Графическое изображение электронных формул
При графическом изображении электронных формул придерживаются следующих обозначений:
В виде квадрата-ячейки условно изображают атомную орбиталь. Число
таких ячеек отвечает числу орбиталей в данном подуровне, т. е. определяется формулой 2l + 1.
В виде стрелки изображают электрон с определённым направлением спи-
на. Электрон со спином +1/2 условно изображают так: ; со спином -1/2: ¯.
Два электрона с антипараллельными спинами, находящиеся в одной клетке, называются спаренными. Их обозначают стрелками с противоположными направлениями: ¯. Одиночные электроны размещаются в разных квантовых ячейках подуровня. Их называют неспаренными. Например, следуя этим обозначениям, можно изобразить электронно-графическую формулу атома хлора +17Сl 1s22s22p63s23p5
Или в сокращённом виде:
Электронно-графическая формула атома показывает распределение электронов по орбиталям и валентность элемента. Согласно электронной (спиновой) теории валентные возможности атома определяются числом неспаренных электронов, способных участвовать в образовании химических связей с другими атомами. Как видно из приведённых схем, в атоме хлора в нормальном (невозбуждённом) состоянии имеется один неспаренный р-электрон, поэтому в этом состоянии хлор одновалентен. Атом хлора имеет «вакантный», не занятый электронами 3d-подуровень (пять квантовых ячеек) и три пары спаренных электронов в состояниях 3s и 3p. При затрате некоторого количества энергии извне, три пары электронов в пределах данного уровня можно разъединить («распарить») путём перевода электронов из этих состояний в состояния 3d и сделать эти электроны также валентными
Неспаренных электронов становится семь, следовательно, валентность хлора в этом состоянии его атомов равна семи. Состояние атомов, при котором наблюдается разъединение спаренных электронов, называется возбуждённым. Энергия, затраченная на распаривание электронов в пределах одного уровня, как правило, полностью компенсируется энергией, выделяемой при образовании дополнительных связей.
Периодический закон и периодическая система химических элементов Периодический закон
Периодический закон был открыт русским химиком Д.И. Менделеевым в 1869 году. Это открытие имело огромное значение не только для химии, но и для всего естествознания в целом.
Открытию любого закона обычно предшествует накопление фактов, их изучение и обобщение. Так было и с периодическим законом.
Попытки классификации химических элементов предпринимали целый ряд учёных: английские химики Деберейнер, Одлинг, итальянский химик Канницаро, французский химик де Шанкуртуа, немецкий химик Мейер и другие.
Однако, до Менделеева ученые классифицировали элементы по так называемым естественным группам, в которые входили только родственные по свойствам элементы. Эти группы рассматривались обособленно, изолированно друг от друга. Ни у кого не возникало мысли искать связь между такими, например, резко противоположными по свойствам элементами, как хлор и натрий. Разобраться в огромном количестве разрозненных фактов и установить закон, объединяющий все элементы в стройную систему, способен был только гениальный ученый.
В отличие от своих предшественников Д.И. Менделеев был глубоко убеждён, что должна существовать естественная связь между всеми химическими элементами, как сходными по свойствам, так и несходными.
В качестве основы для систематизации химических элементов Д.И. Менделеев выбрал относительную атомную массу элементов. Сравнивая между собой разные естественные группы элементов и расположив их в ряды в порядке возрастания атомных масс, он обнаружил периодическое изменение свойств элементов от изменения величин их относительных атомных масс.
Таким образом, Д.И. Менделееву удалось установить что:
1. Главной характеристикой элементов является атомная масса.
2. Свойства элементов зависят от атомных масс.
3. Форма зависимости – периодическая.
Все это дало возможность Д.И. Менделееву открытый им периодический закон сформулировать следующим образом: свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомной массы элементов.
Несмотря на огромную значимость этого закона, он представлял собой лишь гениальное эмпирическое обобщение фактов, а его физический смысл долго оставался непонятным. Данные о строении ядра и о распределении электронов в атомах позволили вскрыть глубокий физический смысл периодического закона.
Исходя из квантово-механических представлений о строении атома стало ясно, что:
1. Главной характеристикой атома является не относительная атомная масса, а величина положительного заряда его ядра.
2. Заряд ядра определяет порядковый номер элемента в периодической системе Д.И. Менделеева.
3. Число электронов в атоме равно заряду ядра, который определяет структуру электронной оболочки атома, а значит, и свойства химического элемента.
4. Номер периода, к которому относится данный элемент, определяется числом электронных слоев в оболочке атома этого элемента.
5. Номер группы, к которой принадлежит данный элемент, как правило, определяется общим числом валентных электронов.
На базе этих современных представлений можно дать следующую современную формулировку периодическому закону: свойства элементов, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома (порядкового номера).
Теория строения атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов. Причиной периодической повторяемости свойств является периодическая повторяемость электронных конфигураций внешнего (последнего) и предвнешнего (предпоследнего) электронных слоёв. В связи с этим все химические элементы разделяются на четыре электронных семейства:
s-Элементы (элементы s-семейства) – это элементы, в атомах которых последним заполняется s-подуровень внешнего электронного слоя. К ним относятся элементы главных подгрупп I и II групп.
p-Элементы (элементы р-семейства) – это элементы, в атомах которых последним заполняется р-подуровень внешнего электронного слоя. К ним относятся элементы главных подгрупп III – VIII групп.
d-Элементы (элементы d-семейства) – это элементы, в атомах которых последним заполняется d-подуровень предвнешнего электронного слоя. К ним относятся элементы побочных подгрупп всех восьми групп.
f-Элементы (элементы f-семейства) – это элементы, в атомах которых последним заполняется f-подуровень третьего снаружи электронного слоя. К ним относятся лантаноиды и актиноиды, которые располагаются в нижней части периодической системы.