Електронні зміни атомів елементів періодичної системи.

Розподіл електронів за різними АТ називають електронною конфігурацією атома. Електронна конфігурація з найменшою енергією відповідає основного стануатома, інші зміни відносяться до збудженим станам.

Електронну конфігурацію атома зображують двома способами - як електронних формул і електронографічних діаграм. При написанні електронних формул використовують головне та орбітальне квантові числа. Підрівень позначають за допомогою головного квантового числа (цифрою) та орбітального квантового числа (відповідною літерою). Число електронів на підрівні характеризує верхній індекс. Наприклад, для основного стану атома водню електронна формула: 1 s 1 .

Більше повно будову електронних рівнів можна описати з допомогою електронографічних діаграм, де розподіл за підрівнями представляють як квантових осередків. Орбіталь у разі прийнято умовно зображати квадратом, біля якого проставлено позначення подуровня. Підрівні на кожному рівні повинні бути трохи зміщені по висоті, тому що їхня енергія дещо відрізняється. Електрони зображаються стрілками або в залежності від знака спинового квантового числа. Електронографічна діаграма атома водню:

Принцип побудови електронних змін багатоелектронних атомів полягає у додаванні протонів та електронів до атома водню. Розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями підпорядковуються розглянутим раніше правилам: принципу найменшої енергії, принципу Паулі та правилу Хунда.

З урахуванням структури електронних конфігурацій атомів всі відомі елементи відповідно до значення орбітального квантового числа останнього підрівня, що заповнюється, можна розбити на чотири групи: s-Елементи, p-Елементи, d-Елементи, f-Елементи.

В атомі гелію Не (Z=2) другий електрон займає 1 s-орбіталь, його електронна формула: 1 s 2 . Електронографічна діаграма:

Гелієм закінчується перший найкоротший період періодичної системи елементів. Електронну конфігурацію гелію позначають.

Другий період відкриває літій Li (Z=3), його електронна формула: Електронографічна діаграма:

Далі наведено спрощені електрографічні діаграми атомів елементів, орбіталі одного енергетичного рівня яких розташовані на одній висоті. Внутрішні повністю заповнені підрівні не показані.

Після літію слідує берилій Ве (Z=4), в якому додатковий електрон заселяє 2 s-орбіталь. Електронна формула Ве: 2 s 2

В основному стані наступний електрон бору (z=5) займає 2 р-орбіталь, В:1 s 2 2s 2 2p 1; його електрографічна діаграма:

Наступні п'ять елементів мають електронні конфігурації:

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

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

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

Наведені електронні зміни визначаються правилом Хунда.

Перший та другий енергетичні рівні неону повністю заповнені. Позначимо його електронну конфігурацію і будемо використовувати надалі для стислості запису електронних формул атомів елементів.

Натрій Na (Z=11) та Mg (Z=12) відкривають третій період. Зовнішні електрони займають 3 s-орбіталь:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Потім, починаючи з алюмінію (Z=13) заповнюється 3 р-підрівень. Третій період закінчується аргоном Ar (Z=18):

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

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

Елементи третього періоду відрізняються від елементів другого тим, що мають вільні 3 d-орбіталі, які можуть брати участь в утворенні хімічного зв'язку Це пояснює валентні стани, що виявляються елементами.

У четвертому періоді, відповідно до правила ( n+l), калію К (Z=19) і кальцію Са (Z=20) електрони займають 4 s-підрівень, а не 3 d.Починаючи зі скандія Sc (Z=21) і закінчуючи цинком Zn (Z=30), відбувається заповнення3 d-підрівня:

Електронні формули d-елементів можна у іонному вигляді: підрівні перераховуються порядку зростання головного квантового числа, а при постійному n- У порядку збільшення орбітального квантового числа. Наприклад, для Zn такий запис виглядатиме так: Обидва ці записи еквівалентні, але наведена раніше формула цинку правильно відображає порядок заповнення підрівнів.

У рядку 3 d-елементів у хрому Сr (Z=24) спостерігається відхилення від правила ( n+l). Відповідно до цього правила конфігурація Сr має виглядати так: Встановлено, що його реальна конфігурація Іноді цей ефект називають «провалом» електрона. Подібні ефекти пояснюються підвищеною стійкістю наполовину. p 3 , d 5 , f 7) та повністю ( p 6 , d 10 , f 14) заповнених підрівнів.

Відхилення від правила ( n+l) спостерігаються і в інших елементів (табл. 6). Це пов'язано з тим, що зі збільшенням головного квантового числа відмінності між енергіями підрівнів зменшуються.

Далі відбувається заповнення 4 p-підрівня (Ga – Kr). У четвертому періоді міститься лише 18 елементів. Аналогічно відбувається заповнення 5 s-, 4d- і 5 p- підрівень у 18-ти елементів п'ятого періоду. Зазначимо, що 5 s- і 4 d-підрівнів дуже близькі, і електрон з 5 s-підрівня може легко переходити на 4 d-підрівень. На 5 s-підрівні у Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag знаходиться лише один електрон. В основному стан 5 s-Підрівень Pd не заповнений. Спостерігається "провал" двох електронів.

У шостому періоді після заповнення 6 s-підрівня у цезію Cs (Z=55) та барію Ba (Z=56) наступний електрон, згідно з правилом ( n+l), повинен зайняти 4 f-підрівень. Однак у лантана La (Z=57) електрон надходить на 5 d-підрівень. Заповнений наполовину (4 f 7) 4f-підрівень має підвищену стійкість, тому у гадолінію Gd (Z=64), наступного за європієм Eu (Z=63), на 4 f-підрівні зберігається колишня кількість електронів (7), а новий електрон надходить на 5 d-підрівень, порушуючи правило ( n+l). У тербію Tb (Z=65) черговий електрон займає 4 f-підрівень і відбувається перехід електрона з 5 d-підрівня (конфігурація 4 f 9 6s 2). Заповнення 4 f-підрівня закінчується у ітербію Yb (Z = 70). Наступний електрон атома лютеція Lu займає 5 d-підрівень. Його електронна конфігурація відрізняється від конфігурації атома лантану тільки повністю заповненим 4 f-Підрівнем.

Таблиця 6

Винятки з ( n+l) – правила для перших 86 елементів

Елемент	Електронна конфігурація
за правилом ( n+l)	фактична
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

Нині у Періодичній системі елементів Д.І. Менделєєва під скандією Sc та ітрієм Y розташовуються іноді лютецій (а не лантан) як перший d-Елемент, а всі 14 елементів перед ним, включаючи лантан, виносячи в особливу групу лантаноїдівза межі періодичної системи елементів.

