Elektronske konfiguracije atomov elementov periodnega sistema.

Porazdelitev elektronov po različnih AO se imenuje elektronska konfiguracija atoma... Najnižja energetska elektronska konfiguracija ustreza osnovno stanje atom, se nanašajo na druge konfiguracije vznemirjena stanja.

Elektronska konfiguracija atoma je prikazana na dva načina - v obliki elektronskih formul in diagramov elektronske difrakcije. Pri pisanju elektronskih formul se uporabljajo glavno in orbitalno kvantno število. Podnivo je označeno z glavnim kvantnim številom (števka) in orbitalnim kvantnim številom (ustrezna črka). Število elektronov na podnivoju označuje nadpis. Na primer, za osnovno stanje atoma vodika je elektronska formula: 1 s 1 .

Strukturo elektronskih nivojev je mogoče podrobneje opisati z diagrami elektronske difrakcije, kjer je porazdelitev po podnivojih predstavljena v obliki kvantnih celic. V tem primeru je orbitala običajno prikazana kot kvadrat, blizu katerega je postavljena oznaka podnivoja. Podnivoji na vsaki ravni naj bodo nekoliko premaknjeni po višini, saj se njihove energije nekoliko razlikujejo. Elektroni so upodobljeni s puščicami ali ↓, odvisno od predznaka spinskega kvantnega števila. Diagram elektronske difrakcije atoma vodika:

Načelo konstruiranja elektronskih konfiguracij atomov z več elektroni je dodajanje protonov in elektronov atomu vodika. Porazdelitev elektronov po energijskih ravneh in podravneh je skladna s prej obravnavanimi pravili: načelo najmanjše energije, Paulijevo načelo in Hundovo pravilo.

Ob upoštevanju strukture elektronskih konfiguracij atomov lahko vse znane elemente v skladu z vrednostjo orbitalnega kvantnega števila zadnje zapolnjene podnivo razdelimo v štiri skupine: s-elementi, str-elementi, d-elementi, f-elementi.

V atomu helija He (Z = 2) drugi elektron zaseda 1 s-orbitala, njena elektronska formula: 1 s 2. Elektronski diagram:

Prvo najkrajše obdobje periodnega sistema elementov se konča s helijem. Označena je elektronska konfiguracija helija.

Drugo obdobje odpre litij Li (Z = 3), njegova elektronska formula: Elektronski diagram:

Sledijo poenostavljeni diagrami elektronske difrakcije atomov elementov, katerih orbitale istega energijskega nivoja se nahajajo na isti višini. Notranje popolnoma zapolnjene podravni niso prikazane.

Litiju sledi berilij Be (Z = 4), v katerem se dodatni elektron naseli 2 s-orbitalna. Elektronska formula Be: 2 s 2

V osnovnem stanju naslednji borov elektron B (z = 5) zaseda 2 R-orbitalna, B: 1 s 2 2s 2 2str 1 ; njegov diagram elektronske difrakcije:

Naslednjih pet elementov je elektronsko konfiguriranih:

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

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

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

Dane elektronske konfiguracije določa Hundovo pravilo.

Prva in druga energijska raven neona sta popolnoma napolnjena. Označimo njegovo elektronsko konfiguracijo in jo bomo uporabili v nadaljevanju za kratkost za pisanje elektronskih formul atomov elementov.

Natrijev Na (Z = 11) in Mg (Z = 12) odpirata tretjo obdobje. Zunanji elektroni zasedajo 3 s-orbitalna:

Na (Z = 11): 3 s 1

Mg (Z = 12): 3 s 2

Nato se začenši z aluminijem (Z = 13) napolni 3 R-podnivo. Tretje obdobje se konča z argonom Ar (Z = 18):

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

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

Elementi tretjega obdobja se od elementov drugega razlikujejo po tem, da imajo proste 3 d-orbitale, ki lahko sodelujejo pri tvorbi kemičnih vezi. To pojasnjuje valenčna stanja, ki jih manifestirajo elementi.

V četrtem obdobju po pravilu ( n+l), za kalijev K (Z = 19) in kalcijev Ca (Z = 20) elektroni zasedajo 4 s-podstopnja, ne 3 d.Začenši s skandijem Sc (Z = 21) in konča s cinkom Zn (Z = 30), pride do polnjenja3 d-podnivo:

Elektronske formule d-elemente lahko predstavimo v ionski obliki: podnivi so navedene v naraščajočem vrstnem redu glavnega kvantnega števila in s konstantno n- po naraščajočem orbitalnem kvantnem številu. Na primer, za Zn bo tak zapis videti takole: Oba zapisa sta enakovredna, vendar prej navedena formula za cink pravilno odraža vrstni red izpolnjevanja podravni.

V vrstici 3 d-elementi za krom Cr (Z = 24), obstaja odstopanje od pravila ( n+l). V skladu s tem pravilom naj bi konfiguracija Cr izgledala takole: Ugotovljeno je, da je njegova prava konfiguracija - Včasih se ta učinek imenuje "dip" elektrona. Takšni učinki so razloženi s povečano odpornostjo za polovico ( str 3 , d 5 , f 7) in popolnoma ( str 6 , d 10 , f 14) zapolnjene podravni.

Odstopanja od pravila ( n+l) opazimo tudi pri drugih elementih (tabela 6). To je posledica dejstva, da se s povečanjem glavnega kvantnega števila razlike med energijami podnivojev zmanjšujejo.

Nato pride do polnjenja 4 str-podnivo (Ga - Kr). Četrto obdobje vsebuje le 18 elementov. Polnjenje 5 s-, 4d- in 5 str- podravni v 18 elementih petega obdobja. Upoštevajte, da je energija 5 s- in 4 d- podnivi so zelo blizu in elektron s 5 s-podnivo lahko preprosto preide na 4 d-podnivo. ob 5 s-podnivo Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag ima samo en elektron. Osnovni pogoj 5 s- podnivo Pd ni zapolnjeno. Opažen je "potop" dveh elektronov.

V šestem obdobju po polnjenju 6 s-podnivo cezija Cs (Z = 55) in barija Ba (Z = 56) naslednji elektron po pravilu ( n+l) bi moral vzeti 4 f-podnivo. Vendar pa za lantan La (Z = 57) pride elektron na 5 d-podnivo. Napol napolnjena (4 f 7) 4f-podnivo ima povečano stabilnost, zato gadolinij Gd (Z = 64), sledi europij Eu (Z = 63), za 4 f-podnivo, prejšnje število elektronov (7) se ohrani, nov elektron pa prispe na 5 d-podnivo, ki krši pravilo ( n+l). V terbiju Tb (Z = 65) naslednji elektron zaseda 4 f-podnivo in obstaja prehod elektrona iz 5 d- podnivo (konfiguracija 4 f 9 6s 2). Polnjenje 4 f-podnivo se konča pri iterbiju Yb (Z = 70). Naslednji elektron atoma lutecija Lu zaseda 5 d-podnivo. Njegova elektronska konfiguracija se od konfiguracije atoma lantana razlikuje le, če je popolnoma napolnjen 4 f-podnivo.

Tabela 6

Izjeme od ( n+l) - pravila za prvih 86 elementov

Element	Elektronska konfiguracija
po pravilu ( n+l)	dejansko
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

Trenutno v periodnem sistemu elementov D.I. Mendelejev, pod skandijem Sc in itrijem Y sta včasih lutecij (in ne lantan) kot prvi d-element in vseh 14 elementov pred njim, vključno z lantanom, izločimo v posebno skupino lantanidi onkraj periodnega sistema elementov.

Kemijske lastnosti elementov določa predvsem struktura zunanjih elektronskih nivojev. Sprememba števila elektronov na tretji zunanji strani 4 f- podnivo malo vpliva na kemijske lastnosti elementov. Zato vse 4 f-Elementi so po svojih lastnostih podobni. Nato v šesti tretjini 5 d-podnivo (Hf - Hg) in 6 str-podnivo (Tl - Rn).

V sedmem obdobju 7 s-podnivo je napolnjeno s Francijo Fr (Z = 87) in radijem Ra (Z = 88). Pri vetrnicah obstaja odstopanje od pravila ( n+l), naslednji elektron pa napolni 6 d-podstopnja, ne 5 f... Sledi skupina elementov (Th - Ne) s polnilom 5 f-podsloji, ki tvorijo družino aktinidi... Upoštevajte, da 6 d- in 5 f- podnivi imajo tako blizu energije, da elektronska konfiguracija aktinidnih atomov pogosto ne upošteva pravila ( n+l). Toda v tem primeru je natančna konfiguracijska vrednost 5 f t 5d m ni tako pomembno, saj precej šibko vpliva na kemijske lastnosti elementa.

