с-Елементинаричат се елементи, в чиито атоми последният електрон влиза в s-подниво. В стр-елементи,д-елементи ие-елементи.
Началото на всеки период съответства на отварянето на нов електронен слой. Номерът на периода е равен на номера на отворения електронен слой. Всеки период, с изключение на първия, завършва с запълване на p-поднивото на слоя, отворен в началото на този период. Първият период съдържа само s-елементи (два). В четвъртия и петия период между s- (два) и p-елемента (шест) са d-елементи (десет). В шестия и седмия, след двойка s-елементи, има (в нарушение на правилата на Клечковски) един d-елемент, след това четиринадесет f-елемента (те са поставени в отделни редове в долната част на таблицата - лантаниди и актиниди ), след това девет d-елемента и, както винаги, периодите завършват с шест p-елемента.
Вертикално таблицата е разделена на 8 групи, всяка група - на основна и второстепенна подгрупи. В основните подгрупи са s- и p-елементи, във вторичните - d-елементи. Основната подгрупа е лесна за определяне - съдържа елементи от 1-3 периода. Строго под тях са останалите елементи от основната подгрупа. Елементите на вторичната подгрупа са разположени отстрани (отляво или отдясно).
Валентност на атомите
В класическия възглед валентността се определя от броя на несдвоените електрони в основното или възбудено състояние на атомите. Основно състояние- електронно състояние на атом, при което енергията му е минимална. възбудено състояние- електронното състояние на атома, съответстващо на прехода на един или повече електрони от орбитала с по-ниска енергия към свободна орбитала с по-висока енергия. За s- и p-елементи преходът на електрони е възможен само във външния електронен слой. За d-елементите са възможни преходи в рамките на d-поднивото на пред-външния слой и s- и p-поднивата на външния слой. За f-елементите са възможни преходи в рамките на (n-2)f-, (n-1)d-, ns- и np-поднива, където n е броят на външния електронен слой. Валентни електронинаречени електрони, които определят валентността на атома в неговото основно или възбудено състояние. Валентен електронен слой- слоят, върху който са разположени валентните електрони.
Опишете с помощта на квантови числа електроните на външния слой на серния атом и валентните електрони на желязото (основно състояние). Посочете възможните валентности и степени на окисление на атомите на тези елементи.
едно). Серен атом.
Сярата има пореден номер 16. Тя е в трети период, шеста група, основна подгрупа. Следователно това е p-елемент, външният електронен слой е третият и той е валентност. Има шест електрона. Електронната структура на валентния слой има формата
За всички електрони n=3, тъй като те са разположени на третия слой. Нека ги разгледаме по ред:
n=3, L=0 (електронът се намира в s-орбитала), m l =0 (за s-орбитала е възможна само такава стойност на магнитното квантово число), m s =+1/2 ( въртенето около собствената си ос се извършва по посока на часовниковата стрелка);
n=3, L=0, m l =0 (тези три квантови числа са същите като тези на първия електрон, тъй като и двата електрона са в една и съща орбитала), m s = -1/2 (само тук се появява разликата, изисква се от принципа на Паули);
n=3, L=1 (това е p-електрон), m l \u003d +1 (от три възможни стойности m l = 1, 0 за първата p-орбитала, ние избираме максимума, това е p x-орбитала), m s \u003d +1 / 2;
n=3, L=1, m l = +1, m s =-1/2;
n=3, L=1, m l \u003d 0 (това е r y-орбитала), m s \u003d +1/2;
n=3, L=1, m l = -1 (това е p z-орбитала), m s \u003d +1/2.
Помислете за валентностите и степените на окисление на сярата. Върху валентния слой в основното състояние на атома има две електронни двойки, два несдвоени електрона и пет свободни орбитали. Следователно валентността на сярата в това състояние е II. Сярата е неметал. Преди завършването на слоя му липсват два електрона, следователно в съединения с атоми на по-малко електроотрицателни елементи, например с метали, може да прояви минимално ниво на окисление от -2. Разпадането на електронните двойки е възможно, тъй като на този слой има свободни орбитали. Следователно, в първото възбудено състояние (S*)
В съединения с атоми на по-електроотрицателни елементи, като кислород, всичките шест валентни електрона могат да бъдат изместени от серните атоми, така че максималното му окислително състояние е +6.
2). Желязо.
