1. Принцип Паули.

В атоме не может быть двух электронов, у которых значения всех квантовых чисел (n, l, m, s) были бы одинаковыми, то есть на каждой орбитали может находиться не более двух электронов (с противоположными спинами).

2. Энергия орбиталей возрастает в ряду:

1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d < 4р < 5s < 4d < 5р < 6s < 5d" < 4f < 6р < 7s.

3. Правило Хунда.

Атом в основном состоянии должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов в пределах определенного подуровня.

Полная электронная формула элемента

Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровнях, называется электронной конфигурацией этого атома.

Задание 2.

Сравните схему строения атома, электронную и графическую формулы строения атома:

а) кислорода и магния;

б) Калия и хлора;

в) Калия и Скандия.

Физический смысл химической периодичности

Периодические изменения свойств химических элементов обусловлены правильным повторением электронной конфигурации внешнего энергетического уровня (валентных электронов) их атомов с увеличением заряда ядра.

Графическим изображением периодического закона является периодическая таблица.

• Что такое период в периодической системе?

• Сколько элементов может находиться в каждом периоде?

Периоды - это горизонтальные ряды элементов с одинаковым максимальным значением главного квантового числа валентных электронов. Периоды могут состоять из 2 (первый), 8 (второй и третий), 18 (четвертый и пятый) или 32 (шестой) элементов, в зависимости от количества электронов на внешнем энергетическом уровне. Последний, седьмой, период незавершенный. Все периоды (кроме первого) начинаются щелочным металлом (s-элементом), а заканчиваются инертным газом (ns²nр⁶).

Чем определяются металлические и неметаллические свойства элементов?

Mеталлические свойства рассматриваются как способность атомов элементов легко отдавать электроны, а неметаллические - присоединять электроны через стремление атомов приобрести устойчивой конфигурации с заполненными подуровнями. Заполнение внешнего s-подуровня указывает на металлические свойства атома, а формирование внешнего р-подуровня - на неметаллические свойства. Увеличение числа электронов на р-подуровне (от одного до пяти) усиливает неметаллические свойства атома. Атомы с полностью сформированной, энергетически устойчивой конфигурацией внешнего электронного слоя (ns²nр⁶) являются химически инертными.

В больших периодах переход свойств от активного металла к инертному газу происходит более плавно, чем в малых периодах, поскольку формируется внутренний (n-1) d-подуровень за сохранение внешнего ns² -слоя. Большие периоды состоят из четных и нечетных рядов.

У элементов четных рядов на внешнем слое содержатся ns²-электроны, поэтому преобладают металлические свойства, а их ослабление с ростом заряда ядра незначительно; в нечетных рядах формируется nр подуровень, что объясняет значительное ослабление металлических свойств.

Что такое группы в периодической системе? Элементы объединяются в главные и побочные подгруппы?

Группы - вертикальные столбцы элементов с одинаковым числом валентных электронов, равную номеру группы. Различают главные и побочные подгруппы.

Главные подгруппы состоят из элементов малых и больших периодов, валентные электроны которых расположены на внешних ns- и nр-подуровнях.

Побочные подгруппы состоят из элементов только больших периодов. их валентные электроны находятся на внешнем ns- подуровни и внутреннем (n-1) d-подуровне (или (n-2) f-подуровне).

В зависимости от того, какой подуровень (s-, р, d- или f-) заполняется валентными электронами, элементы периодической системы подразделяются на: s-элементы (элементы главной подгруппы первой и второй групп), р-элементы (элементы главных подгрупп третьей - восьмой групп), d-элементы (элементы побочных подгрупп), f-элементы (лантаноиды, актиноиды).

В главных подгруппах сверху вниз металлические свойства усиливаются, а неметаллические ослабевают. Элементы главных и побочных групп в значительной степени отличаются по свойствам.

Номер группы показывает высшую валентность элемента (кроме O, F, элементов подгруппы меди и восьмой группы).

Общими для элементов главных и побочных подгрупп являются формулы высших оксидов (а также их гидратов). В высших оксидах и их гидратах элементов первой - третьей групп (кроме Бору) преобладают основные свойства, с четвертой по восьмую - кислотные. (Заполняем таблицу.)

Группа	І	ІІ	III	IV	V	VI	VII	VIII (кроме инертных газов)
Высший оксид	E2O	ЕО	E2O3	EO2	E2O5	EO3	E2O7	EO4
Гидрат высшего оксида	ЕОН	E(OH)2	E(OH)3	H2EO3	H3EO4	H2EO4	HEO4	H4EO4

• Как изменяются металлические и неметаллические свойства в периодах? в группах?

От положения элементов в периодической системе зависят свойства атома, связанные с его электронной конфигурацией: атомный радиус - в периоде слева направо уменьшается, а в подгруппе сверху вниз возрастает; энергия ионизации - в периоде растет, а в подгруппе уменьшается; электроотрицательность - в периоде увеличивается, а в подгруппе уменьшается.

Задание:

На основании периодической таблицы охарактеризуйте химический элемент с порядковым номером: 11, 9, 7, 17, 13, 10 по плану:

1. Положение в периодической таблице (порядковый номер, период, ряд; группа, подгруппа; атомная масса)

2. Строение атома (заряд ядра Состав ядра - количество протонов р11, нейтронов n01 и электронов e-, количество энергетических уровней и подуровней; формула электронной конфигурации; квантовые ячейки, по числу и характеру валентных электронов определить тип элемента)

3. Формулы и химический характер соединений (высшего оксида и гидроксида; соединений с водородом)

4. Сравнить с соседями (в периоде, в группе)