s -Элементами называются элементы, в атомах которых последний электрон поступает на s-подуровень. Аналогично определяются p -элементы, d -элементы и f -элементы.
Начало каждого периода соответствует открытию нового электронного слоя. Номер периода равен номеру открываемого электронного слоя. Каждый период, кроме первого, заканчивается заполнением р-подуровня слоя, открытого в начале этого периода. В первом периоде содержатся только s-элементы (два). В четвертом и пятом периодах между s-(два) и р-элементами (шесть) расположены d-элементы (десять). В шестом и седьмом за парой s-элементов расположен (в нарушение правил Клечковского) один d-элемент, затем четырнадцать f-элементов (они помещены отдельными строками в нижней части таблицы - лантаноиды и актиноиды), затем девять d-элементов и, как всегда, периоды заканчиваются шестью р-элементами.
По вертикали таблица делится на 8 групп, каждая группа - на главную и побочную подгруппы. В главных подгруппах находятся s- и р-элементы, в побочных - d-элементы. Главную подгруппу определить легко- в ней находятся элементы 1-3 периодов. Строго под ними расположены остальные элементы главной подгруппы. Элементы побочной подгруппы располагаются в стороне (слева или справа).
Валентность атомов
В классическом представлении валентность определяется числом неспаренных электронов в основном или возбужденном состоянии атомов. Основное состояние - электронное состояние атома, в котором его энергия минимальна. Возбужденное состояние - электронное состояние атома, соответствующее переходу одного или нескольких электронов с орбитали с меньшей энергией на свободную орбиталь с большей энергией. Для s- и р-элементов возможен переход электронов только в пределах внешнего электронного слоя. Для d-элементов возможны переходы в пределах d-подуровня предвнешнего слоя и s- и р-подуровней внешнего слоя. Для f-элементов возможны переходы в пределах (n-2)f-, (n-1)d-, ns- и np-подуровней, где n- номер внешнего электронного слоя. Валентными электронами называются электроны, определяющие валентность атома в его основном или возбужденном состоянии. Валентный электронный слой - слой, на котором расположены валентные электроны.
Описать с помощью квантовых чисел электроны внешнего слоя атома серы и валентные электроны железа (основное состояние). Указать возможные валентности и степени окисления атомов этих элементов.
1). Атом серы.
Сера имеет порядковый номер 16. Она находится в третьем периоде, шестой группе, главной подгруппе. Следовательно, это р-элемент, внешний электронный слой - третий, он и является валентным. На нем шесть электронов. Электронное строение валентного слоя имеет вид
Для всех электронов n=3, т. к. они расположены на третьем слое. Рассмотрим их по порядку:
n=3, L=0 (электрон расположен на s-орбитали), m l =0 (для s-орбитали возможно только такое значение магнитного квантового числа), m s =+1/2 (вращение вокруг собственной оси происходит по часовой стрелке);
n=3, L=0, m l =0 (эти три квантовых числа такие же, как и у первого электрона, т. к. оба электрона находятся на одной орбитали), m s = -1/2 (только здесь проявляется различие, требуемое по принципу Паули);
n=3, L=1 (это р-электрон), m l =+1 (из трех возможных значений m l = 1, 0 для первой р-орбитали выбираем максимальное, это р х -орбиталь), m s = +1/2;
n=3, L=1, m l = +1, m s =-1/2;
n=3, L=1, m l = 0 (это р у -орбиталь), m s = +1/2;
n=3, L=1, m l = -1 (это р z -орбиталь), m s = +1/2.
Рассмотрим валентности и степени окисления серы. На валентном слое в основном состоянии атома имеются две электронные пары, два неспаренных электрона и пять свободных орбиталей. Следовательно, валентность серы в этом состоянии II. Сера - неметалл. До завершения слоя ей не хватает двух электронов, поэтому в соединениях с атомами менее электроотрицательных элементов, например, с металлами, она может проявлять минимальную степень окисления -2. Распаривание электронных пар возможно, т. к. на этом слое есть свободные орбитали. Следовательно, в первом возбужденном состоянии (S *)
В соединениях с атомами более электроотрицательных элементов, например, кислородом, все шесть валентных электронов могут быть смещены от атомов серы, поэтому ее максимальная степень окисления +6.
