső alszintje egy $s$-pályából áll;
• $p$-alszint - mindegyik második alszintje, kivéve az első, energiaszintet, három $p$-pályából áll;
• $d$-alszint - mindegyik harmadik alszintje, a harmadik energiaszinttől kezdve, öt $d$-pályából áll;
• Mindegyik $f$-alszintje a negyedik energiaszinttől kezdve hét $f$-pályából áll.

Atommag

De nemcsak az elektronok részei az atomoknak. Henri Becquerel fizikus felfedezte, hogy egy uránsót tartalmazó természetes ásvány is ismeretlen sugárzást bocsát ki, így fénytől védett fényképezőfilmeket tesz ki. Ezt a jelenséget nevezték el radioaktivitás.

Háromféle radioaktív sugárzás létezik:

1. $α$-sugarak, amelyek $α$-részecskékből állnak, amelyek töltése $2$-szor nagyobb, mint egy elektron töltése, de pozitív előjelű, tömegük pedig $4$-szor nagyobb, mint egy hidrogénatom tömege;
2. A $β$-sugarak elektronok áramlását jelentik;
3. A $γ$-sugarak elhanyagolható tömegű elektromágneses hullámok, amelyek nem hordoznak elektromos töltést.

Következésképpen az atom összetett szerkezetű - pozitív töltésű atommagból és elektronokból áll.

Hogyan épül fel egy atom?

1910-ben a London melletti Cambridge-ben Ernest Rutherford és tanítványai és kollégái a vékony aranyfólián áthaladó és a képernyőre eső α$-os részecskék szóródását tanulmányozták. Az alfa-részecskék általában csak egy fokkal tértek el az eredeti iránytól, ami látszólag megerősítette az aranyatomok tulajdonságainak egységességét és egységességét. És hirtelen a kutatók észrevették, hogy néhány $α$-os részecskék hirtelen megváltoztatták az útjuk irányát, mintha valamilyen akadályba ütköznének.

Rutherford egy képernyőt a fólia elé helyezve még azokat a ritka eseteket is képes volt észlelni, amikor az aranyatomokról visszaverődő $α$-os részecskék az ellenkező irányba repültek.

A számítások azt mutatták, hogy a megfigyelt jelenségek akkor következhetnek be, ha az atom teljes tömege és annak összes pozitív töltése egy apró központi magban koncentrálódik. Az atommag sugara, mint kiderült, 100 000-szer kisebb, mint az egész atom sugara, az a régió, amelyben a negatív töltésű elektronok találhatók. Ha figuratív összehasonlítást alkalmazunk, akkor az atom teljes térfogata a luzsnyiki stadionhoz, az atommag pedig a pálya közepén elhelyezkedő futballlabdához hasonlítható.

Bármely kémiai elem atomja egy parányi naprendszerhez hasonlítható. Ezért az atomnak ezt a Rutherford által javasolt modelljét planetárisnak nevezik.

Protonok és neutronok

Kiderült, hogy az apró atommag, amelyben az atom teljes tömege koncentrálódik, kétféle részecskéből áll - protonokból és neutronokból.

Protonok töltésük megegyezik az elektronok töltésével, de ellentétes előjelben $(+1)$, tömege pedig megegyezik a hidrogénatom tömegével (a kémiában egységnek tekintjük). A protonokat a $↙(1)↖(1)p$ (vagy $p+$) jellel jelöljük. Neutronok nem hordoznak töltést, semlegesek és tömegük megegyezik a proton tömegével, azaz. 1 dollár. A neutronokat a $↙(0)↖(1)n$ (vagy $n^0$) jellel jelöljük.

A protonokat és a neutronokat együtt nevezzük nukleonok(a lat. atommag- mag).

Az atomban lévő protonok és neutronok számának összegét nevezzük tömegszám. Például egy alumínium atom tömegszáma:

Mivel az elektron elhanyagolhatóan kicsi tömege elhanyagolható, nyilvánvaló, hogy az atom teljes tömege az atommagban koncentrálódik. Az elektronokat a következőképpen jelöljük: $e↖(-)$.

Mivel az atom elektromosan semleges, az is nyilvánvaló hogy egy atomban a protonok és elektronok száma azonos. Ez egyenlő a kémiai elem rendszámával, hozzá van rendelve a periódusos rendszerben. Például egy vasatom atommagja $26 $ protont tartalmaz, és $26 $ elektronok keringenek az atommag körül. Hogyan határozzuk meg a neutronok számát?

Mint ismeretes, az atom tömege protonok és neutronok tömegéből áll. A $(Z)$ elem sorszámának ismeretében, azaz. a protonok számát és a $(A)$ tömegszámot, amely megegyezik a protonok és neutronok számának összegével, a neutronok számát $(N)$ a következő képlettel találjuk meg:

Például egy vasatomban a neutronok száma:

$56 – 26 = 30$.

A táblázat az elemi részecskék főbb jellemzőit mutatja be.

Az elemi részecskék alapvető jellemzői.

Izotópok

Ugyanazon elem atomjainak változatait, amelyek azonos magtöltéssel, de eltérő tömegszámmal rendelkeznek, izotópoknak nevezzük.

Szó izotóp két görög szóból áll: isos- azonos és toposz- hely, jelentése „egy hely elfoglalása” (cella) az elemek periódusos rendszerében.

A természetben található kémiai elemek izotópok keverékei. Így a szénnek három izotópja van, amelyek tömege 12, 13, 14 $; oxigén - három izotóp tömegével: 16, 17, 18 stb.

Általában a periódusos rendszerben megadott kémiai elem relatív atomtömege egy adott elem izotópjainak természetes keveréke atomtömegeinek átlagértéke, figyelembe véve azok relatív előfordulását a természetben, ezért az atomi értékei. a tömegek gyakran töredékesek. Például a természetes klóratomok két izotóp keveréke - 35 $ (a természetben 75% $ van) és 37 $ (25% $ van a természetben); ezért a klór relatív atomtömege 35,5 $. A klór izotópjai a következőképpen vannak felírva:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ és $↖(37)↙(17)(Cl)$

A klór izotópjainak kémiai tulajdonságai pontosan ugyanazok, mint a legtöbb kémiai elem izotópjai, például a kálium, az argon:

$↖(39)↙(19)(K)$ és $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ és $↖(40)↙(18) )(Ar)$

A hidrogénizotópok tulajdonságai azonban nagymértékben különböznek egymástól a relatív atomtömegük drámai többszörös növekedése miatt; még egyedi neveket és vegyjeleket is kaptak: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$ vagy $↖(2)↙(1)(D)$; trícium - $↖(3)↙(1)(H)$ vagy $↖(3)↙(1)(T)$.

