Квантово-механическая модель электрона.

Электронное облако

На основании принципа неопределенности Гейзенберга характер движения электрона, имеющего волновой характер, не может быть точно фиксирован. Представление об электроне как о материальной частице, движущейся в атоме по определенным орбитам (согласно модели атома Резерфорда и Бора) не соответствует истине, поэтому неправильно. Это представление поэтому должно быть заменено современным представлением о движении электрона в атоме, при котором рассматривается лишь вероятность нахождения электрона в том или ином месте атома (и эта вероятность нахождения пропорциональна квадрату волновой функции ψ²).

Поэтому правильнее рассматривать изображение электрона, «размазанного» (распределенного) по всему объему атома в виде электронного облака, плотность которого в различных точках пространства (атома) определяется величиной ψ². Чем плотнее расположены точки в том или ином месте атома, тем больше величина ψ², то есть больше вероятность нахождения в этом месте электрона, тем больше плотность электронного облака.

Таким образом, электронное облако – это квантово-механическая модель, описывающая состояние электрона в атоме.

 

Рис. 9.1. Электронное облако атома водорода.

 

Электронное облако (рис. 9.1.) можно интерпретировать следующим образом. Допустим, что в какой-то момент времени сфотографировали положение электрона в атоме водорода и на фотографии это отразится в виде точки. Фотографируя положения электрона через малые промежутки времени тысячи раз, получим множество точек в атоме водорода, напоминающих облако. Очевидно, облако окажется наиболее плотным там, где наибольшее число точек, то есть в областях наиболее вероятного нахождения электрона.

Следует отметить, что электронное облако не имеет определенных, четко очерченных границ: даже на большом расстоянии от ядра атома существует вероятность нахождения электрона, хотя и очень малая. Поэтому электронное облако изображают в виде граничной поверхности, охватывающей примерно 90% электронного облака (то есть в этом пространстве сосредоточено примерно 90% заряда и массы электрона). При этом обозначение электронной плотности с помощью точек опускают. Именно форму и размеры граничной поверхности принято считать формой и размерами электронного облака.

В настоящее время вместо выражения «орбита» для электрона пользуются термином «орбиталь», которая обозначает отвечающее закона квантовой механики распределение вероятности пребывания электрона в пространстве, определяемое соответствующей волновой функцией ψ. Волновую функцию, характеризующую орбиталь, часто для краткости тоже называют орбиталью.

Пространство вокруг ядра, в котором наиболее вероятно пребывание электрона в атоме, называется орбиталью.

 

2. Характеристика энергетического состояния электрона системой квантовых чисел (главное, орбитальное, магнитное, спиновое).

 

Изучение атомных орбиталей, рассчитанных с помощью уравнения Шредингера, показало, что характер движения электрона в атоме определяется значениями четырех квантовых чисел: n – главное квантовое число, ℓ - орбитальное квантовое число, m_e – магнитное квантовое число, m_s – спиновое квантовое число.

Главное квантовое число n характеризует общий запас энергии электрона, размеры электронного облака (орбитальный радиус, то есть расстояние от ядра атома до наиболее удаленной точки атомной орбитали) –и его удаленность от ядра. Энергия электрона в атоме может принимать только определенные значения, то есть она квантована, поэтому главное квантовое число принимает положительные целочисленные значения:

n = 1, 2, 3… Наименьшей энергией электрон обладает при n = 1, с увеличением n энергия электрона возрастает.

Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенным значением главного квантового числа n, называется энергетическим уровнем электрона в атоме.

Если n = 1, то электрон находится на первом энергетическом уровне; если n = 2, то на втором энергетическом уровне и т.д. При этом чем больше значение главного квантового числа (то есть больше номер энергетического уровня), тем больше энергия электрона в атоме, тем больше размер электронного облака (больше орбитальный радиус), а значит больше электронное облако удалено от ядра атома.