Lawrence Lr (Z = 103) prejme nov elektron pri 6 d-podnivo. Ta element se včasih nahaja v periodnem sistemu pod lutecijem. Sedmo obdobje ni končano. Elementi 104 - 109 so nestabilni in njihove lastnosti so malo znane. Tako se s povečanjem jedrskega naboja občasno ponavljajo podobne elektronske strukture zunanjih nivojev. V zvezi s tem je treba pričakovati periodične spremembe različnih lastnosti elementov.

Upoštevajte, da se opisane elektronske konfiguracije nanašajo na izolirane atome v plinski fazi. Konfiguracija atoma elementa je lahko popolnoma drugačna, če je atom v trdni snovi ali raztopini.

Struktura elektronskih lupin atomov elementov prvih štirih obdobij: $ s- $, $ p- $ in $ d- $ elementov. Elektronska konfiguracija atoma. Osnovno in vzbujeno stanje atomov

Koncept atoma je nastal v starodavnem svetu za označevanje delcev snovi. V prevodu iz grščine atom pomeni "nedeljiv".

Elektroni

Irski fizik Stoney je na podlagi poskusov prišel do zaključka, da elektriko prenašajo najmanjši delci, ki obstajajo v atomih vseh kemičnih elementov. Leta 1891 je Stoney predlagal, da bi te delce poimenovali elektronov, kar v grščini pomeni "jantar".

Nekaj ​​let po tem, ko je elektron dobil ime, sta angleški fizik Joseph Thomson in francoski fizik Jean Perrin dokazala, da imajo elektroni negativen naboj. To je najmanjši negativni naboj, ki se v kemiji vzame kot enota $ (- 1) $. Thomsonu je celo uspelo določiti hitrost gibanja elektrona (enaka je hitrosti svetlobe - 300.000 $ km / s) in maso elektrona (je 1836 $-krat manjša od mase atoma vodika) .

Thomson in Perrin sta pola vira napajanja povezala na dve kovinski plošči - katodo in anodo, spajkani v stekleno cev, iz katere je bil izpuščen zrak. Ko je bila na plošče-elektrode priložena napetost približno 10 tisoč voltov, je v cevi utripal svetlobni razelektritev in delci so leteli s katode (negativnega pola) na anodo (pozitivni pol), ki so jo znanstveniki najprej poimenovali katodni žarki nato pa so ugotovili, da gre za tok elektronov. Elektroni, ki zadenejo posebne snovi, ki se nanašajo na primer na TV zaslon, povzročijo sijaj.

Ugotovljeno je bilo, da se elektroni izločajo iz atomov materiala, iz katerega je izdelana katoda.

Proste elektrone ali njihov tok je mogoče pridobiti na druge načine, na primer s segrevanjem kovinske žice ali z vpadno svetlobo na kovine, ki jih tvorijo elementi glavne podskupine I skupine I periodnega sistema (na primer cezij).

Stanje elektronov v atomu

Stanje elektrona v atomu razumemo kot niz informacij o energija določen elektron v prostor v katerem se nahaja. Že vemo, da elektron v atomu nima trajektorije gibanja, t.j. lahko govorimo samo o verjetnosti najti ga v prostoru okoli jedra. Lahko se nahaja v katerem koli delu tega prostora, ki obdaja jedro, in celota njegovih različnih položajev se obravnava kot elektronski oblak z določeno gostoto negativnega naboja. Slikovito si to lahko predstavljamo takole: če bi bilo mogoče po stotinkah ali milijoninkah sekunde fotografirati položaj elektrona v atomu, kot v fotofinišu, bi bil elektron na takih fotografijah predstavljen kot točka. Prekrivanje neštetih takšnih fotografij bi povzročilo sliko elektronskega oblaka z največjo gostoto, kjer je največ teh točk.

Slika prikazuje "rez" takšne elektronske gostote v atomu vodika, ki poteka skozi jedro, črtkana črta pa opredeljuje kroglo, znotraj katere je verjetnost zaznavanja elektrona 90% $. Kontura, ki je najbližja jedru, pokriva območje prostora, v katerem je verjetnost zaznavanja elektrona $ 10 % $, verjetnost zaznavanja elektrona znotraj druge konture iz jedra je $ 20 % $, znotraj tretje - $ ≈ 30 % $ itd. Obstaja nekaj negotovosti v stanju elektrona. Za karakterizacijo tega posebnega stanja je nemški fizik W. Heisenberg uvedel pojem načelo negotovosti, tj. pokazala, da je nemogoče istočasno in natančno določiti energijo in lokacijo elektrona. Natančneje kot je določena energija elektrona, bolj je negotov njegov položaj, in obratno, po določitvi položaja je nemogoče določiti energijo elektrona. Območje verjetnosti zaznavanja elektrona nima jasnih meja. Vendar pa je mogoče izpostaviti prostor, kjer je verjetnost najti elektron največja.

Prostor okoli atomskega jedra, v katerem se najverjetneje nahaja elektron, se imenuje orbitala.

Vsebuje približno 90 % $ elektronskega oblaka, kar pomeni, da je približno 90 % $ elektron v tem delu prostora. Glede na obliko obstaja 4 $ trenutno znanih vrst orbital, ki so označene z latinskimi črkami $ s, p, d $ in $ f $. Grafična predstavitev nekaterih oblik elektronskih orbital je prikazana na sliki.

Najpomembnejša značilnost gibanja elektrona po določeni orbitali je energija njegove vezi z jedrom. Elektroni z bližnjimi energijami tvorijo eno elektronski sloj, oz energijski ravni... Ravni energije so oštevilčene od jedra: 1, 2, 3, 4, 5, 6 $ in 7 $.

Celo število $ n $, ki označuje število energijske ravni, se imenuje glavno kvantno število.

Označuje energijo elektronov, ki zasedajo dano energijsko raven. Najnižjo energijo imajo elektroni prvega energijskega nivoja, ki je najbližje jedru. V primerjavi z elektroni prve stopnje je za elektrone naslednjih ravni značilna velika zaloga energije. Posledično so elektroni zunanjega nivoja najmanj trdno vezani na jedro atoma.

Število energijskih nivojev (elektronskih plasti) v atomu je enako številu obdobja v sistemu DI Mendelejeva, ki mu pripada kemijski element: atomi elementov prvega obdobja imajo eno energijsko raven; drugo obdobje - dve; sedmo obdobje je sedem.

Največje število elektronov na energijski ravni je določeno s formulo:

kjer je $ N $ največje število elektronov; $ n $ - število ravni ali glavno kvantno število. Zato: na prvi energijski ravni, ki je najbližje jedru, ne moreta biti več kot dva elektrona; na drugem - ne več kot 8 $; na tretji - ne več kot 18 $; na četrtem - ne več kot 32 $. In kako so urejene energijske ravni (elektronske plasti)?

Od druge energijske ravni $ (n = 2) $ je vsaka od ravni razdeljena na podravne (podsloje), ki se med seboj nekoliko razlikujejo po energiji vezave z jedrom.

Število podnivojev je enako vrednosti glavnega kvantnega števila: prva energetska raven ima eno podnivo; drugi - dva; tretji - trije; četrti je štiri. Podnivoji pa tvorijo orbitale.

Vsaka vrednost $ n $ ustreza številu orbital, ki je enako $ n ^ 2 $. Glede na podatke, predstavljene v tabeli, je mogoče izslediti razmerje glavnega kvantnega števila $ n $ s številom podnivojev, vrsto in številom orbital ter največjim številom elektronov na podnivoju in nivoju.

Glavno kvantno število, vrste in število orbital, največje število elektronov na podravneh in nivojih.

Raven energije $ (n) $	Število podravni je enako $ n $	Orbitalni tip	Orbitale		Največje število elektronov
			v podravni	na ravni, enaki $ n ^ 2 $	v podravni	na ravni, enaki $ n ^ 2 $
$ 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 $	$3$		$6$
		4 d $	$5$		$10$
		4f $	$7$		$14$

Podravni so običajno označene z latinskimi črkami, pa tudi z obliko orbital, iz katerih so sestavljene: $ s, p, d, f $. Torej:

• $ s $ -podnivo - prva, najbližja atomskemu jedru, podnivo vsake energetske ravni, je sestavljena iz ene $ s $ -orbitale;
• $ p $ -podravni - druga podnivo vsake, razen prve, energijske ravni, je sestavljena iz treh $ p $ -orbital;
• $ d $ -podsloj - tretja podnivo vsake, začenši s tretje, energijske ravni, je sestavljena iz petih $ d $ -orbital;
• $ f $ -podsloj vsakega, začenši s četrto, energijsko raven, je sestavljen iz sedmih $ f $ -orbital.

Atomsko jedro

Toda elektroni niso edina sestavina atomov. Fizik Henri Becquerel je odkril, da naravni mineral, ki vsebuje uranovo sol, oddaja tudi neznano sevanje, ki osvetljuje fotografske filme, ki so skriti pred svetlobo. Ta pojav je bil poimenovan radioaktivnost.

