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 1s. У гелия два электрона, которые занимают положение 1s2. Водород и гелий относятся к s-элементам.
Начиная с лития формируется второй энергетический уровень (n=2), который завершается у неона, у которого заполнены 2s- и 2р-подуровни:
3Li 1s22s1; 10Ne 1s22s22p6.
У первых двух элементов Li и Be формируется 2s-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 3s- и Зр-подуровней в третьем энергетическом уровне остается свободным весь 3d-подуровень, его заполнение не происходит, он останется пока свободным, так как в соответствии с правилом Клечковского подуровень 4s характеризуется более низкой энергией, чем подуровень 3d.
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 3d-подуровня). Заполнение 3d-подуровня в декадеSc – 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 (4р-подуровень). Таким образом, четвертый (большой) период содержит 18 элементов:
19К 1s22s22р63s23р64s1;
.…………………
21Sc 1s22s22p63s23р64s23d1;
.……………….
24Cr1s22s22p63s23p64s13d5
25Mn 1s22s22p63s23p64s23d5;
…………………
29Cu 1s22s22p63s23р64s13d10;
…………………
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 4d-подуровень. Энергетические подуровни 5s и 4d очень близки, и часто один электрон с 5s-подуровня переходит на 4d-подуровень. Поэтому у элементов Nb, Mo, Тс, Ru, Rh, Ag на 5s-подуровне находится только один электрон (5s1), а у палладия Pd вообще в невозбужденном состоянии 5s-подуровень не заполнен (это единственный элемент периодической системы, не имеющий s-электронов на внешнем уровне – 5s0). Затем последовательность нарушается, и электроны поступают на р-подуровень пятого уровня, хотя свободны все 4f-орбитали.
Шестой период. Дальнейшая застройка сопровождается уже двумя нарушениями последовательности в пределах одного периода. Цезий Cs и барий Ba имеют заполненный 6s-подуровень. У лантана La, расположенного непосредственно после бария, появляется электрон на 5d-подуровне, так что его электронная структура соответствует формуле:
57La 1s22s22р63s23р64s23d104р65s24d105p66s25d1.
У следующего за лантаном элемента – церия Се начинается застройка 4f-подуровня:
58Се 1s22s22р63s23р64s23d104р65s24d105p66s24f2
и заканчивается у лютеция Lu:
71Lu 1s22s22р63s23р64s23d104р65s24d105p66s24f145d1.
Изменение числа электронов на третьем снаружи 4f-подуровне слабо отражается на химических свойствах элементов. Поэтому все f-элементы очень похожи друг на друга. Все лантаноидыпроявляют 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 5d-подуровня, а начиная от таллия Tl и, кончая радоном Rn, продолжается застройка шестого уровня (6р-подуровень). Шестой период содержит 32 элемента.
Седьмой период аналогичен шестому, но он не завершен. 7й период содержит четырнадцать элементов с заполняющимся 5f-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 ns1 до ns2np6 (или до ns2 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 12 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