Elektrónové konfigurácie atómov prvkov periodickej sústavy.

Rozloženie elektrónov na rôznych AO sa nazýva elektronická konfigurácia atómu. Elektronická konfigurácia s najnižšou energiou zodpovedá základný stav atóm, zostávajúce konfigurácie odkazujú vzrušené stavy.

Elektrónová konfigurácia atómu je znázornená dvoma spôsobmi - vo forme elektrónových vzorcov a elektrónových difrakčných diagramov. Pri písaní elektronických vzorcov sa používajú hlavné a orbitálne kvantové čísla. Podúroveň je označená hlavným kvantovým číslom (číslom) a orbitálnym kvantovým číslom (zodpovedajúce písmeno). Počet elektrónov v podúrovni charakterizuje horný index. Napríklad pre základný stav atómu vodíka je elektrónový vzorec: 1 s 1 .

Štruktúru elektronických úrovní možno úplnejšie opísať pomocou diagramov elektrónovej difrakcie, kde je distribúcia na podúrovniach znázornená vo forme kvantových buniek. V tomto prípade je orbitál konvenčne znázornený ako štvorec, v blízkosti ktorého je pripevnené označenie podúrovne. Podúrovne na každej úrovni by mali byť mierne posunuté na výšku, pretože ich energia je trochu odlišná. Elektróny sú znázornené šípkami alebo ↓ v závislosti od znamienka spinového kvantového čísla. Diagram elektrónovej difrakcie atómu vodíka:

Princípom konštrukcie elektrónových konfigurácií viacelektrónových atómov je pridávanie protónov a elektrónov k atómu vodíka. Rozloženie elektrónov na energetických úrovniach a podúrovniach sa riadi predtým zvažovanými pravidlami: princíp najmenšej energie, Pauliho princíp a Hundovo pravidlo.

Berúc do úvahy štruktúru elektrónových konfigurácií atómov, všetky známe prvky v súlade s hodnotou orbitálneho kvantového čísla poslednej vyplnenej podúrovne možno rozdeliť do štyroch skupín: s- prvky, p- prvky, d- prvky, f-prvky.

V atóme hélia He (Z=2) zaberá druhý elektrón 1 s-orbital, jeho elektronický vzorec: 1 s 2. Elektrografická schéma:

Hélium ukončuje prvé najkratšie obdobie periodickej tabuľky prvkov. Elektronická konfigurácia hélia sa označuje .

Druhá perióda otvára lítium Li (Z=3), jeho elektronický vzorec: Elektrónový difrakčný diagram:

Nasledujú zjednodušené elektrónové difrakčné diagramy atómov prvkov, ktorých orbitály rovnakej energetickej hladiny sa nachádzajú v rovnakej výške. Vnútorné, úplne vyplnené podúrovne sa nezobrazujú.

Po lítiu nasleduje berýlium Be (Z=4), v ktorom ďalší elektrón osídľuje 2 s- orbitálny. Elektronický vzorec Be: 2 s 2

V základnom stave nasledujúci elektrón bóru B (z=5) zaberá 2 R-orbitálny, V:1 s 2 2s 2 2p jeden ; jeho elektrónový difrakčný obrazec:

Nasledujúcich päť prvkov má elektronické konfigurácie:

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

Uvedené elektronické konfigurácie sú určené Hundovým pravidlom.

Prvá a druhá energetická hladina neónu sú úplne naplnené. Označme jeho elektronickú konfiguráciu a ďalej použijeme pre stručnosť záznamu elektronických vzorcov atómov prvkov.

Sodík Na (Z=11) a Mg (Z=12) otvárajú tretiu periódu. Vonkajšie elektróny zaberajú 3 s- orbitálne:

Na (Z = 11): 3 s 1

Mg (Z = 12): 3 s 2

Potom, počnúc hliníkom (Z=13), 3 R-podúroveň. Tretia perióda končí argónom Ar (Z=18):

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

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

Prvky tretej periódy sa líšia od prvkov druhej tým, že majú voľné 3 d-orbitály, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemickej väzby. To vysvetľuje valenčné stavy vykazované prvkami.

Vo štvrtej tretine v súlade s pravidlom ( n+l), v draslíku K (Z=19) a vápniku Ca (Z=20) elektróny zaberajú 4 s- podúroveň, nie 3 d.Počnúc skandiom Sc (Z=21) a končiac zinkom Zn (Z=30), prebieha plnenie3 d- podúroveň:

Elektronické vzorce d-prvky môžu byť reprezentované v iónovej forme: podúrovne sú uvedené vo vzostupnom poradí hlavného kvantového čísla a konštantne n– v poradí rastúceho orbitálneho kvantového čísla. Napríklad pre Zn by takáto položka vyzerala takto: Obe tieto položky sú ekvivalentné, ale vzorec zinku uvedený vyššie správne odráža poradie, v ktorom sú vyplnené podúrovne.

3. riadok d-prvky v chróme Cr (Z=24) je odchýlka od pravidla ( n+l). V súlade s týmto pravidlom by konfigurácia Cr mala vyzerať takto: Je stanovené, že jeho skutočná konfigurácia je - Niekedy sa tento efekt nazýva "ponor" elektrónu. Podobné účinky sú vysvetlené zvýšenou stabilitou o polovicu ( p 3 , d 5 , f 7) a úplne ( p 6 , d 10 , f 14) dokončené podúrovne.

Odchýlky od pravidla ( n+l) sú pozorované aj v iných prvkoch (tabuľka 6). Je to spôsobené tým, že so zvyšujúcim sa hlavným kvantovým číslom sa rozdiely medzi energiami podúrovní zmenšujú.

Nasleduje plnenie 4 p-podúroveň (Ga - Kr). Štvrté obdobie obsahuje iba 18 prvkov. Podobne plnenie 5 s-, 4d- a 5 p- podúrovne 18 prvkov piateho obdobia. Všimnite si, že energia 5 s- a 4 d-podúrovne sú veľmi blízko a elektrón s 5 s- podúroveň môže ľahko prejsť na 4 d-podúroveň. Dňa 5 s-podúroveň Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag má len jeden elektrón. V základnom stave 5 s- podúroveň Pd nie je vyplnená. Pozoruje sa „ponor“ dvoch elektrónov.

V šiestej tretine po naplnení 6 s-podúroveň cézia Cs (Z=55) a bária Ba (Z=56) ďalší elektrón, podľa pravidla ( n+l), by malo trvať 4 f-podúroveň. V lantáne La (Z=57) však elektrón vstupuje do 5 d-podúroveň. Naplnené do polovice (4 f 7) 4f-podúroveň má zvýšenú stabilitu, preto gadolínium Gd (Z=64), nasleduje európium Eu (Z=63), o 4 f-podúroveň si zachováva predchádzajúci počet elektrónov (7) a nový elektrón dosiahne 5 d-podúroveň, porušenie pravidla ( n+l). V terbiu Tb (Z=65) nasledujúci elektrón zaberá 4 f-podúroveň a dochádza k prechodu elektrónov z 5 d- podúroveň (konfigurácia 4 f 9 6s 2). Plnenie 4 f-podúroveň končí pri ytterbiu Yb (Z=70). Ďalší elektrón atómu lutécia Lu zaberá 5 d-podúroveň. Jeho elektronická konfigurácia sa líši od konfigurácie atómu lantánu iba tým, že je úplne naplnená 4 f-podúroveň.

Tabuľka 6

Výnimky z ( n+l) – pravidlá pre prvých 86 prvkov

Prvok	Elektronická konfigurácia
podľa pravidla ( n+l)	skutočné
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

V súčasnosti je v Periodickom systéme prvkov D.I. Mendelejev, pod skandiom Sc a ytriom Y, lutécium (skôr ako lantán) sa niekedy nachádza ako prvé d-prvok a všetkých 14 prvkov pred ním, vrátane lantánu, čím sa zaradí do špeciálnej skupiny lantanoidy mimo periodickej tabuľky prvkov.

Chemické vlastnosti prvkov sú určené najmä štruktúrou vonkajších elektronických úrovní. Zmena počtu elektrónov na tretej vonkajšej strane 4 f- podúroveň má malý vplyv na chemické vlastnosti prvkov. Takže všetky 4 f prvky sú svojimi vlastnosťami podobné. Potom v šiestej perióde dôjde k naplneniu 5 d-podúroveň (Hf - Hg) a 6 p-podúroveň (Tl - Rn).

