s-Елементаминазиваються елементи, в атомах яких останній електрон надходить на s-підрівень. Аналогічно визначаються p-Елементи,d-Елементи таf-Елементи.
Початок кожного періоду відповідає відкриттю нового електронного шару. Номер періоду дорівнює номеру електронного шару, що відкривається. Кожен період, крім першого, закінчується заповненням р-підрівня шару, відкритого на початку цього періоду. У першому періоді містяться лише sелементи (два). У четвертому та п'ятому періодах між s-(два) та р-елементами (шість) розташовані d-елементи (десять). У шостому та сьомому за парою s-елементів розташований (порушуючи правила Клечковського) один d-елемент, потім чотирнадцять f-елементів (вони поміщені окремими рядками в нижній частині таблиці – лантаноїди та актиноїди), потім дев'ять d-елементів і, як завжди , Періоди закінчуються шістьма р-елементами.
По вертикалі таблиця ділиться на 8 груп, кожна група - на головну та побічну підгрупи. У головних підгрупах знаходяться s-і р-елементи, у побічних - d-елементи. Головну підгрупу визначити легко – у ній знаходяться елементи 1-3 періодів. Суворо під ними розташовані інші елементи головної підгрупи. Елементи побічної підгрупи розташовуються осторонь (ліворуч чи праворуч).
Валентність атомів
У класичному поданні валентність визначається числом неспарених електронів в основному або збудженому стані атомів. Основний стан- Електронний стан атома, в якому його енергія мінімальна. Збуджений стан- електронний стан атома, що відповідає переходу одного або декількох електронів з орбіталі з меншою енергією на вільну орбіталь з більшою енергією. Для s- та р-елементів можливий перехід електронів тільки в межах зовнішнього електронного шару. Для d-елементів можливі переходи в межах d-підрівня переднього шару і s- і р-підрівнів зовнішнього шару. Для f-елементів можливі переходи в межах (n-2)f-, (n-1)d-, ns- та np-підрівнів, де n- номер зовнішнього електронного шару. Валентними електронаминазиваються електрони, що визначають валентність атома в його основному або збудженому стані. Валентний електронний шар- Шар, на якому розташовані валентні електрони.
Описати за допомогою квантових чисел електрони зовнішнього шару атома сірки та валентні електрони заліза (основний стан). Вказати можливі валентності та ступеня окислення атомів цих елементів.
1). Атом сірки.
Сірка має порядковий номер 16. Вона знаходиться у третьому періоді, шостій групі, головній підгрупі. Отже, це елемент, зовнішній електронний шар - третій, він і є валентним. На ньому шість електронів. Електронна будова валентного шару має вигляд
Для всіх електронів n=3, оскільки вони розташовані на третьому шарі. Розглянемо їх по порядку:
n=3, L=0 (електрон розташований на s-орбіталі), m l =0 (для s-орбіталі можливе тільки таке значення магнітного квантового числа), m s =+1/2 (обертання навколо власної осі відбувається за годинниковою стрілкою) ;
n=3, L=0, m l =0 (ці три квантові числа такі ж, як і у першого електрона, тому що обидва електрони знаходяться на одній орбіталі), m s = -1/2 (тільки тут проявляється відмінність, необхідне за принципом Паулі);
n=3, L=1 (це р-електрон), m l =+1 (з трьох можливих значень m l = 1, 0 для першої р-орбіталі вибираємо максимальне, це р х -орбіталь), m s = +1/ 2;
n=3, L=1, m l = +1, m s =-1/2;
n=3, L=1, m l = 0 (це р у -орбіталь), m s = +1/2;
n=3, L=1, m l = -1 (це р z -орбіталь), m s = +1/2.