Поредният номер на желязото е 26. Намира се в четвърти период, в осма група, странична подгрупа. Това е d-елемент, шестият от поредица d-елементи от четвъртия период. Валентните електрони на желязото (осем) са разположени на 3d-подниво (шест, в съответствие с позицията в реда от d-елементи) и на 4s-подниво (две):
Нека ги разгледаме по ред:
n=3, L=2, m l = +2, m s = +1/2;
n=3, L=2, m l = +2, m s = -1/2;
n=3, L=2, m l = +1, m s = +1/2;
n=3, L=2, m l = 0, m s = +1/2;
n=3, L=2, m l = -1, m s = +1/2;
n=3, L=2, m l = -2, m s = +1/2;
n=4, L=0, m l = 0, m s = +1/2;
n=4, L=0, m l = 0, m s = -1/2.
Валентност
Във външния слой няма несдвоени електрони, следователно минималната валентност на желязото (II) се появява във възбуденото състояние на атома:
След като се използват електроните на външния слой, 4 несдвоени електрона от 3d подниво могат да участват в образуването на химични връзки. Следователно максималната валентност на желязото е VI.
Окислително състояние
Желязото е метал, следователно се характеризира с положителни степени на окисление от +2 (участват електрони на 4s-подниво) до +6 (включени са 4s- и всички несдвоени 3d-електрони).
Местоположението на електроните върху енергийните обвивки или нива се записва с помощта на електронни формули на химични елементи. Електронните формули или конфигурации помагат да се представи структурата на атома на елемент.
Структурата на атома
Атомите на всички елементи се състоят от положително заредено ядро и отрицателно заредени електрони, които са разположени около ядрото.
Електроните са на различни енергийни нива. Колкото по-далеч е един електрон от ядрото, толкова повече енергия има той. Размерът на енергийното ниво се определя от размера на атомната орбита или орбиталния облак. Това е пространството, в което се движи електронът.
Ориз. 1. Общата структура на атома.
Орбиталите могат да имат различни геометрични конфигурации:
- s-орбитали- сферична;
- p-, d и f-орбитали- с форма на дъмбел, лежащи в различни равнини.
На първото енергийно ниво на всеки атом винаги има s-орбитала с два електрона (изключение е водородът). Започвайки от второ ниво, s- и p-орбиталите са на едно и също ниво.
Ориз. 2. s-, p-, d и f-орбитали.
Орбиталите съществуват независимо от местоположението на електроните върху тях и могат да бъдат запълнени или празни.
Въвеждане на формула
Електронните конфигурации на атомите на химичните елементи се записват съгласно следните принципи:
- всяко енергийно ниво съответства на сериен номер, обозначен с арабска цифра;
- числото е последвано от буква, обозначаваща орбитала;
- над буквата е изписан горен индекс, съответстващ на броя на електроните в орбиталата.
Примери за запис:
Трябва да активирате JavaScript, за да стартирате това приложение. Електронна конфигурация на атоме формула, показваща подреждането на електроните в атома по нива и поднива. След като проучите статията, ще разберете къде и как се намират електроните, ще се запознаете с квантовите числа и ще можете да изградите електронната конфигурация на атом по неговия номер, в края на статията има таблица с елементи.
Защо да изучаваме електронната конфигурация на елементите?
Атомите са като конструктор: има определен брой части, те се различават една от друга, но две части от един и същи тип са абсолютно еднакви. Но този конструктор е много по-интересен от пластмасовия и ето защо. Конфигурацията се променя в зависимост от това кой е наблизо. Например кислород до водород може бипревръщат се във вода, до натрия в газ, а до желязото напълно го превръща в ръжда. За да се отговори на въпроса защо това се случва и да се предскаже поведението на един атом до друг, е необходимо да се проучи електронната конфигурация, която ще бъде разгледана по-долу.
Колко електрона има в един атом?
Атомът се състои от ядро и електрони, които се въртят около него, ядрото се състои от протони и неутрони. В неутрално състояние всеки атом има същия брой електрони като броя на протоните в неговото ядро. Броят на протоните е посочен от серийния номер на елемента, например сярата има 16 протона - 16-ти елемент от периодичната система. Златото има 79 протона - 79-ият елемент от периодичната таблица. Съответно има 16 електрона в сярата в неутрално състояние и 79 електрона в златото.
Къде да търся електрон?