Most egy modern, szigorúbb és tudományosabb definíciót adhatunk a kémiai elemre.

A kémiai elem azonos nukleáris töltéssel rendelkező atomok halmaza.

Az első négy periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete

Tekintsük az elemek atomjainak elektronikus konfigurációinak megjelenítését a D. I. Mengyelejev rendszer periódusai szerint.

Az első időszak elemei.

Az atomok elektronszerkezetének diagramjai az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják.

Az atomok elektronikus képlete az elektronok energiaszintek és alszintek közötti eloszlását mutatja.

Az atomok grafikus elektronikus képlete az elektronok eloszlását nemcsak szinteken és alszinteken, hanem pályákon is megmutatja.

A hélium atomban az első elektronréteg kész – $2$ elektront tartalmaz.

A hidrogén és a hélium $s$ elemek, ezeknek az atomoknak a $s$ pályája tele van elektronokkal.

A második periódus elemei.

Minden második periódusú elemnél az első elektronréteg meg van töltve, és az elektronok kitöltik a második elektronréteg $s-$ és $p$ pályáját a legkisebb energia elve szerint (először $s$, majd $p$ ) és a Pauli és Hund szabályok.

A neonatomban a második elektronréteg elkészült - 8 dolláros elektront tartalmaz.

A harmadik periódus elemei.

A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg teljesül, így a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok elfoglalhatják a 3s-, 3p- és 3d-alszinteket.

A harmadik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete.

A magnézium atom befejezi 3,5 dolláros elektronpályáját. A $Na$ és a $Mg$ $s$-elemek.

Az alumíniumban és az azt követő elemekben a $3d$ alszint tele van elektronokkal.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Az argonatom külső rétegében (a harmadik elektronrétegben) 8 dollár elektron van. A külső réteg elkészültével, de összességében a harmadik elektronrétegben, mint már tudjátok, 18 elektron lehet, ami azt jelenti, hogy a harmadik periódus elemei kitöltetlen $3d$-pályákkal rendelkeznek.

$Al$ és $Ar$ között minden elem $р$ -elemek.

$s-$ és $p$ -elemek forma fő alcsoportok a periódusos rendszerben.

A negyedik periódus elemei.

A kálium és kalcium atomoknak van egy negyedik elektronrétege és a $4s$ alszint kitöltve, mert alacsonyabb energiájú, mint a $3d$ alszint. A negyedik periódus elemeinek atomjainak grafikus elektronikus képleteinek egyszerűsítésére:

1. Jelöljük az argon hagyományos grafikus elektronikus képletét a következőképpen: $Ar$;
2. Nem fogunk olyan alszinteket ábrázolni, amelyek nincsenek kitöltve ezekben az atomokban.

$K, Ca$ - $s$ - elemek, fő alcsoportokba tartoznak. A $Sc$ és $Zn$ közötti atomok esetében a 3d alszint tele van elektronokkal. Ezek $3d$ elemek. Benne vannak oldalsó alcsoportok, külső elektronrétegük meg van töltve, besorolásuk szerint átmeneti elemek.

Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronikus héjának szerkezetére. Ezekben egy elektron „elbukik” a $4s-$-ról a $3d$ alszintre, ami a kapott $3d^5$ és $3d^(10)$ elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Elem szimbólum, sorozatszám, név	Elektronikus szerkezeti diagram	Elektronikus képlet	Grafikus elektronikus képlet
$↙(19)(K)$ Kálium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titán		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanádium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Cu)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ vagy $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ vagy $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ vagy $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kripton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ vagy $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

A cink atomban elkészült a harmadik elektronréteg - benne van az összes $3s, 3p$ és $3d$ alszint, összesen $18$ elektronnal.

A cinket követő elemekben a negyedik elektronréteg, a $4p$ alszint tovább töltődik. Elemek $Ga$-tól $Кr$-ig – $р$ -elemek.

A kriptonatom külső (negyedik) rétege teljes, és 8 dolláros elektronokat tartalmaz. De összességében a negyedik elektronrétegben, mint tudják, $32$ elektronok lehetnek; a kripton atomnak még vannak kitöltetlen $4d-$ és $4f$ alszintjei.

Az ötödik periódus elemeinél az alszinteket a következő sorrendben kell kitölteni: $5s → 4d → 5p$. És vannak kivételek a $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) elektronok „meghibásodásával” kapcsolatban is. ) Pd$, $↙(47)Ag$. A $f$ a hatodik és hetedik periódusban jelenik meg -elemek, azaz elemek, amelyekre a harmadik külső elektronikus réteg $4f-$ és $5f$ alszintjei rendre ki vannak töltve.

$4f$ -elemek hívott lantanidok.

$5f$ -elemek hívott aktinidák.

Az elektronikus részszintek kitöltésének sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: $↙(55)Cs$ és $↙(56)Ba$ - $6s$ elemek; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elem; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemek; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemek; $↙(81)T1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemek. De itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronikus pályák kitöltési sorrendje sérül, ami például a fél és teljesen feltöltött $f$-alszintek nagyobb energiastabilitásával jár, pl. $nf^7$ és $nf^(14)$.

Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elem, amint már megértette, négy elektroncsaládra vagy blokkra van osztva:

1. $s$ -elemek; az atom külső szintjének $s$-alszintje tele van elektronokkal; A $s$-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az I. és II. csoport fő alcsoportjainak elemei;
2. $p$ -elemek; az atom külső szintjének $p$-alszintje tele van elektronokkal; A $p$-elemek a III–VIII. csoportok fő alcsoportjainak elemeit tartalmazzák;
3. $d$ -elemek; az atom pre-külső szintjének $d$-alszintje tele van elektronokkal; A $d$-elemek közé tartoznak az I–VIII csoportok másodlagos alcsoportjainak elemei, azaz. $s-$ és $p-$ elemek között elhelyezkedő nagy periódusok interkaláris évtizedeinek elemei. Úgy is hívják átmeneti elemek;
4. $f$ -elemek; elektronok töltik ki az atom harmadik külső szintjének $f-$-alszintjét; ezek közé tartoznak a lantanidok és az aktinidák.