2). Железо.
Порядковый номер железа 26. Оно расположено в четвертом периоде, в восьмой группе, побочной подгруппе. Это d-элемент, шестой в ряду d-элементов четвертого периода. Валентные электроны железа (восемь) расположены на 3d-подуровне (шесть, в соответствии с положением в ряду d-элементов) и на 4s-подуровне (два):
Рассмотрим их по порядку:
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.
Валентность
На внешнем слое нет неспаренных электронов, поэтому минимальная валентность железа (II) проявляется в возбужденном состоянии атома:
После того, как будут использованы электроны внешнего слоя, в образование химических связей могут быть задействованы 4 неспаренных электрона 3d-подуровня. Следовательно, максимальная валентность железа VI.
Степень окисления
Железо – металл, поэтому для него характерны положительные степени окисления от +2 (задействованы электроны 4s-подуровня) до +6 (задействованы 4s- и все неспаренные 3d-электроны).
Расположение электронов на энергетических оболочках или уровнях записывают с помощью электронных формул химических элементов. Электронные формулы или конфигурации помогают представить структуру атома элемента.
Строение атома
Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые располагаются вокруг ядра.
Электроны находятся на разных энергетических уровнях. Чем дальше электрон находится от ядра, тем большей энергией он обладает. Размер энергетического уровня определяется размером атомной орбитали или орбитального облака. Это пространство, в котором движется электрон.
Рис. 1. Общее строение атома.
Орбитали могут иметь разную геометрическую конфигурацию:
- s-орбитали - сферические;
- р-, d и f-орбитали - гантелеобразные, лежащие в разных плоскостях.
На первом энергетическом уровне любого атома всегда располагается s-орбиталь с двумя электронами (исключение - водород). Начиная со второго уровня, на одном уровне находятся s- и р-орбитали.
Рис. 2. s-, р-, d и f-орбитали.
Орбитали существуют вне зависимости от нахождения на них электронов и могут быть заполненными или вакантными.
Запись формулы
Электронные конфигурации атомов химических элементов записываются по следующим принципам:
- каждому энергетическому уровню соответствует порядковый номер, обозначаемый арабской цифрой;
- за номером следует буква, означающая орбиталь;
- над буквой пишется верхний индекс, соответствующий количеству электронов на орбитали.
Примеры записи:
You need to enable JavaScript to run this app.
Электронная конфигурация атома - это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов.
Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?
Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему. Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину. Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.
Сколько электронов в атоме?
Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов - 16й элемент периодической системы. Золото имеет 79 протонов - 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.
Где искать электрон?
Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются квантовыми числами, всего их четыре:
- Главное квантовое число
- Орбитальное квантовое число
- Магнитное квантовое число
- Спиновое квантовое число
Орбиталь
Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин "орбиталь", орбиталь - это волновая функция электрона, грубо - это область, в которой электрон проводит 90% времени.
N - уровень
L - оболочка
M l - номер орбитали
M s - первый или второй электрон на орбитали
Орбитальное квантовое число l
В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии, облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные. В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой. На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбиталей. Орбитальное квантовое число - это оболочка, на которой находятся орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно принимает значения 0,1,2 или 3.
На s-оболочке одна орбиталь (L=0) - два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) - шесть электронов
На d-оболочке пять орбиталей (L=2) - десять электронов
На f-оболочке семь орбиталей (L=3) - четырнадцать электронов
Магнитное квантовое число m l
На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали "-1", "0" и "1". Магнитное квантовое число обозначается буквой m l .
Внутри оболочки электронам легче располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара.
Рассмотрим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять электронов заполняют оболочку принимая значения M l =-2,M l =-1,M l =0, M l =1,M l =2.
Спиновое квантовое число m s
Спин - это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается m s
Главное квантовое число n
Главное квантовое число - это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней, каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,...7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня: на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.