Obstajajo tri vrste radioaktivnih žarkov:

1. $ α $ -žarki, ki so sestavljeni iz $ α $ -delcev, ki imajo naboj $ 2 $-kratnik naboja elektrona, vendar s pozitivnim predznakom, in maso $ 4 $-kratno maso atoma vodika;
2. $ β $ -žarki predstavljajo tok elektronov;
3. $ γ $ -žarki so elektromagnetno valovanje z zanemarljivo maso, ki ne nosijo električnega naboja.

Posledično ima atom kompleksno strukturo - sestavljen je iz pozitivno nabitega jedra in elektronov.

Kako deluje atom?

Leta 1910 je v Cambridgeu blizu Londona Ernest Rutherford s svojimi študenti in sodelavci preučeval sipanje delcev $ α $, ki so prehajali skozi tanko zlato folijo in padali na zaslon. Alfa delci so običajno odstopali od prvotne smeri le za eno stopinjo, kar potrjuje navidezno enotnost in enotnost lastnosti atomov zlata. In nenadoma so raziskovalci opazili, da so nekateri delci $ α $ nenadoma spremenili smer svoje poti, kot da bi naleteli na nekakšno oviro.

S postavitvijo zaslona pred folijo je Rutherfordu uspelo zaznati tudi tiste redke primere, ko so delci $ α $, ki se odbijejo od atomov zlata, leteli v nasprotni smeri.

Izračuni so pokazali, da bi se lahko opazovani pojavi pojavili, če bi bila celotna masa atoma in ves njegov pozitivni naboj koncentrirana v drobnem osrednjem jedru. Polmer jedra, kot se je izkazalo, je 100.000-krat manjši od polmera celotnega atoma, območja, v katerem so elektroni z negativnim nabojem. Če uporabimo figurativno primerjavo, potem lahko celotno prostornino atoma primerjamo s stadionom v Lužnikih, jedro pa z nogometno žogo, ki se nahaja na sredini igrišča.

Atom katerega koli kemičnega elementa je primerljiv z drobnim sončnim sistemom. Zato se ta model atoma, ki ga je predlagal Rutherford, imenuje planetarni.

Protoni in nevtroni

Izkazalo se je, da je drobno atomsko jedro, v katerem je koncentrirana celotna masa atoma, sestavljeno iz dveh vrst delcev - protonov in nevtronov.

Protoni imajo naboj, enak naboju elektronov, vendar nasprotni predznak $ (+ 1) $, in maso, ki je enaka masi vodikovega atoma (v kemiji se vzame kot enota). Protoni so označeni z znakom $ ↙ (1) ↖ (1) p $ (ali $ p + $). Nevtroni ne nosijo naboja, so nevtralni in imajo maso, ki je enaka masi protona, t.j. 1 $. Nevtrone označujemo z znakom $ ↙ (0) ↖ (1) n $ (ali $ n ^ 0 $).

Protoni in nevtroni skupaj se imenujejo nukleoni(iz lat. jedro- jedro).

Vsota števila protonov in nevtronov v atomu se imenuje ogromno število... Na primer, masno število atoma aluminija:

Ker lahko maso elektrona, ki je zanemarljiva, zanemarimo, je očitno, da je celotna masa atoma skoncentrirana v jedru. Elektroni so označeni takole: $ e↖ (-) $.

Ker je atom električno nevtralen, je to tudi očitno da je število protonov in elektronov v atomu enako. Je enaka redni številki kemičnega elementa ki mu je dodeljena v periodnem sistemu. Na primer, jedro atoma železa vsebuje 26 $ protonov in 26 $ elektronov se vrti okoli jedra. Kako določiti število nevtronov?

Kot veste, je masa atoma sestavljena iz mase protonov in nevtronov. Poznavanje redne številke elementa $ (Z) $, t.j. število protonov in masno število $ (A) $, enako vsoti številk protonov in nevtronov, lahko najdete število nevtronov $ (N) $ po formuli:

Na primer, število nevtronov v atomu železa je:

$56 – 26 = 30$.

Tabela prikazuje glavne značilnosti elementarnih delcev.

Osnovne značilnosti elementarnih delcev.

Izotopi

Raznolikost atomov istega elementa, ki imajo enak jedrski naboj, vendar različno masno število, se imenujejo izotopi.

Beseda izotopa sestavljen iz dveh grških besed: isos- enako in topos- mesto, pomeni "zavzemanje enega mesta" (celice) v periodnem sistemu elementov.

Naravni kemični elementi so mešanica izotopov. Torej ima ogljik tri izotope z masami 12, 13, 14 $; kisik - trije izotopi z masami 16, 17, 18 $ itd.

Običajno podana v periodnem sistemu, je relativna atomska masa kemičnega elementa povprečna vrednost atomskih mas naravne mešanice izotopov določenega elementa, ob upoštevanju njihove relativne vsebnosti v naravi, torej vrednosti atomske mase so pogosto frakcijske. Na primer, naravni atomi klora so mešanica dveh izotopov - 35 $ (od tega 75 % v naravi) in 37 $ (od tega 25 % $); zato je relativna atomska masa klora 35,5 $. Izotopi klora so zapisani takole:

$ ↖ (35) ↙ (17) (Cl) $ in $ ↖ (37) ↙ (17) (Cl) $

Kemične lastnosti izotopov klora so popolnoma enake, tako kot izotopi večine kemičnih elementov, na primer kalija, argona:

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

Vendar se izotopi vodika zelo razlikujejo po lastnostih zaradi močnega večkratnega povečanja njihove relativne atomske mase; dodeljena so jim celo posamezna imena in kemijske znake: protij - $ ↖ (1) ↙ (1) (H) $; devterij - $ ↖ (2) ↙ (1) (H) $ ali $ ↖ (2) ↙ (1) (D) $; tritij - $ ↖ (3) ↙ (1) (H) $ ali $ ↖ (3) ↙ (1) (T) $.

Zdaj lahko podate sodobno, bolj strogo in znanstveno definicijo kemičnega elementa.

Kemični element je skupek atomov z enakim jedrskim nabojem.

Struktura elektronskih lupin atomov elementov prvih štirih obdobij

Razmislimo o prikazu elektronskih konfiguracij atomov elementov po obdobjih sistema D.I.Mendelejeva.

Elementi prvega obdobja.

Diagrami elektronske strukture atomov prikazujejo porazdelitev elektronov po elektronskih plasteh (energetskih nivojih).

Elektronske formule atomov kažejo porazdelitev elektronov po energijskih in pod nivojih.

Grafične elektronske formule atomov prikazujejo porazdelitev elektronov ne le po nivojih in pod nivoji, temveč tudi po orbitalah.

V atomu helija je prva elektronska plast popolna - v njej je 2 $ elektronov.

Vodik in helij sta $ s $ -elementa, $ s $ -orbitala teh atomov je napolnjena z elektroni.

Elementi drugega obdobja.

Za vse elemente drugega obdobja je prva elektronska plast napolnjena, elektroni pa napolnijo $ s- $ in $ p $ -orbitale drugega elektronskega sloja v skladu z načelom najmanjše energije (najprej $ s $, nato $ p $) ter pravili Pauli in Hund.

V atomu neona je druga elektronska plast popolna - v njej je 8 $ elektronov.

Elementi tretjega obdobja.

Za atome elementov tretjega obdobja sta prvi in ​​drugi elektronski sloj dokončani, tako da je napolnjena tretja elektronska plast, v kateri lahko elektroni zasedajo 3s, 3p in 3d podnivo.

Struktura elektronskih lupin atomov elementov tretjega obdobja.

3,5 $ -elektronska orbitala se zaključuje pri atomu magnezija. $ Na $ in $ Mg $ sta $ s $ -elementa.

V aluminiju in naslednjih elementih je podnivo $ 3d $ napolnjeno z elektroni.

$ ↙ (18) (Ar) $ Argon

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

V atomu argona na zunanji plasti (tretja elektronska plast) je 8 $ elektronov. Ker je zunanja plast dokončana, a skupaj v tretji elektronski plasti, kot že veste, je lahko 18 elektronov, kar pomeni, da elementi tretjega obdobja ostanejo nenapolnjene $ 3d $ orbitale.

Vsi elementi od $ Al $ do $ Ar $ - $ p $ -elementi.

$ s- $ in $ p $ -elementi oblika glavne podskupine v periodnem sistemu.

Elementi četrtega obdobja.

Pojavi se četrta elektronska plast za atome kalija in kalcija in zapolni se podnivo $4s $, saj ima manj energije kot $3d $ podnivo. Za poenostavitev grafičnih elektronskih formul atomov elementov četrtega obdobja:

1. označimo grafično elektronsko formulo argona takole: $ Ar $;
2. ne bomo prikazovali podravni, ki niso zapolnjene v teh atomih.