Электроны, характеризующиеся одним и тем же значением n, образуют в атоме электронные облака приблизительно одинаковых размеров, поэтому можно говорить о существовании в атоме электронных слоёв, отвечающих определенным значениям n.

Номер главного квантового числа n совпадает с номером периода, в котором находится данный химический элемент в таблице Д.И.Менделеева.

Орбитальное (побочное) квантовое число ℓ.

Произвольной не может быть не только энергия электрона в атоме, но произвольной не может быть также и форма электронного облака.

Для характеристики формы атомной орбитали, а, следовательно, и формы электронного облака вводится орбитальное (называется также побочным или азимутальным) квантовое число ℓ.

Оно принимает значения целых чисел от 0 до (n – 1), то есть ℓ = 0, 1, 2… (n – 1). Это квантовое число определяет орбитальный момент количества движения электрона

Обычно численные значения орбитального квантового числа ℓ заменяют для удобства буквами в соответствии со схемой:

 

Орбитальное квантовое число ℓ
Буквенное обозначение энергетического подуровня	s	p	d	f	g	h

 

Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенным значением орбитального квантового числа ℓ, называется энергетическим подуровнем электрона в атоме.

Если ℓ = 0, то это S – подуровень, если ℓ = 1, то р – подуровень и т.д. Электроны, характеризующиеся значениями ℓ = 0, 1, 2, 3 называют соответственно S – электронами (находятся на S – подуровне), р – электронами (находятся на р – подуровне), d – электронами и f – электронами.

Для каждого значения главного квантового числа n орбитальное квантовое число ℓ принимает значения от 0 до (n – 1), поэтому различным значениям n отвечает разное число возможных значений ℓ. Так, при n = 1 возможно только одно значение ℓ = 0, соответствующее S – подуровню, то есть на первом энергетическом уровне только один S – подуровень. При n=2 орбитальное число ℓ может быть равно 0 и 1, то есть на втором энергетическом уровне – два подуровня (S- и р-подуровни). При n = 3 возможные значения ℓ = 0, 1, 2, то есть на третьем энергетическом уровне – три подуровня (s-, p- и d- подуровни), а на четвертом энергетическом уровне – 4 подуровня (s-, p-, d- и f – подуровни).

Таким образом, число подуровней на данном энергетическом уровне равно номеру этого уровня, так как данному значению главного квантового числа n соответствует n различных возможных значений орбитального квантового числа ℓ, а каждое значение ℓ характеризует энергетический подуровень.

Согласно квантово-механическим расчетам s-орбитали (ℓ = 0) и s-электронные облака имеют форму шара, то есть характеризуются сферической симметрией:

 

 

Рис. 9.2. Форма s-орбитали (s – электронного облака).

 

Атомные р-орбитали (их три) имеют форму гантели (объемной восьмёрки):

 

 

 

Рис. 9.3. Форма р-орбитали (показаны знаки волновой функции ψ).

 

Атомные d-орбитали (электронные облака d-электронов) и тем более f-орбитали имеют более сложные формы:

 

 

Рис. 9.4. Форма d – орбитали (показаны знаки волновой функции ψ).

 

Таким образом, орбитальное квантовое число ℓ характеризует форму орбитали (электронного облака) и распределение электронов данного энергетического уровня по энергетическим подуровням.

При обозначении состояния электрона в атоме главное квантовое число n пишут цифрой перед символом (буквой) орбитального квантового числа. Например, обозначение 2р означает электрон, у которого n = 2 и ℓ=1.

Магнитное квантовое число m_e. Оно характеризует пространственную ориентацию орбиталей (электронных облаков), то есть расположение орбитали в пространстве (квантовое число m_e называется магнитным, так как от него зависит проекция орбитального магнитного момента количества движения электрона, то есть зависит взаимодействие магнитного поля электрона с внешним магнитным полем).