Egy atom elektronikus konfigurációja. Az atomok alap- és gerjesztett állapotai

W. Pauli svájci fizikus 1925 dollárban azt találta egy atomnak legfeljebb két elektronja lehet egy pályán, ellentétes (antipárhuzamos) hátlappal (angolból orsónak fordítva), i.e. olyan tulajdonságokkal rendelkezik, amelyeket hagyományosan úgy képzelhetünk el, mint egy elektron képzeletbeli tengelye körül az óramutató járásával megegyező vagy ellentétes irányú forgását. Ezt az elvet hívják Pauli elv.

Ha egy elektron van egy pályán, azt ún párosítatlan, ha kettő, akkor ez párosított elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok.

Az ábrán az energiaszintek alszintekre való felosztásának diagramja látható.

$s-$ Orbitális, mint már tudja, gömb alakú. A $(n = 1)$ hidrogénatom elektronja ezen a pályán helyezkedik el és nincs párosítva. Emiatt azt elektronikus képlet, vagy elektronikus konfiguráció, így van írva: $1s^1$. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a $(1...)$ betű előtti szám jelöli, a latin betű az alszintet (pályatípust), a jobbra írt szám pedig a fölé írt számmal. betű (kitevőként) mutatja az elektronok számát az alszinten.

Egy He hélium atomra, amelynek két pár elektronja van egy $s-$pályán, ez a képlet: $1s^2$. A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz. A második $(n = 2)$ energiaszinten négy pálya van, egy $s$ és három $p$. A második szint $s$-pályájának elektronjai ($2s$-pálya) nagyobb energiájúak, mert nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint a $1s$ $(n = 2)$ pálya elektronjai. Általánosságban elmondható, hogy minden $n$ értékhez egy $s-$pálya tartozik, de rajta van ennek megfelelő elektronenergia-ellátás, és ezért megfelelő átmérőjű, amely a $n$ értékének növekedésével nő. Az s-$Orbital, amint azt már tudja, gömb alakú. A $(n = 1)$ hidrogénatom elektronja ezen a pályán helyezkedik el és nincs párosítva. Ezért az elektronikus képlete vagy elektronikus konfigurációja a következőképpen van felírva: $1s^1$. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a $(1...)$ betű előtti szám jelöli, a latin betű az alszintet (pályatípust), a jobbra írt szám pedig a fölé írt számmal. betű (kitevőként) mutatja az elektronok számát az alszinten.

Egy $He$ héliumatom esetében, amelynek két pár elektronja van egy $s-$pályán, ez a képlet: $1s^2$. A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz. A második $(n = 2)$ energiaszinten négy pálya van, egy $s$ és három $p$. A második szintű $s-$pályák elektronjai ($2s$-pályák) nagyobb energiájúak, mert nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint a $1s$ $(n = 2)$ pálya elektronjai. Általánosságban elmondható, hogy minden $n$ értékhez egy $s-$pálya tartozik, de rajta megfelelő elektronenergia-ellátással, és ezért megfelelő átmérőjű, amely a $n$ értékének növekedésével nő.

$p-$ Orbitális súlyzó vagy terjedelmes nyolcas alakja van. Mindhárom $p$-pálya az atomban egymásra merőlegesen helyezkedik el az atommagon áthúzott térbeli koordináták mentén. Még egyszer hangsúlyozni kell, hogy minden energiaszintnek (elektronikus rétegnek) $n= 2$-tól kezdve három $p$-pályája van. A $n$ értékének növekedésével az elektronok az atommagtól nagy távolságra elhelyezkedő $p$-pályákat foglalják el, és a $x, y, z$ tengelyek mentén irányulnak.

A második $(n = 2)$ periódus elemeinél először egy $s$-pályát töltünk ki, majd három $p$-pályát; elektronikus képlet $Li: 1s^(2)2s^(1)$. A $2s^1$ elektron gyengébben kötődik az atommaghoz, így a lítium atom könnyen feladhatja (ahogy nyilván emlékszel, ezt a folyamatot oxidációnak hívják), lítium ionná alakulva $Li^+$ .

A berillium Be atomban a negyedik elektron is a $2s$ pályán található: $1s^(2)2s^(2)$. A berillium atom két külső elektronja könnyen leválik - a $B^0$ $Be^(2+)$ kationná oxidálódik.

A bóratomban az ötödik elektron a $2p$ pályát foglalja el: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Ezután a $C, N, O, F$ atomokat $2p$-pályákkal töltik meg, ami a nemesgáz neonnal végződik: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

A harmadik periódus elemeinél a $3s-$, illetve a $3p$ pálya kitöltésre kerül. A harmadik szint öt $d$-pályája szabadon marad:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Néha az elektronok atomokban való eloszlását ábrázoló diagramokon csak az egyes energiaszinteken lévő elektronok száma van feltüntetve, pl. írja le a kémiai elemek atomjainak rövidített elektronikus képleteit, ellentétben a fent megadott teljes elektronikus képletekkel, például:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Nagy periódusú elemeknél (negyedik és ötödik) az első két elektron $4s-$, illetve $5s$ pályát foglal el: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 dollár. Az egyes főperiódusok harmadik elemétől kezdve a következő tíz elektron az előző $3d-$ illetve $4d-$ pályára kerül (az oldalsó alcsoportok elemeinél): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Általános szabály, hogy az előző $d$-alszint kitöltésekor a külső ($4р-$ és $5р-$) $р-$-alszint kitöltése megkezdődik: $↙(33)As 2, 8 , 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

Nagy periódusú elemeknél - a hatodik és a nem teljes hetedik - az elektronikus szintek és alszintek elektronokkal vannak feltöltve, általában így: az első két elektron belép a külső $s-$alszintbe: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; a következő egy elektron ($La$ és $Ca$ esetén) az előző $d$-alszintre: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ és $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 dollár.

