2.1.1. Распределение электронов по орбиталям.

В невозбужденном состоянии электроны заполняют орбитали атома в соответствии с тремя законами:

1) Принцип наименьшей энергии - в первую очередь электроны заполняют орбитали, имеющие наименьшую потенциальную энергию.

Порядок следования орбиталей по энергии определяется по правилам Клечковского ( 1 правило Клечковского - меньшую энергию имеет та орбиталь, для которой меньше сумма (n+L); 2 правило Клечковского - если у двух орбиталей сумма (n+L) одинакова, то меньшую энергию имеет орбиталь с меньшим значением главного квантового числа) и составляет следующую последовательность 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f и т.д.

2) Принцип Паули - два электрона в одном атоме не могут иметь одинаковый набор из четырех квантовых чисел. Следствием принципа Паули является то, что на одной орбитали могут одновременно находиться не более двух электронов, при этом они должны иметь противоположные по знаку (антипараллельные) спины.

3) Правило Хунда – в пределах одного подуровня электроны распределяются по орбиталям таким образом, чтобы их суммарный спин был максимален по модулю.

Электронное строение атома осуществляется одним из двух способов: 1. в электронной формуле указывается количество электронов на подуровнях атома. Любой s-подуровень включает только одну орбиталь, поэтому его максимальная емкость по электронам N_max=2. Любой p-подуровень состоит из 3 орбиталей (N_max=6), d-подуровень - из 5 орбиталей (N_max=10), f-подуровень - из 7 орбиталей (N_max=14).

Например, электронная формула атома хлора (Ar): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁵ .

2) на энергетической диаграмме показывается распределение электронов по орбиталям. Орбитали на такой диаграмме обычно изображаются в виде квадратиков, а электроны - стрелками (при s = +1/2 стрелкой вверх, при s = -1/2 стрелкой вниз). Химические элементы подразделяются на 4 электронных типа в зависимости от того, на каком подуровне у них находятся электроны, имеющие максимальную потенциальную энергию в невозбужденном состоянии. По этому признаку все известные элементы относятся к s-элементам, p-элементам, d-элементам или f-элементам.

Электроны атома подразделяются на валентные и невалентные.

Химические свойства атома в основном определяются электронной конфигурацией валентных электронов.

К валентным электронам относятся:

а) s- и p-электроны внешнего уровня,

б) d- и f-электроны внутренних уровней, если соответствующие подуровни заполнены не до конца.

2.1.2 Периодический закон.

С современных позиций химические свойства элемента определяются прежде всего электронной конфигурацией внешних энергетических уровней атома, и поэтому периодический закон ПЗ сегодня можно сформулировать следующим образом: Свойства элементов и их однотипных соединений находятся в периодической зависимости от заряда атом­ных ядер элементов, что является следствием периодического повторения строения внешних электрон­ных слоев атомов элементов при увеличении заряда их ядра.

Периодический закон был создан Д. И. Менделеевым на ос­нове разработанной им в 1867 г. периодической системы элемен­тов, которая была представлена в виде таблицы – графической иллюстрации ПЗ. В Периодической системе (ПС) выделяются периоды, группы и подгруппы. В периоде свойства элементов изменяются от свойств щелочного металла до свойств инертного (благородного) газа. В группу объединены элементы, имеющие одинаковое число валентных электронов (исключения: I и VIII группы). Так как распределение валентных электронов у s-элеметов, p-элементов и d-элементов по подуровням отличается, каждая группа делится на две подгруппы - главную (A) и побочную (B).

Периодический закон является следствием важной особенности электронного строения атомов: при монотонном увеличении количества электронов через определенные промежутки (периоды) у атомов химических элементов повторяются сходные конфигурации валентных электронов. Поэтому химические свойства элементов, относящихся к одной подгруппе, во многом похожи. ПС позволяет определить электронное строение внешних уровней атомов элементов и тем самым сразу выявить особенности, определяющие их химические свойства, т. е. способность отдавать или присоединять электроны. Атомы элементов, не имеющие на внешней оболочке устойчивой электронной структуры ns²np⁶, обладают при взаимодействии с атомами других элементов тенденцией к перестройке своей внешней оболочки с тем, чтобы превратить ее в устойчивую. В зависимости от природы взаимодействующих элементов это достигается тремя путями: отдачей, или присоединением, или обобществлением электронов атомов этих элементов при образовании между ними химической связи. При этом атомы с числом электронов во внешнем слое меньше четырех обычно отдают электроны (восстановители), а с числом больше четырех - принимают электроны (окислители). Способность атома отдавать и присоединять электроны также зависит от его радиуса и характеризуется величинами энергии ионизации, энергии сродства к электрону, а в составе молекулы — относительной электроотрицательностью атома.