Наблюдавайки поведението на електрона, бяха получени определени модели, те се описват с квантови числа, има общо четири от тях:
- Главно квантово число
- Орбитално квантово число
- Магнитно квантово число
- Спиново квантово число
Орбитална
Освен това, вместо думата орбита, ще използваме термина "орбитала", орбиталата е вълновата функция на електрона, грубо - това е областта, в която електронът прекарва 90% от времето.
N - ниво
L - черупка
M l - орбитално число
M s - първият или вторият електрон в орбиталата
Орбитално квантово число l
В резултат на изследването на електронния облак беше установено, че в зависимост от нивото на енергия, облакът приема четири основни форми: топка, дъмбели и другите две, по-сложни. Във възходящ ред на енергията тези форми се наричат s-, p-, d- и f-обвивки. Всяка от тези черупки може да има 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбитали. Орбиталното квантово число е обвивката, върху която са разположени орбиталите. Орбиталното квантово число за s, p, d и f орбитали, съответно, приема стойностите 0,1,2 или 3.
На s-обвивката една орбитала (L=0) - два електрона
На р-обвивката (L=1) има три орбитали - шест електрона
На d-обвивката (L=2) има пет орбитали - десет електрона
На f-обвивката има седем орбитали (L=3) - четиринадесет електрона
Магнитно квантово число m l
На p-обвивката има три орбитали, те са обозначени с числа от -L до +L, тоест за p-обвивката (L=1) има орбитали "-1", "0" и "1" . Магнитното квантово число се обозначава с буквата m l .
Вътре в обвивката е по-лесно електроните да бъдат разположени в различни орбитали, така че първите електрони запълват по един за всяка орбитала, а след това нейната двойка се добавя към всяка.
Помислете за d-shell:
d-обвивката съответства на стойността L=2, тоест пет орбитали (-2,-1,0,1 и 2), първите пет електрона запълват обвивката, като приемат стойностите M l =-2, M l =-1, M l =0, M l =1, M l =2.
Спиново квантово число m s
Спинът е посоката на въртене на електрона около неговата ос, има две посоки, така че спиновото квантово число има две стойности: +1/2 и -1/2. Само два електрона с противоположни спинове могат да бъдат на едно и също енергийно подниво. Спиновото квантово число се обозначава m s
Главно квантово число n
Основното квантово число е енергийното ниво, в момента са известни седем енергийни нива, всяко се обозначава с арабска цифра: 1,2,3,...7. Броят на черупките на всяко ниво е равен на номера на нивото: има една черупка на първото ниво, две на второто и т.н.
Електронно число
И така, всеки електрон може да бъде описан с четири квантови числа, комбинацията от тези числа е уникална за всяка позиция на електрона, нека вземем първия електрон, най-ниското енергийно ниво е N=1, една обвивка е разположена на първото ниво, първата обвивка на всяко ниво има формата на топка (s -shell), т.е. L=0, магнитното квантово число може да приеме само една стойност, M l =0 и спинът ще бъде равен на +1/2. Ако вземем петия електрон (в какъвто и атом да е), тогава основните квантови числа за него ще бъдат: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.
Тъй като ядрата на реагиращите атоми остават непроменени по време на химични реакции (с изключение на радиоактивните трансформации), химичните свойства на атомите зависят от структурата на техните електронни обвивки. теория електронната структура на атомана базата на апарата на квантовата механика. По този начин структурата на енергийните нива на атома може да бъде получена въз основа на квантовомеханични изчисления на вероятностите за намиране на електрони в пространството около атомното ядро ( ориз. 4.5).
Ориз. 4.5. Схема за разделяне на енергийните нива на поднива
Основите на теорията за електронната структура на атома се свеждат до следните положения: състоянието на всеки електрон в атома се характеризира с четири квантови числа: основното квантово число n = 1, 2, 3,; орбитален (азимутален) l=0,1,2, n–1; магнитен м л = –l, –1,0,1, л; въртене м с = -1/2, 1/2 .
Според Принципът на Паули, в един и същ атом не може да има два електрона, които да имат същия набор от четири квантови числа n,l,m л , m с; набори от електрони със същите основни квантови числа n образуват електронни слоеве или енергийни нива на атом, номерирани от ядрото и обозначени като K, L, M, N, O, P, Q, при това в енергийния слой с дадена стойност нможе да бъде не повече от 2n 2 електрони. Набори от електрони със същите квантови числа ни л, образуват поднива, обозначени като се отдалечават от ядрото като s, p, d, f.