Ezután a következő $14$-os elektronok a harmadik külső energiaszintre kerülnek, a lantanidok $4f$ és $5f$ pályáira, rendre: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Ekkor az oldalsó alcsoportok elemeinek második külső energiaszintje ($d$-alszint) újra felépül: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. És végül csak azután, hogy a $d$-alszint teljesen megtelt tíz elektronnal, akkor a $p$-alszint újra kitöltődik: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Nagyon gyakran energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják az atomok elektronikus héjának szerkezetét - az ún. grafikus elektronikus képletek. Ehhez a jelöléshez a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy olyan cella jelöl ki, amely egy pályának felel meg; Minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafikus elektronikus képlet írásakor két szabályt kell emlékeznie: Pauli elv, amely szerint egy cellában (pályán) legfeljebb két elektron lehet, de antiparallel spinekkel, ill. F. Hund szabálya, amely szerint az elektronok először egyenként foglalják el a szabad cellákat, és azonos spinértékük van, és csak ezután párosulnak, de a spinek a Pauli-elv szerint ellentétes irányúak lesznek.

W. Pauli svájci fizikus 1925-ben megállapította, hogy egy atomban egy pályán legfeljebb két elektron lehet egymással ellentétes (antiparallel) spinnel (az angol fordításban „orsó”), vagyis olyan tulajdonságokkal, amelyek hagyományosan meghatározhatók. úgy képzelte magát, mint egy elektron forgását képzeletbeli tengelye körül: az óramutató járásával megegyező vagy ellentétes irányba. Ezt az elvet Pauli-elvnek nevezik.

Ha egy elektron van a pályán, akkor azt párosítatlannak nevezzük, ha kettő van, akkor ezek páros elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok.

Az 5. ábra az energiaszintek alszintekre való felosztását mutatja be.

Az S-Orbital, amint azt már tudja, gömb alakú. A hidrogénatom elektronja (s = 1) ezen a pályán található, és nincs párosítva. Ezért az elektronikus képlete vagy elektronikus konfigurációja a következőképpen lesz írva: 1s 1. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a betűt megelőző szám (1 ...), a latin betű az alszintet (pályatípust), a szám pedig a jobb felső sarokban található. betű (kitevőként), mutatja az elektronok számát az alszinten.

Egy He héliumatom esetében, amelynek egy s-pályán két pár elektronja van, ez a képlet: 1s 2.

A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz.

A második energiaszinten (n = 2) négy pálya van: egy s és három p. A második szintű s-pálya elektronjai (2s-pályák) nagyobb energiájúak, mivel nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint az 1s-pálya elektronjai (n = 2).

Általánosságban elmondható, hogy n minden értékéhez egy s pálya tartozik, de rajta megfelelő elektronenergia-ellátással, és ezért megfelelő átmérőjű, amely n értékének növekedésével nő.

Az R-Orbital súlyzó vagy háromdimenziós nyolcas formájú. Mindhárom p-pálya az atomban egymásra merőlegesen helyezkedik el az atommagon keresztül megrajzolt térbeli koordináták mentén. Még egyszer hangsúlyozni kell, hogy minden energiaszintnek (elektronikus rétegnek) n = 2-től kezdve három p-pályája van. Az n értékének növekedésével az elektronok az atommagtól nagy távolságra elhelyezkedő p-pályákat foglalják el, amelyek az x, y, z tengelyek mentén irányulnak.

A második periódus elemeinél (n = 2) először egy b-pályát, majd három p-pályát töltünk ki. Elektronikus képlet 1l: 1s 2 2s 1. Az elektron lazábban kötődik az atommaghoz, így a lítium atom könnyen feladhatja (mint emlékszel, ezt a folyamatot oxidációnak hívják), Li+ ionná alakulva.

A Be 0 berillium atomban a negyedik elektron is a 2s pályán található: 1s 2 2s 2. A berillium atom két külső elektronja könnyen elválasztható - a Be 0 Be 2+ kationná oxidálódik.

A bóratomban az ötödik elektron a 2p pályát foglalja el: 1s 2 2s 2 2p 1. Ezután a C, N, O, E atomokat 2p pályákkal töltik meg, ami a nemesgáz neonnal végződik: 1s 2 2s 2 2p 6.

A harmadik periódus elemeinél az Sv és Sr pályák rendre kitöltésre kerülnek. A harmadik szint öt d-pályája szabadon marad:

Néha az elektronok atomokban való eloszlását ábrázoló diagramokon csak az egyes energiaszinteken lévő elektronok számát tüntetik fel, vagyis a kémiai elemek atomjainak rövidített elektronképleteit írják, ellentétben a fent megadott teljes elektronképletekkel.

A nagy periódusú elemeknél (negyedik és ötödik) az első két elektron a 4., illetve 5. pályát foglalja el: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Minden főperiódus harmadik elemétől kiindulva a következő tíz elektron az előző 3d, illetve 4d pályára lép (oldalsó alcsoportok elemeinél): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tg 2, 8, 18, 13, 2. Általános szabály, hogy az előző d-alszint kitöltésekor a külső (4p- és 5p-alszint) p-alszint töltődik be.

A nagy periódusú elemeknél - a hatodik és a nem teljes hetedik - az elektronikus szintek és alszintek elektronokkal vannak feltöltve, általában így: az első két elektron a külső b-alszintre kerül: 56 Va 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; a következő egy elektron (Na és Ac esetén) az előzőhöz (p-alszint: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 és 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Ekkor a következő 14 elektron belép a harmadik külső energiaszintre a lantanidok 4f és 5f pályáján.

Ezután a második külső energiaszint (d-alszint) kezd újra felépülni: oldalsó alcsoportok elemeinél: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8.18, 32, 32.10, 2, - és végül csak azután, hogy az áramszint teljesen megtelt tíz elektronnal, akkor a külső p-alszint újra feltöltődik:

86 Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8.

Nagyon gyakran az atomok elektronikus héjának szerkezetét energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják - úgynevezett grafikus elektronikus képleteket írnak. Ehhez a jelöléshez a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy olyan cella jelöl ki, amely egy pályának felel meg; Minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafikus elektronikus képlet írásakor két szabályt kell megjegyezni: a Pauli-elvet, amely szerint egy cellában (pályán) legfeljebb két elektron lehet, de antiparallel spinekkel, és F. Hund szabályára, amely szerint az elektronok szabad cellákat (pályákat) foglalnak el, és ben helyezkednek el. Eleinte egyenként vannak és azonos spinértékkel rendelkeznek, majd csak ezután párosulnak, de a pörgetések a Pauli-elv szerint ellentétes irányúak lesznek.