Розглянемо валентності та ступеня окислення сірки. На валентному шарі в основному стані атома є дві електронні пари, два неспарені електрони і п'ять вільних орбіталей. Отже, валентність сірки у цьому стані II. Сірка – неметал. До завершення шару їй не вистачає двох електронів, тому в з'єднаннях з атомами менш електронегативних елементів, наприклад, з металами вона може виявляти мінімальний ступінь окислення -2. Розпарювання електронних пар можливе, тому що на цьому шарі є вільні орбіталі. Отже, у першому збудженому стані (S*)
У з'єднаннях з атомами більш електронегативних елементів, наприклад киснем, всі шість валентних електронів можуть бути зміщені від атомів сірки, тому її максимальний ступінь окислення +6.
2). Залізо.
Порядковий номер заліза 26. Воно розташоване у четвертому періоді, у восьмій групі, побічній підгрупі. Це d-елемент, шостий у ряді d-елементів четвертого періоду. Валентні електрони заліза (вісім) розташовані на 3d-підрівні (шість, відповідно до положення в ряді d-елементів) і на 4s-підрівні (два):
Розглянемо їх 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, ms = +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.
Валентність
На зовнішньому шарі немає неспарених електронів, тому мінімальна валентність заліза (II) проявляється у збудженому стані атома:
Після того, як будуть використані електрони зовнішнього шару, в утворення хімічних зв'язків можуть бути задіяні 4 неспарені електрони 3d-підрівня. Отже, максимальна валентність заліза VI.
Ступінь окислення
Залізо - метал, тому для нього характерні позитивні ступені окислення від +2 (задіяні електрони 4s-підрівня) до +6 (задіяні 4s-і всі неспарені 3d-електрони).
Розташування електронів на енергетичних оболонках чи рівнях записують електронними формулами хімічних елементів. Електронні формули чи конфігурації допомагають уявити структуру атома елемента.
Будова атома
Атоми всіх елементів складаються з позитивно зарядженого ядра та негативно заряджених електронів, що розташовуються навколо ядра.
Електрони є на різних енергетичних рівнях. Чим далі електрон знаходиться від ядра, тим більшою енергією він має. Розмір енергетичного рівня визначається розміром атомної орбіталі або орбітальної хмари. Це простір, у якому рухається електрон.
Рис. 1. Загальна будова атома.
Орбіталі можуть мати різну геометричну конфігурацію:
- s-орбіталі- сферичні;
- р-, d і f-орбіталі- гантелеподібні, що лежать у різних площинах.
На першому енергетичному рівні будь-якого атома завжди розташовується s-орбіталь із двома електронами (виняток - водень). Починаючи з другого рівня, на одному рівні знаходяться s- та р-орбіталі.
Рис. 2. s-, р-, d та f-орбіталі.
Орбіталі існують незалежно від знаходження ними електронів і може бути заповненими чи вакантними.
Запис формули
Електронні конфігурації атомів хімічних елементів записуються за такими принципами:
- кожному енергетичному рівню відповідає порядковий номер, що позначається арабською цифрою;
- за номером слідує буква, що означає орбіталь;
- над літерою пишеться верхній індекс, який відповідає кількості електронів на орбіталі.
Приклади запису:
Ви хочете, щоб JavaScript перейти до цього app. Електронна конфігурація атома- це формула, що показує розташування електронів в атомі за рівнями та підрівнями. Після вивчення статті Ви дізнаєтеся, де і як розташовуються електрони, познайомитеся з квантовими числами та зможете побудувати електронну конфігурацію атома за його номером, наприкінці статті наведено таблицю елементів.
Навіщо вивчати електронну конфігурацію елементів?
Атоми як конструктор: є певна кількість деталей, вони відрізняються одна від одної, але дві деталі одного типу абсолютно однакові. Але цей конструктор набагато цікавіший, ніж пластмасовий і ось чому. Конфігурація змінюється в залежності від того, хто є поряд. Наприклад, кисень поруч із воднем можеперетворитися на воду, поруч із натрієм на газ, а перебуваючи поруч із залізом зовсім перетворює їх у іржу. Що б відповісти на питання чому так відбувається і передбачити поведінку атома поряд з іншим, необхідно вивчити електронну конфігурацію, про що й йтиметься нижче.
Скільки електронів у атомі?