V siedmej tretine 7 s-podúroveň je vyplnená pre francium Fr (Z=87) a rádium Ra (Z=88). Actinium má odchýlku od pravidla ( n+l) a ďalší elektrón obsadí 6 d- podúroveň, nie 5 f. Nasleduje skupina prvkov (Th - Nie) s výplňou 5 f-podúrovne, ktoré tvoria rodinu aktinidy. Všimnite si, že 6 d- a 5 f- podúrovne majú také blízke energie, že elektrónová konfigurácia atómov aktinidov často nedodržiava pravidlo ( n+l). Ale v tomto prípade je presná hodnota konfigurácie 5 f t 5d m nie je tak dôležité, pretože má dosť slabý vplyv na chemické vlastnosti prvku.

Lawrencium Lr (Z=103) má nový elektrón na 6 d-podúroveň. Tento prvok je niekedy umiestnený v periodickej tabuľke pod lutécium. Siedma tretina nie je dokončená. Prvky 104 – 109 sú nestabilné a ich vlastnosti sú málo známe. Keď sa teda náboj jadra zvyšuje, podobné elektronické štruktúry vonkajších úrovní sa periodicky opakujú. V tomto smere treba počítať aj s periodickými zmenami rôznych vlastností prvkov.

Všimnite si, že opísané elektronické konfigurácie sa týkajú izolovaných atómov v plynnej fáze. Konfigurácia atómu prvku môže byť úplne odlišná, ak je atóm v pevnej látke alebo roztoku.

Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov prvých štyroch období: $s-$, $p-$ a $d-$prvkov. Elektrónová konfigurácia atómu. Prízemné a excitované stavy atómov

Pojem atóm vznikol v starovekom svete na označenie častíc hmoty. V gréčtine atóm znamená „nedeliteľný“.

Elektróny

Írsky fyzik Stoney na základe experimentov dospel k záveru, že elektrinu nesú najmenšie častice, ktoré existujú v atómoch všetkých chemických prvkov. Za 1891 $ navrhol Stoney nazvať tieto častice elektróny, čo v gréčtine znamená „jantár“.

Niekoľko rokov po tom, čo elektrón dostal svoje meno, anglický fyzik Joseph Thomson a francúzsky fyzik Jean Perrin dokázali, že elektróny nesú záporný náboj. Toto je najmenší záporný náboj, ktorý sa v chémii považuje za jednotku $(–1)$. Thomsonovi sa dokonca podarilo určiť rýchlosť elektrónu (rovná sa rýchlosti svetla - $ 300 000 $ km/s) a hmotnosť elektrónu (je to $ 1836 $ krát menej ako hmotnosť atómu vodíka).

Thomson a Perrin spojili póly zdroja prúdu dvoma kovovými platňami – katódou a anódou, zaletovanými do sklenenej trubice, z ktorej sa odsával vzduch. Keď sa na elektródové platne priviedlo napätie asi 10 000 voltov, v trubici zablikal svetelný výboj a častice lietali z katódy (záporný pól) na anódu (kladný pól), ktorú vedci prvýkrát nazvali katódové lúče a potom zistili, že ide o prúd elektrónov. Elektróny, zasahujúce do špeciálnych látok aplikovaných napríklad na televíznu obrazovku, spôsobujú žiaru.

Záver bol urobený: elektróny unikajú z atómov materiálu, z ktorého je vyrobená katóda.

Voľné elektróny alebo ich tok možno získať aj inými spôsobmi, napríklad zahrievaním kovového drôtu alebo dopadom svetla na kovy tvorené prvkami hlavnej podskupiny I. skupiny periodickej tabuľky (napríklad cézium).

Stav elektrónov v atóme

Stav elektrónu v atóme sa chápe ako súbor informácií o energiešpecifický elektrón v priestor v ktorom sa nachádza. Už vieme, že elektrón v atóme nemá dráhu pohybu, t.j. môže len hovoriť pravdepodobnosti nájsť ho v priestore okolo jadra. Môže sa nachádzať v ktorejkoľvek časti tohto priestoru obklopujúceho jadro a súhrn jeho rôznych pozícií sa považuje za elektrónový oblak s určitou zápornou hustotou náboja. Obrazne si to možno predstaviť takto: ak by bolo možné odfotografovať polohu elektrónu v atóme v stotinách alebo milióntinách sekundy, ako pri fotografickej úprave, potom by bol elektrón na takýchto fotografiách znázornený ako bod. Prekrytie nespočetného množstva takýchto fotografií by viedlo k obrázku elektrónového oblaku s najvyššou hustotou tam, kde je týchto bodov najviac.

Obrázok ukazuje "rez" takejto elektrónovej hustoty v atóme vodíka prechádzajúceho jadrom a prerušovaná čiara ohraničuje guľu, v ktorej je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu $90%$. Obrys najbližšie k jadru pokrýva oblasť priestoru, v ktorej je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu $10%$, pravdepodobnosť nájdenia elektrónu vo vnútri druhého obrysu od jadra je $20%$, vnútri tretieho - $≈30 %$ atď. Existuje určitá neistota v stave elektrónu. Na charakteristiku tohto zvláštneho stavu zaviedol nemecký fyzik W. Heisenberg pojem o princíp neurčitosti, t.j. ukázali, že nie je možné súčasne a presne určiť energiu a umiestnenie elektrónu. Čím presnejšie je určená energia elektrónu, tým je jeho poloha neistejšia a naopak, po určení polohy nie je možné určiť energiu elektrónu. Oblasť pravdepodobnosti detekcie elektrónov nemá jasné hranice. Je však možné vyčleniť priestor, kde je pravdepodobnosť nájdenia elektrónu maximálna.

Priestor okolo atómového jadra, v ktorom sa s najväčšou pravdepodobnosťou nachádza elektrón, sa nazýva orbitál.

Obsahuje približne 90 % $ elektrónového oblaku, čo znamená, že približne 90 % $ času, keď sa elektrón nachádza v tejto časti vesmíru. Podľa tvaru sa rozlišujú $4$ v súčasnosti známych typov orbitálov, ktoré sa označujú latinskými písmenami $s, p, d$ a $f$. Grafické znázornenie niektorých foriem elektronických orbitálov je na obrázku.

Najdôležitejšou charakteristikou pohybu elektrónu na určitej dráhe je energia jeho spojenia s jadrom. Elektróny s podobnými energetickými hodnotami tvoria jeden elektronická vrstva, alebo energetická úroveň. Energetické úrovne sú číslované od jadra: $ 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ a $ 7 $.

Celé číslo $n$ označujúce číslo energetickej hladiny sa nazýva hlavné kvantové číslo.

Charakterizuje energiu elektrónov obsadzujúcich danú energetickú hladinu. Najnižšiu energiu majú elektróny prvej energetickej hladiny, ktorá je najbližšie k jadru. V porovnaní s elektrónmi prvej úrovne sa elektróny ďalších úrovní vyznačujú veľkým množstvom energie. V dôsledku toho sú elektróny vonkajšej úrovne najmenej silne viazané na jadro atómu.

Počet energetických hladín (elektronických vrstiev) v atóme sa rovná počtu periód v sústave D. I. Mendelejeva, do ktorej chemický prvok patrí: atómy prvkov prvej periódy majú jednu energetickú hladinu; druhé obdobie - dve; siedme obdobie - sedem.

Najväčší počet elektrónov na energetickej úrovni je určený vzorcom:

kde $N$ je maximálny počet elektrónov; $n$ je číslo úrovne alebo hlavné kvantové číslo. V dôsledku toho: prvá energetická hladina najbližšie k jadru nemôže obsahovať viac ako dva elektróny; na druhom - nie viac ako 8 $; na treťom - nie viac ako 18 $; na štvrtom - nie viac ako 32 $. A ako sú zase usporiadané energetické hladiny (elektronické vrstvy)?

Počnúc druhou energetickou úrovňou $(n = 2)$ je každá z úrovní rozdelená na podúrovne (podvrstvy), ktoré sa od seba trochu líšia väzbovou energiou s jadrom.

Počet podúrovní sa rovná hodnote hlavného kvantového čísla: prvá energetická úroveň má jednu podúroveň; druhý - dva; tretí - tri; štvrtý sú štyri. Podúrovne sú zase tvorené orbitálmi.

Každá hodnota $n$ zodpovedá počtu orbitálov rovným $n^2$. Podľa údajov uvedených v tabuľke je možné sledovať vzťah medzi hlavným kvantovým číslom $n$ a počtom podúrovní, typom a počtom orbitálov a maximálnym počtom elektrónov na podúroveň a úroveň.

Hlavné kvantové číslo, typy a počet orbitálov, maximálny počet elektrónov na podúrovniach a úrovniach.