$ K, Ca $ - $ s $ -elementi, vključeni v glavne podskupine. V atomih od $ Sc $ do $ Zn $ je 3d podnivo napolnjena z elektroni. To so $3d $ elementi. Vključeni so v stranske podskupine, njihova pred-zunanja elektronska plast je zapolnjena, se imenujejo prehodni elementi.

Bodite pozorni na strukturo elektronskih lupin atomov kroma in bakra. V njih en elektron "pade" z $ 4s- $ na podnivo $ 3d $, kar je razloženo z večjo energijsko stabilnostjo nastalih elektronskih konfiguracij $ 3d ^ 5 $ in $ 3d ^ (10) $:

$ ↙ (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)… $

Simbol elementa, redna številka, ime	Elektronski strukturni diagram	Elektronska formula	Grafična elektronska formula
$ ↙ (19) (K) $ Kalij		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 $
$ ↙ (20) (C) $ Kalcij		$ 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 $
$ ↙ (21) (Sc) $ Skandij		1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 1 $ ali 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 1 (4) s ^ 1 $
$ ↙ (22) (Ti) $ Titan		1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 2 $ ali 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 2 (4) s ^ 2 $
$ ↙ (23) (V) $ Vanadij		1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ 3 $ ali 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 3 (4) s ^ 2 $
$ ↙ (24) (Сr) $ Krom		1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ 5 $ ali 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ 5 (4) s ^ 1 $
$ ↙ (29) (Cu) $ Krom		1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 1 (3) d ^ (10) $ ali 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) $ ali 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2 ) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ 2 $
$ ↙ (31) (Ga) $ Galij		1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (4) s ^ 2 (3) d ^ (10) 4p ^ (1) $ ali 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 $ ali 1s ^ 2 (2) s ^ 2 (2) p ^ 6 (3) p ^ 6 (3) d ^ (10) (4) s ^ (2) 4p ^ 6 $

V atomu cinka je tretja elektronska plast dokončana - v njej so zapolnjene vse podravni $ 3s, 3p $ in $ 3d $, na katerih je skupaj 18 $ elektronov.

V elementih, ki sledijo cinku, je četrta elektronska plast, $ 4p $ podnivo, še naprej zapolnjena. Elementi od $ Ga $ do $ Kr $ - $ p $ -elementi.

Pri atomu kriptona je zunanja (četrta) plast popolna, ima 8 $ elektronov. Toda skupaj v četrti elektronski plasti, kot veste, je lahko 32 $ elektrona; za atom kriptona sta podnivoji $ 4d- $ in $ 4f $ še vedno prazni.

Elementi petega obdobja so napolnjeni s podravni v naslednjem vrstnem redu: $ 5s → 4d → 5p $. Obstajajo tudi izjeme, povezane z "potopom" elektronov, za $ ↙ (41) Nb $, $ ↙ (42) Mo $, $ ↙ (44) Ru $, $ ↙ (45) Rh $, $ ↙ ( 46) Pd $, $ ↙ (47) Ag $. V šestem in sedmem obdobju se pojavi $ f $ -elementi, tj. elementov, ki so napolnjeni z $ 4f- $ in $ 5f $ -podravni tretjega elektronskega sloja zunaj.

4f $ -elementi se imenujejo lantanidi.

5f $ -elementi se imenujejo aktinidi.

Vrstni red polnjenja elektronskih podnivojev v atomih elementov šestega obdobja: $ ↙ (55) Cs $ in $ ↙ (56) Ва $ - $ 6s $ -elementi; $ ↙ (57) La ... 6s ^ (2) 5d ^ (1) $ - $ 5d $ -element; $ ↙ (58) Ce $ - $ ↙ (71) Lu - 4f $ -elementi; $ ↙ (72) Hf $ - $ ↙ (80) Hg - 5d $ -elementi; $ ↙ (81) Т1 $ - $ ↙ (86) Rn - 6d $ -elementi. Toda tudi tukaj obstajajo elementi, pri katerih je kršen vrstni red polnjenja elektronskih orbital, kar je na primer povezano z večjo energijsko stabilnostjo polovičnih in popolnoma zapolnjenih $ f $ podnivojev, t.j. $ nf ^ 7 $ in $ nf ^ (14) $.

Glede na to, katera podnivo atoma je nazadnje napolnjena z elektroni, so vsi elementi, kot ste že razumeli, razdeljeni v štiri elektronske družine ali bloke:

1. $ s $ -elementi; elektroni zapolnijo $ s $ -podnivo zunanjega nivoja atoma; $ s $ -elementi vključujejo vodik, helij in elemente glavnih podskupin skupin I in II;
2. $ p $ -elementi;$ p $ -podnivo zunanjega nivoja atoma je napolnjeno z elektroni; $ p $ -elementi vključujejo elemente glavnih podskupin III – VIII skupin;
3. $ d $ -elementi; elektroni zapolnijo $ d $ -podnivo pred-zunanje ravni atoma; $ d $ -elementi vključujejo elemente sekundarnih podskupin skupin I – VIII, tj. elementi vtičnikov desetletja velikih obdobij, ki se nahajajo med $ s- $ in $ p- $ elementi. Imenujejo se tudi prehodni elementi;
4. $ f $ -elementi; elektroni zapolnijo $ f- $ podnivo tretjega izven ravni atoma; ti vključujejo lantanoide in aktinide.

Elektronska konfiguracija atoma. Osnovno in vzbujeno stanje atomov

Švicarski fizik W. Pauli je leta 1925 to ugotovil v atomu na eni orbitali ne moreta biti več kot dva elektrona ki imajo nasprotne (antiparalelne) hrbte (prevedeno iz angleščine - vreteno), t.j. ki ima takšne lastnosti, ki si jih lahko konvencionalno predstavljamo kot vrtenje elektrona okoli svoje namišljene osi v smeri urinega kazalca ali v nasprotni smeri urinega kazalca. To načelo se imenuje Paulijevo načelo.

Če je v orbitali en elektron, se imenuje neparnoče dva, potem to parnih elektronov, tj. elektroni z nasprotnimi vrtljaji.

Slika prikazuje diagram delitve energijskih nivojev na podravne.

$ s- $ Orbitalna, kot že veste, ima sferično obliko. Elektron vodikovega atoma $ (n = 1) $ se nahaja v tej orbitali in je neparen. Zato njegova elektronska formula, oz elektronska konfiguracija, je zapisano takole: $ 1s ^ 1 $. V elektronskih formulah je številka energijske ravni označena s številko pred črko $ (1 ...) $, latinska črka označuje podnivo (vrsto orbitale), številka pa napisana v zgornjem desnem kotu črka (kot eksponent) kaže število elektronov na podnivoju.

Za atom helija He, ki ima dva parna elektrona v eni $ s- $ orbitali, je ta formula: $ 1s ^ 2 $. Elektronska lupina atoma helija je popolna in zelo stabilna. Helij je žlahtni plin. Na drugi energijski ravni $ (n = 2) $ so štiri orbitale, ena $ s $ in tri $ p $. Elektroni druge stopnje $ s $ -orbitale ($ 2s $ -orbitale) imajo višje energije, ker so na večji oddaljenosti od jedra kot elektroni $ 1s $ -orbitale $ (n = 2) $. Na splošno velja, da za vsako vrednost $ n $ obstaja ena $ s- $ orbitala, vendar z ustreznim zalogom energije elektronov na njej in zato z ustreznim premerom, ki raste z naraščanjem vrednosti $ n $. S-$ Orbital, kot že veste, ima sferično obliko. Elektron vodikovega atoma $ (n = 1) $ se nahaja v tej orbitali in je neparen. Zato je njegova elektronska formula ali elektronska konfiguracija zapisana takole: $ 1s ^ 1 $. V elektronskih formulah je številka energijske ravni označena s številko pred črko $ (1 ...) $, latinska črka označuje podnivo (vrsto orbitale), številka pa napisana v zgornjem desnem kotu črka (kot eksponent) kaže število elektronov na podnivoju.

Za atom helija $ He $, ki ima dva parna elektrona v eni $ s- $ orbitali, je ta formula: $ 1s ^ 2 $. Elektronska lupina atoma helija je popolna in zelo stabilna. Helij je žlahtni plin. Na drugi energijski ravni $ (n = 2) $ so štiri orbitale, ena $ s $ in tri $ p $. Elektroni druge stopnje $ s-$ orbital ($ 2s $ -orbitala) imajo višje energije, ker so na večji oddaljenosti od jedra kot elektroni $ 1s $ -orbitale $ (n = 2) $. Na splošno za vsako vrednost $ n $ obstaja ena $ s- $ orbitala, vendar z ustreznim zalogom energije elektronov na njej in zato z ustreznim premerom, ki raste z naraščanjem vrednosti $ n $.