Хімічні властивості елементів визначаються головним чином структурою зовнішніх електронних рівнів. Зміна числа електронів на третьому зовні 4 f-Підрівні слабо відбивається на хімічних властивостях елементів. Тому всі 4 f-Елементи схожі за своїми властивостями. Потім у шостому періоді відбувається заповнення 5 d-підрівня (Hf – Hg) та 6 p-підрівня (Tl - Rn).

У сьомому періоді 7 s-підрівень заповнюється у Франція Fr (Z = 87) і радію Ra (Z = 88). У актинія спостерігається відхилення від правила ( n+l), і черговий електрон заселяє 6 d-підрівень, а не 5 f. Далі слідує група елементів (Th – No) з 5 f-підрівнем, які утворюють сімейство актиноїдів. Зазначимо, що 6 d- і 5 f- підрівні мають такі близькі енергії, що електронна конфігурація атомів актиноїдів часто не підпорядковується правилу ( n+l). Але в цьому випадку значення точної конфігурації 5 f т 5d mменш важливо, оскільки вона досить слабко впливає хімічні властивості елемента.

У лоуренсія Lr (Z=103) новий електрон надходить на 6 d-підрівень. Цей елемент іноді поміщають у Періодичній системі під люттю. Сьомий період не завершено. Елементи 104 – 109 нестійкі та його властивості маловідомі. Отже, зі зростанням заряду ядра періодично повторюються подібні електронні структури зовнішніх рівнів. У зв'язку з цим слід очікувати і періодичні зміни різних властивостей елементів.

Зазначимо, що описані електронні конфігурації відносяться до ізольованих атомів у газовій фазі. Конфігурація атома елемента може бути зовсім іншою, якщо атом знаходиться у твердому тілі чи розчині.

Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів: $s-$, $p-$ та $d-$елементи. Електронна конфігурація атома. Основний та збуджений стан атомів

Поняття атом виникло ще в античному світі для значення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».

Електрони

Ірландський фізик Стоні на підставі дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, що існують в атомах усіх хімічних елементів. У $1891$ м. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, Що по-грецьки означає «бурштин».

Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізик Джозеф Томсон та французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть на собі негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю $(–1)$. Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (вона дорівнює швидкості світла - $ 300 000 $ км / с) і масу електрона (вона в $ 1836 разів менше маси атома водню).

Томсон і Перрен з'єднували полюси джерела струму з двома металевими пластинами - катодом і анодом, впаяними в скляну трубку, з якої було відкачано повітря. При подачі на пластини-електроди напруги близько 10 тисяч вольт у трубці спалахував розряд, що світиться, а від катода (негативного полюса) до анода (позитивного полюса) летіли частки, які вчені спочатку назвали катодним промінняма потім з'ясували, що це був потік електронів. Електрони, ударяючись об особливі речовини, нанесені, наприклад, екран телевізора, викликають світіння.

Було зроблено висновок: електрони вириваються з атомів матеріалу, з якого зроблено катод.

Вільні електрони або їхній потік можна отримати і іншими способами, наприклад, при розжарюванні металевого дроту або при падінні світла на метали, утворені елементами головної підгрупи I групи таблиці Менделєєва (наприклад, цезій).

Стан електронів в атомі

Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергіїпевного електрона в просторів якому він знаходиться. Ми знаємо, що електрон у атомі немає траєкторії руху, тобто. можна говорити лише про ймовірностізнаходження його у просторі навколо ядра. Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність різних положень його розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті або мільйонні частки секунди сфотографувати положення електрона в атомі, як при фотофініші, то електрон на таких фотографіях був би представлений у вигляді точки. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністю там, де цих точок найбільше.

На малюнку показаний "розріз" такої електронної щільності в атомі водню, що проходить через ядро, а штриховою лінією обмежена сфера, всередині якої ймовірність виявлення електрона становить $90%. Найближчий до ядра контур охоплює область простору, де ймовірність виявлення електрона - $10%$, ймовірність виявлення електрона всередині другого від ядра контуру становить $20%$, всередині третього - $≈30%$ і т.д. У стані електрона є певна невизначеність. Щоб охарактеризувати цей особливий стан, німецький фізик В. Гейзенберг увів поняття про принцип невизначеності, тобто. показав, що неможливо визначити одночасно і точно енергію та місцезнаходження електрона. Чим точніше визначена енергія електрона, тим невизначеніша його становище, і навпаки, визначивши положення, не можна визначити енергію електрона. Область ймовірності виявлення електрона немає чітких меж. Однак можна виділити простір, де ймовірність знаходження електрона максимальна.

Простір навколо атомного ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю.

У ньому міститься приблизно $90%$ електронної хмари, і це означає, що близько $90%$ часу електрон знаходиться в цій частині простору. Формою розрізняють $4$ відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами $s, p, d$ і $f$. Графічне зображення деяких форм електронних орбіталей представлено малюнку.

Найважливішою характеристикою руху електрона певної орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шар, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ та $7$.

Ціле число $n$, що означає номер енергетичного рівня, називають головним квантовим числом.

Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра. Порівняно з електронами першого рівня електрони наступних рівнів характеризуються величезним запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.

Число енергетичних рівнів (електронних шарів) в атомі дорівнює номеру періоду в системі Д. І. Менделєєва, до якого належить хімічний елемент: атомів елементів першого періоду один енергетичний рівень; другого періоду – два; сьомого періоду – сім.

Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:

де $ N $ – максимальна кількість електронів; $n$ - номер рівня, чи головне квантове число. Отже: на першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути трохи більше двох електронів; на другому – не більше $8$; на третьому – не більше $18$; на четвертому – не більше $32$. А як, у свою чергу, влаштовано енергетичні рівні (електронні шари)?

Починаючи з другого енергетичного рівня $(n = 2)$, кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), що дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром.

Число підрівнів дорівнює значенню основного квантового числа:перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий – чотири. Підрівні, у свою чергу, утворені орбіталями.

Кожному значенню $n$ відповідає число орбіталей, що дорівнює $n^2$. За даними, поданими в таблиці, можна простежити зв'язок головного квантового числа $n$ з числом підрівнів, типом і числом орбіталей і максимальною кількістю електронів на рівні і рівні.

Головне квантове число, типи та кількість орбіталей, максимальна кількість електронів на підрівнях та рівнях.

Енергетичний рівень $(n)$	Число підрівнів, що дорівнює $n$	Тип орбіталі	Число орбіталей		Максимальна кількість електронів
			у підрівні	у рівні, що дорівнює $n^2$	у підрівні	на рівні, що дорівнює $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, як і форму орбіталей, у тому числі вони складаються: $s, p, d, f$. Так:

• $s$-підрівень - перший, найближчий до ядра атома підрівень кожного енергетичного рівня, що складається з однієї $s$-орбіталі;
• $р$-підрівень - другий підрівень кожного, крім першого, енергетичного рівня, складається з трьох $р$-орбіталей;
• $d$-підрівень - третій підрівень кожного, починаючи з третього енергетичного рівня, складається з п'яти $d$-орбіталей;
• $f$-підрівень кожного, починаючи з четвертого, енергетичного рівня, складається із семи $f$-орбіталей.