Вероятното откритие на позицията на електрона в пространството около атомното ядро съответства на принципа на неопределеността на Хайзенберг. Според квантовомеханичните концепции, електронът в атома няма специфична траектория на движение и може да бъде разположен във всяка част от пространството около ядрото, а различните му позиции се разглеждат като електронен облак с определена отрицателна плътност на заряда. Пространството около ядрото, в което най-вероятно ще бъде намерен електронът, се нарича орбитална. Съдържа около 90% от електронния облак. Всяко подниво 1s, 2s, 2pи т.н. съответства на определен брой орбитали с определена форма. Например, 1s- и 2s-Орбиталите са сферични и 2стр-орбитали ( 2стр х , 2 стр г , 2 стр z-орбитали) са ориентирани във взаимно перпендикулярни посоки и имат формата на дъмбел ( ориз. 4.6).
Ориз. 4.6. Форма и ориентация на електронните орбитали.
По време на химични реакции атомното ядро не претърпява промени, променят се само електронните обвивки на атомите, чиято структура обяснява много свойства на химичните елементи. Въз основа на теорията за електронната структура на атома е установен дълбокият физически смисъл на периодичния закон на Менделеев за химичните елементи и е създадена теорията за химическото свързване.
Теоретичната обосновка на периодичната система от химични елементи включва данни за структурата на атома, потвърждаващи съществуването на връзка между периодичността на промените в свойствата на химичните елементи и периодичното повторение на подобни видове електронни конфигурации на техните атоми.
В светлината на учението за структурата на атома, разделянето на Менделеев на всички елементи на седем периода става оправдано: броят на периода съответства на броя на енергийните нива на атомите, изпълнени с електрони. В кратки периоди, с увеличаване на положителния заряд на ядрата на атомите, броят на електроните във външното ниво нараства (от 1 до 2 през първия период и от 1 до 8 във втория и третия период), което обяснява промяната в свойствата на елементите: в началото на периода (с изключение на първия) има алкален метал, след това има постепенно отслабване на металните свойства и увеличаване на неметалните. Тази закономерност може да се проследи за елементите от втория период в таблица 4.2.
Таблица 4.2.
В големи периоди, с увеличаване на заряда на ядрата, запълването на нивата с електрони е по-трудно, което обяснява по-сложната промяна в свойствата на елементите в сравнение с елементите с малки периоди.
Същата природа на свойствата на химичните елементи в подгрупи се обяснява с подобна структура на външното енергийно ниво, както е показано в раздел. 4.3илюстрираща последователността на запълване с електрон на енергийните нива за подгрупи алкални метали.
Таблица 4.3.
Номерът на групата, като правило, показва броя на електроните в атома, които могат да участват в образуването на химични връзки. Това е физическото значение на номера на групата. На четири места в периодичната таблица елементите не са във възходящ ред на атомните маси: Ари К,coи Ni,Tди аз,Thи Па. Тези отклонения се считат за недостатъци на периодичната таблица на химичните елементи. Учението за структурата на атома обяснява тези отклонения. Експерименталното определяне на ядрените заряди показа, че разположението на тези елементи съответства на увеличаване на зарядите на техните ядра. Освен това експерименталното определяне на зарядите на атомните ядра позволи да се определи броят на елементите между водорода и урана, както и броят на лантанидите. Сега всички места в периодичната система се попълват в интервала от Z=1преди Z=114, обаче периодичната таблица не е пълна, е възможно откриването на нови трансуранови елементи.
електрони
Концепцията за атом възниква в древния свят за обозначаване на частиците на материята. На гръцки атом означава "неделим".
Ирландският физик Стоуни, въз основа на експерименти, стига до заключението, че електричеството се пренася от най-малките частици, които съществуват в атомите на всички химични елементи. През 1891 г. Стоуни предлага да наречем тези частици електрони, което на гръцки означава "кехлибар". Няколко години след като електронът получи името си, английският физик Джоузеф Томсън и френският физик Жан Перин доказаха, че електроните носят отрицателен заряд. Това е най-малкият отрицателен заряд, който в химията се приема за единица (-1). Томсън дори успява да определи скоростта на електрона (скоростта на електрона в орбита е обратно пропорционална на числото на орбитата n. Радиусите на орбитите растат пропорционално на квадрата на броя на орбитата. В първата орбита на водорода атом (n=1; Z=1), скоростта е ≈ 2,2 106 m/s, тоест около сто пъти по-малка от скоростта на светлината c=3 108 m/s.) и масата на електрона ( тя е почти 2000 пъти по-малка от масата на водороден атом).