Магнитное квантовое число m_e принимает значения всех целых чисел от -ℓ до +ℓ, включая ноль. Таким образом, для разных значений ℓ число возможных значений m_e различно, а значит число возможных расположений орбиталей в пространстве тоже различно. Таким образом, магнитное квантовое число характеризует число атомных орбиталей на данном энергетическом подуровне. Так, если ℓ = 0 (S-подуровень), то

m_e = 0, то есть принимает одно значение – это означает, что на S-подуровне находится одна S-орбиталь (□). Если ℓ = 1 (то есть р-подуровень), то

m_e = -1, 0, + 1, то есть принимает три значения, то есть на р-подуровне – 3 орбитали (□□□): одна орбиталь расположена по оси х, другая – по оси у и третья – по оси z.

Если ℓ = 2 (d – подуровень), то m_e = -2, -1, 0, +1, +2, то есть на d-подуровне находятся пять орбиталей. Аналогично на f-подуровне (ℓ = 3) будет семь орбиталей (□□□□□□□).

Общее число атомных орбиталей данного энергетического подуровня равно 2ℓ + 1, а число орбиталей данного энергетического уровня равно n².

Таким образом, электроны в атоме группируются в данном энергетическом уровне по энергетическим подуровня, а в подуровнях – по атомным орбиталям.

Для характеристики атомной орбитали достаточно указать значения трех квантовых чисел, поэтому можно дать следующее определение орбитали:

 

состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел n, ℓ и me, то есть определенными размерами, формой и определенной ориентацией в пространстве, называется атомной электронной орбиталью.

 

Например, 2р_х – орбиталь – это состояние электрона в атоме, для которого n = 2, ℓ = 1 и m_e = +1, то есть р-орбиталь второго энергетического уровня, имеет форму гантели (р – подуровень) и направлена по оси х.

Спиновое квантовое число m_s. Квантовые числа n, ℓ и m_e не полностью характеризуют движение электрона в атоме. Изучение атомных спектров показало, что электрон характеризуется еще одним квантовым числом, не связанным с движением электрона вокруг ядра.

Как показывает опыт, электрон имеет фундаментальное свойство, называемое спином (от английского spin – кручение, вращение). Спин характеризует собственный момент количества движения электрона. Упрощенно спин можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси. Оказалось, что электрон вращается в атоме не только вокруг ядра, но и имеет собственное вращение вокруг своей оси: электрон может при этом вращаться или по часовой стрелке, или против часовой стрелки). Как показал опыт, проекция собственного момента количества движения электрона может иметь два значения, поэтому введено еще спиновое квантовое число m_s, которое тоже имеет два значения: + и - , то есть отличаются, как и остальные квантовые числа, на единицу (знаки «плюс» и «минус» соответствуют вращению электрона по часовой стрелке и против часовой стрелки).

Графически спин электрона обозначается стрелкой. Обозначение ↓↑ показывает, что это два электрона с антипараллельными спинами, то есть у одного электрона m_s = + (вращение, например, по часовой стрелке), а у другого электрона m_s = - (вращение электрона против часовой стрелки).

Таким образом, состояние электрона в атоме полностью характеризуется четырьмя квантовыми числами – n, ℓ, m_e и m_s, которые определяют и энергию электрона, и форму электронного облака, и расположение этого электронного облака в пространстве, и спин электрона (собственный момент количества движения электрона). Четыре квантовых числа полностью характеризуют движение электрона в атоме, то есть различные типы пространственного квантования при движении одного электрона в атоме. Никаких других независимых от квантовых чисел характеристик у этого движения электрона не может быть.

Состояние электрона, определяемое четырьмя квантовыми числами n, ℓ, m_e и m_s, называется квантовым состоянием электрона в атоме.

 

 

1. Порядок заполнения электронами энергетических уровней, подуровней, орбиталей в атоме. Принцип Паули, наименьшей энергии и правило Хунда. Примеры.

 

Электроны в атоме распределяются в соответствии со значениями четырех квантовых чисел n, ℓ, m_e и m_s, а также с учетом некоторых правил (или принципов).