Ядро атома

Але не лише електрони входять до складу атомів. Фізик Анрі Беккерель виявив, що природний мінерал, що містить сіль урану, теж випромінює невідоме випромінювання, засвічуючи фотоплівки, закриті від світла. Це явище було названо радіоактивністю.

Розрізняють три види радіоактивних променів:

1. $α$-промені, які складаються з $α$-часток, що мають заряд у $2$ рази більше заряду електрона, але з позитивним знаком, і маса в $4$ рази більша за масу атома водню;
2. $β$-промені є потік електронів;
3. $γ$-промені - електромагнітні хвилі з мізерно малою масою, що не несуть електричного заряду.

Отже, атом має складну будову – складається з позитивно зарядженого ядра та електронів.

Як же влаштований атом?

У 1910 р. у Кембриджі, поблизу Лондона, Ернест Резерфорд зі своїми учнями та колегами вивчав розсіювання $α$-частинок, що проходять через тоненьку золоту фольгу та падають на екран. Альфа-частинки зазвичай відхилялися від первісного напрямку лише на один градус, підтверджуючи, здавалося б, рівномірність та однорідність властивостей атомів золота. І раптом дослідники помітили, що деякі $α$-частинки різко змінювали напрямок свого шляху, ніби наштовхуючись на якусь перешкоду.

Розмістивши екран перед фольгою, Резерфорд зумів виявити навіть ті рідкісні випадки, коли $-$-частинки, відбившись від атомів золота, летіли в протилежному напрямку.

Розрахунки показали, що явища могли статися, якби вся маса атома і весь його позитивний заряд були зосереджені в крихітному центральному ядрі. Радіус ядра, як з'ясувалося, у 100 000 разів менший за радіус всього атома, тієї його області, в якій знаходяться електрони, що мають негативний заряд. Якщо застосувати образне порівняння, весь обсяг атома можна уподібнити стадіону в Лужниках, а ядро ​​- футбольному м'ячу, розташованому в центрі поля.

Атом будь-якого хімічного елемента можна порівняти з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Резерфордом, називають планетарною.

Протони та нейтрони

Виявляється, і крихітне атомне ядро, в якому зосереджена вся маса атома, складається з частинок двох видів – протонів та нейтронів.

Протонимають заряд, рівний заряду електронів, але протилежний за знаком $(+1)$, і масу, рівну масі атома водню (вона прийнята хімії за одиницю). Позначаються протони знаком $↙(1)↖(1)p$ (або $р+$). Нейтронине несуть заряду, вони нейтральні мають масу, рівну масі протона, тобто. $1$. Позначають нейтрони знаком $↙(0)↖(1)n$ (або $n^0$).

Протони та нейтрони разом називають нуклонами(Від лат. Nucleus- Ядро).

Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове число атома алюмінію:

Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають так: $e↖(-)$.

Оскільки атом електронейтральний, також очевидно, що число протонів та електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, привласненому йому у Періодичній системі. Наприклад, в ядрі атома заліза міститься $26$ протонів, а навколо ядра обертається $26$ електронів. А як визначити кількість нею тронів?

Як відомо, маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента $ (Z) $, тобто. число протонів, і масове число $(А)$, що дорівнює сумі чисел протонів і нейтронів, можна знайти число нейтронів $(N)$ за формулою:

Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:

$56 – 26 = 30$.

У таблиці наведено основні характеристики елементарних частинок.

Основні властивості елементарних частинок.

Ізотопи

Різновиди атомів однієї й тієї ж елемента, мають однаковий заряд ядра, але різне масове число, називаються ізотопами.

Слово ізотопскладається з двох грецьких слів: isos- однаковий і topos- місце, що означає «що займає одне місце» (клітину) в Періодичній системі елементів.

Хімічні елементи, що у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою $ 12, 13, 14 $; кисень - три ізотопи з масою $16, 17, 18$ і т.д.

Зазвичай приводна в Періодичній системі відносна атомна маса хімічного елемента є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елемента з урахуванням їх відносного вмісту в природі, тому значення атомних мас часто є дробовими. Наприклад, атоми природного хлору є сумішшю двох ізотопів - $35$ (їх у природі $75%$) і $37$ (їх $25%$); отже, відносна атомна маса хлору дорівнює $35.5$. Ізотопи хлору записуються так:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ і $↖(37)↙(17)(Cl)$

Хімічні властивості ізотопів хлору абсолютно однакові, як і ізотопів більшості хімічних елементів, наприклад, калію, аргону:

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

Однак ізотопи водню сильно розрізняються за властивостями через різке збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; дейтерій - $↖(2)↙(1)(H)$, або $↖(2)↙(1)(D)$; тритій - $↖(3)↙(1)(H)$, або $↖(3)↙(1)(T)$.

Тепер можна дати сучасне, суворіше і наукове визначення хімічного елементу.

Хімічний елемент – це сукупність атомів з однаковим зарядом ядра.

Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів

Розглянемо відображення електронних конфігурацій атомів елементів за періодами системи Д. І. Менделєєва.

Елементи першого періоду.

Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

Електронні формули атомів показують розподіл електронів за енергетичними рівнями та під рівнями.

Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями й під рівнями, а й у орбіталям.

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому $2$ електрона.

Водень та гелій - $s$-елементи, у цих атомів заповнюється електронами $s$-орбіталь.

Елементи другого періоду.

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, і електрони заповнюють $s-$ і $р$-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку $s$, а потім $р$) та правил Паулі та Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому $8$ електронів.

Елементи третього періоду.

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-під рівні.

Будова електронних оболонок атомів елементів третього періоду

У атома магнію добудовується $3,5-електронна орбіталь. $Na$ і $Mg$ - $s$-елементи.

У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами $3d$-підрівень.

$↙(18)(Ar)$ Аргон

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

В атомі аргону на зовнішньому шарі (третій електронний шар) $8$ електронів. Як зовнішній шар завершений, але всього в третьому електронному шарі, як ви вже знаєте, може бути 18 електронів, а це означає, що елементи третього періоду залишаються незаповненими $3d$-орбіталі.

Усі елементи від $Al$ до $Ar$ - $р$ -Елементи.

$s-$ і $р$ -Елементиутворюють головні підгрупиу Періодичній системі.

Елементи четвертого періоду.

У атомів калію та кальцію утворюється четвертий електронний шар, заповнюється $4s$-підрівень, т.к. він має меншу енергію, ніж $3d$-підрівень. Для спрощення графічних електронних формул атомів елементів четвертого періоду:

1. позначимо умовно графічну електронну формулу аргону так: $ Ar $;
2. не зображуватимемо підрівні, які у цих атомів не заповнюються.