Състоянието на електроните в атома
Състоянието на електрон в атом е набор от информация за енергията на даден електрон и пространството, в което се намира. Електронът в атома няма траектория на движение, т.е. може да се говори само за вероятността да го намерим в пространството около ядрото.
Той може да бъде разположен във всяка част от това пространство около ядрото, като съвкупността от различните му позиции се разглежда като електронен облак с определена отрицателна плътност на заряда. Образно това може да се представи по следния начин: ако беше възможно да се снима позицията на електрона в атома в стотни или милионни от секундата, както при фотофиниш, тогава електронът в такива снимки би бил представен като точки. Наслояването на безброй такива снимки би довело до картина на електронен облак с най-висока плътност, където ще има повечето от тези точки.
Пространството около атомното ядро, в което най-вероятно ще бъде открит електронът, се нарича орбитала. Съдържа приблизително 90% е-облак, а това означава, че около 90% от времето електронът е в тази част на пространството. Отличава се по форма 4 известни в момента типа орбитали, които се означават с латински букви s, p, d и f. На фигурата е показано графично представяне на някои форми на електронни орбитали.
Най-важната характеристика на движението на електрон по определена орбита е енергията на връзката му с ядрото. Електроните с подобни енергийни стойности образуват един електронен слой или енергийно ниво. Енергийните нива се номерират, започвайки от ядрото - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.
Едно цяло число n, обозначаващо номера на енергийното ниво, се нарича главно квантово число. Той характеризира енергията на електроните, заемащи дадено енергийно ниво. Електроните от първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, имат най-ниска енергия.В сравнение с електроните от първото ниво, електроните на следващите нива ще се характеризират с голямо количество енергия. Следователно електроните на външното ниво са най-слабо свързани с ядрото на атома.
Най-големият брой електрони в енергийното ниво се определя по формулата:
N = 2n2,
където N е максималният брой електрони; n е номерът на нивото или основното квантово число. Следователно първото енергийно ниво, което е най-близо до ядрото, може да съдържа не повече от два електрона; на втория - не повече от 8; на третия - не повече от 18; на четвърти - не повече от 32.
Започвайки от второто енергийно ниво (n = 2), всяко едно от нивата се разделя на поднива (подслоеве), които се различават малко помежду си по енергията на свързване с ядрото. Броят на поднивата е равен на стойността на основното квантово число: първото енергийно ниво има едно подниво; вторият - две; трети - три; четвърто - четири поднива. Поднивата от своя страна се формират от орбитали. Всяка стойностn съответства на броя на орбиталите, равен на n.
Обичайно е поднивата да се обозначават с латински букви, както и формата на орбиталите, от които се състоят: s, p, d, f.
Протони и неутрони
Атом на всеки химичен елемент е сравним с малка слънчева система. Следователно такъв модел на атома, предложен от Е. Ръдърфорд, се нарича планетарен.
Атомното ядро, в което е концентрирана цялата маса на атома, се състои от частици от два вида - протони и неутрони.
Протоните имат заряд, равен на заряда на електроните, но противоположен по знак (+1), и маса, равна на масата на водороден атом (в химията се приема като единица). Неутроните не носят заряд, те са неутрални и имат маса, равна на тази на протона.
Протоните и неутроните се наричат общо нуклони (от латинското nucleus - ядро). Сборът от броя на протоните и неутроните в атома се нарича масово число. Например, масовото число на алуминиев атом:
13 + 14 = 27
брой протони 13, брой неутрони 14, масово число 27
Тъй като масата на електрона, която е незначителна, може да бъде пренебрегната, очевидно е, че цялата маса на атома е концентрирана в ядрото. Електроните представляват e-.