Energetická hladina $(n)$	Počet podúrovní rovný $n$	Orbitálny typ	Počet orbitálov		Maximálny počet elektrónov
			v podúrovni	na úrovni rovnajúcej sa $n^2$	v podúrovni	na úrovni rovnajúcej sa $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$ 1s $	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$ 2 s $	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$ 3 s $	$1$	$9$	$2$	$18$
		$ 3 p $	$3$		$6$
		3 d $	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$ 4 s $	$1$	$16$	$2$	$32$
		$ 4p $	$3$		$6$
		4 d $	$5$		$10$
		$ 4f $	$7$		$14$

Je obvyklé označovať podúrovne latinskými písmenami, ako aj tvar orbitálov, z ktorých sa skladajú: $s, p, d, f$. Takže:

• $s$-sublevel - prvá sublevel každej energetickej hladiny najbližšie k atómovému jadru, pozostáva z jedného $s$-orbitalu;
• $p$-podúroveň - druhá podúroveň každej, okrem prvej, energetickej úrovne, pozostáva z troch $p$-orbitálov;
• $d$-podúroveň - tretia podúroveň každej z nich, počnúc od tretej energetickej úrovne, pozostáva z piatich $d$-orbitálov;
• $f$-podúroveň každého, počínajúc od štvrtej energetickej úrovne, pozostáva zo siedmich $f$-orbitálov.

atómové jadro

Ale nielen elektróny sú súčasťou atómov. Fyzik Henri Becquerel zistil, že prírodný minerál obsahujúci uránovú soľ tiež vyžaruje neznáme žiarenie, ktoré osvetľuje fotografické filmy, ktoré sú uzavreté pred svetlom. Tento jav sa nazýval rádioaktivita.

Existujú tri typy rádioaktívnych lúčov:

1. $α$-lúče, ktoré pozostávajú z $α$-častíc s nábojom $2$-krát väčším ako náboj elektrónu, ale s kladným znamienkom a hmotnosťou $4$-krát väčšou ako hmotnosť atómu vodíka;
2. $β$-lúče sú prúd elektrónov;
3. $γ$-lúče sú elektromagnetické vlny so zanedbateľnou hmotnosťou, ktoré nenesú elektrický náboj.

V dôsledku toho má atóm zložitú štruktúru - pozostáva z kladne nabitého jadra a elektrónov.

Ako je usporiadaný atóm?

V roku 1910 v Cambridge neďaleko Londýna Ernest Rutherford so svojimi študentmi a kolegami študoval rozptyl častíc $α$ prechádzajúcich cez tenkú zlatú fóliu a dopadajúcich na obrazovku. Častice alfa sa zvyčajne odchýlili od pôvodného smeru iba o jeden stupeň, čím sa, zdá sa, potvrdila jednotnosť a jednotnosť vlastností atómov zlata. A zrazu si výskumníci všimli, že niektoré $α$-častice náhle zmenili smer svojej cesty, ako keby narazili na nejakú prekážku.

Umiestnením obrazovky pred fóliu dokázal Rutherford odhaliť aj tie zriedkavé prípady, keď častice $α$, odrazené od atómov zlata, leteli opačným smerom.

Výpočty ukázali, že pozorované javy by sa mohli vyskytnúť, ak by sa celá hmotnosť atómu a všetok jeho kladný náboj sústredili v malom centrálnom jadre. Polomer jadra, ako sa ukázalo, je 100 000-krát menší ako polomer celého atómu, teda oblasti, v ktorej sú elektróny so záporným nábojom. Ak použijeme obrazné porovnanie, potom celý objem atómu možno prirovnať k štadiónu Lužniki a jadro možno prirovnať k futbalovej lopte umiestnenej v strede ihriska.

Atóm akéhokoľvek chemického prvku je porovnateľný s malou slnečnou sústavou. Preto sa takýto model atómu, ktorý navrhol Rutherford, nazýva planetárny.

Protóny a neutróny

Ukazuje sa, že drobné atómové jadro, v ktorom je sústredená celá hmotnosť atómu, pozostáva z častíc dvoch typov - protónov a neutrónov.

Protóny majú náboj rovný náboju elektrónov, ale opačný v znamienku $(+1)$ a hmotnosť rovnú hmotnosti atómu vodíka (v chémii sa akceptuje ako jednotka). Protóny sú označené $↙(1)↖(1)p$ (alebo $р+$). Neutróny nenesú náboj, sú neutrálne a majú hmotnosť rovnajúcu sa hmotnosti protónu, t.j. $ 1 $. Neutróny sú označené $↙(0)↖(1)n$ (alebo $n^0$).

Protóny a neutróny sa súhrnne nazývajú nukleóny(z lat. jadro- jadro).

Súčet počtu protónov a neutrónov v atóme sa nazýva hromadné číslo. Napríklad hmotnostné číslo atómu hliníka:

Keďže hmotnosť elektrónu, ktorá je zanedbateľná, možno zanedbať, je zrejmé, že celá hmotnosť atómu je sústredená v jadre. Elektróny sú označené nasledovne: $e↖(-)$.

Keďže atóm je elektricky neutrálny, je tiež zrejmé, že že počet protónov a elektrónov v atóme je rovnaký. Rovná sa atómovému číslu chemického prvku k nemu priradené v periodickej tabuľke. Napríklad jadro atómu železa obsahuje $26$ protónov a $26$ elektróny obiehajú okolo jadra. A ako určiť počet neutrónov?

Ako viete, hmotnosť atómu je súčtom hmotnosti protónov a neutrónov. Poznať radovú číslovku prvku $(Z)$, t.j. počet protónov a hmotnostné číslo $(A)$, ktoré sa rovná súčtu počtu protónov a neutrónov, počet neutrónov $(N)$ môžete zistiť pomocou vzorca:

Napríklad počet neutrónov v atóme železa je:

$56 – 26 = 30$.

V tabuľke sú uvedené hlavné charakteristiky elementárnych častíc.

Základné charakteristiky elementárnych častíc.

izotopy

Rôzne atómy toho istého prvku, ktoré majú rovnaký jadrový náboj, ale rôzne hmotnostné čísla, sa nazývajú izotopy.

Slovo izotop pozostáva z dvoch gréckych slov: isos- to isté a topos- miesto, znamená "zaberajúce jedno miesto" (bunku) v Periodickej sústave prvkov.

Chemické prvky nachádzajúce sa v prírode sú zmesou izotopov. Uhlík má teda tri izotopy s hmotnosťou 12, 13, 14 $; kyslík - tri izotopy s hmotnosťou 16, 17, 18 $ atď.

Relatívna atómová hmotnosť chemického prvku, ktorá sa zvyčajne uvádza v periodickom systéme, je priemerná hodnota atómových hmotností prirodzenej zmesi izotopov daného prvku, berúc do úvahy ich relatívny výskyt v prírode, preto sú hodnoty atómové hmotnosti sú pomerne často zlomkové. Napríklad prírodné atómy chlóru sú zmesou dvoch izotopov – 35 $ (v prírode je ich 75 %$) a 37 $ (25 % $); preto je relatívna atómová hmotnosť chlóru 35,5 $. Izotopy chlóru sa píšu takto:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ a $↖(37)↙(17)(Cl)$

Chemické vlastnosti izotopov chlóru sú úplne rovnaké ako izotopy väčšiny chemických prvkov, ako je draslík, argón:

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

Avšak izotopy vodíka sa značne líšia vo vlastnostiach v dôsledku dramatického násobku zvýšenia ich relatívnej atómovej hmotnosti; dokonca dostali individuálne mená a chemické znaky: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$ alebo $↖(2)↙(1)(D)$; trícium - $↖(3)↙(1)(H)$ alebo $↖(3)↙(1)(T)$.

Teraz je možné poskytnúť modernejšiu, prísnejšiu a vedeckú definíciu chemického prvku.

Chemický prvok je súbor atómov s rovnakým jadrovým nábojom.

Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov prvých štyroch období

Uvažujme o mapovaní elektronických konfigurácií atómov prvkov podľa periód systému D. I. Mendelejeva.

Prvky prvého obdobia.

Schémy elektrónovej štruktúry atómov znázorňujú rozloženie elektrónov cez elektrónové vrstvy (energetické hladiny).

Elektronické vzorce atómov ukazujú distribúciu elektrónov na energetických úrovniach a podúrovniach.

Grafické elektronické vzorce atómov zobrazujú rozloženie elektrónov nielen v úrovniach a podúrovniach, ale aj v orbitáloch.

V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva kompletná – má $2$ elektróny.

Vodík a hélium sú $s$-prvky, tieto atómy majú $s$-orbitály naplnené elektrónmi.

Prvky druhého obdobia.

Pre všetky prvky druhej periódy je vyplnená prvá elektrónová vrstva a elektróny vyplnia $s-$ a $p$ orbitály druhej elektrónovej vrstvy v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr $s$ a potom $p$) a pravidlá Pauliho a Hunda.