Атом складається з ядра і електронів, що обертаються навколо нього, ядро складається з протонів і нейтронів. У нейтральному стані у кожного атома кількість електронів дорівнює кількості протонів у його ядрі. Кількість протонів позначили порядковим номером елемента, наприклад сірка, має 16 протонів - 16й елемент періодичної системи. Золото має 79 протонів - 79-й елемент таблиці Менделєєва. Відповідно, у сірці у нейтральному стані 16 електронів, а у золоті 79 електронів.
Де шукати електрону?
Спостерігаючи поведінку електрона було виведено певні закономірності, вони описуються квантовими числами, їх чотири:
- Головне квантове число
- Орбітальне квантове число
- Магнітне квантове число
- Спинове квантове число
Орбіталь
Далі, замість слова орбіта, ми використовуватимемо термін "орбіталь", орбіталь - це хвильова функція електрона, грубо - це область, у якій електрон проводить 90% часу.
N - рівень
L - оболонка
M l – номер орбіталі
M s - перший чи другий електрон на орбіталі
Орбітальне квантове число l
В результаті дослідження електронної хмари, виявили, що в залежності від рівня енергії, хмара набуває чотирьох основних форм: куля, гантелі та інші дві, більш складні. У порядку зростання енергії ці форми називаються s-, p-, d- і f-оболонкою. На кожній з таких оболонок може розташовуватися 1 (s), 3 (p), 5 (d) і 7 (f) орбіталей. Орбітальне квантове число - це оболонка, де знаходяться орбіталі. Орбітальне квантове число для s,p,d і f-орбіталей приймає відповідно значення 0,1,2 або 3.
На s-оболонці одна орбіталь (L=0) - два електрони
На p-оболонці три орбіталі (L=1) – шість електронів
На d-оболонці п'ять орбіталей (L=2) – десять електронів
На f-оболонці сім орбіталей (L=3) – чотирнадцять електронів
Магнітне квантове число m l
На p-оболонці є три орбіталі, вони позначаються цифрами від -L, до +L, тобто, для p-оболонки (L=1) існують орбіталі "-1", "0" і "1". Магнітне квантове число позначається буквою m l.
Усередині оболонки електронам легше розташовуватися на різних орбіталях, тому перші електрони заповнюють по одному на кожну орбіталь, а потім уже до кожного приєднується пара.
Розглянемо d-оболонку:
d-оболонці відповідає значення L=2, тобто п'ять орбіталей (-2,-1,0,1 і 2), перші п'ять електронів заповнюють оболонку приймаючи значення M l = -2, M l = -1, M l =0 , M l =1, M l =2.
Спинове квантове число m s
Спин - це напрямок обертання електрона навколо своєї осі, два напрямків, тому спинове квантове число має два значення: +1/2 і -1/2. На одному енергетичному підрівні можуть бути два електрони тільки з протилежними спинами. Спинове квантове число позначається ms
Головне квантове число n
Головне квантове число - це рівень енергії, зараз відомі сім енергетичних рівнів, кожен позначається арабською цифрою: 1,2,3,...7. Кількість оболонок кожному рівні дорівнює номеру рівня: першому рівні одна оболонка, другою дві тощо.
Номер електрона
Отже, будь-який електрон можна описати чотирма квантовими числами, комбінація з цих чисел унікальна для кожної позиції електрона, візьмемо перший електрон, найнижчий енергетичний рівень це N=1, на першому рівні знаходиться одна оболонка, перша оболонка на будь-якому рівні має форму кулі (s -оболонка), тобто. L=0, магнітне квантове число може прийняти тільки одне значення, M l =0 і спин дорівнюватиме +1/2. Якщо ми візьмемо п'ятий електрон (у якому атомі він був), то основні квантові числа йому будуть: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.
Так як при хімічних реакціях ядра реагують атомів залишаються без змін (за винятком радіоактивних перетворень), то хімічні властивості атомів залежать від будови електронних оболонок. Теорія електронної будови атомапобудована на основі апарату квантової механіки. Так, структура енергетичних рівнів атома може бути отримана на основі квантовомеханічних розрахунків ймовірностей знаходження електронів у просторі навколо атомного ядра ( Рис. 4.5).