Защото атомът електрически неутрален, също така е очевидно, че броят на протоните и електроните в един атом е еднакъв. Той е равен на серийния номер на химичния елемент, приписан му в Периодичната система. Масата на атома се състои от масата на протоните и неутроните. Познавайки серийния номер на елемента (Z), т.е. броя на протоните и масовото число (A), равно на сумата от броя на протоните и неутроните, можете да намерите броя на неутроните (N), като използвате формула:
N=A-Z
Например, броят на неутроните в един железен атом е:
56 — 26 = 30
изотопи
Наричат се разновидности на атоми на един и същи елемент, които имат същия ядрен заряд, но различни масови числа изотопи. Химическите елементи, открити в природата, са смес от изотопи. И така, въглеродът има три изотопа с маса 12, 13, 14; кислород - три изотопа с маса 16, 17, 18 и т.н. Обикновено се дава в Периодичната система, относителната атомна маса на химичен елемент е средната стойност на атомните маси на естествена смес от изотопи на даден елемент, като се вземе предвид тяхното относително изобилие в природата. Химичните свойства на изотопите на повечето химични елементи са абсолютно еднакви. Въпреки това, водородните изотопи се различават значително по свойства поради драматичното кратно увеличение на тяхната относителна атомна маса; дори са им дадени индивидуални имена и химически символи.
Елементи от първия период
Схема на електронната структура на водородния атом:
Схемите на електронната структура на атомите показват разпределението на електроните върху електронните слоеве (енергийни нива).
Графичната електронна формула на водородния атом (показва разпределението на електроните по енергийни нива и поднива):
Графичните електронни формули на атомите показват разпределението на електроните не само в нива и поднива, но и в орбити.
В хелиевия атом първият електронен слой е завършен - той има 2 електрона. Водородът и хелият са s-елементи; за тези атоми s-орбитала е изпълнена с електрони.
Всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен, а електроните запълват s- и p-орбиталите на втория електронен слой в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо s, а след това p) и правилата на Pauli и Hund.
В неоновия атом вторият електронен слой е завършен - той има 8 електрона.
За атоми на елементи от третия период първият и вторият електронен слой са завършени, така че се запълва третият електронен слой, в който електроните могат да заемат 3s-, 3p- и 3d-поднива.
При магнезиевия атом е завършена 3s електронна орбитала. Na и Mg са s-елементи.
За алуминия и следващите елементи поднивото 3p е изпълнено с електрони.
Елементите от третия период имат незапълнени 3d орбитали.
Всички елементи от Al до Ar са p-елементи. s- и p-елементите образуват основните подгрупи в Периодичната система.
Елементи от четвърти - седми периоди
При атомите на калия и калция се появява четвърти електронен слой, 4s поднивото е запълнено, тъй като има по-малко енергия от 3d подниво.
K, Ca - s-елементи, включени в основните подгрупи. За атоми от Sc до Zn, 3d поднивото е изпълнено с електрони. Това са 3d елементи. Те са включени във вторичните подгрупи, имат предварително запълнен електронен слой, наричат се преходни елементи.
Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на атомите на хром и мед. При тях възниква „провал“ на един електрон от 4s- към 3d-подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените електронни конфигурации 3d 5 и 3d 10:
В атома на цинка третият електронен слой е завършен - всички 3s, 3p и 3d поднива са запълнени в него, общо има 18 електрона върху тях. В елементите след цинка, четвъртият електронен слой продължава да бъде запълнен, 4p подниво.
Елементите от Ga до Kr са p-елементи.
Външният слой (четвъртия) на атома на криптона е завършен и има 8 електрона. Но може да има само 32 електрона в четвъртия електронен слой; 4d- и 4f-поднивата на атома на криптон все още остават незапълнени.Елементите от петия период запълват поднивата в следния ред: 5s - 4d - 5p. Има и изключения, свързани с " провал» електрони, y 41 Nb, 42 Mo, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
В шестия и седмия период се появяват f-елементи, т.е. елементи, в които са запълнени съответно 4f- и 5f-поднива на третия външен електронен слой.
4f елементите се наричат лантаноиди.
5f елементите се наричат актиниди.
Редът на запълване на електронните поднива в атомите на елементите от шести период: 55 Cs и 56 Ba - 6s-елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 5d елемент; 58 Ce - 71 Lu - 4f елементи; 72 Hf - 80 Hg - 5d елементи; 81 T1 - 86 Rn - 6d елементи. Но дори и тук има елементи, при които редът на запълване на електронните орбитали е „нарушен“, което например е свързано с по-голяма енергийна стабилност на половината и напълно запълнени f-поднива, т.е. nf 7 и nf 14. В зависимост от това кое подниво на атома е запълнено с електрони последно, всички елементи са разделени на четири електронни семейства или блокове:
- s-елементи. S-поднивото на външното ниво на атома е изпълнено с електрони; s-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи от групи I и II.