V neónovom atóme je druhá elektrónová vrstva kompletná – má 8$ elektrónov.

Prvky tretej tretiny.

Pre atómy prvkov tretej periódy je prvá a druhá elektrónová vrstva doplnená, čím je vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny zaberať 3s-, 3p- a 3d-podúrovne.

Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov tretej periódy.

Na atóme horčíka je dokončený elektrónový orbitál v hodnote 3,5 $. $Na$ a $Mg$ sú prvky $s$.

Pre hliník a následné prvky je podúroveň $3d$ vyplnená elektrónmi.

$↙(18)(Ar)$ Argón

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

V atóme argónu má vonkajšia vrstva (tretia elektrónová vrstva) $8$ elektrónov. Keď je vonkajšia vrstva dokončená, ale celkovo v tretej elektrónovej vrstve, ako už viete, môže byť 18 elektrónov, čo znamená, že prvky tretej periódy majú $3d$-orbitály nevyplnené.

Všetky prvky od $Al$ do $Ar$ - $p$ -prvky.

$s-$ a $r$ -prvky formulár hlavné podskupiny v periodickom systéme.

Prvky štvrtej periódy.

Atómy draslíka a vápnika majú štvrtú elektrónovú vrstvu, $4s$-podúroveň je vyplnená, pretože má menej energie ako podúroveň 3 d$. Na zjednodušenie grafických elektronických vzorcov atómov prvkov štvrtej periódy:

1. grafický elektronický vzorec argónu podmienečne označujeme takto: $Ar$;
2. nebudeme zobrazovať podúrovne, ktoré nie sú vyplnené pre tieto atómy.

$K, Ca$ – $s$ - prvky, zaradené do hlavných podskupín. Pre atómy od $Sc$ do $Zn$ je 3d podúroveň vyplnená elektrónmi. Toto sú $3d$-prvky. Sú zahrnuté v vedľajšie podskupiny, ich predvonkajšia elektrónová vrstva je vyplnená, označujú sa prechodové prvky.

Venujte pozornosť štruktúre elektrónových obalov atómov chrómu a medi. V nich jeden elektrón „spadne“ z $4s-$ do podúrovne $3d$, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných $3d^5$ a $3d^(10)$ elektronických konfigurácií:

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

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

Symbol prvku, sériové číslo, názov	Schéma elektronickej štruktúry	Elektronický vzorec	Grafický elektronický vzorec
$↙(19)(K)$ Draslík		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Vápnik		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ titán		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanád		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ alebo $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chromium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ alebo $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Zinok		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ alebo $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Gálium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ alebo $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kryptón		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ alebo $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

V atóme zinku je tretia elektrónová vrstva kompletná - sú v nej vyplnené všetky podúrovne $3s, 3p$ a $3d$, celkovo je na nich $18$ elektrónov.

V prvkoch nasledujúcich po zinku je štvrtá elektrónová vrstva, $4p$-podúroveň, naďalej vyplnená. Prvky od $Ga$ do $Kr$ - $r$ -prvky.

Vonkajšia (štvrtá) vrstva atómu kryptónu je dokončená, má 8 $ elektrónov. Ale len vo štvrtej elektrónovej vrstve, ako viete, môže byť 32 $ elektrónov; atóm kryptónu má stále nevyplnené podúrovne $4d-$ a $4f$.

Prvky piatej periódy vypĺňajú podúrovne v nasledujúcom poradí: $5s → 4d → 5р$. A existujú aj výnimky súvisiace so „zlyhaním“ elektrónov, pre $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ sa objaví v šiestom a siedmom období -prvky, t.j. prvky, ktorých podúrovne $4f-$ a $5f$ tretej vonkajšej elektronickej vrstvy sú vyplnené, resp.

$ 4f $ -prvky volal lantanoidy.

$5f$ -prvky volal aktinidy.

Poradie plnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov šiestej periódy: $↙(55)Cs$ a $↙(56)Ba$ - $6s$-prvkov; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-prvok; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-prvky; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-prvkov; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn – 6d$-prvkov. Ale aj tu sú prvky, pri ktorých je porušený poriadok zapĺňania elektrónových orbitálov, čo je napríklad spojené s väčšou energetickou stabilitou polovičných a úplne zaplnených $f$-podhladín, t.j. $nf^7$ a $nf^(14)$.

V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky, ako ste už pochopili, rozdelené do štyroch elektronických rodín alebo blokov:

1. $ s $ -prvky;$s$-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $s$-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II;
2. $r$ -prvky;$p$-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $p$-prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III–VIII;
3. $d$ -prvky;$d$-podúroveň preexternej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; $d$-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I–VIII, t.j. prvky interkalovaných desaťročí veľkých období nachádzajúcich sa medzi $s-$ a $p-$elementmi. Sú tiež tzv prechodové prvky;
4. $f$ -prvky;$f-$podúroveň tretej úrovne atómu vonku je naplnená elektrónmi; patria sem lantanoidy a aktinidy.

Elektrónová konfigurácia atómu. Prízemné a excitované stavy atómov

Švajčiarsky fyzik W. Pauli v roku 1925 $ to zistil Atóm môže mať v jednom orbitále najviac dva elektróny. majúce opačné (antiparalelné) spiny (v preklade z angličtiny vreteno), t.j. majúce také vlastnosti, ktoré si možno podmienečne predstaviť ako rotáciu elektrónu okolo svojej imaginárnej osi v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek. Tento princíp je tzv Pauliho princíp.

Ak je v orbitáli jeden elektrón, potom sa nazýva nespárované, ak dva, tak toto spárované elektróny, t.j. elektróny s opačnými spinmi.

Na obrázku je znázornená schéma rozdelenia energetických hladín na podúrovne.

$s-$ Orbitálny, ako už viete, má guľovitý tvar. Elektrón atómu vodíka $(n = 1)$ sa nachádza na tomto orbitále a je nepárový. Podľa tohto jeho elektronický vzorec, alebo elektronická konfigurácia, sa píše takto: $1s^1$. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom $ (1 ...) $, latinské písmeno označuje podúroveň (orbitálny typ) a číslom, ktoré je napísané napravo od písmeno (ako exponent) ukazuje počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia He, ktorý má dva spárované elektróny v rovnakom $s-$orbitáli, je tento vzorec: $1s^2$. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn. Druhá energetická hladina $(n = 2)$ má štyri orbitály, jeden $s$ a tri $p$. $s$-orbitálne elektróny druhej úrovne ($2s$-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny $1s$-orbitálu $(n = 2)$. Vo všeobecnosti pre každú hodnotu $n$ pripadá jeden $s-$orbitál, ale so zodpovedajúcim množstvom energie elektrónu, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie ako hodnota $n$.$s- $Orbital zvyšuje, ako už viete, má guľový tvar. Elektrón atómu vodíka $(n = 1)$ sa nachádza na tomto orbitále a je nepárový. Preto je jeho elektronický vzorec alebo elektronická konfigurácia napísaná takto: $1s^1$. V elektronických vzorcoch je číslo energetickej hladiny označené číslom pred písmenom $ (1 ...) $, latinské písmeno označuje podúroveň (orbitálny typ) a číslom, ktoré je napísané napravo od písmeno (ako exponent) ukazuje počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia $He$, ktorý má dva spárované elektróny v rovnakom $s-$orbitáli, je tento vzorec: $1s^2$. Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn. Druhá energetická hladina $(n = 2)$ má štyri orbitály, jeden $s$ a tri $p$. Elektróny $s-$orbitálov druhej úrovne ($2s$-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako elektróny $1s$-orbitálu $(n = 2)$. Vo všeobecnosti pre každú hodnotu $n$ pripadá jeden $s-$orbitál, ale so zodpovedajúcim množstvom elektrónovej energie, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou $n$.

$ r – $ Orbitálny Má tvar činky, alebo objemu osem. Všetky tri $p$-orbitály sú umiestnené v atóme navzájom kolmo pozdĺž priestorových súradníc vedených cez jadro atómu. Je potrebné opäť zdôrazniť, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), začínajúca od $n= 2$, má tri $p$-orbitály. Keď sa hodnota $n$ zvyšuje, elektróny obsadzujú $p$-orbitály umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od jadra a smerujúce pozdĺž osí $x, y, z$.

Pre prvky druhej periódy $(n = 2)$ sa najprv vyplní jeden $s$-orbitál a potom tri $p$-orbitály; elektronický vzorec $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Elektrón $2s^1$ je menej viazaný na atómové jadro, takže atóm lítia ho môže ľahko odovzdať (ako si pravdepodobne pamätáte, tento proces sa nazýva oxidácia), pričom sa zmení na lítny ión $Li^+$.