Номер электрона
Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0, магнитное квантовое число может принять только одно значение, M l =0 и спин будет равен +1/2. Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.
Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменений (за исключением радиоактивных превращений), то химические свойства атомов зависят от строения их электронных оболочек. Теория электронного строения атома построена на основе аппарата квантовой механики. Так, структура энергетических уровней атома может быть получена на основе квантовомеханических расчетов вероятностей нахождения электронов в пространстве вокруг атомного ядра (рис. 4.5 ).
Рис. 4.5 . Схема подразделения энергетических уровней на подуровни
Основы теории электронного строения атома сводятся к следующим положениям: состояние каждого электрона в атоме характеризуется четырьмя квантовыми числами: главным квантовым числом n = 1, 2, 3, ; орбитальным (азимутальным)l=0,1,2, n–1 ; магнитнымm l = –l, –1,0,1, l ; спиновымm s = -1/2, 1/2 .
Согласно принципу Паули , в одном и том же атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковой совокупностью четырех квантовых чиселn, l, m l , m s ; совокупности электронов с одинаковыми главными квантовыми числами n образуют электронные слои, или энергетические уровни атома, нумеруемые от ядра и обозначаемые какK, L, M, N, O, P, Q , причем в энергетическом слое с данным значениемn могут находиться не более, чем2n 2 электронов. Совокупности электронов с одинаковыми квантовыми числамиn иl , образуют подуровни, обозначаемые по мере удаления их от ядра какs, p, d, f .
Вероятностное нахождение положения электрона в пространстве вокруг атомного ядра соответствует принципу неопределенностей Гейзенберга. По квантовомеханическим представлениям, электрон в атоме не имеет определенной траектории движения и может находиться в любой части пространства вокруг ядра, а различные его положения рассматриваются как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью . В нем заключено порядка 90% электронного облака. Каждому подуровню1s, 2s, 2p и т.д. соответствует определенное количество орбиталей определенной формы. Например,1s - и2s- орбитали имеют сферическую форму, а2p -орбитали (2p x , 2p y , 2p z -орбитали) ориентированы во взаимно перпендикулярных направлениях и имеют форму гантели (рис. 4.6 ).
Рис. 4.6 . Форма и ориентация электронных орбиталей.
При химических реакциях атомное ядро не претерпевает изменений, изменяются лишь электронные оболочки атомов, строением которых объясняются многие свойства химических элементов. На основе теории электронного строения атома был установлен глубокий физический смысл периодического закона химических элементов Менделеева и создана теория химической связи.
Теоретическое обоснование периодической системы химических элементов включает в себя данные о строении атома, подтверждающие существование связи между периодичностью изменения свойств химических элементов и периодическим повторением сходных типов электронных конфигураций их атомов.
В свете учения о строении атома становится обоснованным разделение Менделеевым всех элементов на семь периодов: номер периода соответствует числу энергетических уровней атомов, заполняемых электронами. В малых периодах с ростом положительных заряда ядер атомов возрастает число электронов на внешнем уровне (от 1 до 2 в первом периоде, и от 1 до 8 во втором и третьем периодах), что объясняет изменение свойств элементов: в начале периода (кроме первого) находится щелочной металл, затем наблюдается постепенное ослабление металлических свойств и усиление неметаллических. Эта закономерность прослеживается для элементов второго периода в таблице 4.2.
Таблица 4.2.
В больших периодах с ростом заряда ядер заполнение уровней электронами происходит сложнее, что и объясняет более сложное изменение свойств элементов по сравнению с элементами малых периодов.
Одинаковый характер свойств химических элементов в подгруппах объясняется сходным строением внешнего энергетического уровня, как это показано в табл. 4.3 , иллюстрирующей последовательность заполнения электронами энергетических уровней для подгрупп щелочных металлов.
Таблица 4.3.