$К, Са$ - $s$ -Елементи,що входять до основних підгруп. У атомів від $Sc$ до $Zn$ заповнюється електронами 3d-підрівень. Це $3d$-елементи. Вони входять у побічні підгрупи,у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідним елементам.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. Вони відбувається «провал» одного електрона з $4s-$ на $3d$-подуровень, що пояснюється більшої енергетичної стійкістю електронних конфігурацій $3d^5$ і $3d^(10)$:

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

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

Символ елемента, порядковий номер, назва	Схема електронної будови	Електронна формула	Графічна електронна формула
$↙(19)(K)$ Калій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Кальцій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Титан		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Ванадій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Сr)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ або $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цинк		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ або $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Галій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ або $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ або $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

В атомі цинку третій електронний шар завершено - в ньому заповнені всі рівні $3s, 3р$ ​​і $3d$, всього на них $18$ електронів.

У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, $4р$-підрівень. Елементи від $Ga$ до $Кr$ - $р$ -Елементи.

У атома криптону зовнішній (четвертий) шар завершений, має $8$ електронів. Але всього в четвертому електронному шарі, як ви знаєте, може бути $32$; у атома криптону поки що залишаються незаповненими $4d-$ і $4f$-підрівні.

У елементів п'ятого періоду йде заповнення підрівнів у такому порядку: $5s → 4d → 5р$. І також зустрічаються винятки, пов'язані з «провалом» електронів, у $↙(41)Nb$, $↙(42)Мо$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) Pd$, $↙(47)Ag$. У шостому та сьомому періодах з'являються $f$ -Елементи, тобто. елементи, які мають заповнення відповідно $4f-$ і $5f$-подуровней третього зовні електронного шару.

$4f$ -Елементиназивають лантаноїдами.

$5f$ -Елементиназивають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: $↙(55)Cs$ і $↙(56)$ - $6s$-елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Але й тут зустрічаються елементи, у яких порушується порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину та повністю заповненими $f$-підрівнями, тобто. $nf^7$ і $nf^(14)$.

Залежно від того, який рівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи, як ви вже зрозуміли, ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:

1. $s$ -Елементи;електронами заповнюється $s$-підрівень зовнішнього рівня атома; до $s$-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп;
2. $р$ -Елементи;електронами заповнюється $р$-підрівень зовнішнього рівня атома; до $р$-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп;
3. $d$ -Елементи;електронами заповнюється $d$-підрівень попереднього рівня атома; до $d$-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто. елементи вставних декад великих періодів, розташованих між $s-$ та $р-$елементами. Їх також називають перехідними елементами;
4. $f$ -Елементи;електронами заповнюється $f-$ під рівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та актиноїди.

Електронна конфігурація атома. Основний та збуджений стан атомів

Швейцарський фізик В. Паулі в $1925 $ встановив, що в атомі на одній орбіталі може бути не більше двох електронів, мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської - веретено), тобто. що володіють такими властивостями, які умовно можна уявити як обертання електрона навколо своєї уявної осі за годинниковою стрілкою або проти. Цей принцип має назву принципу Паулі.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспаренимякщо два, то це спарені електрони, тобто. електрони із протилежними спинами.

На малюнку показано схему поділу енергетичних рівнів на підрівні.

$s-$ ОрбітальЯк ви вже знаєте, має сферичну форму. Електрон атома водню $(n = 1)$ розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула, або електронна конфігурація, записується так: $1s^1$. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою $(1…)$, латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію Не, що має два спарені електрони на одній $s-$орбіталі, ця формула: $1s^2$. Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ. На другому енергетичному рівні $(n = 2)$ є чотири орбіталі, одна $s$ і три $р$. Електрони $s$-орбіталі другого рівня ($2s$-орбіталі) мають більш високу енергію, т.к. знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони $1s$-орбіталі $(n=2)$. Взагалі для кожного значення $n$ існує одна $s-$орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що зростає в міру збільшення значення $n$.$s-$Орбіталь, як ви вже знаєте має сферичну форму. Електрон атома водню $(n = 1)$ розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула, або електронна конфігурація, записується так: $1s^1$. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою $(1…)$, латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію $Не$, що має два спарених електрони на одній $s-$орбіталі, ця формула: $1s^2$. Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ. На другому енергетичному рівні $(n = 2)$ є чотири орбіталі, одна $s$ і три $р$. Електрони $s-$орбіталі другого рівня ($2s$-орбіталі) мають більш високу енергію, т.к. знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони $1s$-орбіталі $(n=2)$. Взагалі для кожного значення $n$ існує одна $s-$орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що зростає зі збільшенням значення $n$.

$р-$ Орбітальмає форму гантелі, чи об'ємної вісімки. Усі три $р$-орбіталі розташовані в атомі взаємно перпендикулярно вздовж просторових координат, проведених через ядро ​​атома. Слід підкреслити ще раз, що кожен енергетичний рівень (електронний шар), починаючи з $n=2$, має три $р$-орбіталі. Зі збільшенням значення $n$ електрони займають $р$-орбіталі, розташовані великі відстані від ядра і спрямовані по осях $x, y, z$.

У елементів другого періоду $(n = 2)$ заповнюється спочатку одна $s$-орбіталь, а потім три $р$-орбіталі; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електрон $2s^1$ слабше пов'язаний з ядром атома, тому атом літію може легко віддавати його (як ви, очевидно, пам'ятаєте, цей процес називається окисленням), перетворюючись на іон літію $Li^+$.

В атомі берилію Be четвертий електрон також розміщується на $2s$-орбіталі: $1s^(2)2s^(2)$. Два зовнішні електрони атома берилію легко відриваються - $В^0$ при цьому окислюється в катіон $Ве^(2+)$.

У атома бору п'ятий електрон займає $2р$-орбіталь: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Далі у атомів $C, N, O, F$ йде заповнення $2р$-орбіталей, яке закінчується у благородного газу неону: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

У елементів третього періоду заповнюються відповідно $3s-$ та $3р$-орбіталі. П'ять $d$-орбіталей третього рівня при цьому залишаються вільними:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

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

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

Іноді у схемах, що зображують розподіл електронів в атомах, вказують лише число електронів кожному енергетичному рівні, тобто. записують скорочені електронні формули атомів хімічних елементів, на відміну від наведених вище повних електронних формул, наприклад:

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

У елементів великих періодів (четвертого і п'ятого) перші два електрони займають відповідно $4s-$ і $5s$-орбіталі: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2, 8, 18, 8, 2 $. Починаючи з третього елемента кожного великого періоду, наступні десять електронів надійдуть на попередні $3d-$ і $4d-$орбіталі відповідно (у елементів побічних підгруп): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙( 26) Fr 2, 8, 14, 2; $ $ ↙ (40) Zr 2, 8, 18, 10, 2; $ $ ↙ (43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Як правило, коли буде заповнений попередній $d$-підрівень, почне заповнюватися зовнішній (відповідно $4р-$ і $5р-$) $р-$підрівень: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

