Строение атома и периодический закон

Распределение электронов по уровням и подуровням атома подчиняется рассмотренным выше принципам и правилам распределения электронов многоэлектронных атомов.

Рассмотрим связь между положением элемента в периодической системе и электронным строением его атома.

Первый период состоит из двух элементов: водорода и гелия. Минимальное значение энергии для единственного электрона водорода соответствует энергетическому уровню (n =1), т.е. состоянию 1 s. У гелия два электрона, которые занимают положение 1 s². Водород и гелий относятся к s - элементам.

Начиная с лития формируется второй энергетический уровень (n =2), который завершается у неона, у которого заполнены 2 s - и 2 р -подуровни:

₃Li 1s²2s¹; ₁₀Ne 1s²2s²2p⁶.

У первых двух элементов Li и Be формируется 2 s -подуровень, поэтому они относятся к s -элементам. Остальные шесть элементов периода входят в число р - элементов.

От натрия до аргона комплектуется третий уровень:

₁₁Na 1s²2s² 2р⁶ 3s¹; ₁₈Ar 1s²2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.

Хотя после заполнения 3 s - и З р -подуровней в третьем энергетическом уровне остается свободным весь 3 d -подуровень, его заполнение не происходит, он останется пока свободным, так как в соответствии с правилом Клечковского подуровень 4 s характеризуется более низкой энергией, чем подуровень 3 d.

Калий K и кальций Ca, стоящие за аргоном, открывают четвертый период. У этих элементов начинает заполняться четвертый энергетический уровень, и только со скандия возобновляется достройка третьего уровня (формирование 3 d -подуровня). Заполнение 3 d -подуровня в декаде Sc – Zn осуществляется не вполне регулярно: у атомов хрома Cr и меди Cu происходит «проскок» внешнего s -электрона на предшествующую d -орбиталь. «Проскок» электрона в атоме хрома приводит к заполнению d -подуровня наполовину (конфигурация d⁵), а у меди – к его полному комплектованию (конфигурация d¹⁰). Аналогичные неравномерности в застройке d-, а затем и в f -подуровнях наблюдаются и в следующих периодах. После цинка, вплоть до криптона, продолжается заполнение четвертого энергетического уровня (4 р -подуровень). Таким образом, четвертый (большой) период содержит 18 элементов:

₁₉К 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s¹;

.…………………

₂₁Sc 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶4s²3d¹;

.……………….

₂₄Cr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ 4s¹3d⁵

 

₂₅Mn 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁵;

…………………

₂₉Cu 1s²2s²2p⁶3s²3р⁶ 4s¹3d¹⁰;

…………………

₃₆Кr 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶.

Заполнение энергетических подуровней у элементов пятого периода аналогично заполнению их у элементов четвертого периода: вслед за рубидием и стронцием на протяжении декады Y – Cd с несколькими «проскоками» (Nb, Mo, Тс, Ru, Rh, Ag, Pd) комплектуется 4 d -подуровень. Энергетические подуровни 5 s и 4d очень близки, и часто один электрон с 5 s- подуровня переходит на 4d -подуровень. Поэтому у элементов Nb, Mo, Тс, Ru, Rh, Ag на 5 s -подуровне находится только один электрон (5 s ¹), а у палладия Pd вообще в невозбужденном состоянии 5 s -подуровень не заполнен (это единственный элемент периодической системы, не имеющий s -электронов на внешнем уровне – 5 s ⁰). Затем последовательность нарушается, и электроны поступают на р -подуровень пятого уровня, хотя свободны все 4 f-о рбитали.

Шестой период. Дальнейшая застройка сопровождается уже двумя нарушениями последовательности в пределах одного периода. Цезий Cs и барий Ba имеют заполненный 6 s -подуровень. У лантана La, расположенного непосредственно после бария, появляется электрон на 5 d -подуровне, так что его электронная структура соответствует формуле:

₅₇La 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d¹.

У следующего за лантаном элемента – церия Се начинается застройка 4 f -подуровня:

₅₈Се 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f²

и заканчивается у лютеция Lu:

₇₁Lu 1s²2s²2р⁶3s²3р⁶4s²3d¹⁰4р⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²4f¹⁴5d¹.