V atóme berýlia Be je štvrtý elektrón tiež umiestnený v orbitáli $2s$: $1s^(2)2s^(2)$. Dva vonkajšie elektróny atómu berýlia sa ľahko oddelia - $B^0$ sa oxiduje na katión $Be^(2+)$.

Piaty elektrón atómu bóru zaberá $2p$-orbitál: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Ďalej sa vyplnia $2p$-orbitály atómov $C, N, O, F$, ktoré končia neónovým vzácnym plynom: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

Pre prvky tretej periódy sú vyplnené orbitály $3s-$ a $3p$-. Päť $d$-orbitálov tretej úrovne zostáva voľných:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Niekedy sa v diagramoch znázorňujúcich rozloženie elektrónov v atómoch uvádza iba počet elektrónov na každej energetickej úrovni, t.j. napíšte skrátené elektronické vzorce atómov chemických prvkov, na rozdiel od vyššie uvedených úplných elektronických vzorcov, napríklad:

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

Pre prvky s veľkými periódami (štvrtá a piata) prvé dva elektróny zaberajú $4s-$ a $5s$-orbitály: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 $. Počnúc tretím prvkom každej veľkej periódy, nasledujúcich desať elektrónov prejde na predchádzajúce $3d-$ a $4d-$orbitály (pre prvky sekundárnych podskupín): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Pá 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2; $ $↙(43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 doláre. Spravidla, keď je zaplnená predchádzajúca $d$-podúroveň, začne sa vypĺňať vonkajšia (resp. $4p-$ a $5p-$) $p-$podúroveň: $↙(33)Ako 2, 8, 18, 5; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

Pre prvky veľkých periód - šiesta a neúplná siedma - sú elektronické úrovne a podúrovne vyplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny vstupujú do vonkajšej $s-$podúrovne: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; ďalší jeden elektrón (pre $La$ a $Ca$) k predchádzajúcej podúrovni $d$: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ a $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Potom ďalšie $14$ elektróny vstúpia zvonku do tretej energetickej úrovne, $4f$ a $5f$ orbitály lantonidov a aktinoidov, v tomto poradí: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92)U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Potom sa začne druhá energetická úroveň zvonku ($d$-podúroveň) opäť hromadiť pre prvky vedľajších podskupín: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. A napokon až po úplnom naplnení podúrovne $d$ desiatimi elektrónmi sa podúroveň $p$ opäť naplní: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Veľmi často sa štruktúra elektrónových obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek - zapisujú tzv. grafické elektronické vzorce. Pre tento záznam sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca je potrebné pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp, podľa ktorého bunka (orbitál) nemôže mať viac ako dva elektróny, ale s antiparalelnými spinmi a F. Hundovo pravidlo, podľa ktorého elektróny obsadzujú voľné bunky najskôr po jednom a majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa spárujú, ale spiny podľa Pauliho princípu už budú smerovať opačne.

Švajčiarsky fyzik W. Pauli v roku 1925 zistil, že v atóme na jednom orbitále nemôžu byť viac ako dva elektróny, ktoré majú opačné (antiparalelné) spiny (v preklade z angličtiny „vreteno“), to znamená, že majú vlastnosti, ktoré môžu byť podmienečne sa reprezentoval ako rotácia elektrónu okolo svojej imaginárnej osi: v smere alebo proti smeru hodinových ručičiek. Tento princíp sa nazýva Pauliho princíp.

Ak je v orbitáli jeden elektrón, potom sa nazýva nepárový, ak sú dva, ide o párové elektróny, teda elektróny s opačnými spinmi.

Obrázok 5 znázorňuje schému rozdelenia energetických hladín do podúrovní.

S-orbitál, ako už viete, je sférický. Elektrón atómu vodíka (s = 1) sa nachádza v tomto orbitále a je nepárový. Preto bude jeho elektronický vzorec alebo elektronická konfigurácia napísaná takto: 1s 1. V elektronických vzorcoch je číslo úrovne energie označené číslom pred písmenom (1 ...), podúroveň (orbitálny typ) je označená latinským písmenom a číslom, ktoré je napísané vpravo hore na písmeno (ako exponent) udáva počet elektrónov v podúrovni.

Pre atóm hélia He, ktorý má dva spárované elektróny v rovnakom s-orbitáli, je tento vzorec: 1s 2 .

Elektrónový obal atómu hélia je úplný a veľmi stabilný. Hélium je vzácny plyn.

Druhá energetická hladina (n = 2) má štyri orbitály: jeden s a tri p. S-orbitálne elektróny druhej úrovne (2s-orbitály) majú vyššiu energiu, pretože sú vo väčšej vzdialenosti od jadra ako 1s-orbitálne elektróny (n ​​= 2).

Vo všeobecnosti pre každú hodnotu n existuje jeden s-orbitál, ale so zodpovedajúcim množstvom energie elektrónu, a teda so zodpovedajúcim priemerom, ktorý rastie so zvyšujúcou sa hodnotou n.

R-orbitál má tvar činky alebo osmičky. Všetky tri p-orbitály sú umiestnené v atóme navzájom kolmo pozdĺž priestorových súradníc vedených cez jadro atómu. Opäť treba zdôrazniť, že každá energetická hladina (elektronická vrstva), počnúc n = 2, má tri p-orbitály. Keď sa hodnota n zvyšuje, elektróny obsadzujú p-orbitály umiestnené vo veľkých vzdialenostiach od jadra a smerujúce pozdĺž osí x, y a z.

Pre prvky druhej periódy (n = 2) sa najskôr vyplní jeden β-orbitál a potom tri p-orbitály. Elektronický vzorec 1l: 1s 2 2s 1. Elektrón je slabšie viazaný na jadro atómu, takže ho atóm lítia môže ľahko odovzdať (ako si iste pamätáte, tento proces sa nazýva oxidácia), pričom sa zmení na ión Li +.

V atóme berýlia Be 0 je štvrtý elektrón tiež umiestnený v orbitáli 2s: 1s 2 2s 2 . Dva vonkajšie elektróny atómu berýlia sa ľahko oddelia – Be 0 sa oxiduje na katión Be 2+.

Na atóme bóru piaty elektrón zaberá 2p orbitál: 1s 2 2s 2 2p 1. Ďalej sú atómy C, N, O, E naplnené orbitálmi 2p, ktoré končia neónom vzácneho plynu: 1s 2 2s 2 2p 6.

Pre prvky tretej periódy sú vyplnené Sv- a Sp-orbitály, resp. Päť d-orbitálov tretej úrovne zostáva voľných:

Niekedy v diagramoch zobrazujúcich distribúciu elektrónov v atómoch je uvedený iba počet elektrónov na každej energetickej úrovni, to znamená, že zapisujú skrátené elektrónové vzorce atómov chemických prvkov, na rozdiel od úplných elektronických vzorcov uvedených vyššie.

Pre prvky s veľkými periódami (štvrtá a piata) prvé dva elektróny obsadzujú 4. a 5. orbitál, v tomto poradí: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Počnúc tretím prvkom každej veľkej periódy pôjde nasledujúcich desať elektrónov do predchádzajúcich 3d a 4d orbitálov (pre prvky sekundárnych podskupín): 23 V 2, 8 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Tr 2, 8, 18, 13, 2. Spravidla, keď je naplnená predchádzajúca d-podúroveň, začne sa napĺňať vonkajšia (4p- a 5p, v tomto poradí) p-podúroveň.

Pre prvky veľkých periód - šiesta a neúplná siedma - sú elektronické úrovne a podúrovne naplnené elektrónmi spravidla takto: prvé dva elektróny pôjdu na vonkajšiu β-podúroveň: 56 Ba 2, 8, 18, 18 8, 2; 87Gr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; ďalší jeden elektrón (pre Na a Ac) k predchádzajúcemu (p-podúroveň: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 a 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Potom ďalších 14 elektrónov prejde na tretiu energetickú hladinu zvonku v orbitáloch 4f a 5f pre lantanoidy a aktinidy.

Potom sa opäť začne hromadiť druhá vonkajšia energetická hladina (d-podúroveň): pre prvky sekundárnych podskupín: 73 Ta 2, 8.18, 32.11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2 - a napokon až po úplnom naplnení aktuálnej hladiny desiatimi elektrónmi sa opäť naplní vonkajšia p-podhladina:

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

Veľmi často sa štruktúra elektrónových obalov atómov zobrazuje pomocou energetických alebo kvantových buniek - zapisujú takzvané grafické elektronické vzorce. Pre tento záznam sa používa nasledujúci zápis: každá kvantová bunka je označená bunkou, ktorá zodpovedá jednému orbitálu; každý elektrón je označený šípkou zodpovedajúcou smeru spinu. Pri písaní grafického elektronického vzorca treba pamätať na dve pravidlá: Pauliho princíp, podľa ktorého v článku nemôžu byť viac ako dva elektróny (orbitály, ale s antiparalelnými spinmi), a F. Hundovo pravidlo, podľa ktorého elektróny obsadzujú voľné bunky (orbitály), nachádzajú sa v nich sú najskôr po jednom a zároveň majú rovnakú hodnotu spinu a až potom sa spárujú, ale spiny v tomto prípade podľa Pauliho princípu už budú opačne smerované.

