2.2. Структура периодической системы элементов

Периодическая система элементов – это графическое изображение периодического закона. В настоящее время предложено около 400 вариантов периодической системы. Наиболее распространены два из них: короткий и длинный варианты.

Все элементы в периодической системе располагаются в порядке возрастания атомных масс.

Каждый элемент пронумерован, этот номер называется порядковым или атомным.

В таблице можно выделить горизонтальные и вертикальные ряды.

Периодами называются горизонтальные ряды, в которых элементы расположены в порядке возрастания их атомных номеров и последовательного изменения свойств.

Периодическая система состоит из 7 периодов:

1, 2, 3 называются малыми или типическими;

4, 5, 6 – большими;

7 – незаконченный.

Вся таблица разбита на 10 рядов. По два ряда имеют 4, 5, и 6 периоды.

Каждый период всегда начинается щелочным металлом и заканчивается инертным газом.

1 период содержит 2 элемента, 2 и 3 – по 8 элементов, 4 и 5 – по 18, 6 – 32.

Группами называются вертикальные ряды, в которых элементы обладают сходными химическими свойствами.

Периодическая система состоит из 8 групп. Каждая группа делится на подгруппы: главную и побочную. Например, элементы IV группы:

IV группа	Типические элементы 1 – 3 периодов и сходные с ними по
C	свойствам элементы 4 – 7 периодов образуют главную
Si	подгруппу. В главную подгруппу входят только s- и р- эле-
Ti Ge	менты. В IV группе в главную подгруппу входят С, Si, Ge, Sn,
	Pb.
Zr Sn
	Побочную подгруппу образуют d- и f-элементы. В
Hf Pb	побочные подгруппы входят только металлы. В IV группе
	в побочную подгруппу входят Тi, Zr, Hf, Ku.
Ku

Номер группы показывает максимальную валентность элемента.

2.3. Строение атома

До 19 века считалось, что атом неделим.

В 1874 году Дж. Дж. Стоней предположил, что электрический ток представляет собой поток отрицательно заряженных частиц, названных им в 1891 году электронами.

Английский ученый Крукс в 1895 году регистрировал так называемые катодные лучи и установил, что катодные лучи – это поток отрицательно заряженных частиц.

Дж. Дж. Томсон, английский физик, также наблюдая катодные лучи, пришел к выводу, что катодные лучи представляют собой поток электронов. Томсон определили удельный заряд и относительную массу электрона, а также установил, что атомы всех элементов содержат электроны (Нобелевская премия 1906 года).

Знаменитый опыт с капельками масла, проведенный в 1909 году Р.Э. Милликеном, позволил вычислить массу электрона (Нобелевская премия 1923 года). В настоящее время значения приняты следующие значения заряда и массы электрона: е = 1,60210^-19 Кл; m_e = 9,11010^-28 г (составляет 1/1840 часть массы атома водорода).

Поскольку в атоме были обнаружены отрицательно заряженные частицы – электроны, то, следовательно, должны быть и положительно заряженные, т.к. в целом атом электронейтрален.

В течение короткого периода времени были предложены несколько возможных моделей атома.

Впервые планетарная модель атома была предложена русским ученым Б.Н. Чичериным в 1888 году. 4 февраля 1888 года Менделеев доложил результаты его работы на заседании Русского химического общества. Однако в международной литературе публикация об этом сделана не была.

Модель Томсона (1904 год) – “пудинг с изюмом” – представляла собой положительно заряженную сферу, в которую были внедрены электроны. Эта модель была названа статической.

Выдающийся ученый XX века Э. Резерфорд (Нобелевский лауреат 1908 года) после проведенных опытов с -частицами предложил другую, так называемую ядерную модель: положительно заряженное ядро окружено облаком электронов. В 1914 году Резерфорд высказал предположение о существовании протона, а в 1920 году предсказал существование нейтрона.

И, наконец, в 1913 году Н. Бор (Нобелевская премия 1922 года) предложил планетарную модель атома, согласно которой электроны движутся вокруг ядра по устойчивым круговым орбитам. Эта модель отчасти используется и в настоящее время.

Одновременно с установлением модели атома были высказаны важнейшие гипотезы и проведены исследования, имевшие существенное значение для создания теории периодической системы.

В работах английского физика Г. Мозли в 1912 – 1914 г. было показано, что заряд ядра численно равен порядковому номеру элемента, и при переходе от элемента к элементу закономерно увеличивается на единицу, т.е. порядок расположения элементов приобрел четкий физический смысл.

В 1920 году американский ученый Д. Чедвик установил, что

число электронов = числу протонов = порядковому номеру.

К 1932 году после открытия Д. Чедвиком нейтрона были установлены основные частицы, входящие в атом.

Таблица 2.2.

Основные частицы, составляющие атом

Частицы	Относительная масса	Относительный заряд
Протон р	1,0073	+ 1
Нейтрон n	1,0087	0
Электрон е	0,00055  0	 1

Основная масса атома сосредоточена в ядре и складывается из массы протонов и нейтронов.