$ p- $ Orbitalna ima obliko dumbbell ali volumetrične osmice. Vse tri $ p $ -orbitale se nahajajo v atomu medsebojno pravokotno vzdolž prostorskih koordinat, vlečenih skozi atomsko jedro. Še enkrat je treba poudariti, da ima vsaka energijska raven (elektronska plast), ki se začne od $ n = 2 $, tri $ p $ -orbitale. Ko vrednost $ n $ narašča, elektroni zasedajo $ р $ -orbitale, ki se nahajajo na velikih razdaljah od jedra in so usmerjene vzdolž osi $ x, y, z $.

Za elemente druge $ (n = 2) $ obdobja se najprej zapolni ena $ s $ -orbitala, nato pa tri $ p $ -orbitala; elektronska formula $ Li: 1s ^ (2) 2s ^ (1) $. Elektron $ 2s ^ 1 $ je manj vezan na jedro atoma, zato ga lahko litijev atom zlahka daruje (kot se očitno spomnite, se ta proces imenuje oksidacija), pri čemer se spremeni v litijev ion $ Li ^ + $.

V atomu berilija Be se četrti elektron nahaja tudi na $ 2s $ -orbitali: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) $. Dva zunanja elektrona atoma berilija se zlahka odtrga - $ B ^ 0 $ se oksidira v kation $ Be ^ (2 +) $.

Peti elektron atoma bora zaseda $ 2p $ -orbitala: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (1) $. Nato so atomi $ C, N, O, F $ napolnjeni z $ 2p $ -orbitalami, ki se končajo v žlahtnem plinu neona: $ 1s ^ (2) 2s ^ (2) 2p ^ (6) $.

Za elemente tretjega obdobja sta napolnjeni $ 3s- $ in $ 3p $ -orbitali. V tem primeru ostane pet $ d $ -orbital tretje stopnje prostih:

$ ↙ (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) $.

Včasih je v diagramih, ki prikazujejo porazdelitev elektronov v atomih, označeno le število elektronov na vsaki energijski ravni, t.j. zapišite skrajšane elektronske formule atomov kemičnih elementov, v nasprotju z zgornjimi polnimi elektronskimi formulami, na primer:

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

Pri elementih velikih obdobij (četrti in peti) prva dva elektrona zasedata $ 4s- $ in $ 5s $ -orbitale: $ ↙ (19) K 2, 8, 8, 1; $ $ ↙ (38) Sr 2, 8, 18, 8, 2. Od tretjega elementa vsake velike periode bo naslednjih deset elektronov vstopilo v prejšnje orbitale $ 3d- $ in $ 4d- $ (za elemente stranskih podskupin): $ ↙ (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 $. Praviloma, ko je prejšnji $ d $ -podnivoj zapolnjen, se bo začela polniti zunanja (oz. $ 4p- $ in $ 5p- $) $ p- $: $ ↙ (33) Kot 2, 8, 18 , 5; $ $ ↙ (52) Te 2, 8, 18, 18, 6 $.

V elementih velikih obdobij - šeste in nedokončane sedme - so elektronski nivoji in podnivoji praviloma napolnjeni z elektroni na naslednji način: prva dva elektrona prispeta na zunanjo $ s- $ podnivo: $ ↙ (56) Ba 2 , 8, 18, 18, 8, 2; $ $ ↙ (87) Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; naslednji elektron (y $ La $ in $ Ca $) na prejšnjo $ d $ -podravnjo: $ ↙ (57) La 2, 8, 18, 18, 9, 2 $ in $ ↙ (89) Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Nato bodo naslednji elektroni za 14 $ prispeli na tretjo zunanjo energijsko raven, na $ 4f $ in $ 5f $ -orbitale lantonoidov in aktinidov: $ ↙ (64) Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2; $ $ ↙ (92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Nato se bo spet začela graditi druga zunanja energijska raven ($ d $ -podnivo) za elemente sekundarnih podskupin: $ ↙ (73) Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2; $ $ ↙ (104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. In končno, šele po popolnem polnjenju $ d $ -podsloja z desetimi elektroni se bo $ p $ -podnivo ponovno napolnilo: $ ↙ (86) Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8 $ .

Zelo pogosto je struktura elektronskih lupin atomov upodobljena z uporabo energije ali kvantnih celic - t.i. grafične elektronske formule... Za ta zapis se uporablja naslednji zapis: vsaka kvantna celica je označena s celico, ki ustreza eni orbitali; vsak elektron je označen s puščico, ki ustreza smeri vrtenja. Pri pisanju grafične elektronske formule se je treba spomniti dveh pravil: Paulijevo načelo, po katerem v celici (orbitali) ne moreta biti več kot dva elektrona, vendar z antiparalelnimi vrtljaji, in F. Hundovo pravilo, po katerem elektroni zasedajo proste celice najprej eno za drugo in imajo enako vrednost spina, šele nato se parijo, vendar bodo vrti po Paulijevem principu že nasprotno usmerjeni.

Švicarski fizik W. Pauli je leta 1925 ugotovil, da v atomu na eni orbitali ne moreta biti več kot dva elektrona z nasprotnimi (antiparalelnimi) vrtljaji (v prevodu iz angleščine "vreteno"), torej s takšnimi lastnostmi, ki jih je mogoče konvencionalno določiti. se predstavlja kot vrtenje elektrona okoli svoje namišljene osi: v smeri urinega kazalca ali v nasprotni smeri urinega kazalca. To načelo se imenuje Paulijev princip.

Če je v orbitali en elektron, se imenuje neparen, če dva, potem so to parni elektroni, torej elektroni z nasprotnimi vrtljaji.

Slika 5 prikazuje diagram delitve energijskih nivojev na podnivoje.

S-Orbital je, kot že veste, sferična. Elektron atoma vodika (s = 1) se nahaja v tej orbitali in je neparen. Zato bo njegova elektronska formula ali elektronska konfiguracija zapisana takole: 1s 1. V elektronskih formulah je številka energijske ravni označena s številko pred črko (1 ...), latinska črka označuje podnivo (vrsto orbitale), številka pa napisana v zgornjem desnem kotu črke. (kot eksponent) prikazuje število elektronov na podnivoju.

Za atom helija He, ki ima dva parna elektrona v eni s-orbitali, je ta formula: 1s 2.

Elektronska lupina atoma helija je popolna in zelo stabilna. Helij je žlahtni plin.

Na drugi energijski ravni (n = 2) so štiri orbitale: ena s in tri p. Elektroni s-orbitale druge ravni (2s-orbitale) imajo višjo energijo, saj so od jedra oddaljeni več kot elektroni 1s-orbitale (n = 2).

Na splošno za vsako vrednost n obstaja ena s-orbitala, vendar z ustreznim zalogom energije elektronov na njej in zato z ustreznim premerom, ki raste z naraščanjem vrednosti n.

R-Orbital ima obliko dumbbell ali volumetrične osmice. Vse tri p-orbitale se nahajajo v atomu medsebojno pravokotno vzdolž prostorskih koordinat, vlečenih skozi jedro atoma. Še enkrat je treba poudariti, da ima vsaka energijska raven (elektronska plast), začenši z n = 2, tri p-orbitale. S povečanjem vrednosti n elektroni animirajo p-orbitale, ki se nahajajo na velikih razdaljah od jedra in so usmerjene vzdolž osi x, y, r.

Za elemente druge periode (n = 2) se najprej napolni ena p-orbitala, nato pa tri p-orbitale. Elektronska formula 1L: 1s 2 2s 1. Elektron je šibkeje vezan na jedro atoma, zato ga lahko litijev atom zlahka odda (kot se očitno spomnite, se ta proces imenuje oksidacija), pri čemer se spremeni v Li + ion.

V atomu berilija Be 0 se četrti elektron nahaja tudi v orbitali 2s: 1s 2 2s 2. Dva zunanja elektrona atoma berilija se zlahka odtrga - Be 0 se oksidira v kation Be 2+.

Peti elektron atoma bora zaseda orbitala 2p: 1s 2 2s 2 2p 1. Nadalje se pri atomih C, N, O, E napolnijo 2p-orbitale, ki se končajo v žlahtnem plinu neona: 1s 2 2s 2 2p 6.

Za elemente tretje dobe sta zapolnjeni orbitali Sv in 3p. V tem primeru ostane pet d-orbital tretje stopnje prostih:

Včasih je v diagramih, ki prikazujejo porazdelitev elektronov v atomih, navedeno samo število elektronov na vsaki energijski ravni, torej so zapisane skrajšane elektronske formule atomov kemičnih elementov, v nasprotju z zgoraj navedenimi polnimi elektronskimi formulami.