Végezetül még egyszer vegyük figyelembe az elemek atomjainak elektronikus konfigurációinak megjelenítését a D. I. Mengyelejev rendszer periódusai szerint. Az atomok elektronszerkezetének diagramjai az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják.

A hélium atomban az első elektronréteg kész - 2 elektronja van.

A hidrogén és a hélium s-elemek, ezeknek az atomoknak az s-pályája tele van elektronokkal.

A második periódus elemei

A második periódus összes eleménél az első elektronréteget kitöltik, és elektronok töltik ki a második elektronréteg e- és p-pályáit a legkisebb energia elve szerint (először s-, majd p), valamint a Pauli ill. Hund szabályok (2. táblázat).

A neonatomban a második elektronréteg teljes - 8 elektronból áll.

2. táblázat A második periódus elemeinek atomjainak elektronhéjainak szerkezete

A táblázat vége. 2

Li, Be b-elemek.

A B, C, N, O, F, Ne p-elemek, ezeknek az atomoknak elektronokkal teli p-pályájuk van.

A harmadik periódus elemei

A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg teljesül, így a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok a 3s, 3p és 3d alszinteket foglalhatják el (3. táblázat).

3. táblázat A harmadik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjainak szerkezete

A magnézium atom befejezi 3s elektronpályáját. Na és Mg s-elemek.

Egy argonatomnak 8 elektronja van a külső rétegében (harmadik elektronréteg). Külső rétegként teljes, de összességében a harmadik elektronrétegben, mint már tudjátok, 18 elektron lehet, ami azt jelenti, hogy a harmadik periódus elemei kitöltetlen 3d pályákkal rendelkeznek.

Al-tól Ar-ig minden elem p-elem. Az s- és p-elemek alkotják a periódusos rendszer fő alcsoportjait.

A kálium- és kalciumatomban megjelenik egy negyedik elektronréteg, és a 4s alszint kitöltődik (4. táblázat), mivel ennek kisebb az energiája, mint a 3d alszintnek. A negyedik periódus elemeinek atomjainak grafikus elektronképleteinek egyszerűsítésére: 1) jelöljük az argon hagyományos grafikus elektronképletét a következőképpen:
Ar;

2) nem fogunk ábrázolni olyan részszinteket, amelyek nincsenek kitöltve ezekben az atomokban.

4. táblázat A negyedik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjainak szerkezete

K, Ca - a fő alcsoportokba tartozó s-elemek. Az Sc-től Zn-ig terjedő atomokban a 3. alszint tele van elektronokkal. Ezek Zy elemek. Másodlagos alcsoportokba tartoznak, legkülső elektronikus rétegük ki van töltve, és átmeneti elemeknek minősülnek.

Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronikus héjának szerkezetére. Bennük van egy elektron „meghibásodása” a 4-től a 3-ig, ami a kapott Zd 5 és Zd 10 elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható:

A cinkatomban elkészült a harmadik elektronréteg - benne van az összes 3s, 3p és 3d alszint, összesen 18 elektronnal.

A cinket követő elemekben a negyedik elektronréteg, a 4p alszint töltődik tovább: A Ga-tól Kr-ig terjedő elemek p-elemek.

A kriptonatomnak van egy külső rétege (negyedik), amely teljes és 8 elektronból áll. De összesen a negyedik elektronrétegben, mint tudod, 32 elektron lehet; a kriptonatomnak még vannak kitöltetlen 4d és 4f alszintjei.

Az ötödik periódus elemeinél az alszinteket a következő sorrendben kell kitölteni: 5s-> 4d -> 5p. És vannak kivételek is az elektronok „meghibásodásával” kapcsolatban 41 Nb, 42 MO stb.

A hatodik és a hetedik periódusban olyan elemek jelennek meg, amelyekben a harmadik külső elektronikus réteg 4f-, illetve 5f-alszintje töltődik fel.

A 4f elemeket lantanidoknak nevezzük.

Az 5f-elemeket aktinidáknak nevezzük.

Az elektronikus részszintek kitöltésének sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: 55 Сs és 56 Ва - 6s elemek;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d elem; 58 Ce - 71 Lu - 4f elemek; 72 Hf - 80 Hg - 5d elemek; 81 Tl— 86 Rn—6p elemek. De itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronpályák kitöltésének sorrendje „sérül”, ami például a fél és teljesen kitöltött f részszintek, azaz nf 7 és nf 14 nagyobb energiastabilitásával jár. .

Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elem, amint azt már megértette, négy elektroncsaládra vagy blokkra van osztva (7. ábra).

1) s-elemek; az atom külső szintjének b-alszintje tele van elektronokkal; az s-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az I. és II. csoport fő alcsoportjainak elemei;

2) p-elemek; az atom külső szintjének p-alszintje tele van elektronokkal; p elemek közé tartoznak a III-VIII csoportok fő alcsoportjainak elemei;

3) d-elemek; az atom pre-külső szintjének d-alszintje tele van elektronokkal; A d-elemek közé tartoznak az I-VIII csoport másodlagos alcsoportjainak elemei, vagyis az s- és p-elemek között elhelyezkedő, nagy periódusú, több évtizedes beépülő modulok elemei. Átmeneti elemeknek is nevezik őket;

4) f-elemek, az atom harmadik külső szintjének f-alszintje tele van elektronokkal; ezek közé tartoznak a lantanidok és az aktinidák.

1. Mi történne, ha nem tartják be a Pauli-elvet?

2. Mi történne, ha nem tartják be Hund szabályát?

3. Készítsen diagramokat az alábbi kémiai elemek atomjainak elektronszerkezetéről, elektronképleteiről és grafikus elektronképleteiről: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa!

4. Írja fel a 110-es elem elektronikus képletét a megfelelő nemesgáz jellel!

5. Mi az elektron „bemerülés”? Mondjon példákat azokra az elemekre, amelyekben ez a jelenség megfigyelhető, írja le elektronikus képleteiket!