А = р + n

Однако по-прежнему не было объяснения ни физического смысла периодичности, ни структуры периодической системы, что привело к выводу о том, что причину периодичности следует искать в строении электронного слоя, в распределении электронов вокруг ядра.

В 1913 году Н. Бор сформулировал знаменитые постулаты:

1. Электроны в атоме вращаются только по определенным стационарным орбитам.

2. Находясь на стационарной орбите, электрон не излучает энергию.

3. Возможны переходы электрона с одной орбиты на другую, но это связано с энергетическими изменениями.

Выдвинутая Бором модель атома до сих пор используется в ряде случаев. Однако модель Бора имеет несколько недостатков. Во-первых, экспериментально не подтверждается, что электроны в атомах движутся по круговым орбитам со строго определенными характеристиками. Во-вторых, если бы это было так, электрон должен был бы постепенно терять энергию и замедляться. В конце концов он оказался бы притянутым к ядру, что означает разрушение атома. На самом деле этого не происходит.

В 20-е годы XX века В. Гейзенберг, П. Дирак и Э. Шредингер (все - лауреаты Нобелевской премии) предложили квантово-механическую модель атома.

Квантовая (или волновая) механика основывается на предположении

Л. де Бройля о том, что все материальные частицы одновременно обладают и волновыми свойствами (1925 г.). Однако проявляется корпускулярно-волно-вой дуализм (двойственная природа) лишь для микрообъектов, к которым относятся и электроны. Де Бройль предложил рассматривать электрон как стоячую волну. В 1927 году наличие как волновых, так и корпускулярных свойств у электрона было экспериментально подтверждено, т.е. установлено, что электрон ведет себя и как частица, и как волна.

Согласно принципу неопределенности Гейзенберга корпускулярно-волновой дуализм электрона обусловливает то, что электрон не имеет точных значений координат и импульса. Однако можно вычислить вероятность нахождения электрона в определенном объеме пространства.

Область пространства вокруг ядра, в которой высока вероятность обнаружения электрона, называется орбиталью.

Оценка вероятности нахождения того или иного электрона в пространстве вокруг ядра производится математическим путем с помощью уравнения Шредингера (1926 г.), которое связывает волновую функцию  с потенциальной U и полной Е энергией электрона:

,

где – сумма вторых производных по координатам; m – масса электрона; h = 6,625610^-34 Джс – постоянная Планка.

Волновое уравнение Шредингера – это математическая модель атома. Решение уравнения Шредингера – набор 3-х квантовых чисел, характеризующих движение электронов в атомах.

Квантовые числа

Главное квантовое число n

Электроны, которые движутся в орбиталях близкого размера, образуют электронные слои или энергетические уровни. Энергетические уровни нумеруют от ядра:

1; 2; 3; 4; 5; 6; 7 или

К; L; M; N; O; H; Q

Целое число n, которое обозначает номер уровня, называется главным квантовым числом. n {1; }

Число энергетических уровней в атоме = номеру периода

Значение главного квантового числа определяет максимальное число электронов не уровне: N_max = 2n².

Номер энергетического уровня (периода)	Nmax = 2n2.
1	2
2	8
3	18
4	32

Орбитальное (побочное) квантовое число l

Каждый уровень делится на подуровни, которые отличаются друг от друга энергией связи с ядром.

Орбитальное (побочное) квантовое число l определяет распределение электронов по подуровням внутри энергетического уровня и определяет форму облака. l {0; n 1}

Электронные подуровни получили обозначения по типам соответствующих им линий в атомных спектрах, а именно:

s-подуровень назван по “резкой” (sharp) s-линии;

р-подуровень назван по “главной” (principal) р-линии;

d-подуровень назван по “диффузной” (diffuse) d-линии;

f-подуровень назван по “фундаментальной” (fundamental) f-линии.

На s-подуровне находятся s-электроны, имеющие форму шара. На

р-подуровне находятся р-электроны, имеющие форму гантели. Более сложную форму имеют орбиты d- и f-электронов.

Рассмотрим значения главного и побочного квантовых чисел для первых четырех уровней.

Таблица 2.3.

Значения главного и побочного квантовых чисел

n	l	орбитали	n+l
1	0	1s	1
2	0 1	2s 2p	2 3
3	0 1 2	3s 3p 3d	3 4 5
4	0 1 2 3	4s 4p 4d 4f	4 5 6 7

Важно отметить, что заполнение орбиталей идет по мере увеличения их энергетического запаса. Наименьшую энергию имеет 1s-подуровень, за ним следуют 2s-, 2р- подуровни. Порядок дальнейшего заполнения определяется правилом Клечковского: атомные орбитали располагаются в последовательности возрастания суммы квантовых чисел (n+l), причем в группе с одинаковым значением (n+l) первыми следуют уровни с меньшим значением главного квантового числа n. По этой причине подуровень 4s будет заполняться раньше, чем подуровень 3d.