ПРИНЦИП Паули. Состояние электрона в многоэлектронных атомах всегда отвечает квантовомеханическому закону, сформулированному в 1925 г. Паули и называемый принцип (запрет) Паули:

║ в атоме (или молекуле) не может быть даже двух электронов, у которых

║ все четыре квантовых числа (n, ℓ, m_e и m_s) были бы одинаковыми.

Иными словами, данным значениям квантовых чисел n, ℓ, m_e и m_s может характеризоваться лишь один электрон. Для любого другого электрона в этом атоме должно быть иным значение хотя бы одного из четырех квантовых чисел.

Из принципа Паули следует, что на одной атомной орбитали, которая характеризуется определенным значением n, ℓ и m_e, может быть не более двух электронов с антипараллельными спинами (то есть у одного электрона значение m_s = + а у другого – m_s = - ). Два таких электрона, находящиеся на одной орбитали

↑↓

называются с паренными электронами. Если же атомная орбиталь занята одним электроном

↑

то он называется неспаренным электроном.

Принцип (запрет) Паули ограничивает число электронов в атоме, обладающих данным значением главного квантового числа n, так как может быть только ограниченное число не повторяющих друг друга комбинаций величин n, ℓ, m_e и m_s. Максимальное число электронов в атоме на данном энергетическом уровне равно 2n².

ПРАВИЛО Т.Хунда. Это правило определяет порядок заполнения электронами орбиталей данного подуровня. Оно утверждает о том, что

║ при устойчивом (невозбужденном) состоянии атома абсолютное значение

║ суммарного спина электронов в пределах энергетического подуровня

║ должно быть максимальным (то есть орбитали данного подуровня

║ заполняются сначала неспаренными электронами).

Например, на трех орбиталях р-подуровня три электрона можно разместить тремя способами:

а)

↑

↑

↑

 

б)

↑

↓

↑

 

в)

↑↓

↑

Абсолютное значение суммарного спина равно:

а) │ + + │ =

б) │ - + │ =

в) │ - + │ =

Абсолютное значение суммарного спина больше всех для способа (а), когда электроны распределяются по одному на каждой орбитали и спины у них параллельны (все стрелки направлены вверх или вниз). Опыт как раз подтверждает, что самому устойчивому (основному) состоянию атома будет соответствовать схема «а».

Необходимо отметить, что правило Хунда не запрещает другого распределения электронов в пределах энергетического подуровня.

Но при другом распределении электронов (например, схема «в») атом будет находиться в возбужденном (неустойчивом) состоянии, при этом энергия атома будет иметь большее значение, чем в невозбужденном, основном состоянии.

ПРИНЦИП наименьшей энергии:

║ электроны в невозбужденном атоме распределяются по атомным орбиталям таким образом, чтобы суммарная энергия атома была минимальна.

Согласно этого принципа, электроны распределяются в атоме последовательно от ядра к периферии по мере увеличения энергии электрона. Иными словами, электроны сначала заполняют орбитали с меньшей энергией, затем заполняют орбитали с большим запасом энергии, то есть электроны заполняют орбитали по мере увеличения их энергии. При этом атом в целом будет обладать минимальным значением энергии, то есть находиться в самом устойчивом состоянии.

Состояние атома, при котором атом обладает минимальной энергией, называется основным или невозбужденным состоянием атома.

Существуют два правила русского ученого В.М.Клечковского, которые позволяют определить орбитали с меньшим запасом энергии и которые по принципу наименьшей энергии будут заполняться электронами в первую очередь.

Первое правило Клечковского:

Минимальным запасом энергии обладают атомные орбитали энергетического подуровня, для которого сумма главного и орбитального квантовых чисел (n + ℓ) наименьшая.

Например, для 4S – орбитали n + ℓ = 4 + 0 = 4, а для 3d-орбитали n + ℓ = 3 + 2 = 5. Следовательно, 4s-орбиталь имеет энергию меньше и электроны сначала будут заполнять 4s-орбиталь, а затем орбиталь 3d-подуровня.