Номер группы, как правило, указывает на число электронов в атоме, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом заключается физический смысл номера группы. В четырех местах периодической системы элементы расположены не в порядке возрастания атомных масс: Ar иK ,Co иNi ,T e иI ,Th иPa . Эти отступления считались недостатками периодической системы химических элементов. Учение о строении атома объяснило указанные отступления. Опытное определение зарядов ядер показало, что расположение этих элементов соответствует возрастанию зарядов их ядер. Кроме того, опытное определение зарядов ядер атомов дало возможность определить число элементов между водородом и ураном, а также число лантаноидов. Ныне все места в периодической системе заполнены в промежутке отZ=1 доZ=114 , однако периодическая система не закончена, возможно открытие новых трансурановых элементов.
Электроны
Понятие атом возникло еще в античном мире для обозначения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».
Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, сущеетвующими в атомах всех химических элементов. В 1891 г. Стони предложил эти частицы назвать электронами, что по-гречески означает «янтарь». Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу (-1). Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (скорость электрона на орбите обратно пропорциональна номеру орбиты n. Радиусы орбит растут пропорционально квадрату номера орбиты. На первой орбите атома водорода (n=1; Z=1) скорость равна ≈ 2,2·106 м/с, то есть примерно в сотню раз меньше скорости света с=3·108 м/с.) и массу электрона (она почти в 2000 раз меньше массы атома водорода).
Состояние электронов в атоме
Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона и пространстве, в котором он находится . Электрон в атоме не имеет траектории движения, т. е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра .
Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность его различных положений рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точек. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек будет больше всего.
Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью. В нем заключено приблизительно 90 % электронного облака , и это означает, что около 90 % времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают 4 известных ныне типа орбиталей , которые обозначаются латинскими буквами s, p, d и f . Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.
Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром . Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слои, или энергетический уровень. Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра, - 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7.
Целое число n, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом. Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня, электроны последующих уровней будут характеризоваться большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внешнего уровня.
Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:
N = 2n 2 ,
где N - максимальное число электронов; n - номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно, на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором - не более 8; на третьем - не более 18; на четвертом - не более 32.
Начиная со второго энергетического уровня (n = 2) каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один подуровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре подуровня . Подуровни в свою очередь образованы орбиталями. Каждому значению n соответствует число орбиталей, равное n.
Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: s, p, d, f.
Протоны и нейтроны
Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Э. Резерфордом, называют планетарной .
Атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов .
Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку (+1), и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона.
Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро). Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:
13 + 14 = 27
число протонов 13, число нейтронов 14, массовое число 27
Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают e — .
Поскольку атом электронейтрален , то также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента, присвоенному ему в Периодической системе. Масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента (Z), т. е. число протонов, и массовое число (А), равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов (N) по формуле:
N = A — Z
Например, число нейтронов в атоме железа равно:
56 — 26 = 30
Изотопы
Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами . Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой 12, 13, 14; кислород - три изотопа с массой 16, 17, 18 и т. д. Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе. Химические свойства изотопов большинства химических элементов совершенно одинаковы. Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки.
Элементы первого периода
Схема электронного строения атома водорода:
Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).
Графическая электронная формула атома водорода (показывает распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням):
Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, но и по орбиталям.
В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем 2 электрона. Водород и гелий - s-элементы; у этих атомов заполняется электронами s-орбиталь.
У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен , и электроны заполняют s- и р-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала s, а затем р) и правилами Паули и Хунда.
В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем 8 электронов.
У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d- подуровни.
У атома магния достраивается 3s- электронная орбиталь. Na и Mg - s-элементы.
У алюминия и последующих элементов заполняется электронами 3р-подуровень.
У элементов третьего периода остаются незаполненными 3d-орбитали.
Все элементы от Al до Ar - р-элементы. s- и р-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.
Элементы четвертого — седьмого периодов
У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется 4s-подуровень, т. к. он имеет меньшую энергию, чем 3d-подуровень.
К, Са - s-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от Sc до Zn заполняется электронами 3d-подуровень. Это 3d-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.
Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d 5 и 3d 10:
В атоме цинка третий электронный слой завершен - в нем заполнены все подуровни 3s, 3р и 3d, всего на них 18 электронов. У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, 4р-подуровень.