У елементів великих періодів - шостого та незавершеного сьомого - електронні рівні та підрівні заповнюються електронами, як правило, так: перші два електрони надходять на зовнішній $s-$підрівень: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2; $ $ ↙ (87) Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; наступний один електрон (у $La$ і $Са$) на попередній $d$-підрівень: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ і $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Потім наступні $14$ електронів надійдуть на третій зовні енергетичний рівень, на $4f$ і $5f$-орбіталі відповідно лантоноїдів та актиноїдів: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Потім знову почне забудовуватися другий зовні енергетичний рівень ($d$-підрівень) у елементів побічних підгруп: $ ↙ (73) Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2; $ $ ↙ (104) , 32, 32, 10, 2 $. І, нарешті, тільки після повного заповнення десятьма електронами $d$-підрівня знову заповнюватиметься $р$-під рівень: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Дуже часто будову електронних оболонок атомів зображують за допомогою енергетичних або квантових осередків - записують так звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують наступні позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі, згідно з яким у осередку (орбіталі) може бути не більше двох електронів, але з антипаралельними спинами, і правило Ф. Хунда, Згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, і потім спарюються, але спини при цьому, за принципом Паулі, будуть вже протилежно спрямованими.

Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 р. встановив, що в атомі на одній орбіталі може бути не більше двох електронів, що мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської «веретено»), тобто такі, що мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки. Цей принцип називається принципом Паулі.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспареним, якщо два, це спарені електрони, тобто електрони з протилежними спинами.

На малюнку 5 показано схему підрозділу енергетичних рівнів на підрівні.

S-Орбіталь, як ви знаєте, має сферичну форму. Електрон атома водню (s = 1) розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула чи електронна конфігурація записуватиметься так: 1s 1 . В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою (1...), латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію Не, що має два спарені електрони на одній s-орбіталі, ця формула: 1s 2 .

Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ.

На другому енергетичному рівні (n = 2) є чотири орбіталі: одна s і три р. Електрони s-орбіталі другого рівня (2s-орбіталі) мають більш високу енергію, тому що знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони 1s-орбіталі (n = 2).

Взагалі, кожного значення n існує одна s-орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів у ньому і, отже, з відповідним діаметром, зростаючим у міру збільшення значення n.

Р-орбіталь має форму гантелі або об'ємної вісімки. Всі три р-орбіталі розташовані в атомі перпендикулярно вздовж уздовж просторових координат, проведених через ядро ​​атома. Слід наголосити ще раз, що кожен енергетичний рівень (електронний шар), починаючи з n = 2, має три р-орбіталі. Зі збільшенням значення n електрони анімують р-орбіталі, розташовані на великих відстанях від ядра і спрямовані по осях х, у, р.

У елементів другого періоду (n = 2) заповнюється спочатку одна-орбіталь, а потім три р-орбіталі. Електронна формула 1л: 1s 2 2s 1 . Електрон слабше пов'язаний з ядром атома, тому атом літію може легко віддавати його (як ви, очевидно, пам'ятаєте, цей процес називається окисленням), перетворюючись на іон Li+.

В атомі берилію В 0 четвертий електрон також розміщується на 2s-орбіталі: 1s 2 2s 2 . Два зовнішні електрони атома берилію легко відриваються - Ве 0 при цьому окислюється в катіон Ве 2+ .

У атома бору п'ятий електрон займає 2р-орбіталь: 1s 2 2s 2 2р 1 . Далі у атомів С, N, О, Е йде заповнення 2р-орбіталей, яке закінчується у благородного газу неону: 1s 2 2s 2 2р 6 .

У елементів третього періоду заповнюються відповідно Зв-і Зр-орбіталі. П'ять d-орбіталей третього рівня при цьому залишаються вільними:

Іноді у схемах, що зображують розподіл електронів в атомах, вказують лише число електронів кожному енергетичному рівні, тобто записують скорочені електронні формули атомів хімічних елементів, на відміну наведених вище повних електронних формул.

У елементів великих періодів (четвертого та п'ятого) перші два електрони займають відповідно 4я- і 5я-орбіталі: 19 До 2, 8, 8, 1; 38 Sr 2, 8, 18, 8, 2. Починаючи з третього елемента кожного великого періоду, наступні десять електронів надійдуть на попередні 3d і 4d орбіталі відповідно (у елементів побічних підгруп): 23 V 2, 8, 11, 2; 26 Tr 2, 8, 14, 2; 40 Zr 2, 8, 18, 10, 2; 43 Тг 2, 8, 18, 13, 2. Як правило, тоді, коли буде заповнений попередній d-підрівень, почне заповнюватися зовнішній (відповідно 4р- та 5р) р-підрівень.

У елементів великих періодів - шостого і незавершеного сьомого - електронні рівні та підрівні заповнюються електронами, як правило, так: перші два електрони надійдуть на зовнішній-підрівень: 56 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; наступний один електрон (у Nа та Ас) на попередній (p-підрівень: 57 Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 та 89 Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2).

Потім наступні 14 електронів надійдуть на третій зовні енергетичний рівень на 4f- та 5f-орбіталі відповідно у лантаноїдів та актиноїдів.

Потім знову почне забудовуватися другий зовні енергетичний рівень (d-підрівень): елементів побічних підгруп: 73 Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104 Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, — і, нарешті, тільки після повного заповнення десятьма електронами цього року-рівня знову заповнюватиметься зовнішній р-підрівень:

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

Найчастіше будову електронних оболонок атомів зображують з допомогою енергетичних чи квантових осередків — записують звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують наступні позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі, згідно з яким у осередку (орбіталі) може бути не більше двох електронів, але з антипаралельними спинами, і правило Ф. Хунда, згідно з яким електрони займають вільні осередки (орбіталі), розташовані в їх спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, а потім спарюються, але спини при цьому за принципом Паулі будуть вже протилежно спрямованими.

На закінчення ще раз розглянемо відображення електронних змін атомів елементів за періодами системи Д. І. Менделєєва. Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому 2 електрони.

Водень і гелій — sелементи, у цих атомів заповнюється електронами sорбіталь.

Елементи другого періоду

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений і електрони заповнюють е- та р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s-, а потім р) та правил Паулі та Хунда (табл. 2).

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому 8 електронів.

Таблиця 2 Будова електронних оболонок атомів елементів другого періоду

Закінчення табл. 2

Li, Ве - в-елементи.

В, С, N, О, F, Nе - р-елементи, у цих атомів заповнюються електронами р-орбіталі.