V elementih velikih obdobij (četrti in peti) prva dva elektrona zasedata 4. oziroma 5. orbitalo: 19 K 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Od tretjega elementa vsake velike periode bo naslednjih deset elektronov vstopilo v prejšnje orbitale 3d oziroma 4d (za elemente stranskih podskupin): 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. Praviloma, ko je prejšnji d-podnivo zapolnjen, se začne polniti zunanji (4p- oziroma 5p) p-podnivo.

V elementih velikih obdobij - šeste in nedokončane sedme - so elektronske ravni in podnivoji praviloma napolnjene z elektroni, kot sledi: prva dva elektrona bosta šla na zunanjo B-podnivo: 56 Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Gg 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; naslednji elektron (za Na in Ac) na prejšnji (p-podnivo: 57 La 2, 8, 18, 18, 9, 2 in 89 Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Nato bo naslednjih 14 elektronov vstopilo v tretjo zunanjo energijsko raven na orbitalah 4f oziroma 5f za lantanide in aktinide.

Nato se bo spet začela graditi druga zunanja energijska raven (d-podnivo): za elemente sekundarnih podskupin: 73 Ta 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2, - in končno, šele po popolnem polnjenju z desetimi elektroni te enake ravni bo zunanja p-podnivo ponovno napolnjena:

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

Zelo pogosto je struktura elektronskih lupin atomov upodobljena z uporabo energijskih ali kvantnih celic - napisane so tako imenovane grafične elektronske formule. Za ta zapis se uporablja naslednji zapis: vsaka kvantna celica je označena s celico, ki ustreza eni orbitali; vsak elektron je označen s puščico, ki ustreza smeri vrtenja. Pri pisanju grafične elektronske formule se je treba spomniti dveh pravil: Paulijevega načela, po katerem v celici (orbitali) ne moreta biti več kot dveh elektronov, vendar z antiparalelnimi vrtljaji, in F. Hundovega pravila, po katerem elektroni zasedajo proste celice (orbitale), se nahajajo v njih najprej ena za drugo in imajo enako vrednost vrtenja, šele nato se parijo, vendar bodo vrti nasprotno usmerjeni po Paulijevem principu.

Na koncu bomo še enkrat obravnavali prikaz elektronskih konfiguracij atomov elementov po obdobjih sistema D. I. Mendelejeva. Diagrami elektronske strukture atomov prikazujejo porazdelitev elektronov po elektronskih plasteh (energetskih nivojih).

V atomu helija je prva elektronska plast popolna - v njej sta 2 elektrona.

Vodik in helij sta s-elementa, s-orbitala teh atomov je napolnjena z elektroni.

Elementi drugega obdobja

Za vse elemente druge dobe je prva elektronska plast napolnjena in elektroni zapolnijo e- in p-orbitale druge elektronske plasti v skladu z načelom najmanjše energije (najprej s- in nato p) ter Pauli in Hund pravila (tabela 2).

V atomu neona je druga elektronska plast popolna - vsebuje 8 elektronov.

Tabela 2 Struktura elektronskih lupin atomov elementov drugega obdobja

Konec mize. 2

Li, Be - B-elementi.

B, C, N, O, F, Ne - p-elementi, ti atomi so napolnjeni z elektroni p-orbitale.

Elementi tretjega obdobja

Za atome elementov tretjega obdobja sta prvi in ​​drugi elektronski sloj dokončani, zato je napolnjena tretja elektronska plast, v kateri lahko elektroni zasedajo Zs-, 3p- in Зd-podnivo (tabela 3).

Tabela 3 Struktura elektronskih lupin atomov elementov tretjega obdobja

Pri atomu magnezija se zaključuje orbitala Zs-elektrona. Na in Mg - s-elementi.

V atomu argona na zunanji plasti (tretja elektronska plast) je 8 elektronov. Kot zunanja plast je popolna, vendar je skupno v tretji elektronski plasti, kot že veste, lahko 18 elektronov, kar pomeni, da elementi tretjega obdobja ostanejo nenapolnjeni s 3d-orbitalami.

Vsi elementi od Al do Ar so p-elementi. s- in p-elementa tvorita glavne podskupine v periodnem sistemu.

Za atome kalija in kalcija se pojavi četrta elektronska plast, napolnjena je 4s-podnivo (tabela 4), saj ima nižjo energijo kot 3d-podnivo. Za poenostavitev grafičnih elektronskih formul atomov elementov četrtega obdobja: 1) pogojno grafično elektronsko formulo argona označimo na naslednji način:
Ar;

2) ne bomo prikazovali podravni, ki niso zapolnjene v teh atomih.

Tabela 4 Struktura elektronskih lupin atomov elementov četrte dobe

K, Ca - s-elementi, vključeni v glavne podskupine. V atomih od Sc do Zn je 3d podnivo napolnjena z elektroni. To so 3-elementi. Vključeni so v stranske podskupine, njihova predzunanja elektronska plast je zapolnjena, imenujemo jih prehodni elementi.

Bodite pozorni na strukturo elektronskih lupin atomov kroma in bakra. V njih je "dip" enega elektrona s 4. na 3. podnivo, kar je razloženo z večjo energijsko stabilnostjo nastalih elektronskih konfiguracij Зd 5 in Зd 10:

V atomu cinka je tretja elektronska plast dokončana - v njej so zapolnjene vse podnivoji 3s, Zp in Zd, na katerih je skupaj 18 elektronov.

V elementih, ki sledijo cinku, se še naprej polni četrta elektronska plast, 4p-podnivo: Elementi od Ga do Kr so p-elementi.

Pri atomu kriptona je zunanja plast (četrta) popolna, ima 8 elektronov. Toda skupaj je v četrti elektronski plasti, kot veste, lahko 32 elektronov; za atom kriptona sta 4d in 4f podnivoji še vedno prazni.

Za elemente petega obdobja se podnivoji izpolnijo v naslednjem vrstnem redu: 5s-> 4d -> 5p. Obstajajo tudi izjeme, povezane s "potopom" elektronov, v 41 Nb, 42 MO itd.

V šestem in sedmem obdobju se pojavijo elementi, torej elementi, v katerih sta napolnjena 4f oziroma 5f podnivo tretjega zunanjega elektronskega sloja.

4f-elementi se imenujejo lantanidi.

5f-elementi se imenujejo aktinidi.

Vrstni red polnjenja elektronskih podnivojev v atomih elementov šestega obdobja: 55 Сs in 56 Ва - 6s-elementi;

57 Lа ... 6s 2 5d 1 - 5d-element; 58 Ce - 71 Lu - 4f-elementi; 72 Hf - 80 Hg - 5d-elementi; 81 Тl— 86 Rn - 6p-elementi. Toda tudi tukaj obstajajo elementi, pri katerih je "kršen" vrstni red polnjenja elektronskih orbital, kar je na primer povezano z večjo energijsko stabilnostjo polovičnih in popolnoma zapolnjenih f podnivojev, torej nf 7 in nf 14.

Glede na to, katera podnivo atoma je nazadnje napolnjena z elektroni, so vsi elementi, kot ste že razumeli, razdeljeni v štiri elektronske družine ali bloke (slika 7).

1) s-elementi; napolnjena z elektroni v podnivoju zunanje ravni atoma; s-elementi vključujejo vodik, helij in elemente glavnih podskupin skupin I in II;

2) p-elementi; p-podnivo zunanjega nivoja atoma je napolnjeno z elektroni; p elementi vključujejo elemente glavnih podskupin III-VIII skupin;

3) d-elementi; d-podnivo pred-zunanje ravni atoma je napolnjena z elektroni; d-elementi vključujejo elemente sekundarnih podskupin skupin I-VIII, torej elemente vstavljenih desetletij velikih obdobij, ki se nahajajo med s- in p-elementi. Imenujejo jih tudi prehodni elementi;

4) f-elementi, napolnjeni z elektroni f-podnivo tretjega izven ravni atoma; ti vključujejo lantanoide in aktinide.

1. Kaj bi se zgodilo, če Paulijevega načela ne bi upoštevali?

2. Kaj bi se zgodilo, če ne bi upoštevali Hundovega pravila?

3. Naredite diagrame elektronske zgradbe, elektronske formule in grafične elektronske formule atomov naslednjih kemičnih elementov: Ca, Fe, Zr, Sn, Nb, Hf, Pa.

4. Napišite elektronsko formulo za element 110 s simbolom za ustrezen žlahtni plin.

5. Kakšen je "dip" elektrona? Navedite primere elementov, v katerih je opažen ta pojav, zapišite njihove elektronske formule.

6. Kako se ugotavlja pripadnost kemičnega elementa določeni elektronski družini?

7. Primerjaj elektronsko in grafično elektronsko formulo žveplovega atoma. Katere dodatne informacije vsebuje zadnja formula?