Второе правило Клечковского:

Если для нескольких энергетических подуровней сумма главного и орбитального квантовых чисел (n + ℓ) одинакова, то меньшим запасом энергии обладают орбитали энергетического подуровня, для которого меньше главное квантовое число n.

Таким образом, при одинаковых величинах суммы (n + ℓ) энергия электрона тем меньше, чем меньше значение главного квантового числа n. Поэтому в этом случае энергетические подуровни будут заполняться электронами последовательно в направлении возрастания главного квантового числа n.

В соответствии со вторым правилом Клечковского из двух подуровней (3d и 4р, для которых n + e = 5) сначала должен заполняться электронами 3d-подуровень (n = 3), а затем 4р-подуровень (n = 4).

В соответствии с принципом наименьшей энергии и правилами Клечковского энергетические подуровни в порядке увеличения энергии располагаются в следующий ряд:

1s<2s<2p<3s<3p<4S<3d< 4p<5s<4d<5p<6s<5d≈4f<6p<7s<6d≈5f<7p (9.6).

В такой же последовательности электроны будут заполнять орбитали подуровней в атомах.

 

 

Электронные формулы и электронно-структурные

схемы атомов

 

На основании современной теории строения атома установлены электронные структуры атомов всех элементов. Электроны с одинаковым значением главного квантового числа n образуют электронный слой, то есть все они находятся на данном энергетическом уровне. В каждом энергетическом уровне электроны распределяются на подуровнях. Число энергетических подуровней на данном уровне равно номеру этого энергетического уровня. В энергетическом подуровне электроны распределяются по атомных орбиталям и на каждой орбитали могут находиться максимально два электрона с антипараллельными спинами.

В виде, наиболее близком к натуральному, внешнюю электронную оболочку атомов изображают с помощью атомных орбиталей, на которых стрелками изображены находящиеся в этих орбиталях электроны (рис. 9.5.). Очевидно, что такое представление хотя и наглядно, но громоздко и трудоёмко.

 

Рис. 9.5. Изображение внешней электронной конфигурации невозбужденного атома азота с помощью атомных орбиталей соответствующей геометрической формы.

 

Более удобны и достаточно наглядны изображения внешней электронной оболочки атома с помощью квантовых ячеек в виде кружка или квадрата.

 

Рис. 9.6. Изображение внешней электронной оболочки невозбужденного атома азота с помощью квантовых ячеек в виде кружка.

 

Но и здесь высота энергетических подуровней не отображена. Наиболее просто распределение электронов в атоме, то есть электронную конфигурацию атома, можно представить в виде электронной формулы атома. Электронная формула атома показывает распределение электронов в атоме по энергетическим уровням и энергетическим подуровням, например, 1s²2s²2p³ (читается «один эс два, два эс два, два πэ три»). Электронная формула записывается в одну строчку: цифрами 1 и 2 перед буквами указываются номера энергетических уровней (значение главного квантового числа n), буквы s и р обозначают энергетические подуровни, а показатели степени 2 и 3 (верхние цифры) показывают число электронов в данном подуровне. Электронную формулу записывают в порядке повышения энергии в подуровнях (энергия 1s < 2s < 2p). Таким образом, электронная формула 1s²2s²2p³ показывает, что в данном атоме два электрона находятся в квантовой ячейке s-подуровня первого энергетического уровня, а пять электронов (2s²2p³) находятся на втором энергетическом уровне, причем два электрона расположены в s-подуровне и три электрона находятся в ячейках р-подуровня.

Распределение электронов в атоме можно выразить также в виде электронно-структурной схемы атома (энергетической диаграммы), которая показывает распределение электронов не только по энергетическим уровням и энергетическим подуровням (как и электронная формула атома), но и по атомным орбиталям. Здесь также показаны значения энергии электронов в энергетических подуровнях. Электронно-структурная схема более наглядна и информативна, чем электронная формула атома.