6. Hogyan határozható meg egy kémiai elem egy adott elektronikai családhoz való tartozása?

7. Hasonlítsa össze a kénatom elektronikus és grafikus elektronképleteit! Milyen további információkat tartalmaz az utolsó képlet?

Az elektronok energiaszinteken és pályákon való elrendezését elektronkonfigurációnak nevezzük. A konfigurációt úgynevezett elektronképletek formájában ábrázolhatjuk, ahol az előtte lévő szám az energiaszint számát, majd a betű az alszintet, a betű jobb felső sarkában pedig az elektronok számát jelöli. alszint. Az utolsó számok összege az atommag pozitív töltésének felel meg. Például a kén és a kalcium elektronikus képlete a következő formában lesz: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Az elektronikus szintek feltöltése a legalacsonyabb energia elve szerint történik: az atomban lévő elektron legstabilabb állapota a minimális energiaértékű állapotnak felel meg. Ezért először a legalacsonyabb energiaértékű rétegeket töltik fel. V. Klecskovszkij szovjet tudós megállapította, hogy az elektron energiája a fő és a pályakvantumszámok összegének növekedésével növekszik (n + /)>, ezért az elektronrétegek feltöltése a fő kvantumszámok összegének növekedésének sorrendjében történik. és orbitális kvantumszámok. Ha két részszintre az összegek (n -f1) egyenlőek, akkor először a legkisebb n és a legnagyobb l9 részszintek, majd a nagyobb n és kisebb L részszintek töltődnek ki. Legyen például az (n +) összeg. /) « 5. Ez az összeg a következő I kombinációknak felel meg: n = 3; / 2; n *» 4; 1-1; l = / - 0. Ennek alapján először a harmadik energiaszint d-alszintjét, majd a 4p-alszintet, és csak ezt követően az ötödik energiaszint s-alszintjét kell kitölteni. A fentiek mindegyike meghatározza az elektronok atomokba való feltöltésének következő sorrendjét: 1. példa Rajzolja le a nátriumatom elektronképletét! Megoldás A periódusos rendszerben elfoglalt hely alapján megállapítható, hogy a nátrium a harmadik periódus eleme. Ez azt jelzi, hogy a nátriumatom elektronjai három energiaszinten helyezkednek el. Az elem sorozatszáma határozza meg az elektronok teljes számát ezen a három szinten - tizenegy. Az első energiaszinten (ls1, / = 0; s-alszint) az elektronok maximális száma // « 2n2, N = 2. Az elektronok eloszlását az első energiaszint s-alszintjén a jelöléssel ábrázoljuk - Is2, a második energiaszinten n = 2, I « 0 (s-alszint) és I = 1 (p-alszint), az elektronok maximális száma nyolc. Mivel a maximum 2е az S-alszinten található, a p-alszinten lesz 6е. Az elektronok eloszlását a második energiaszinten a 2s22p6 jelölés ábrázolja. A harmadik energiaszinten S-, p- és d-alszintek lehetségesek. A nátriumatomnak csak egy elektronja van a harmadik energiaszinten, amely a legkisebb energia elve szerint az Sv alszintet fogja elfoglalni. Az egyes rétegeken lévő elektronok eloszlásának rekordjait egybe egyesítve megkapjuk a nátriumatom elektronképletét: ls22s22p63s1. A nátriumatom pozitív töltését (+11) az összes elektronszám (11) kompenzálja. Ezenkívül az elektronikus héjak szerkezetét energia- vagy kvantumcellák (pályák) segítségével ábrázolják - ezek az úgynevezett grafikus elektronikus képletek. Minden ilyen cellát egy Q téglalap jelöl, az elektron t> a nyíl iránya az elektron spinjét jellemzi. A Pauli-elv szerint egy (párosítatlan) vagy két (párosított) elektron kerül egy cellába (pályára). A nátriumatom elektronszerkezete a diagrammal ábrázolható: Kvantumcellák töltésekor ismerni kell a Hund-szabályt: az atom stabil állapota megfelel az elektronok ilyen energia-alszinten belüli eloszlásnak (p, d, f) , amelynél az atom teljes spinjének abszolút értéke maximális. Tehát, ha két elektron foglal el egy pályát\]j\ \ \, akkor teljes spinjük nulla lesz. Ha két 1 t 111 I pályát elektronokkal töltünk meg, akkor a teljes spin egységgel egyenlő. A Hund-elv alapján az elektronok kvantumcellákon való eloszlása ​​például a 6C és 7N atomok esetében a következő lesz: Kérdések és feladatok az önálló megoldáshoz 1. Sorolja fel az összes alapvető elméleti elvet, amely szükséges az elektronok atomokban való kitöltéséhez! 2. Mutassa be a legkisebb energia elvének érvényességét a kalcium- és szkandium-, stroncium-, ittrium- és indiumatomok elektronok kitöltésének példáján! 3. A foszforatom (gerjesztetlen állapot) grafikus elektronképeletei közül melyik a helyes? Motiválja válaszát a Hund-szabály segítségével. 4. Írja fel az atomok elektronjainak összes kvantumszámát: a) nátrium, szilícium; b) foszfor, klór; c) kén, argon. 5. Készítsen elektronképleteket az első és harmadik periódus s-elemének atomjaira! 6. Készítsen elektronikus képletet az ötödik periódus p-elemének atomjára, amelynek külső energiaszintje 5s25p5! Mik a kémiai tulajdonságai? 7. Rajzolja fel az elektronok eloszlását a pályán a szilícium, fluor, kripton atomjaiban! 8. Készítsen elektronképletet egy olyan elemhez, amelynek egy atomjában két külső szintű elektron energiaállapotát a következő kvantumszámok írják le: n - 5; 0; t1 = 0; ta = + 1/2; ta « -1/2. 9. Az atomok külső és utolsó előtti energiaszintje a következő formájú: a) 3d24s2; b) 4d105s1; c) 5s25p6. Írjon elektronikus képleteket az elemek atomjaira! Adja meg a p- és d-elemeket. 10. Alkoss elektronikus képleteket a d-elem atomjaira, amelyeknek 5 elektronja van a d-alszinten! 11. Rajzolja le az elektronok eloszlását a kvantumsejtek között a kálium-, klór- és neonatomokban! 12. Egy elem külső elektronrétegét a 3s23p4 képlet fejezi ki. Határozza meg az elem sorozatszámát és nevét. 13. Írja fel az alábbi ionok elektronkonfigurációit: 14. Tartalmaznak-e M-szintű elektronokat az O, Mg, Ti atomok? 15. Mely atomrészecskék izoelektronikusak, azaz azonos számú elektront tartalmaznak: 16. Hány elektronszintjük van az atomoknak S2", S4+, S6+ állapotban? 17. Hány szabad d-pálya van Sc-ben, Ti-ben , V atomok?Írja fel ezen elemek atomjainak elektronképleteit 18. Adja meg annak az elemnek a sorszámát, amelynél: a) véget ér a 4c1 részszint elektronokkal való feltöltése b) megkezdődik a 4p részszint elektronokkal való feltöltése 19. Mutassa be a réz és króm atomok elektronkonfigurációinak jellemzőit Hány szám van-e stabil állapotban ezeknek az elemeknek az atomjaiban 4b elektron ?