Елементи третього періоду

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершено, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати Зs-, 3р- та Зd-підрівні (табл. 3).

Таблиця 3 Будова електронних оболонок атомів елементів третього періоду

У атома магнію добудовується Зs-електронна орбіталь. Nа і Mg-s-елементи.

В атомі аргону на зовнішньому шарі (третьому електронному шарі) 8 електронів. Як зовнішній шар, він завершений, але всього в третьому електронному шарі, як ви вже знаєте, може бути 18 електронів, а це означає, що елементи третього періоду залишаються незаповненими Зd-орбіталі.

Усі елементи від Аl до Аг – р-елементи. s- та р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.

У атомів калію та кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється 4s-підрівень (табл. 4), оскільки він має меншу енергію, ніж Зй-підрівень. Для спрощення графічних електронних формул атомів елементів четвертого періоду: 1) позначимо умовно графічну електронну формулу аргону так:
Аr;

2) не зображуватимемо підрівні, які у цих атомів не заповнюються.

Таблиця 4 Будова електронних оболонок атомів елементів четвертого періоду

К, Са - s-елементи, що входять до основних підгруп. У атомів від Sс до Zn заповнюється електронами Зй-підрівень. Це Зй-елементи. Вони входять у побічні підгрупи, у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. Вони відбувається «провал» одного електрона з 4я- на Зй-подуровень, що пояснюється більшої енергетичної стійкістю електронних конфігурацій Зd 5 і Зd 10:

В атомі цинку третій електронний шар завершено - у ньому заповнені всі рівні 3s, Зр і Зd, всього на них 18 електронів.

У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватися четвертий електронний шар, 4р-підрівень: Елементи від Gа до Кr - р-елементи.

У атома криптону зовнішній шар (четвертий) завершено, має 8 електронів. Але всього в четвертому електронному шарі, як ви знаєте, може бути 32 електрони; у атома криптону поки що залишаються незаповненими 4d- і 4f-підрівні.

У елементів п'ятого періоду йде заповнення підрівнів у такому порядку: 5s->4d->5р. І також зустрічаються винятки, пов'язані з «провалом» електронів, 41 Nb, 42 MO і т.д.

У шостому та сьомому періодах з'являються елементи, тобто елементи, у яких йде заповнення відповідно 4f- та 5f-підрівнів третього зовні електронного шару.

4f-Елементи називають лантаноїдами.

5f-Елементи називають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: 55 Сs і 56 Ва - 6s-елементи;

57 Lа... 6s 2 5d 1 - 5d-елемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-елементи; 72 Hf - 80 Нg - 5d-елементи; 81 Тl - 86 Rn - 6р-елементи. Але й тут зустрічаються елементи, у яких «порушується» порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину і повністю заповнених підрівнів f, тобто nf 7 і nf 14 .

Залежно від того, який рівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи, як ви вже зрозуміли, ділять на чотири електронні сімейства або блоки (рис. 7).

1) s-елементи; заповнюється електронами в-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп;

2) р-елементи; заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р елементів належать елементи головних підгруп III-VIII груп;

3) d-елементи; заповнюється електронами d-підрівень попереднього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто елементи вставних декад великих періодів, розташовані між s- та р-елементами. Їх також називають перехідними елементами;

4) f-елементи, що заповнюються електронами f-підрівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та актиноїди.

1. Що було б, якби принцип Паулі не дотримувався?

2. Що було б, якби правило Хунда не дотримувалося?

3. Складіть схеми електронної будови, електронні формули та графічні електронні формули атомів наступних хімічних елементів: Са, Fе, Zr, Sn, Nb, Hf, Ра.

4. Напишіть електронну формулу елемента № 110, використовуючи символ відповідного благородного газу.

5. Що таке "провал" електрона? Наведіть приклади елементів, у яких спостерігається, запишіть їх електронні формули.

6. Як визначається належність хімічного елемента до того чи іншого електронного сімейства?

7. Порівняйте електронну та графічну електронну формули атома сірки. Яку додаткову інформацію містить остання формула?