В электронно-структурной схеме атома приняты следующие обозначения: квадрат (клетка) или «квантовая ячейка» (□) обозначает атомную орбиталь, стрелка обозначает электрон, направление стрелки обозначает ориентацию спина электрона, пустая клетка обозначает свободную орбиталь. При этом орбитали различных энергетических подуровней на схеме изображаются со сдвигом по вертикали, чтобы наглядно показать возрастание энергии в ряду подуровней: 1s < 2s < 2p…

В качестве примера рассмотрим распределение электронов в атоме калия К. Порядковый номер элемента калия в таблице Д.И.Менделеева Z = 19. Значит атом калия имеет 19 электронов. Эти электроны размещают по квантовым ячейкам (орбиталям), используя правила заполнения, рассмотренные выше. Первые два электрона помещают на самый нижний энергетический уровень 1s в соответствии с принципом наименьшей энергии. Другие электроны не могут находиться в квантовой ячейке 1s согласно принципу Паули. Следующие два электрона располагают на втором энергетическом уровне в квантовой ячейке 2s, а следующие шесть электронов расселяются на трех р-орбиталях второго энергетического уровня. Первые два энергетических уровня будут полностью заполнены электронами. Из девяти оставшихся электронов два электрона размещают на 3s-орбитали, а шесть электронов распределяются на трех орбиталях р-подуровня третьего энергетического уровня. На третьем энергетическом уровне имеется еще пять свободных 3d-орбиталей, но их энергия больше, чем энергия 4s-орбитали (в соответствии с первым правилом Клечковского), поэтому последний, девятнадцатый электрон размещен на 4s-орбитали (по принципу наименьшей энергии), а все пять 3d-орбитали останутся незаполненными.

Электронная формула атома калия выглядит следующим образом:

1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹.

 

 

Е 4f

↑ 4d □□□□□□□

│ 4p □□□□□

│ 3d □□□

│ 3p □□□□□ 4s

│ 3s │↑↓│↑↓│↑↓│ │↑│

│ 2p │↑↓│

│ 2s │↑↓│↑↓│↑↓│

│ │↑↓│

│ 1s

││↑↓│

│

Рис. 9.7. Электронно- структурная схема атома калия.

Калий является s-элементом, так как в последнюю очередь заполнеются электронами 4s-подуровень. Он находиться в 4 периоде таблицы Д.И.Менделеева, так как внешний энергетический уровень, заполняемый электронами, четвертый уровень (n = 4) и в главной IA группе, так как у калия один валентный электрон на внешнем энергетическом уровне (4s¹).

 

Основное, возбужденное и ионизированное состояние атома

Электрон, находясь в невозбужденном состоянии, имеет минимальный запас энергии и наибольшую прочность связи с положительным ядром атома. При этом электрон находится ближе к ядру. Находясь в невозбужденном состоянии, электрон не излучает и не поглощает энергию, поэтому атом в целом устойчив.

Состояние атома, при котором атом обладает минимальной энергией, называется основным состоянием. На рис. 9.8. приведена электронно-структурная схема атома углерода, соответствующая основному (невозбужденному) состоянию атома этого элемента, то есть электроны распределены по орбиталям в соответствии с принципом наименьшей энергии. Это будет самое устойчивое энергетическое состояние атома углерода.

Е

↑ 2р

│ 2s │↑│↑│ │

│ 1s │↑↓│ ↑

│ │↑↓│ ^MLLLL^M

│

Рис. 9.8. Электронно-структурная схема атома углерода в основном состоянии.

При получении энергии извне один электрон с 2s-орбитали переходит на свободную 2р-орбиталь, энергия которой больше, чем энергия 2s-орбитали. Это будет возбужденное состояние электрона, а значит и атома в целом. В возбужденном состоянии атома электроны занимают новые квантовые ячейки, не подчиняясь принципу наименьшей энергии. Соответственно изменяются электронные формулы и электронно-структурные схемы атомов:

С: 1s²2s²2p² C*: 1s²2s¹2p³.