Lewis-szimbólum: Elektrondiagram: Egy hidrogénatom egyetlen elektronja csak egy kémiai kötés kialakításában vehet részt más atomokkal: Kovalens kötések száma , amelyet egy adott vegyületben egy atom alkot, azt jellemzi vegyérték . Minden vegyületben a hidrogénatom egyértékű. Hélium A hélium a hidrogénhez hasonlóan az első időszak eleme. Egyetlen kvantumrétegében van egy s-két elektront tartalmazó pálya antiparallel spinekkel (magányos elektronpár). Lewis szimbólum: Nem:. Elektronikus konfiguráció 1 s 2, grafikus ábrázolása: A héliumatomban nincsenek párosítatlan elektronok, nincsenek szabad pályák. Teljes az energiaszintje. A teljes kvantumréteggel rendelkező atomok nem tudnak kémiai kötést kialakítani más atomokkal. Úgy hívják nemes vagy inert gázok. A hélium az első képviselőjük. MÁSODIK IDŐSZAKBAN Lítium Minden elem atomja második időszak van kettő energiaszintek. A belső kvantumréteg a hélium atom teljes energiaszintje. Ahogy fentebb látható, a konfigurációja így néz ki: 1 s 2, de ábrázolására a rövidített jelölés is használható: . Egyes irodalmi forrásokban [K]-vel jelölik (az első elektronhéj nevével). A második lítium-kvantumréteg négy pályát tartalmaz (22 = 4): egy sés három R. A lítium atom elektronikus konfigurációja: 1 s 22s 1 vagy 2 s 1. Az utolsó bejegyzést használva csak a külső kvantumréteg elektronjait (valenciaelektronokat) izoláljuk. A lítium Lewis-szimbóluma az Li. Az elektronikus konfiguráció grafikus ábrázolása:
Berillium Elektronikus konfiguráció - 2s2. A külső kvantumréteg elektronikus diagramja:
Bor Elektronikus konfiguráció - 2s22р1. A bór atom gerjesztett állapotba kerülhet. A külső kvantumréteg elektronikus diagramja:

Gerjesztett állapotban egy bóratomnak három párosítatlan elektronja van, és három kémiai kötést képezhet: ВF3, B2O3. Ebben az esetben a bóratom szabad pályán marad, amely a donor-akceptor mechanizmus szerint részt vehet a kötés kialakításában. Szén Elektronikus konfiguráció - 2s22р2. Egy szénatom külső kvantumrétegének elektronikus diagramjai a talajban és a gerjesztett állapotokban:

Egy gerjesztetlen szénatom két kovalens kötést tud kialakítani az elektronpárosodás következtében és egyet a donor-akceptor mechanizmuson keresztül. Ilyen vegyület például a szén-monoxid (II), amelynek képlete CO, és amelyet szén-monoxidnak neveznek. Felépítésével részletesebben a 2.1.2. fejezetben lesz szó. A gerjesztett szénatom egyedülálló: külső kvantumrétegének minden pályája párosítatlan elektronokkal van megtöltve, azaz. Ugyanannyi vegyértékpályával és vegyértékelektronnal rendelkezik. Ideális partnere a hidrogénatom, amelynek egyetlen elektronja van az egyetlen pályáján. Ez magyarázza szénhidrogénképző képességüket. Négy párosítatlan elektronból álló szénatom négy kémiai kötést képez: CH4, CF4, CO2. A szerves vegyületek molekuláiban a szénatom mindig gerjesztett állapotban van:
A nitrogénatomot nem lehet gerjeszteni, mert külső kvantumrétegében nincs szabad pálya. Három kovalens kötést képez az elektronpárosodás következtében:
Mivel a külső rétegben két párosítatlan elektron van, az oxigénatom két kovalens kötést képez:
Neon Elektronikus konfiguráció - 2s22р6. Lewis szimbólum: A külső kvantumréteg elektrondiagramja:

A neonatom teljes külső energiaszinttel rendelkezik, és nem képez kémiai kötéseket egyetlen atommal sem. Ez a második nemesgáz. HARMADIK PERIÓDUS A harmadik periódus összes elemének atomja három kvantumréteggel rendelkezik. A két belső energiaszint elektronikus konfigurációja a következőképpen ábrázolható. A külső elektronréteg kilenc pályát tartalmaz, amelyeket elektronok népesítenek be, az általános törvényeknek megfelelően. Tehát egy nátriumatom esetében az elektronikus konfiguráció: 3s1, kalcium esetében - 3s2 (gerjesztett állapotban - 3s13р1), alumínium esetében - 3s23р1 (gerjesztett állapotban - 3s13р2). A második periódus elemeivel ellentétben a harmadik periódus V-VII. csoportjainak atomjai mind a talajban, mind a gerjesztett állapotban létezhetnek. Foszfor A foszfor az 5. csoportba tartozó elem. Elektronikus konfigurációja 3s23р3. A nitrogénhez hasonlóan a legkülső energiaszintjén három párosítatlan elektron található, és három kovalens kötést képez. Példa erre a foszfin, amelynek képlete PH3 (hasonlítsa össze az ammóniával). De a foszfor, a nitrogéntől eltérően, szabad d-pályákat tartalmaz a külső kvantumrétegben, és gerjesztett állapotba kerülhet - 3s13р3d1:

Ez lehetőséget ad öt kovalens kötés kialakítására olyan vegyületekben, mint a P2O5 és a H3PO4.