Na záver sa ešte raz zamyslime nad mapovaním elektronických konfigurácií atómov prvkov v obdobiach systému D. I. Mendelejeva. Schémy elektrónovej štruktúry atómov znázorňujú rozloženie elektrónov cez elektrónové vrstvy (energetické hladiny).

V atóme hélia je prvá elektrónová vrstva dokončená - má 2 elektróny.

Vodík a hélium sú s-prvky; tieto atómy majú s-orbitál naplnený elektrónmi.

Prvky druhého obdobia

Pre všetky prvky druhej periódy je prvá elektrónová vrstva vyplnená a elektróny vypĺňajú e- a p-orbitály druhej elektrónovej vrstvy v súlade s princípom najmenšej energie (najskôr s- a potom p) a pravidlami Pauliho a Hunda (tabuľka 2).

V atóme neónu je dokončená druhá elektrónová vrstva - má 8 elektrónov.

Tabuľka 2 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov druhej periódy

Koniec tabuľky. 2

Li, Be sú β-prvky.

B, C, N, O, F, Ne sú p-prvky; tieto atómy majú p-orbitály naplnené elektrónmi.

Prvky tretej tretiny

Pre atómy prvkov tretej periódy je dokončená prvá a druhá elektrónová vrstva, preto je vyplnená tretia elektrónová vrstva, v ktorej môžu elektróny zaberať podúrovne 3s, 3p a 3d (tabuľka 3).

Tabuľka 3 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov tretej periódy

Na atóme horčíka je dokončený 3-elektrónový orbitál. Na a Mg sú s-prvky.

Vo vonkajšej vrstve (tretia elektrónová vrstva) v atóme argónu je 8 elektrónov. Ako vonkajšia vrstva je kompletná, ale celkovo v tretej elektrónovej vrstve, ako už viete, môže byť 18 elektrónov, čo znamená, že prvky tretej periódy majú nevyplnené 3d orbitály.

Všetky prvky od Al po Ar sú p-prvky. s- a p-prvky tvoria hlavné podskupiny v periodickom systéme.

Na atómoch draslíka a vápnika sa objavuje štvrtá elektrónová vrstva a podúroveň 4s je vyplnená (tabuľka 4), pretože má nižšiu energiu ako podúroveň 3d. Pre zjednodušenie grafických elektronických vzorcov atómov prvkov štvrtej periódy: 1) označme podmienečne grafický elektronický vzorec argónu takto:
Ar;

2) nebudeme zobrazovať podúrovne, ktoré nie sú vyplnené pre tieto atómy.

Tabuľka 4 Štruktúra elektrónových obalov atómov prvkov štvrtej periódy

K, Ca - s-prvky zaradené do hlavných podskupín. Pre atómy od Sc po Zn je 3d podúroveň naplnená elektrónmi. Toto sú 3D prvky. Zaraďujú sa do sekundárnych podskupín, majú vyplnenú predvonkajšiu elektrónovú vrstvu, označujú sa ako prechodné prvky.

Venujte pozornosť štruktúre elektrónových obalov atómov chrómu a medi. V nich dochádza k „zlyhaniu“ jedného elektrónu z podúrovne 4n- na 3d, čo sa vysvetľuje väčšou energetickou stabilitou výsledných elektronických konfigurácií 3d 5 a 3d 10:

V atóme zinku je tretia elektrónová vrstva kompletná - sú v nej vyplnené všetky podúrovne 3s, 3p a 3d, celkovo je na nich 18 elektrónov.

V prvkoch nasledujúcich po zinku sa štvrtá elektrónová vrstva, podúroveň 4p, naďalej vypĺňa: Prvky od Ga po Kr sú p-prvky.

Vonkajšia vrstva (štvrtá) atómu kryptónu je úplná a má 8 elektrónov. Ale len vo štvrtej elektrónovej vrstve, ako viete, môže byť 32 elektrónov; podúrovne 4d a 4f atómu kryptónu stále zostávajú nevyplnené.

Prvky piatej periódy zapĺňajú podúrovne v nasledujúcom poradí: 5s-> 4d -> 5p. A existujú aj výnimky spojené s „zlyhaním“ elektrónov, v 41 Nb, 42 MO atď.

V šiestej a siedmej perióde sa objavujú prvky, teda prvky, v ktorých sa vypĺňajú podúrovne 4f a 5f tretej vonkajšej elektronickej vrstvy.

Prvky 4f sa nazývajú lantanoidy.

5f-prvky sa nazývajú aktinidy.

Poradie plnenia elektronických podúrovní v atómoch prvkov šiestej periódy: 55 Сs a 56 Ва - 6s-prvkov;

57 La... 6s 2 5d 1 - 5d prvok; 58 Ce - 71 Lu - 4f prvky; 72 Hf - 80 Hg - 5d prvky; 81 Tl - 86 Rn - 6p prvky. Ale aj tu sú prvky, v ktorých je „porušené“ poradie plnenia elektronických orbitálov, čo je napríklad spojené s väčšou energetickou stabilitou polovičných a úplne vyplnených f podúrovní, teda nf 7 a nf 14.

V závislosti od toho, ktorá podúroveň atómu je naplnená elektrónmi ako posledná, sú všetky prvky, ako ste už pochopili, rozdelené do štyroch elektronických rodín alebo blokov (obr. 7).

1) s-Elementy; β-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; s-prvky zahŕňajú vodík, hélium a prvky hlavných podskupín skupín I a II;

2) p-prvky; p-podúroveň vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; p prvky zahŕňajú prvky hlavných podskupín skupín III-VIII;

3) d-prvky; d-podúroveň preexternej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; d-prvky zahŕňajú prvky sekundárnych podskupín skupín I-VIII, to znamená prvky interkalovaných desaťročí veľkých období, ktoré sa nachádzajú medzi s- a p-prvkami. Nazývajú sa tiež prechodové prvky;

4) f-prvky, f-podúroveň tretej vonkajšej úrovne atómu je vyplnená elektrónmi; patria sem lantanoidy a aktinidy.

1. Čo by sa stalo, keby sa Pauliho princíp nerešpektoval?

2. Čo by sa stalo, keby sa Hundovo pravidlo nerešpektovalo?

3. Vytvorte schémy elektrónovej štruktúry, elektrónové vzorce a grafické elektrónové vzorce atómov nasledujúcich chemických prvkov: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Ra.

4. Napíšte elektronický vzorec pre prvok #110 pomocou symbolu pre príslušný vzácny plyn.

5. Čo je to „zlyhanie“ elektrónu? Uveďte príklady prvkov, v ktorých je tento jav pozorovaný, zapíšte ich elektronické vzorce.