 

Е

↑ 2р

│ 2s │↑│↑│↑│

│ 1s │↑│

│ │↑↓│

│

Рис. 9.9. Электронно-структурная схема атома углерода в возбужденном состоянии.

 

В возбужденном состоянии электрон неустойчив и снова стремится возвратиться в исходное (основное) состояние, при этом энергия выделяется.

Существует также ионизированное состояние атома.

Так, атом натрия может отдать один валентный электрон, превратившись в положительный катион Na⁺:

Na – 1e → Na⁺.

В этом случае электронные формулы атома Na^o и иона Na⁺ будут иметь вид:

Na: 1s²2s²2p⁶3s¹,

Na⁺: 1s²2s²2p⁶3s^o.

Атомы неметаллов могут принимать электроны, превращаясь при этом в отрицательные ионы, например, S^o + 2e → S^2-. Электронные формулы атома серы и аниона S^2- будут иметь вид:

S^o: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴,

S^2-: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶.

 

4. Периодический закон и периодическая система Д.И.Менделеева в свете квантово-механической теории строения атомов, s-, p-, d и f-блоки элементов.

 

Русский ученый Д.И.Менделеев в 1869 г. открыл один из важнейших законов природы – закон периодичности свойств элементов, который называется периодическим законом Д.И.Менделеева. Сопоставляя свойства различных элементов и их соединений, Д.И.Менделеев обнаружил систематическую повторяемость этих свойств при увеличении атомной массы элемента, периодическое изменение свойств элементов и их соединений с изменением величин атомных масс элементов.

Опираясь на периодический закон, Д.И.Менделеев построил периодическую систему химических элементов, графическим изображением этой системы является таблица химических элементов. Столбцы этой таблицы образовали группы сходных по свойствам элементов. Периодический закон Д.И.Менделеев установил в то время, когда теории Резефорда и Бора, а также квантовой механики не было и атом считался неделимой частицей.

Но гениальность Д.И.Менделеева заключалась в том, что он открыл связь между элементами и их свойствами. Ему удалось правильно определить место каждого элемента в своей таблице. Современная формулировка периодического закона главной характеристикой атома считает положительный заряд ядра, от которого зависят все свойства элемента и его положение в периодической системе элементов, в то время как Д.И.Менделеев определял место каждого элемента в таблице элементов в соответствии с его атомной массой, хотя положительный заряд ядра атома соответствует его порядковому номеру в таблице Д.И.Менделеева.

Современная теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов (и их соединений) периодическим повторением строения внешней электронной оболочки атома (внешнего электронного слоя) при возрастании положительных зарядов ядер атомов от 1 до 116. А так как от строения внешних электронных оболочек зависят химические и другие свойства элементов, то они также периодически повторяются. В этом и состоит физический смысл периодического закона Д.И.Менделеева.

Таким образом, строение внешней электронной оболочки атома, а следовательно, химические свойства элементов находятся в периодической зависимости от положительного заряда ядра атома.

Вначале периодический закон элементов считался эмпирическим, то есть сформулированным на основе обобщения экспериментальных данных об элементах и их соединениях. Но этот закон послужил основной предпосылкой появления и создания квантовой механики. После создания квантово-механической теории атома оказалось, что периодический закон может быть выведен из этой теории. Последовательно застраивая электронные оболочки атомов с увеличением заряда ядра Z, используя при этом правила квантовой механики (принцип Паули, наименьшей энергии и др.), можно вывести периодический закон и распределить химические элементы по периодам и группам периодической системы элементов.

Так, атом водорода (Z = 1) имеет 1 электрон и его электронная формула 1s¹. На атоме гелия (Z = 2) заканчивается заполнение электронами 1s-орбитали первого энергетического уровня (n = 1), что соответствует в таблице Д.И.Менделеева завершению первого периода элементов.