Рис. 4.5. Схема підрозділу енергетичних рівнів на підрівні
Основи теорії електронної будови атома зводяться до таких положень: стан кожного електрона в атомі характеризується чотирма квантовими числами: головним квантовим числом n = 1, 2, 3,; орбітальним (азимутальним) l=0,1,2, n-1; магнітним m l = -l, –1,0,1, l; спиновим m s = -1/2, 1/2 .
Згідно принципу Паулів одному і тому ж атомі не може бути двох електронів, що мають однакову сукупність чотирьох квантових чисел n, l, m l m s; сукупності електронів з однаковими головними квантовими числами n утворюють електронні шари, або енергетичні рівні атома, що нумеруються від ядра і позначаються як K, L, M, N, O, P, Q, причому в енергетичному шарі з цим значенням nможуть бути не більше, ніж 2n 2 електронів. Сукупності електронів з однаковими квантовими числами nі l, утворюють підрівні, що позначаються в міру видалення їх від ядра як s, p, d, f.
Імовірнісне перебування становища електрона у просторі навколо атомного ядра відповідає принципу невизначеностей Гейзенберга. За квантовомеханічними уявленнями, електрон в атомі не має певної траєкторії руху і може перебувати в будь-якій частині простору навколо ядра, а різні його положення розглядаються як електронна хмара з певною щільністю негативного заряду. Простір навколо ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю. У ньому укладено близько 90% електронної хмари. Кожному підрівню 1s, 2s, 2pі т.д. відповідає певну кількість орбіталей певної форми. Наприклад, 1s- І 2s-орбіталі мають сферичну форму, а 2p-орбіталі ( 2p x , 2p y , 2p z-орбіталі) орієнтовані у взаємно перпендикулярних напрямках і мають форму гантелі ( Рис. 4.6).
Рис. 4.6. Форма та орієнтація електронних орбіталей.
При хімічних реакціях атомне ядро не зазнає змін, змінюються лише електронні оболонки атомів, будовою яких пояснюються багато властивостей хімічних елементів. На основі теорії електронної будови атома було встановлено глибоке фізичне значення періодичного закону хімічних елементів Менделєєва та створено теорію хімічного зв'язку.
Теоретичне обґрунтування періодичної системи хімічних елементів включає дані про будову атома, що підтверджують існування зв'язку між періодичністю зміни властивостей хімічних елементів і періодичним повторенням подібних типів електронних конфігурацій їх атомів.
У світлі вчення про будову атома стає обґрунтованим поділ Менделєєвим всіх елементів на сім періодів: номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів атомів, що заповнюються електронами. У малих періодах зі зростанням позитивних заряду ядер атомів зростає кількість електронів на зовнішньому рівні (від 1 до 2 у першому періоді, і від 1 до 8 у другому та третьому періодах), що пояснює зміну властивостей елементів: на початку періоду (крім першого) знаходиться лужний метал, потім спостерігається поступове ослаблення металевих властивостей та посилення неметалевих. Ця закономірність простежується для елементів другого періоду таблиці 4.2.
Таблиця 4.2.
У великих періодах із зростанням заряду ядер заповнення рівнів електронами відбувається складніше, як і пояснює складніша зміна властивостей елементів проти елементами малих періодів.
Одинаковий характер властивостей хімічних елементів у підгрупах пояснюється подібною будовою зовнішнього енергетичного рівня, як це показано в табл. 4.3, що ілюструє послідовність заповнення електронами енергетичних рівнів для підгруп лужних металів
Таблиця 4.3.