Razporeditev elektronov v energijskih nivojih in orbitalah se imenuje elektronska konfiguracija. Konfiguracijo lahko upodobimo v obliki tako imenovanih elektronskih formul, v katerih številka spredaj označuje številko energijske ravni, nato črka označuje podnivo, v zgornjem desnem kotu črke pa število elektronov na tej podravni. Vsota slednjih številk ustreza vrednosti pozitivnega naboja atomskega jedra. Na primer, elektronske formule žvepla in kalcija bodo imele naslednjo obliko: S (+ 16) - ls22s22p63s23p \ Ca (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Polnjenje elektronskih nivojev poteka v skladu z načelom najmanj energije: najbolj stabilno stanje elektrona v atomu ustreza stanju z minimalno energijsko vrednostjo. Zato se najprej napolnijo plasti z najnižjimi vrednostmi energije. Sovjetski znanstvenik V. Klechkovsky je ugotovil, da se energija elektrona povečuje s povečanjem vsote glavnega in orbitalnega kvantnega števila (n + /)>, zato se polnjenje elektronskih plasti zgodi v vrstnem redu povečanja vsote glavno in orbitalno kvantno število. Če sta za dve podnivoji enaki vsoti (n -f1), potem se najprej napolnijo podnivoji z najmanjšim n in največjim l9 in nato še podnivoji z večjim n in manjšim L. Naj bo na primer vsota (n + / ) «5. Ta vsota ustreza naslednji kombinaciji ali I: n = 3; / 2; n * "4; 1-1; l = / - 0. Na podlagi tega je treba najprej napolniti d-podnivo tretjega energijskega nivoja, nato 4p-podnivo in šele nato s-podnivo petega energijskega nivoja. Vse našteto določa naslednji vrstni red polnjenja elektronov v atomih: Primer 1 Nariši elektronsko formulo natrijevega atoma. Rešitev Na podlagi položaja v periodnem sistemu je ugotovljeno, da je natrij element tretjega obdobja. To kaže, da se elektroni v natrijevem atomu nahajajo na treh energijskih ravneh. Po redni številki elementa je določeno skupno število elektronov na teh treh ravneh - enajst. Na prvi energetski ravni (nc1, / = 0; s-podnivo) je največje število elektronov // «2n2, N = 2. Porazdelitev elektronov na s-podnivo I energetske ravni je prikazana z zapis - Is2, Na energijski ravni II, n = 2, I «0 (s-podnivo) in I = 1 (p-podnivo), je največje število elektronov osem. Ker S-podnivo vsebuje največ 2d, bo imela p-podnivo 6d. Porazdelitev elektronov na energijski ravni II je prikazana z zapisom - 2s22p6. Na tretji energijski ravni so možne S-, p- in d-podravni. Pri atomu natrija na energijskem nivoju III je samo en elektron, ki bo po principu najmanjše energije zasedel Sv-podnivo. Z združevanjem zapisov porazdelitve elektronov na vsaki plasti v enega dobimo elektronsko formulo natrijevega atoma: ls22s22p63s1. Pozitivni naboj natrijevega atoma (+11) se kompenzira s skupnim številom elektronov (11). Poleg tega je struktura elektronskih lupin prikazana z uporabo energijskih ali kvantnih celic (orbital) - to so tako imenovane grafične elektronske formule. Vsaka taka celica je označena s pravokotnikom Q, elektron t> smer puščice označuje vrtenje elektrona. Po Paulijevem principu sta en (nesparen) ali dva (parna) elektrona nameščena v celico (orbita-li). Elektronsko strukturo natrijevega atoma lahko predstavimo z naslednjim diagramom: Pri polnjenju kvantnih celic je potrebno poznati Gundovo pravilo: stabilno stanje atoma ustreza porazdelitvi elektronov znotraj energijske podravni (p, d, f) pri kateri je absolutna vrednost celotnega spina atoma največja. Torej, če dva elektrona zasedata eno orbito \] j \ \ \, bo njun skupni spin enak nič. Če dve orbitali napolnimo z elektroni 1 m 111 I, bomo dali skupni spin enak enoti. Po Gundovem principu bo porazdelitev elektronov po kvantnih celicah, na primer za atome 6C in 7N, naslednja. Vprašanja in problemi za samostojno rešitev 1. Naštej vse osnovne teoretične določbe, potrebne za zapolnitev elektronov v atomih. 2. Pokažite veljavnost načela najmanjše energije na primeru polnjenja elektronov v atomih kalcija in skadija, stroncija, itrija in indija. 3. Katera od grafičnih elektronskih formul atoma fosforja (nevzbujeno stanje) je pravilna? Svoj odgovor motivirajte z Gundovim pravilom. 4. Zapiši vsa kvantna števila za elektrone atomov: a) natrij, silicij; b) fosfor, klor; c) žveplo, argon. 5. Naredite elektronske formule atomov s-elementa prve in tretje periode. 6. Sestavite elektronsko formulo atoma p-elementa pete periode, katerega zunanja energijska raven ima obliko 5s25p5. Kakšne so njegove kemične lastnosti? 7. Nariši orbitalno porazdelitev elektronov v atomih silicija, fluora, kriptona. 8. Sestavite elektronsko formulo elementa, v atomu katerega je energijsko stanje dveh elektronov zunanjega nivoja opisano z naslednjimi kvantnimi števili: n - 5; 0; t1 = 0; ma = + 1/2; da "-1/2. 9. Zunanja in predzadnja energijska raven atomov imata naslednjo obliko: a) 3d24s2; b) 4d105s1; c) 5s25p6. Sestavite elektronske formule atomov elementov. Določite p- in d-elemente. 10. Naredite elektronske formule atomov d-elementov, ki imajo 5 elektronov na d-podravni. 11. Nariši porazdelitev elektronov po kvantnih celicah v atomih kalija, klora, neona. 12. Zunanja elektronska plast elementa je izražena s formulo 3s23p4. Določite serijsko številko in ime elementa. 13. Zapišite elektronske konfiguracije naslednjih ionov: 14. Ali atomi O, Mg, Ti vsebujejo elektrone na ravni M? 15. Kateri delci atomov so izoelektronski, torej vsebujejo enako število elektronov: 16. Koliko elektronskih nivojev atomov v stanju S2 ", S4 +, S6 +? 17. Koliko prostih d-orbital v Sc, Ti, V atomi? Napiši elektronske formule atomov teh elementov. 18. Označi zaporedno številko elementa, ki: a) konča polnjenje 4c1-podnivoja z elektroni b) polnjenje 4p-podnivoja z elektroni se začne 19. Navedite značilnosti elektronskih konfiguracij atomov bakra in kroma 4b-elektroni vsebujejo atome teh elementov v stabilnem stanju 20. Koliko prostih 3p-orbital ima atom silicija v mirujočem in vzbujenem stanju država?

Lewisov simbol: Elektronski diagram: En sam elektron vodikovega atoma lahko sodeluje pri tvorbi samo ene kemične vezi z drugimi atomi: Število kovalentnih vezi , ki tvori atom v dani spojini, jo označuje valenca ... V vseh spojinah je atom vodika enovalenten. helij Helij je tako kot vodik element prvega obdobja. V svoji edini kvantni plasti ima eno s-orbitala, ki vsebuje dva elektrona z antiparalelnimi spini (samostoječi elektronski par). Lewisov simbol: ne:... Elektronska konfiguracija 1 s 2, njegov grafični prikaz: V atomu helija ni neparnih elektronov, ni prostih orbital. Njegova energijska raven je popolna. Atomi s popolno kvantno plastjo ne morejo tvoriti kemičnih vezi z drugimi atomi. Poklicani so Plemeniti oz inertnih plinov. Helij je njihov prvi predstavnik. DRUGO OBDOBJE litij Atomi vseh elementov drugič obdobje imajo dve ravni energije. Notranja kvantna plast je dokončana energijska raven atoma helija. Kot je prikazano zgoraj, je njegova konfiguracija videti kot 1 s 2, vendar se za prikaz lahko uporabi tudi stenografski zapis:. V nekaterih literarnih virih je označen z [K] (z imenom prve elektronske lupine). Druga kvantna plast litija vsebuje štiri orbitale (22 = 4): eno s in tri R. Elektronska konfiguracija litijevega atoma: 1 s 22s 1 ali 2 s 1. S pomočjo zadnjega zapisa se sprostijo samo elektroni zunanjega kvantne plasti (valenčni elektroni). Lewisov simbol za litij je Li... Grafični prikaz elektronske konfiguracije:
berilij Elektronska konfiguracija - 2s2. Elektronski diagram zunanje kvantne plasti:
bor Elektronska konfiguracija - 2s22p1. Atom bora lahko preide v vzbujeno stanje. Elektronski diagram zunanje kvantne plasti:

V vzbujenem stanju ima atom bora tri neparne elektrone in lahko tvori tri kemične vezi: BF3, B2O3. V tem primeru atom bora obdrži prosto orbitalo, ki lahko sodeluje pri tvorbi vezi po mehanizmu darovalec-akceptor. Ogljik Elektronska konfiguracija - 2s22p2. Elektronski diagrami zunanje kvantne plasti ogljikovega atoma v zemeljskem in vzbujenem stanju:

Nevzbujeni ogljikov atom lahko tvori dve kovalentni vezi zaradi združevanja elektronov in eno prek mehanizma darovalec-akceptor. Primer takšne spojine je ogljikov monoksid (II), ki ima formulo CO in se imenuje ogljikov monoksid. Njegova struktura bo podrobneje obravnavana v poglavju 2.1.2. Vzbujeni ogljikov atom je edinstven: vse orbitale njegove zunanje kvantne plasti so napolnjene z neparnimi elektroni, t.j. število valenčnih orbital in valenčnih elektronov je enako. Idealen partner zanj je atom vodika, ki ima en elektron v eni sami orbitali. To pojasnjuje njihovo sposobnost tvorbe ogljikovodikov. S štirimi neparnimi elektroni tvori ogljikov atom štiri kemične vezi: CH4, CF4, CO2. V molekulah organskih spojin je ogljikov atom vedno v vzbujenem stanju:
Atoma dušika ni mogoče vzbuditi, ker v njeni zunanji kvantni plasti ni proste orbitale. Zaradi združevanja elektronov tvori tri kovalentne vezi:
Z dvema neparnima elektronoma v zunanji plasti atom kisika tvori dve kovalentni vezi:
Neon Elektronska konfiguracija - 2s22p6. Lewisov simbol: elektronski diagram zunanje kvantne plasti:

Neonski atom ima popolno zunanjo energijsko raven in ne tvori kemičnih vezi z nobenim atomom. To je drugi žlahtni plin. TRETJE OBDOBJE Atomi vseh elementov tretjega obdobja imajo tri kvantne plasti. Elektronsko konfiguracijo dveh notranjih energijskih nivojev je mogoče prikazati kot. Zunanja elektronska plast vsebuje devet orbital, ki jih naseljujejo elektroni, ki upoštevajo splošne zakone. Torej, za atom natrija ima elektronska konfiguracija obliko: 3s1, za kalcij - 3s2 (v vzbujenem stanju - 3s13p1), za aluminij - 3s23p1 (v vzbujenem stanju - 3s13p2). Za razliko od elementov drugega obdobja lahko atomi elementov V - VII skupin tretjega obdobja obstajajo tako v tleh kot v vzbujenih stanjih. Fosfor Fosfor je element pete skupine. Njegova elektronska konfiguracija je 3s23p3. Tako kot dušik ima na zunanji energijski ravni tri neparne elektrone in tvori tri kovalentne vezi. Primer je fosfin s formulo PH3 (primerjajte z amoniakom). Toda fosfor za razliko od dušika vsebuje proste d-orbitale v zunanji kvantni plasti in lahko preide v vzbujeno stanje - 3s13p3d1:

To mu daje možnost, da tvori pet kovalentnih vezi v, na primer, spojinah, kot sta P2O5 in H3PO4.

žveplo Elektronska konfiguracija osnovnega stanja je 3s23p4. Elektronski grafikon:
Vendar pa ga je mogoče vzbuditi tako, da najprej prenesemo elektron iz R- vklopljeno d-orbitalno (prvo vzbujeno stanje), nato pa s s- vklopljeno d-orbitalno (drugo vzbujeno stanje):
V prvem vzbujenem stanju tvori žveplov atom štiri kemične vezi v spojinah, kot sta SO2 in H2SO3. Drugo vzbujeno stanje žveplovega atoma je mogoče prikazati z elektronskim diagramom:

Ta atom žvepla tvori šest kemičnih vezi v SO3 in H2SO4.

1.3.3. Elektronske konfiguracije atomov velikih elementov obdobja ČETRTO OBDOBJE

Obdobje se začne s konfiguracijo kalija (19K) elektronov: 1s22s22p63s23p64s1 ali 4s1 in kalcija (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 ali 4s2. Tako je v skladu s pravilom Klečkovskega po p-orbitalah Ar napolnjena zunanja 4s-podnivo, ki ima nižjo energijo, saj Orbitala 4s prodre bližje jedru; 3d podnivo ostane neizpolnjen (3d0). Začenši s skandijem, so orbitale 3d podnivoja poseljene v 10 elementov. Poklicani so d-elementi.

V skladu z načelom zaporednega polnjenja orbital bi morala biti elektronska konfiguracija atoma kroma 4s23d4, vendar ima elektronski "zdrs", ki je sestavljen iz prehoda 4s elektrona na 3d orbitalo blizu energije (sl. 11).

Eksperimentalno je bilo ugotovljeno, da so stanja atoma, v katerih so p-, d-, f-orbitale napolnjene do polovice (p3, d5, f7), popolnoma (p6, d10, f14) ali prosta (p0, d0). , f0), imajo povečano stabilnost. Če torej atomu manjka en elektron pred polovičnim dokončanjem ali dokončanjem podnivoja, opazimo njegov "zdrs" s predhodno napolnjene orbitale (v tem primeru 4s).

Z izjemo Cr in Cu imajo vsi elementi od Ca do Zn enako število elektronov na zunanji ravni - dva. To pojasnjuje relativno majhno spremembo lastnosti v seriji prehodnih kovin. Kljub temu sta pri naštetih elementih tako 4s elektroni zunanjega kot 3d elektroni predzunanjega podnivoja valenčni (razen atoma cinka, pri katerem je tretja energijska raven popolnoma dokončana).

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

Orbitali 4d in 4f sta ostali prosti, čeprav je četrto obdobje konec.

PETO OBDOBJE

Zaporedje polnjenja orbital je enako kot v prejšnjem obdobju: najprej orbitala 5s ( 37 rubljev 5s1), nato 4d in 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Orbitale 5s in 4d sta po energiji še bližje, zato v večini 4d elementov (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) opazimo prehod elektronov iz 5s v 4d podnivo.

ŠESTO IN SEDMO OBDOBJE

Za razliko od prejšnjega obdobja šesto obdobje vključuje 32 elementov. Cezij in barij sta elementa 6s. Naslednja energetsko ugodna stanja so 6p, 4f in 5d. V nasprotju s pravilom Klečkovskega za lantan ni napolnjena 4f, ampak 5d orbitala ( 57La 6s25d1), vendar 4f-podnivo ( 58Ce 6s24f2), v katerem je štirinajst možnih elektronskih stanj. Atomi od cerija (Ce) do lutecija (Lu) se imenujejo lantanidi – to so f-elementi. V seriji lantanidov včasih pride do "zdrsa" elektrona, pa tudi v seriji d-elementov. Ko je 4f-podnivonja zaključena, se 5d-podnivo (devet elementov) še naprej polni in šesto obdobje se konča, kot katera koli druga, razen prvega, šest p-elementov.

Prva dva s-elementa v sedmem obdobju sta francij in radij, sledita pa en 6d-element, anemone ( 89Ac 7s26d1). Aktiniju sledi štirinajst 5f-elementov – aktinidov. Aktinidom mora slediti devet 6d-elementov in šest p-elementov mora dokončati obdobje. Sedmo obdobje je nepopolno.

Upoštevana pravilnost tvorbe obdobij sistema z elementi in polnjenja atomskih orbital z elektroni kaže periodično odvisnost elektronskih struktur atomov od jedrskega naboja.

Obdobje Je niz elementov, razporejenih v vrstnem redu naraščajočih nabojev atomskih jeder in za katere je značilna enaka vrednost glavnega kvantnega števila zunanjih elektronov. Na začetku obdobja, ns -, in na koncu - np -orbitalna (razen prvega obdobja). Ti elementi tvorijo osem glavnih (A) podskupin periodnega sistema D.I. Mendelejev.

Glavna podskupina Je niz kemičnih elementov, ki se nahajajo navpično in imajo enako število elektronov na zunanji energetski ravni.

V obdobju se s povečanjem naboja jedra in naraščajočo silo privlačnosti zunanjih elektronov nanj od leve proti desni zmanjšajo polmeri atomov, kar posledično povzroči oslabitev kovinskih in povečanje nekovinskih lastnosti. . Per atomski polmer vzamemo teoretično izračunano razdaljo od jedra do maksimuma elektronske gostote zunanje kvantne plasti. V skupinah od zgoraj navzdol se poveča število energijskih nivojev in posledično atomski polmer. V tem primeru se izboljšajo kovinske lastnosti. Pomembne lastnosti atomov, ki se periodično spreminjajo glede na naboje atomskih jeder, vključujejo tudi ionizacijsko energijo in afiniteto do elektronov, ki ju bomo obravnavali v poglavju 2.2.