Элементы от Ga до Кr - р-элементы.
У атома криптона внешний слой (четвертый) завершен, имеет 8 электронов. Но всего в четвертом электронном слое может быть 32 электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными 4d- и 4f-подуровни.У элементов пятого периода идет заполнение по-дуровней в следующем порядке: 5s — 4d — 5р. И так-же встречаются исключения, связанные с «провалом » электронов, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
В шестом и седьмом периодах появляются f-элементы, т. е. элементы, у которых идет заполнение соответственно 4f- и 5f-подуровней третьего снаружи электронного слоя.
4f-элементы называют лантаноидами.
5f-элементы называют актиноидами.
Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: 55 Cs и 56 Ва - 6s-элементы; 57 La … 6s 2 5d x - 5d-элемент; 58 Се - 71 Lu - 4f-элементы; 72 Hf — 80 Hg - 5d-элементы; 81 Т1 — 86 Rn - 6d-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых «нарушается» порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных f-подуровней, т. е. nf 7 и nf 14 . В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы делят на четыре электронных семейства, или блока:
- s-элементы . Электронами заполняется s-подуровень внешнего уровня атома; к s-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп.
- p-элементы . Электронами заполняется р-подуровень внешнего уровня атома; к р-элементам относятся элементы главных подгрупп III- VIII групп.
- d-элементы . Электронами заполняется d-подуровень предвнешнего уровня атома; к d-элементам относятся элементы побочных подгрупп I-VIII групп, т. е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между s- и р-элементами. Их также называют переходными элементами.
- f-элементы . Электронами заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и антиноиды.
Швейцарский физик В. Паули в 1925 г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов, имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - «веретено»), т. е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси: по часовой или против часовой стрелки.
Этот принцип носит название принципа Паули . Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным, если два, то это спаренные электроны, т. е. электроны с противоположными спинами. На рисунке показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни и очередность их заполнения.
Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы. Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины, при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.
Правило Хунда и принцип Паули
Правило Хунда - правило квантовой химии, определяющее порядок заполнения орбиталей определённого подслоя и формулируется следующим образом: суммарное значение спинового квантового числа электронов данного подслоя должно быть максимальным. Сформулировано Фридрихом Хундом в 1925 году.
Это означает, что в каждой из орбиталей подслоя заполняется сначала один электрон, а только после исчерпания незаполненных орбиталей на эту орбиталь добавляется второй электрон. При этом на одной орбитали находятся два электрона с полуцелыми спинами противоположного знака, которые спариваются (образуют двухэлектронное облако) и, в результате, суммарный спин орбитали становится равным нулю.
Другая формулировка : Ниже по энергии лежит тот атомный терм, для которого выполняются два условия.
- Мультиплетность максимальна
- При совпадении мультиплетностей суммарный орбитальный момент L максимален.
Разберём это правило на примере заполнения орбиталей p-подуровня p -элементов второго периода (то есть от бора до неона (в приведённой ниже схеме горизонтальными чёрточками обозначены орбитали, вертикальными стрелками - электроны, причём направление стрелки обозначает ориентацию спина).
Правило Клечковского
Правило Клечковского — по мере увеличения суммарного числа электронов в атомах (при возрастании зарядов их ядер, или порядковых номеров химических элементов) атомные орбитали заселяются таким образом, что появление электронов на орбитали с более высокой энергией зависит только от главного квантового числа n и не зависит от всех остальных квантовых чисел, в том числе и от l. Физически это означает, что в водородоподобном атоме (в отсутствие межэлектронного отталкивания) орбитальная энергия электрона определяется только пространственной удаленностью зарядовой плотности электрона от ядра и не зависит от особенностей его движения в поле ядра.
Эмпирическое правило Клечковского и вытекающее из него схема очерёдностей несколько противоречатреальной энергетической последовательности атомых орбиталей только в двух однотипных случаях: у атомов Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au имеет место “провал” электрона с s-подуровня внешнего слояна d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома, аименно: после заполнения двумя электронами орбитали 6s