Номер групи зазвичай вказує на число електронів в атомі, які можуть брати участь в утворенні хімічних зв'язків. У цьому полягає фізичне значення номера групи. У чотирьох місцях періодичної системи елементи розташовані не в порядку зростання атомних мас: Arі K,Coі Ni,Teі I,Thі Pa. Ці відступи вважалися недоліками періодичної системи хімічних елементів. Вчення про будову атома пояснило вказані відступи. Досвідчене визначення зарядів ядер показало, що розташування цих елементів відповідає зростанню їх ядер. Крім того, дослідне визначення зарядів ядер атомів дало можливість визначити кількість елементів між воднем та ураном, а також число лантаноїдів. Нині всі місця в періодичній системі заповнені в проміжку від Z=1до Z=114Проте періодична система не закінчена, можливе відкриття нових трансуранових елементів.
Електрони
Поняття атом виникло ще в античному світі для позначення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».
Ірландський фізик Стоні на підставі дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, що існують в атомах усіх хімічних елементів. У 1891 р. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, що грецькою означає «бурштин». Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізик Джозеф Томсон і французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю (-1). Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (швидкість електрона на орбіті обернено пропорційна номеру орбіти n. Радіуси орбіт ростуть пропорційно квадрату номера орбіти. На першій орбіті атома водню (n=1; Z=1) швидкість дорівнює ≈ 2,2·106 м/ с, тобто приблизно в сотню разів менше швидкості світла з = 3 · 108 м / с.) І масу електрона (вона майже в 2000 разів менше маси атома водню).
Стан електронів в атомі
Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергію певного електрона та простір, в якому він знаходиться. Електрон в атомі не має траєкторії руху, тобто можна говорити лише про ймовірності знаходження його у просторі навколо ядра.
Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність його різних положень 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 крапок. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністю там, де цих точок буде найбільше.
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. За 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 на певній орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шари, 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 основним 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 будуть характеризуватись великим запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.
Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:
N = 2n 2 ,
де N – максимальна кількість електронів; n - номер рівня, чи головне квантове число. Отже, 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.
Починаючи з другого енергетичного рівня (n = 2) кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), які дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром. Число підрівнів дорівнює значенню головного квантового числа: перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий - чотири підрівні. Підрівні у свою чергу утворені орбіталями. Кожному значеннюn відповідає число орбіталей, що дорівнює n.
Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, як і форму орбіталей, у тому числі вони складаються: s, p, d, f.
Протони та нейтрони
Атом будь-якого хімічного елемента можна порівняти з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Е. Резерфордом, називають планетарної.
Атомне ядро, в якому зосереджена вся маса атома, складається з частинок двох видів. протонів та нейтронів.
Протони мають заряд, рівний заряду електронів, але протилежний за знаком (+1), і масу, що дорівнює масі атома водню (вона прийнята в хімії за одиницю). Нейтрони не несуть заряду, вони нейтральні і мають масу, що дорівнює масі протона.
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:
13 + 14 = 27
число протонів 13, число нейтронів 14, масове число 27
Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають e - .
Оскільки атом електронейтральний, то очевидно, що число протонів і електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, присвоєного йому Періодичної системі. 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:
N = A - Z
Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:
56 — 26 = 30
Ізотопи
Різновиди атомів одного і того ж елемента, що мають однаковий заряд ядра, але різне масове число називаються ізотопами. Хімічні елементи, які 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. Хімічні властивості ізотопів більшості хімічних елементів абсолютно однакові. Однак ізотопи водню сильно розрізняються за властивостями через різке збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки.
Елементи першого періоду
Схема електронної будови атома водню:
Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).
Графічна електронна формула атома водню (показує розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями):
Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями і подуровням, а й у орбіталям.
В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому 2 електрони. Водень та гелій - s-елементи; у цих атомів заповнюється електронами s-орбіталь.
У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, Електрони заповнюють s- і р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s, а потім р) і правилами Паулі і Хунда.
В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому 8 електронів.
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-підрівні.
У атома магнію добудовується 3s-електронна орбіталь. Na та Mg – s-елементи.
У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами 3р-підрівень.
У елементів третього періоду залишаються незаповненими 3d-орбіталі.
Усі елементи від Al до Ar – р-елементи. s- та р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.