- р-елементи. p-поднивото на външното ниво на атома е изпълнено с електрони; р-елементите включват елементи от основните подгрупи от III-VIII групи.
- d-елементи. d-поднивото на предвъншното ниво на атома е изпълнено с електрони; d-елементите включват елементи от вторични подгрупи от групи I-VIII, т.е. елементи от интеркаларни декади на големи периоди, разположени между s- и p-елементи. Те също се наричат преходни елементи.
- f-елементи. f-поднивото на третото външно ниво на атома е изпълнено с електрони; те включват лантаноидите и антиноидите.
Швейцарският физик В. Паули през 1925 г. установява, че в един атом в една орбитала не може да има повече от два електрона с противоположни (антипаралелни) завъртания (в превод от английски - „вретено“), т.е. притежаващи такива свойства, които могат условно да си представим като въртенето на електрона около неговата въображаема ос: по посока на часовниковата стрелка или обратно на часовниковата стрелка.
Този принцип се нарича Принципът на Паули. Ако в орбиталата има един електрон, тогава той се нарича несдвоен, ако има два, тогава това са сдвоени електрони, тоест електрони с противоположни завъртания. Фигурата показва диаграма на разделянето на енергийните нива на поднива и реда, в който те са запълнени.
Много често структурата на електронните обвивки на атомите се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки - те записват така наречените графични електронни формули. За този запис се използва следната нотация: всяка квантова клетка се означава с клетка, която съответства на една орбитала; всеки електрон е обозначен със стрелка, съответстваща на посоката на въртене. Когато пишете графична електронна формула, трябва да запомните две правила: Принципът на Паули и правилото на Ф. Хунд, според който електроните заемат свободни клетки първо една по една и в същото време имат една и съща спин стойност и едва след това се сдвояват, но завъртанията, според принципа на Паули, вече ще бъдат противоположно насочени.
Правилото на Хунд и принципа на Паули
Правилото на Хунд- правилото на квантовата химия, което определя реда на запълване на орбиталите на определен подслой и се формулира по следния начин: общата стойност на спиновия квантов брой на електроните на този подслой трябва да бъде максимална. Формулиран от Фридрих Хунд през 1925 г.
Това означава, че във всяка от орбиталите на подслоя първо се запълва един електрон и едва след изчерпване на незапълнените орбитали към тази орбитала се добавя втори електрон. В този случай на една и съща орбитала има два електрона с полуцели завъртания от противоположен знак, които се сдвояват (образуват двуелектронен облак) и в резултат на това общият спин на орбитала става равен на нула.
Друга формулировка: По-долу в енергия се намира атомният член, за който са изпълнени две условия.
- Множеството е максимално
- Когато кратностите съвпадат, общият орбитален импулс L е максимален.
Нека анализираме това правило, използвайки примера за запълване на орбиталите на p-поднивото стр- елементи от втория период (тоест от бор до неон (на диаграмата по-долу хоризонталните линии показват орбитали, вертикалните стрелки показват електрони, а посоката на стрелката показва ориентацията на спина).
Правилото на Клечковски
Правилото на Клечковски -тъй като общият брой електрони в атомите нараства (с увеличаване на зарядите на техните ядра или поредния номер на химичните елементи), атомните орбитали се заселват по такъв начин, че появата на електрони в орбитали с по-висока енергия зависи само от главното квантово число n и не зависи от всички останали квантови числа, включително тези от l. Физически това означава, че в водородоподобен атом (при липса на междуелектронно отблъскване) орбиталната енергия на електрона се определя само от пространствената отдалеченост на плътността на заряда на електрона от ядрото и не зависи от характеристиките на неговото движение в полето на ядрото.
Емпиричното правило на Клечковски и последователността от последователности от донякъде противоречива реална енергийна последователност от атомни орбитали, произтичащи от него, само в два случая от един и същи тип: за атоми Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au, има „провал“ на електрон със s - подниво на външния слой до d-подниво на предишния слой, което води до енергийно по-стабилно състояние на атома, а именно: след запълване на орбитала 6 с две електрони с