Последовательность заполнения атомных орбиталей в соответствии с их энергией следующая:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s

Магнитное квантовое число m

Каждый подуровень ориентирован в пространстве определенным образом.

Магнитное квантовое число m описывает ориентацию электронного облака (орбиталей) в пространстве. m { l, 0, +l} = (2l+1)

Таблица 2.4.

Значения побочного и магнитного квантовых чисел

Значение l	Значение m	Число ориентаций электронного облака
0 (s-орбиталь)	0	1
1 (р-орбиталь)	 1, 0, +1	3
2 (d-орбиталь)	 2, 1, 0, +1, +2	5
3 (f-орбиталь)	 3, 2, 1, 0, +1, +2, +3	7

Таким образом, энергетический уровень (n) включает набор энергетических подуровней (l), а последние содержат орбитали, число которых определяется значением (m).

Спиновое квантовое число s

Рассмотрим набор квантовых чисел элементов 1 периода водорода и гелия.

Водород	Гелий
n =1 l = 0 m = 0	n =1 l = 0 m = 0
Набор 3-х квантовых чисел одинаков

В 1925 году голландские физики Уленбек и Гоудсмит пришли к выводу, что электрон обладает особыми свойствами, которые связаны с наличием у него спина (от англ. “spin” – веретено).

Четвертое, спиновое квантовое число s характеризует собственное внутреннее вращение электрона. s (+1/2) и (-1/2)

Учет спина позволил решить вопрос о максимальном числе электронов в электронном слое и о распределении электронов по атомным орбиталям.

Принцип Паули: в атоме не может быть электронов с одинаковым наборами всех 4-х квантовых чисел.

Если у электронов квантовые числа n, l и m одинаковы, то должны различаться спины. А поскольку спин принимает только 2 значения, то, следовательно, максимально возможное число электронов на одной орбитали атома равно 2.

Таким образом, можно определить максимальное число электронов на каждой орбитали.

Орбитали	Число ориентаций электронного облака	Максимальное число электронов на орбитали
s-орбиталь	1	2
р-орбиталь	3	6
d-орбиталь	5	10
f-орбиталь	7	14

Электронная конфигурация

Электронная конфигурация – это запись распределения электронов в его атомах по уровням, подуровням и орбиталям.

Основные правила определения электронной конфигурации элемента

1. Электроны в основном состоянии атома заполняют орбитали в последовательности повышения орбитальных энергетических уровней. Первыми заполняются низшие по энергии орбитали.

2. Согласно принципу Паули на каждой орбитали могут находиться не более 2-х электронов.

3. Правило Гунда. Согласно этому правилу заполнение орбиталей одной оболочки начинается одиночными электронами с параллельными спинами (одинаковыми по знаку), а лишь после того, как одиночные электроны займут все свободные орбитали, может происходить окончательное заполнение орбиталей парами электронов с противоположными спинами.

Электронная конфигурация водорода

номер периода 1 s ^{1 } число электронов на орбитали



тип орбитали

Электронные конфигурации элементов малых периодов представлены в таблице 2.5.

Таблица 2.5.

Электронные конфигурации элементов малых периодов

Элемент	Знак	Электронная конфигурация	Распределение электронов на последнем уровне		Число валентных электронов
I период
1 Водород	Н	1s1	1s 		1
2 Гелий	Не	1s2	1s 		0
II период
3 Литий	Li	1s2 2s1	2s 		1
4 Бериллий	Be	1s2 2s2	2s 		0 (2)
5 Бор	B	1s2 2s22p1	2s 	2p 	1 (3)
6 Углерод	C	1s2 2s22p2	2s 	2p  	2 (4)
7 Азот	N	1s2 2s22p3	2s 	2p   	3
8 Кислород	O	1s2 2s22p4	2s 	2p   	2
9 Фтор	F	1s2 2s22p5	2s 	2p   	1
10 Неон	Ne	1s2 2s22p6	2s 	2p   	0
III период
11 Натрий	Na	1s2 2s22p6 3s1	3s 		1
12 Магний	Mg	1s2 2s22p6 3s2	3s 		0 (2)
13 Алюминий	Al	1s2 2s22p6 3s23p1	3s 	3p 	1 (3)
14 Кремний	Si	1s2 2s22p6 3s23p2	3s 	3p  	2 (4)
15 Фосфор	P	1s2 2s22p6 3s23p3	3s 	3p   	3
16 Сера	S	1s2 2s22p6 3s23p4	3s 	3p   	2
17 Хлор	Cl	1s2 2s22p6 3s23p5	3s 	3p   	1
18 Аргон	Ar	1s2 2s22p6 3s23p6	3s 	3p   	0
IV период
19 Калий	K	1s2 2s22p6 3s23p6 4s1	4s 		1
20 Кальций	Ca	1s2 2s22p6 3s23p6 4s2	4s 		0 (2)