Изменение числа электронов на третьем снаружи 4 f -подуровне слабо отражается на химических свойствах элементов. Поэтому все f -элементы очень похожи друг на друга. Все лантаноиды проявляют валентное состояние 3, которое для них наиболее характерно. Наиболее устойчиво это валентное состояние у лантана, гадолиния и лютеция.

После лютеция от гафния Hf до ртути Hg заканчивается застройка 5 d -подуровня, а начиная от таллия Tl и, кончая радоном Rn, продолжается застройка шестого уровня (6 р -подуровень). Шестой период содержит 32 элемента.

Седьмой период аналогичен шестому, но он не завершен. 7−й период содержит четырнадцать элементов с заполняющимся 5 f -подуровнем, образующих семейство актиноидов. По химическим свойствам актиноиды похожи как друг на друга, так и на лантаноиды, что объясняется в большинстве случаев строением трех наружных уровней.

При рассмотрении электронных структур атомов элементов становится очевидной связь расположения атомов в периодической системе с их строением.

Таким образом, можно отметить следующие закономерности:

1. Все элементы располагаются в порядке возрастания порядкового номера, т.е. в порядке увеличения числа протонов в ядре. Периодическая повторяемость внутриядерных структур, составленных из протонов и нейтронов, отражается на периодически повторяющихся электронных структурах.

2. Начало периода совпадает с началом нового энергетическогоуровня.Период представляет собой последовательный ряд элементов. Электронная конфигурация элементов в периодах изменяется от ns ¹ до ns ² np ⁶ (или до ns ² у первого периода). Периоды начинаются с s -элемента и заканчиваются р -элементом (у первого периода – s- элементом). Каждый период завершается инертным газом, у которого (кроме Не) внешний уровень состоит из восьми электронов.

Элементы с особо ярко выраженным сходством следуют один за другим сначала через 8, затем через 18 и через 32 порядковых номера. Поэтому различают малые и большие периоды. Длина периода определяется числом подуровней, заполняющихся при формировании периода: 1-й период – s -подуровень содержит 2 элемента; 2-й и 3-й периоды – s - и p -подуровни – 8 элементов; 4-й и 5-й периоды – s -, p - и d -подуровни – 18 элементов; 6-й и (7-й) периоды – s -, p -, d - и f -подуровни – 32 элемента.

3. В подгруппы каждой группы объединены элементы, сходные по строению внешнего энергетического уровня их атомов.

Главная подгруппа (подгруппа А) содержит элементы s - и p -электронных семейств, атомы которых имеют на внешнем уровне число электронов, равное номеру группы. Эти электроны называются валентными и участвуют в образовании химических связей.

Побочная подгруппа (подгруппа В) включает элементы d - и f -электронных семейств, атомы которых имеют на внешнем уровне 1−2 электрона. У этих элементов валентными являются электроны внешнего (n -уровня) и часть электронов внутренних (n –1) и (n –2) уровней. Этим и объясняется отличие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Элементы побочных подгрупп (В-подгрупп) составляют три вставные декады d -элементов: 21 (Sc) – 30 (Zn ); 39 (Y) – 48 (Cd); 72 (Hf) – 80 (Hg) и начало 4-й вставной декады в незаконченном 7-м периоде. К побочным подгруппам также относятся элементы f -электронного семейства – лантаноиды и актиноиды.

Отличие в строении атома обусловливает различие в свойствах элементов разных подгрупп. Например, у галогенов на внешнем уровне – 7 электронов (VII А-группа), а у элементов подгруппы марганца (VII В-группа) – 2 электрона на внешнем уровне и 5 электронов на d -подуровне (n –1) уровня. Галогены – типичные неметаллы, элементы подгруппы марганца в основном проявляют металлические свойства. Но у них есть и общие признаки. Они могут максимально выделять 7 электронов на образование химических связей в молекулах. Только у элементов подгруппы марганца 2 электрона при этом выделяются с внешнего n -уровня и 5 электронов с (n –1) уровня, а у галогена, например, хлора все 7 электронов – с внешнего n -уровня.

Сходство элементов главных и побочных подгрупп заключается в величине проявляемой максимальной валентности. Таким образом, номер группы указывает на максимально возможное число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей.

Высшая валентность элементов главных подгрупп по кислороду и водороду приведена в табл. 1.1.

Таблица 1.1

Высшая валентность элементов главных подгрупп

по кислороду и водороду