Елементи четвертого – сьомого періодів
У атомів калію та кальцію з'являється четвертий електронний шар, заповнюється 4s-підрівень, тому що він має меншу енергію, ніж 3d-підрівень.
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 перехідних елементів.
Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з 4s- на 3d-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому 3d 5 і 3d 10:
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 шар (четвертий) завершено, має 8 електронів. Але всього в четвертому електронному шарі може бути 32 електрони; в атома криптону поки що залишаються незаповненими 4d- і 4f-підрівні. І також зустрічаються винятки, пов'язані з « проваломелектронів, у 41 Nb, 42 Мо, 44 Ru, 45 Rh, 46 Pd, 47 Ag.
У шостому та сьомому періодах з'являються f-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 Cs та 56 Ва - 6s-елементи; 57 La … 6s 2 5d x - 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 підрівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:
- s-елементи. Електронами заповнюється s-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп.
- p-елементи. Електронами заповнюється р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп.
- d-елементи. Електронами заповнюється d-підрівень переднього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто елементи вставних декад великих періодів, розташованих між s-і р-елементами. Їх також називають перехідними елементами.
- f-елементи. Електронами заповнюється f-підрівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та антиноїди.
Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 р. встановив, що в атомі на одній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів, що мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської – «веретено»), тобто які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки.
Цей принцип має назву принципу Паулі. Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, він називається неспареним, якщо два, це спарені електрони, т. е. електрони з протилежними спинами. На малюнку показано схему підрозділу енергетичних рівнів на підрівні та черговість їх заповнення.
Найчастіше будову електронних оболонок атомів зображують з допомогою енергетичних чи квантових осередків - записують звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують такі 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 та правило Ф. Хунда, Згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, а потім спарюються, але спини, при цьому за принципом Паулі будуть вже протилежно спрямованими.
Правило Хунда та принцип Паулі
Правило Хунда- правило квантової хімії, що визначає порядок заповнення орбіталей певного підшару і формулюється так: сумарне значення спінового квантового числа електронів даного підшару має бути максимальним. Сформульовано Фрідріхом Хундом у 1925 році.
Це означає, що в кожній з орбіталей підшару заповнюється спочатку один електрон, а тільки після вичерпання незаповнених орбіталей на цю орбіталь додається другий електрон. При цьому на одній орбіталі знаходяться два електрони з напівцілими спинами протилежного знака, які спаровуються (утворюють двоелектронну хмару) і в результаті сумарний спин орбіталі стає рівним нулю.
Інше формулювання: Нижче за енергією лежить той атомний терм, для якого виконуються дві умови.
- Мультиплетність максимальна
- При збігу мультиплетностей сумарний орбітальний момент L максимальний.
Розберемо це правило на прикладі заповнення орбіталей p-підрівня p-Елементів другого періоду (тобто від бору до неону (у наведеній нижче схемі горизонтальними рисками позначені орбіталі, вертикальними стрілками - електрони, причому напрямок стрілки позначає орієнтацію спина).
Правило Клечковського
Правило Клечковського -у міру збільшення сумарного числа електронів в атомах (при зростанні зарядів їх ядер або порядкових номерів хімічних елементів) атомні орбіталі заселяються таким чином, що поява електронів на орбіталі з вищою енергією залежить тільки від головного квантового числа n і не залежить від усіх інших квантових чисел, зокрема і з l. Фізично це означає, що у водневому атомі (без міжелектронного відштовхування) орбітальна енергія електрона визначається тільки просторовою віддаленістю зарядової щільності електрона від ядра і не залежить від особливостей його руху в полі ядра.
Емпіричне правило Клечковського і схема чергов, що випливає з нього, кілька протирічатреальної енергетичної послідовності атомних орбіталей тільки в двох однотипних випадках: у атомів Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au має місце "провал" електрона з s -підрівня зовнішнього шару d-підрівень попереднього шару, що призводить до енергетично більш стійкого стану атома, а саме: після заповнення двома електронами орбіталі 6 s