Розташування електронів за енергетичними рівнями та орбіталями називається електронною конфігурацією. Конфігурація може бути зображена у вигляді про електронних формул, у яких цифрою попереду вказаний номер енергетичного рівня, потім літерою позначений подуровень, а зверху праворуч від літери - число електронів цьому подуровне. Сума останніх чисел відповідає величині позитивного заряду атома ядра. Наприклад, електронні формули сірки і кальцію матимуть такий вигляд: S(+16) - ls22s22p63s23p Са (+20) - ls22s22p63s23p64s2. Заповнення електронних рівнів здійснюється відповідно до принципу найменшої енергії: найбільш стійкий стан електрона в атомі відповідає стан з мінімальним значенням енергії. Тому спочатку заповнюються шари із найменшими значеннями енергії. Радянський вчений В. Клечковський встановив, що енергія електрона зростає у міру збільшення суми головного та орбітального квантових чисел (п+/)> тому заповнення електронних шарів відбувається у порядку збільшення суми головного та орбітального квантових чисел. Якщо для двох підрівнів суми (п -f1) рівні, то спочатку йде заповнення підрівнів з найменшим п і найбільшим l9, а потім підрівнів з більшим п і меншим L Нехай, наприклад, сума (п + /) « 5. Цій сумі відповідають наступні чи комбінації I: п = 3; /2; п *» 4; 1-1; л = / - 0. Виходячи з цього, спочатку має йти заповнення d-підрівня третього енергетичного рівня, далі повинен заповнюватися 4р-підрівень і лише після цього s-підрівень п'ятого енергетичного рівня. Все вищерозібране визначає наступний порядок заповнення електронів у атомах: Приклад 1 Зобразіть електронну формулу атома натрію. Виходячи з положення в періодичній системі, встановлюють, що натрій є елементом третього періоду. Це свідчить, що електрони в атомі натрію розташовуються на трьох енергетичних рівнях. По порядковому номеру елемента визначають сумарну кількість електронів цих трьох рівнях - одинадцять. На першому енергетичному рівні (лс1, / = 0; s-підурівень) максимальне число електронів дорівнює// « 2п2, N = 2. Розподіл електронів на s-підрівні I енергетичного рівня відображають записом - Is2, На II енергетичному рівні п = 2, I « 0 (s-підрівень) та I = 1 (р-підрівень) максимальна кількість електронів дорівнює восьми. Так як на S-підрівні розташовується максимальне 2, на р-підрівні буде 6. Розподіл електронів на II енергетичному рівні відображають записом – 2s22p6. На третьому енергетичному рівні можливі S-, р- та d-підрівні. У атома натрію на III енергетичному рівні розташовується лише один електрон, який згідно з принципом найменшої енергії займе Зв-підрівень. Об'єднуючи записи розподілу електронів на кожному шарі в одну, одержують електронну формулу атома натрію: ls22s22p63s1. Позитивний заряд атома натрію (+11) компенсується сумарною кількістю електронів (11). З іншого боку, структура електронних оболонок зображується з допомогою енергетичних чи квантових осередків (орбіталей) - це звані графічні електронні формули. Кожен такий осередок позначається прямокутником Q, електрон t> напрямок стрілки характеризує спин електрона. За принципом Паулі в осередку (орбіта) розміщується один (неспарений) або два (спарені) електрони. p align="justify"> Електронну структуру атома натрію можна представити схемою: При заповненні квантових осередків необхідно знати правило Гунду: стійкому стану атома відповідає такий розподіл електронів у межах енергетичного підрівня (р, d, f), при якому абсолютне значення сумарного спина атома максимально. Так, якщо два електрони займуть одну орбіталь, то їх сумарний спин дорівнюватиме нулю. Заповнення електронами двох орбіталей 1 т 111 I дасть сумарний спин, що дорівнює одиниці. Виходячи з принципу Гунду, розподіл електронів по квантових осередках, наприклад, для атомів 6С і 7N буде наступним Питання та завдання для самостійного вирішення 1. Перерахуйте всі основні теоретичні положення, необхідні для заповнення електронів в атомах. 2. Покажіть справедливість принципу найменшої енергії на прикладі заповнення електронів в атомах кальцію та скандію, стронцію, ітрію та індії. 3. Яка з графічних електронних формул атома фосфору (незбуджений стан) є правильною? Відповідь мотивуйте із залученням правила Гунда. 4. Напишіть усі квантові числа для електронів атомів: а) натрію, кремнію; б) фосфору, хлору; в) сірки, аргону. 5. Складіть електронні формули атомів s-елемента першого та третього періодів. 6. Складіть електронну формулу атома р-елемента п'ятого періоду, зовнішній енергетичний рівень якого має вигляд 5s25p5. Якими є його хімічні властивості? 7. Зобразіть розподіл електронів по орбіталам в атомах кремнію, фтору, криптону. 8. Складіть електронну формулу елемента, в атомі якого енергетичний стан двох електронів зовнішнього рівня описується такими квантовими числами: п - 5; 0; т1 = 0; та = + 1/2; та «-1/2. 9. Зовнішні та передостанні енергетичні рівні атомів мають такий вигляд: а) 3d24s2; б) 4d105s1; в) 5s25p6. Складіть електронні формули атомів елементів. Вкажіть р- та d-елементи. 10. Складіть електронні формули атомів d-злементів, у яких на d-підрівні 5 електронів. 11. Зобразіть розподіл електронів за квантовими осередками в атомах калію, хлору, неону. 12. Зовнішній електронний шар елемента виражається формулою 3s23p4. Визначте порядковий номер та назву елемента. 13. Напишіть електронні конфігурації наступних іонів: 14. Чи містять атоми О, Mg, Ti електрони М-рівня? 15. Які частинки атомів є ізоелектронними, тобто містять однакове число електронів: 16. Скільки електронних рівнів у атомів у стані S2", S4+, S6+? 17. Скільки вільних d-орбіталей в атомах Sc, Ti, V? Напишіть електронні формули атомів цих елементів 18. Вкажіть порядковий номер елемента, у якого: а) закінчується заповнення електронами 4с1-підрівня; 4в-електронів містять атоми цих елементів у стійкому стані?20. Скільки вакантних Зр-орбіталей має в стаціонарному та збудженому стані атом кремнію?

Символ Льюїса: Електронна діаграма: Єдиний електрон атома водню може брати участь в утворенні лише одного хімічного зв'язку з іншими атомами: Кількість ковалентних зв'язків , Які утворює атом в даному з'єднанні, характеризує його валентність . У всіх сполуках атом водню одновалентний. Гелій Гелій, як водень, - елемент першого періоду. У своєму єдиному квантовому шарі він має одну s-орбіталь, на якій знаходиться два електрони з антипаралельними спинами (неподілена електронна пара). Символ Льюїса: Ні:. Електронна конфігурація 1 s 2, її графічне зображення: В атомі гелію немає неспарених електронів, немає вільних орбіталей. Його енергетичний рівень є завершеним. Атоми із завершеним квантовим шаром що неспроможні утворювати хімічних зв'язків коїться з іншими атомами. Вони називаються благородними або інертними газами. Гелій – їхній перший представник. ДРУГИЙ ПЕРІОД Літій Атоми всіх елементів другогоперіоду мають дваенергетичного рівня. Внутрішній квантовий шар – це завершений енергетичний рівень атома гелію. Як було показано вище, його конфігурація виглядає як 1 s 2, але для її зображення може бути використана і скорочена запис: . У деяких літературних джерелах її позначають [К] (за найменуванням першої електронної оболонки). Другий квантовий шар літію містить чотири орбіталі (22 = 4): одну sі три нар.Електронна конфігурація атома літію: 1 s 22s 1 чи 2 s 1. За допомогою останнього запису виділяються лише електрони зовнішнього квантового шару (валентні електрони). Символ Льюїса для літію - Li. Графічне зображення електронної конфігурації:
Берилій Електронна конфігурація – 2s2. Електронна діаграма зовнішнього квантового шару:
Бор Електронна конфігурація – 2s22р1. Атом бору може переходити у збуджений стан. Електронна діаграма зовнішнього квантового шару:

У збудженому стані атом бору має три неспарені електрони і може утворити три хімічні зв'язки: ВF3, B2O3. При цьому в атома бору залишається вільна орбіталь, яка може брати участь в утворенні зв'язку донорно-акцепторного механізму. Вуглець Електронна конфігурація – 2s22р2. Електронні діаграми зовнішнього квантового шару атома вуглецю в основному та збудженому станах:

Незбуджений атом вуглецю може утворити два ковалентні зв'язки за рахунок спарювання електронів і один - за донорно-акцепторним механізмом. Прикладом такої сполуки є оксид вуглецю (II), який має формулу і називається чадним газом. Докладніше його будову буде розглянуто у розділі 2.1.2. Збуджений атом вуглецю унікальний: всі орбіталі його зовнішнього квантового шару наповнені неспареними електронами, тобто. число валентних орбіталей та валентних електронів у нього однаково. Ідеальним партнером для нього є атом водню, який має на єдиній орбіталі один електрон. Цим пояснюється їхня здатність до утворення вуглеводнів. Маючи чотири неспарені електрони, атом вуглецю утворює чотири хімічні зв'язки: СН4, СF4, СО2. У молекулах органічних сполук атом вуглецю завжди перебуває у збудженому стані:
Атом азоту неспроможна збуджуватися, т.к. у його зовнішньому квантовому шарі немає вільної орбіталі. Він утворює три ковалентні зв'язки за рахунок спарювання електронів:
Маючи два неспарені електрони у зовнішньому шарі, атом кисню утворює два ковалентні зв'язки:
Неон Електронна конфігурація – 2s22р6. Символ Льюїса: Електронна діаграма зовнішнього квантового шару:

Атом неону має завершений зовнішній енергетичний рівень і не утворює хімічних зв'язків з жодними атомами. Це другий шляхетний газ. ТРЕТІЙ ПЕРІОДАтоми всіх елементів третього періоду мають три квантові шари. Електронну конфігурацію двох внутрішніх енергетичних рівнів можна зображати як . Зовнішній електронний шар містить дев'ять орбіталей, які заселяються електронами, підкоряючись загальним закономірностям. Так, для атома натрію електронна конфігурація має вигляд: 3s1, для кальцію – 3s2 (у збудженому стані – 3s13р1), для алюмінію – 3s23р1 (у збудженому стані – 3s13р2). На відміну від елементів другого періоду, атоми елементів V - VII груп третього періоду можуть існувати як в основному, так і у збудженому стані. Фосфор Фосфор є елементом групи п'ятої. Його електронна конфігурація – 3s23р3. Подібно до азоту, він має три неспарені електрони на зовнішньому енергетичному рівні і утворює три ковалентні зв'язки. Прикладом є фосфін, що має формулу РН3 (порівняйте з аміаком). Але фосфор, на відміну від азоту, у зовнішньому квантовому шарі містить вільні d-орбіталі і може переходити до збудженого стану - 3s13р3d1:

Це дає можливість утворити п'ять ковалентних зв'язків у таких, наприклад, сполуках як Р2О5 і Н3РО4.

Сірка Електронна конфігурація основного стану – 3s23p4. Електронна діаграма:
Однак він може збуджуватися, перекладаючи електрон спочатку з р- на d-орбіталь (перший збуджений стан), а потім з s- на d-орбіталь (другий збуджений стан):
У першому збудженому стані атом сірки утворює чотири хімічні зв'язки в таких сполуках як SО2 і H2SO3. Другий збуджений стан атома сірки можна зобразити за допомогою електронної діаграми:

Такий атом сірки утворює шість хімічних зв'язків у сполуках SO3 та H2SO4.

1.3.3. Електронні зміни атомів елементів великих періодів ЧЕТВЕРТИЙ ПЕРІОД

Починається період з калію (19K) електронна конфігурація: 1s22s22p63s23p64s1 або 4s1 та кальцію (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 або 4s2. Таким чином, відповідно до правила Клечковського, після р-орбіталей Ar заповнюється зовнішній 4s-підрівень, який має меншу енергію, т.к. 4s-орбіталь проникає ближче до ядра; 3d-підрівень залишається незаповненим (3d0). Починаючи від скандію, у 10 елементів відбувається заселення орбіталей 3d-підрівня. Вони називаються d-елементами.

Відповідно до принципу послідовного заповнення орбіталей, атом хрому має електронну конфігурацію 4s23d4, однак у нього спостерігається «проскок» електрона, що полягає в переході 4s-елекрона на близьку по енергії 3d-орбіталь (рис. 11).

Експериментально встановлено, що стани атома, при яких p-, d-, f-орбіталі заповнені наполовину (p3, d5, f7), повністю (p6, d10, f14) або вільні (p0, d0, f0), мають підвищену стійкість. Тому якщо атому до півзавершення або завершення підрівня не вистачає одного електрона, спостерігається його «проскок» з раніше заповненої орбіталі (у даному випадку – 4s).

За винятком Cr і Cu всі елементи від Ca до Zn мають однакову кількість електронів на зовнішньому рівні – два. Цим пояснюється відносно невелика зміна властивостей у ряді перехідних металів. Тим не менш, для перерахованих елементів валентними є як 4s-електрони зовнішнього, так і 3d-електрони переднього рівня (за винятком атома цинку, у якого третій енергетичний рівень повністю завершений).

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

Вільними залишилися 4d та 4f орбіталі, хоча четвертий період завершено.

П'ЯТИЙ ПЕРІОД

Послідовність заповнення орбіталей та сама, що й у попередньому періоді: спочатку заповнюється 5s-орбіталь ( 37Rb 5s1), потім 4d і 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Орбіталі 5s і 4d ще близькі за енергією, тому більшість 4d-елементів (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) спостерігається перехід електрона з 5s на 4d-подуровень.

ШОСТИЙ І СЬОМИЙ ПЕРІОДИ

На відміну від попереднього шостий період включає 32 елементи. Цезій та барій – це 6s-елементи. Наступні енергетично вигідні стани це 6p, 4f та 5d. Попри правило Клечковського, у лантану заповнюється не 4f а 5d-орбіталь ( 57La 6s25d1), однак у наступних за ним елементів відбувається заповнення 4f-підрівня ( 58Ce 6s24f2), на якому чотирнадцять можливих електронних станів. Атоми від церію (Се) до лютецію (Lu) називаються лантаноїдами – це f-елементи. У ряді лантаноїдів іноді відбувається «проскок» електрона, так само як у ряді d-елементів. Коли 4f-підрівень виявляється завершеним, продовжує заповнюватися 5d-підрівень (дев'ять елементів) і завершують шостий період, як будь-який інший, крім першого, шість р-елементів.

Перші два s-елементи в сьомому періоді – це францій та радій, за ними слідує один 6d-елемент – актиній ( 89Ac 7s26d1). За актинієм слідує чотирнадцять 5f-елементів – актиноїдів. За актиноїдами повинні слідувати дев'ять 6d-елементів і завершувати період мають шість р-елементів. Сьомий період незавершений.

Розглянута закономірність формування періодів системи елементами та заповнення атомних орбіталей електронами показує періодичну залежність електронних структур атомів від заряду ядра.

Період – це сукупність елементів, розташованих у порядку зростання зарядів ядер атомів і які характеризуються однаковим значенням основного квантового числа зовнішніх електронів. На початку періоду заповнюються ns -, а наприкінці – np -орбіталі (крім першого періоду). Ці елементи утворюють вісім основних (А) підгруп періодичної системи Д.І. Менделєєва.

Головна підгрупа - Це сукупність хімічних елементів, розташованих по вертикалі і мають однакову кількість електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

У межах періоду зі збільшенням заряду ядра і зростаючої сили тяжіння до нього зовнішніх електронів зліва направо зменшуються радіуси атомів, що зумовлює послаблення металевих і зростання неметалічних властивостей. За атомний радіусприймають теоретично розраховану відстань від ядра до максимуму електронної густини зовнішнього квантового шару. У групах зверху вниз збільшується кількість енергетичних рівнів, отже, і атомний радіус. У цьому металеві властивості посилюються. До важливих властивостей атомів, які періодично змінюються залежно від зарядів ядер атомів, також відносяться енергія іонізації та спорідненість до електрона, які будуть розглянуті в розділі 2.2.