6. Ako sa určuje príslušnosť chemického prvku k tej či onej elektronickej skupine?

7. Porovnajte elektrónový a grafický elektrónový vzorec atómu síry. Aké ďalšie informácie obsahuje posledný vzorec?

Usporiadanie elektrónov v energetických hladinách a orbitáloch sa nazýva elektrónová konfigurácia. Konfiguráciu možno znázorniť vo forme takzvaných elektronických vzorcov, v ktorých je číslo úrovne energie označené číslom vpredu, potom je podúroveň označená písmenom a počet elektrónov v tejto podúrovni je označený. v pravom hornom rohu listu. Súčet posledných čísel zodpovedá hodnote kladného náboja atómového jadra. Napríklad elektronické vzorce síry a vápnika budú vyzerať takto: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Plnenie elektronických hladín sa uskutočňuje v súlade s princípom najmenšej energie: najstabilnejší stav elektrónu v atóme zodpovedá stavu s minimálnou energetickou hodnotou. Preto sa najskôr plnia vrstvy s najnižšími energetickými hodnotami. Sovietsky vedec V. Klechkovsky zistil, že energia elektrónu sa zvyšuje s nárastom súčtu hlavných a orbitálnych kvantových čísel (n + /)> preto dochádza k vypĺňaniu elektrónových vrstiev v poradí s nárastom súčet hlavných a orbitálnych kvantových čísel. Ak sú súčty (n - f1) pre dve podúrovne rovnaké, potom sa vyplnia najskôr podúrovne s najmenším n a najväčším l9 a potom podúrovne s najväčším n a najmenším L. Nech je napríklad súčet ( n + /) « 5. Tento súčet zodpovedá nasledujúcim kombináciám, či už I: n = 3; / 2; n*" 4; 1-1; l = / - 0. Na základe toho by sa mala najskôr naplniť d-podúroveň tretej energetickej hladiny, potom 4p-podúroveň a až potom s-podúroveň piatej energetickej hladiny. Všetky vyššie uvedené definujú nasledujúce poradie plnenia elektrónov v atómoch: Príklad 1 Nakreslite elektrónový vzorec atómu sodíka. Riešenie Na základe polohy v periodickej tabuľke sa zistilo, že sodík je prvkom tretej periódy. To naznačuje, že elektróny v atóme sodíka sú umiestnené na troch energetických úrovniach. Atómové číslo prvku určuje celkový počet elektrónov na týchto troch úrovniach – jedenásť. Na prvej energetickej úrovni (ls1, / = 0; s-podúroveň) je maximálny počet elektrónov // « 2n2, N = 2. Rozloženie elektrónov na s-podúrovni energetickej hladiny I je zobrazené pomocou záznam - Is2, Pri II energetickej hladine n = 2, I « 0 (s-podúroveň) a I = 1 (p-podúroveň) je maximálny počet elektrónov osem. Keďže maximum 2e sa nachádza na podúrovni S, na podúrovni p bude 6e. Distribúcia elektrónov na energetickej úrovni II je zobrazená zápisom - 2s22p6. Na tretej energetickej úrovni sú možné podúrovne S, p a d. Atóm sodíka má na energetickej úrovni III iba jeden elektrón, ktorý podľa princípu najmenšej energie obsadí podúroveň 3v. Spojením záznamov o distribúcii elektrónov na každej vrstve do jedného sa získa elektrónový vzorec atómu sodíka: ls22s22p63s1. Kladný náboj atómu sodíka (+11) je kompenzovaný celkovým počtom elektrónov (11). Okrem toho je štruktúra elektrónových obalov znázornená pomocou energetických alebo kvantových buniek (orbitálov) - to sú takzvané grafické elektronické vzorce. Každý takýto článok je označený obdĺžnikom Q, elektrón t> smer šípky charakterizuje spin elektrónu. Podľa Pauliho princípu je v bunke (obežnej dráhe) umiestnený jeden (nespárovaný) alebo dva (párové) elektróny. Elektrónovú štruktúru atómu sodíka možno znázorniť schémou: Pri plnení kvantových buniek je potrebné poznať Hundovo pravidlo: stabilný stav atómu zodpovedá takémuto rozloženiu elektrónov v rámci energetickej podúrovne (p, d, f ), pri ktorej je absolútna hodnota celkového spinu atómu maximálna. Ak teda dva elektróny zaberajú jeden orbitál\]j\\\, ich celkový spin bude rovný nule. Naplnenie dvoch orbitálov 1 m 111 I elektrónmi poskytne celkový spin rovný jednotke. Na základe Hundovho princípu bude rozloženie elektrónov v kvantových článkoch napríklad pre atómy 6С a 7N nasledovné: Otázky a úlohy na samostatné riešenie 1. Uveďte všetky základné teoretické ustanovenia potrebné na naplnenie elektrónov do atómov. 2. Ukážte platnosť princípu najmenšej energie na príklade zapĺňania elektrónov v atómoch vápnika a skandia, stroncia, ytria a india. 3. Ktorý z grafických elektrónových vzorcov atómu fosforu (neexcitovaný stav) je správny? Svoju odpoveď zdôvodnite pomocou Gundovho pravidla. 4. Napíšte všetky kvantové čísla elektrónov atómov: a) sodík, kremík; b) fosfor, chlór; c) síra, argón. 5. Zostavte elektrónové vzorce atómov s-prvku prvej a tretej periódy. 6. Zostavte elektrónový vzorec atómu p-prvku piatej periódy, ktorého vonkajšia energetická hladina je 5s25p5. Aké sú jeho chemické vlastnosti? 7. Nakreslite rozloženie elektrónov na dráhach v atómoch kremíka, fluóru, kryptónu. 8. Zostavte elektrónový vzorec prvku, v ktorom je energetický stav dvoch elektrónov vonkajšej úrovne opísaný nasledujúcimi kvantovými číslami: n - 5; 0; m1 = 0; ta = + 1/2; že "-1/2. 9. Vonkajšie a predposledné energetické hladiny atómov majú tvar: a) 3d24s2; b) 4d105s1; c) 5s25p6. Zostavte elektrónové vzorce atómov prvkov. Uveďte p- a d-prvky. 10. Vytvorte elektrónové vzorce atómov d-prvkov, ktoré majú na d-podúrovni 5 elektrónov. 11. Nakreslite rozloženie elektrónov v kvantových článkoch v atómoch draslíka, chlóru, neónu. 12. Vonkajšia elektrónová vrstva prvku je vyjadrená vzorcom 3s23p4. Určite sériové číslo a názov prvku. 13. Napíšte elektrónové konfigurácie nasledujúcich iónov: 14. Obsahujú atómy O, Mg, Ti elektróny na úrovni M? 15. Ktoré častice atómov sú izoelektronické, t.j. obsahujú rovnaký počet elektrónov: 16. Koľko elektronických úrovní majú atómy v stave S2", S4+, S6+? 17. Koľko voľných d-orbitálov je v Sc, Atómy Ti, V? Napíšte elektrónové vzorce atómov týchto prvkov.4b-elektróny obsahujú atómy týchto prvkov v stabilnom stave?20.Koľko prázdnych 3p-orbitálov má atóm kremíka v stacionárnom a excitovanom stave?

Lewisov symbol: Elektrónový diagram: Jediný elektrón atómu vodíka sa môže podieľať na tvorbe iba jednej chemickej väzby s inými atómami: Počet kovalentných väzieb , ktorý tvorí atóm v danej zlúčenine, ju charakterizuje valencia . Vo všetkých zlúčeninách je atóm vodíka jednoväzbový. hélium Hélium, podobne ako vodík, je prvkom prvého obdobia. Vo svojej jedinej kvantovej vrstve má jednu s-orbital, ktorý obsahuje dva elektróny s antiparalelnými spinmi (osamelý elektrónový pár). symbol Lewisa: nie:. Elektronická konfigurácia 1 s 2, jeho grafické znázornenie: V atóme hélia nie sú žiadne nepárové elektróny, neexistujú žiadne voľné orbitály. Jeho energetická úroveň je úplná. Atómy s dokončenou kvantovou vrstvou nemôžu vytvárať chemické väzby s inými atómami. Volajú sa ušľachtilý alebo inertné plyny. Hélium je ich prvým zástupcom. DRUHÉ OBDOBIE Lítium Atómy všetkých prvkov druhý obdobie mať dva energetické hladiny. Vnútorná kvantová vrstva je dokončená energetická hladina atómu hélia. Ako je uvedené vyššie, jeho konfigurácia vyzerá ako 1 s 2, ale pre jeho obrázok možno použiť aj skrátený zápis: . V niektorých literárnych zdrojoch sa označuje ako [K] (podľa názvu prvého elektrónového obalu). Druhá kvantová vrstva lítia obsahuje štyri orbitály (22 = 4): jeden s a tri R. Elektronická konfigurácia atómu lítia: 1 s 22s 1 alebo 2 s 1. Pomocou posledného zápisu sa vyčlenia iba elektróny vonkajšej kvantovej vrstvy (valenčné elektróny). Lewisov symbol pre lítium je Li. Grafické znázornenie elektronickej konfigurácie:
Berýlium Elektronická konfigurácia je 2s2. Elektronický diagram vonkajšej kvantovej vrstvy:
Bor Elektronická konfigurácia je 2s22p1. Atóm bóru môže prejsť do excitovaného stavu. Elektronický diagram vonkajšej kvantovej vrstvy:

V excitovanom stave má atóm bóru tri nepárové elektróny a môže vytvárať tri chemické väzby: BF3, B2O3. Atóm bóru má v tomto prípade voľný orbitál, ktorý sa môže podieľať na tvorbe väzby mechanizmom donor-akceptor. Uhlík Elektronická konfigurácia je 2s22p2. Elektronické diagramy vonkajšej kvantovej vrstvy atómu uhlíka v základnom a excitovanom stave:

Neexcitovaný atóm uhlíka môže vytvoriť dve kovalentné väzby prostredníctvom párovania elektrónov a jednu prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor. Príkladom takejto zlúčeniny je oxid uhoľnatý (II), ktorý má vzorec CO a nazýva sa oxid uhoľnatý. Jeho štruktúre sa budeme podrobnejšie venovať v časti 2.1.2. Excitovaný atóm uhlíka je jedinečný: všetky orbitály jeho vonkajšej kvantovej vrstvy sú vyplnené nepárovými elektrónmi, t.j. má rovnaký počet valenčných orbitálov a valenčných elektrónov. Ideálnym partnerom je pre ňu atóm vodíka, ktorý má na jednom orbitále jeden elektrón. To vysvetľuje ich schopnosť tvoriť uhľovodíky. So štyrmi nepárovými elektrónmi vytvára atóm uhlíka štyri chemické väzby: CH4, CF4, CO2. V molekulách organických zlúčenín je atóm uhlíka vždy v excitovanom stave:
Atóm dusíka nemôže byť excitovaný, pretože v jeho vonkajšej kvantovej vrstve nie je voľný orbitál. Vytvára tri kovalentné väzby párovaním elektrónov:
Atóm kyslíka, ktorý má vo vonkajšej vrstve dva nepárové elektróny, tvorí dve kovalentné väzby:
Neon Elektronická konfigurácia je 2s22p6. Lewisov symbol: Elektronický diagram vonkajšej kvantovej vrstvy:

Atóm neónu má dokončenú vonkajšiu energetickú hladinu a nevytvára chemické väzby so žiadnymi atómami. Je to druhý vzácny plyn. TRETIE OBDOBIE Atómy všetkých prvkov tretej periódy majú tri kvantové vrstvy. Elektronická konfigurácia dvoch vnútorných energetických úrovní môže byť reprezentovaná ako . Vonkajšia elektrónová vrstva obsahuje deväť orbitálov, ktoré sú osadené elektrónmi podľa všeobecných zákonov. Takže pre atóm sodíka vyzerá elektronická konfigurácia takto: 3s1, pre vápnik - 3s2 (v excitovanom stave - 3s13p1), pre hliník - 3s23p1 (v excitovanom stave - 3s13p2). Na rozdiel od prvkov druhej periódy môžu atómy prvkov skupín V-VII tretej periódy existovať v základnom aj excitovanom stave. Fosfor Fosfor je prvkom piatej skupiny. Jeho elektronická konfigurácia je 3s23p3. Rovnako ako dusík má na svojej vonkajšej energetickej úrovni tri nepárové elektróny a tvorí tri kovalentné väzby. Príkladom je fosfín, ktorý má vzorec PH3 (porovnaj s amoniakom). Ale fosfor, na rozdiel od dusíka, obsahuje voľné d-orbitály vo vonkajšej kvantovej vrstve a môže prejsť do excitovaného stavu - 3s13p3d1:

To mu dáva schopnosť tvoriť päť kovalentných väzieb v zlúčeninách, ako sú napríklad P2O5 a H3PO4.

Síra Základná elektronická konfigurácia je 3s23p4. Elektronická schéma:
Môže sa však vzrušiť tak, že sa najprv prenesie elektrón z R- na d-orbitálny (prvý excitovaný stav), a potom s s- na d-orbitálny (druhý vzrušený stav):
V prvom excitovanom stave tvorí atóm síry štyri chemické väzby v zlúčeninách, ako sú SO2 a H2SO3. Druhý excitovaný stav atómu síry možno znázorniť pomocou elektronického diagramu:

Takýto atóm síry tvorí v zlúčeninách SO3 a H2SO4 šesť chemických väzieb.

1.3.3. Elektrónové konfigurácie atómov veľkých prvkov obdobia ŠTVRTÉ OBDOBIE

Obdobie začína draslíkovou (19K) elektronickou konfiguráciou: 1s22s22p63s23p64s1 alebo 4s1 a vápnikom (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 alebo 4s2. Po Ar p-orbitáloch je teda v súlade s Klechkovského pravidlom naplnená vonkajšia podúroveň 4s, ktorá má nižšiu energiu. 4s orbitál preniká bližšie k jadru; 3D podúroveň zostáva prázdna (3d0). Počnúc skandiom, 10 prvkov osídľuje orbitály 3D podúrovne. Volajú sa d-prvky.

V súlade s princípom postupného zapĺňania orbitálov by mal mať atóm chrómu elektrónovú konfiguráciu 4s23d4, má však elektrónový „únik“, ktorý spočíva v prechode elektrónu 4s na energeticky blízky 3d orbitál (obr. 11).

Experimentálne sa zistilo, že stavy atómu, v ktorých sú p-, d-, f-orbitály napoly vyplnené (p3, d5, f7), úplne (p6, d10, f14) alebo voľné (p0, d0 , f0), majú zvýšenú stabilitu. Ak teda atómu chýba jeden elektrón pred polovičným dokončením alebo dokončením podúrovne, pozoruje sa jeho „únik“ z predtým naplneného orbitálu (v tomto prípade 4 s).

S výnimkou Cr a Cu majú všetky prvky od Ca po Zn vo svojej vonkajšej úrovni rovnaký počet elektrónov – dva. To vysvetľuje relatívne malú zmenu vlastností v rade prechodných kovov. Pre uvedené prvky sú však 4s elektróny vonkajšej aj 3d elektróny predvonkajšej podúrovne valenciou (s výnimkou atómu zinku, v ktorom je tretia energetická hladina úplne dokončená).

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

Orbitály 4d a 4f zostali voľné, hoci štvrtá perióda sa skončila.

PIATA OBDOBIE

Postupnosť orbitálneho plnenia je rovnaká ako v predchádzajúcom období: najprv sa naplní 5s orbitál ( 37Rb 5s1), potom 4d a 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitály 5s a 4d sú energeticky ešte bližšie, takže väčšina prvkov 4d (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) má elektrónový prechod z podúrovne 5s do 4d.

ŠIESTA A SIEDMA OBDOBIA

Na rozdiel od predchádzajúceho šiesteho obdobia obsahuje 32 prvkov. Cézium a bárium sú prvky 6s. Ďalšie energeticky priaznivé stavy sú 6p, 4f a 5d. Na rozdiel od Klechkovského pravidla, pre lantán nie je vyplnený orbitál 4f, ale 5d ( 57La 6s25d1), ale za ním nasledujúce prvky majú vyplnenú podúroveň 4f ( 58Ce 6s24f2), na ktorom je štrnásť možných elektronických stavov. Atómy od céru (Ce) po lutécium (Lu) sa nazývajú lantanoidy – ide o f-prvky. V rade lantanoidov niekedy dochádza k "prestreleniu" elektrónu, rovnako ako v rade d-prvkov. Keď je dokončená 4f-podúroveň, 5d-podúroveň (deväť prvkov) pokračuje v plnení a šiesta perióda je dokončená, ako každá iná, okrem prvých, šiestich p-prvkov.

Prvé dva prvky v siedmom období sú francium a rádium, po ktorých nasleduje jeden 6d prvok, aktínium ( 89ac 7s26d1). Po aktiniu nasleduje štrnásť 5f prvkov – aktinoidov. Deväť prvkov 6d by malo nasledovať po aktinoidoch a šesť prvkov p by malo dokončiť periódu. Siedma perióda je neúplná.

Uvažovaný vzor tvorby periód systému prvkami a zapĺňania atómových orbitálov elektrónmi ukazuje periodickú závislosť elektrónových štruktúr atómov od náboja jadra.

Obdobie - je to súbor prvkov usporiadaných vzostupne podľa nábojov jadier atómov a charakterizovaných rovnakou hodnotou hlavného kvantového počtu vonkajších elektrónov. Na začiatku obdobia vyplňte ns - a na konci - np -orbitály (okrem prvej periódy). Tieto prvky tvoria osem hlavných (A) podskupín D.I. Mendelejev.

Hlavná podskupina - Ide o súbor chemických prvkov umiestnených vertikálne a majúcich rovnaký počet elektrónov na vonkajšej energetickej úrovni.

V priebehu obdobia, s nárastom náboja jadra a rastúcou silou priťahovania vonkajších elektrónov k nemu zľava doprava, sa polomery atómov zmenšujú, čo zase spôsobuje oslabenie kovových a zvýšenie nekovových vlastnosti. pozadu atómový polomer vezmite teoreticky vypočítanú vzdialenosť od jadra k maximálnej elektrónovej hustote vonkajšej kvantovej vrstvy. V skupinách zhora nadol sa zvyšuje počet energetických úrovní a následne aj atómový polomer. V tomto prípade sa zlepšujú kovové vlastnosti. Medzi dôležité vlastnosti atómov, ktoré sa periodicky menia v závislosti od nábojov jadier atómov, patrí aj ionizačná energia a elektrónová afinita, o ktorých bude reč v časti 2.2.