Kén Az alapállapotú elektronikus konfiguráció 3s23p4. Elektronikus diagram:
Azonban gerjeszthető úgy, hogy először egy elektront viszünk át R- tovább d-orbitális (első gerjesztett állapot), majd -val s- tovább d orbitális (második gerjesztett állapot):
Az első gerjesztett állapotban a kénatom négy kémiai kötést hoz létre olyan vegyületekben, mint a SO2 és a H2SO3. A kénatom második gerjesztett állapota elektrondiagram segítségével ábrázolható:

Ez a kénatom hat kémiai kötést képez az SO3 és H2SO4 vegyületekben.

1.3.3. Nagy elemek atomjainak elektronikus konfigurációi időszakokban A NEGYEDIK IDŐSZAK

Az időszak a kálium (19K) elektronkonfigurációjával kezdődik: 1s22s22p63s23p64s1 vagy 4s1 és a kalcium (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 vagy 4s2. Így a Klecskovszkij-szabálynak megfelelően az Ar p-pályái után a külső 4s alszint töltődik fel, amelynek kisebb az energiája, mert A 4s orbitális közelebb hatol a maghoz; A 3d alszint üres marad (3d0). A szkandiumból kiindulva a 3d alszint pályái 10 elemben vannak feltöltve. Úgy hívják d-elemek.

A pályák szekvenciális kitöltésének elve szerint a króm atomnak 4s23d4 elektronkonfigurációjúnak kell lennie, de elektron „ugrást” mutat, ami egy 4s elektron átmenetéből áll egy közeli energiájú 3d pályára ( 11. ábra).

Kísérletileg megállapították, hogy megnövekedtek azok az atomállapotok, amelyekben a p-, d-, f-pályák félig kitöltettek (p3, d5, f7), teljesen (p6, d10, f14) vagy szabadok (p0, d0, f0). stabilitás. Ezért, ha egy atomnak hiányzik egy elektronja egy részszint fél- vagy befejeződése előtt, akkor megfigyelhető az „ugrása” egy korábban megtöltött pályáról (ebben az esetben 4 másodperc).

A Cr és a Cu kivételével a Ca-tól a Zn-ig minden elemnek ugyanannyi elektronja van a külső héjában - kettő. Ez magyarázza az átmeneti fémek sorozatában a tulajdonságok viszonylag kis változását. A felsorolt ​​elemeknél azonban mind a külső, mind a prekülső részszint 3d elektronjai vegyértékelektronok (kivéve a cinkatomot, amelyben a harmadik energiaszint teljesen kiteljesedik).

	31Ga 4s23d104p1 32Ge 4s23d104p2 33As 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36 Kr 4s23d104p6

A 4d és 4f pálya szabadon maradt, bár a negyedik periódus befejeződött.

ÖTÖDIK IDŐSZAK

A pályák feltöltésének sorrendje megegyezik az előző periódussal: először az 5s pályát töltjük ( 37 Rb 5s1), majd 4d és 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Az 5s és 4d pályák energiájában még közelebb vannak, így a legtöbb 4d elem (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) elektronátmenetet tapasztal az 5s-ről a 4d alszintre.

HATODIK ÉS HETEDIK IDŐSZAK

Az előzővel ellentétben a hatodik periódus 32 elemet tartalmaz. A cézium és a bárium 6s elemek. A következő energetikailag kedvező állapotok a 6p, 4f és 5d. Klecskovszkij szabályával ellentétben a lantánban nem a 4f, hanem az 5d pálya van kitöltve ( 57La 6s25d1), azonban az azt követő elemeknél a 4f-alszint kitöltődik ( 58 Ce 6s24f2), amelyen tizennégy lehetséges elektronikus állapot van. A cériumtól (Ce) a lutéciumig (Lu) terjedő atomokat lantanidokoknak nevezzük – ezek f-elemek. A lantanidok sorozatában időnként elektron „szivárgás” történik, akárcsak a d-elemek sorozatában. Amikor a 4f-alszint befejeződik, az 5d-alszint (kilenc elem) tovább töltődik, és a hatodik periódus, mint bármely más, az első kivételével, hat p-elemmel fejeződik be.

A hetedik periódus első két s eleme a francium és a rádium, ezt követi egy 6d elem, az aktinium ( 89Ac 7s26d1). Az aktiniumot tizennégy 5f elem – aktinidák – követi. Az aktinidákat kilenc 6d elemnek kell követnie, és hat p elemnek kell befejeznie a periódust. A hetedik időszak nem teljes.

A rendszer periódusainak elemekkel történő kialakításának és az atomi pályák elektronokkal való feltöltésének megfontolt mintázata az atomok elektronszerkezetének periodikus függőségét mutatja az atommag töltésétől.

Időszak olyan elemek halmaza, amelyek az atommagok növekvő töltésének sorrendjében vannak elrendezve, és a külső elektronok főkvantumszámának azonos értékével jellemezhető. Az időszak elején megtelnek ns -, és a végén - n.p. -pályák (az első periódus kivételével). Ezek az elemek a D.I periodikus rendszerének nyolc fő (A) alcsoportját alkotják. Mengyelejev.

Fő alcsoport kémiai elemek halmaza, amelyek függőlegesen vannak elrendezve, és a külső energiaszinten azonos számú elektront tartalmaznak.

A perióduson belül az atommag töltésének növekedésével és a külső elektronok balról jobbra irányuló vonzási erejének növekedésével az atomok sugarai csökkennek, ami viszont a fémes tulajdonságok gyengülését és a nem-érintkezés növekedését okozza. fémes tulajdonságok. Mögött atomsugár vegyük az elméletileg számított távolságot az atommagtól a külső kvantumréteg maximális elektronsűrűségéig. Csoportokban felülről lefelé az energiaszintek száma, következésképpen az atomsugár növekszik. Ugyanakkor a fémes tulajdonságok javulnak. Az atommagok töltésétől függően periodikusan változó atomok fontos tulajdonságai közé tartozik az ionizációs energia és az elektronaffinitás is, amelyekről a 2.2. fejezetben lesz szó.