У следующего атома лития, имеющего Z = 3, начинает заполняться электронами второй энергетический уровень с главным квантовым числом n=2. В периодической системе это отвечает началу второго периода элементов. Электронная формула лития 1s²2s¹. На атоме неона (Z = 10), имеющего электронную формулу 1s²2s²2p⁶, заканчивается заполнение электронами второго энергетического уровня.

В периодической системе это отвечает завершению второго периода элементов, в котором содержится 8 элементов, так как на четырех орбиталях второго энергетического уровня может разместиться не более 8 электронов.

На основе квантово-механических законов можно построить электронные оболочки атомов всех остальных элементов и распределить элементы по периодам и группам. Структура периодической системы связана с электронной структурой химических элементов.

Каждый химический элемент в таблице Д.И.Менделеева занимает одну клетку, в которой указан химический знак элемента (символ элемента), его название, значение относительной атомной массы и его порядковый (атомный) номер.

Горизонтальные ряды элементов называются периодами, а вертикальные столбцы – группами. Это основные структурные единицы периодической системы элементов. Таким образом, каждый химический элемент имеет свой порядковый номер, находится в определенном периоде и определенной группе элементов.

В соответствии с периодическим изменением свойств элементов периодическая система элементов состоит из семи периодов.

Период – это горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания их атомных номеров, начинающийся щелочным металлом (за исключением первого периода) и заканчивающийся инертным (благородным) газом.

Например, третий период начинается натрием и заканчивается аргоном, которому предшествует типичный неметалл (хлор). Переход от Li к F, от Na к Cl и т.д. связан с постепенным ослаблением металлических свойств и усилением неметаллических свойств. Благородный газ является элементом, отделяющим типичный неметалл данного периода от типичного металла, открывающего следующий период. Номер периода в таблице Д.И.Менделеева равен главному квантовому числу n внешнего энергетического уровня, заполняемого электронами в этом периоде. Другими словами, номер периода указывает на число энергетических уровней, на которых находятся электроны в атоме данного элемента – в этом заключается физический смысл номера периода. Например, у всех элементов 2 периода число энергетических уровней, содержащих электроны, равно двум и внешний энергетический уровень у них второй (n=2). Таким образом, по электронной формуле внешней электронной оболочки атома можно определить, к какому периоду относится элемент, если даже о его свойствах ничего не известно.

Периоды пронумерованы, как правило, арабскими цифрами и содержат определенное число химических элементов. Периоды 1, 2, 3, 4, 5, 6 содержат соответственно 2, 8, 8, 18, 18, 32 элемента, седьмой период не завершен. Первые три периода называются малыми. Остальные четыре периода, содержащие более 8 химических элементов, называются большими периодами.

По вертикали периодическая система элементов подразделяется на группы. В варианте периодической системы, представленным на форзаце, 18 групп, пронумерованные арабскими цифрами. Кроме того, группы имеют традиционную нумерацию римскими цифрами, сохранившуюся еще с первых таблиц самого Д.И.Менделеева, от I до VIII с добавлением букв А и В.

В группах объединены элементы, имеющие сходное электронное строение внешнего энергетического уровня и в одну группу периодической системы входят элементы с однотипной электронной конфигурацией внешней оболочки атома. Например, внешняя электронная оболочка элементов IVA группы имеет общую электронную формулу ns²np². Именно однотипная структура наружного электронного слоя предопределяет близость свойств элементов, входящих в одну группу.

Группы А называются главными группами. Они включают все элементы первых трех (малых) периодов, а также нижестоящие элементы больших периодов. В главные группы входят s- и р-элементы. В качестве валентных электронов у них выступают электроны внешнего энергетического уровня. В этих группах находятся как металлы, так и неметаллы. Некоторые главные группы имеют свои собственные названия. Так, IA группа – это группа щелочных металлов, VII A группа – группа галогенов, VIII A – группа благородн