3. Принцип наименьшей энергии.

Каждый электрон занимает свободную орбиталь с самой низкой энергией, которой будет отвечать наиболее прочная связь его с ядром.

Возрастание энергии электронов и последовательность заполнения ими орбиталей можно выразить следующей схемой:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d <

< 5p < 6s < 5d » 4f < 6p < 7s < 6d » 5f < 7p

Пример 1. Составить электронную конфигурацию атома калия, изобразить строение электронных оболочек при помощи ячеек, определить валентные электроны и максимальную степень окисления атома калия.

Решение.

Электронная конфигурация атома калия выглядит следующим образом:

₁₉K 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹

Строение электронных оболочек выглядит так:

Валентные электроны калия находятся на 4s-подуровне (4s¹) и максимальная степень окисления калия равна +1.

Пример 2. Определить, могут ли электроны атома алюминия находиться на следующих орбиталях: а) 1p; б) 2p; в) 3d.

Решение.

Электронная конфигурация атома алюминия выглядит следующим образом:

₁₃Al 1s²2s²2p⁶3s²3p¹

а) при n = 1 возможно только значение l = 0 (s-подуровень), следовательно, 1p-орбиталь не существует.

б) на 2p-орбитали электроны уже находятся;

в) 3d-орбиталь в атоме алюминия имеется. Переход на нее электронов с других орбиталей возможен только при определенных затратах энергии. Если такой переход произойдет, атом алюминия будет называться возбужденным.

Задание для самостоятельной работы

1. Написать электронные конфигурации атомов Si, Cl, Mn, Zn, Ba, изобразить строение электронных оболочек при помощи ячеек, определить валентные электроны и максимальную степень окисления атома калия.

2. Определить, могут ли электроны атома меди находиться на следующих орбиталях: а) 2d; б) 3p; в) 4s.

4.3. Периодический закон д.И.Менделеева

В 1869 г. Д.И. Менделеев впервые сформулировал периодический закон:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины атомных весов элементов.

Располагая элементы в порядке возрастания их атомных масс, Д.И.Менделеев обратил внимание на то, что периодически повторяется определенное изменение их свойств, так же периодически повторяются и формы их соединений  оксидов, гидроксидов, хлоридов и т.д. Но несмотря на огромную значимость открытия Д.И. Менделеева, оно представляло лишь обобщение имеющихся фактов, а их физический смысл оставался непонятным. Причина заключалась в том, что в XIX веке еще не сложились представления о сложном строении атома.

Новые знания о строении атома, которые принес ХХ век, не только не опровергли периодического закона, но, напротив, сумели дать ему строгое научное обоснование. На основе современных представлений о строении атома периодический закон формулируется так:

Свойства простых тел, а также формы и свойства соединений элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра атома.

В периодической системе имеется 7 расположенных по горизонтали периодов; из них первые 3 называются малыми, а остальные  большими. В первом периоде 2 элемента, во 2 и 3  по 8, в 4 и 5  по 18, в 6  32, в 7 (пока незавершенном)  21 элемент. Каждый малый период состоит из одного ряда, каждый большой период  из двух (всего 10 рядов).

Каждый период начинается элементами, атомы которых имеют на внешнем уровне один электрон. За исключением первого периода, каждый период начинается щелочным металлом. Далее каждый последующий атом элемента имеет на один электрон больше, чем предыдущий. Заканчивается период элементами, имеющими на внешнем уровне 2 (в первом периоде) и 8 электронов (во всех остальных)  инертными газами.

По вертикали в системе расположены восемь групп (их обозначают римскими цифрами). Как правило, высшая положительная степень окисления элементов в их соединениях равна номеру группы. Исключения составляют фтор F (его степень окисления всегда равна 1), кислород (высшая степень окисления +2), медь Cu, серебро Ag, золото Au (для которых известны соединения со степенями окисления +1, +2, +3), элементы VIII группы (степень окисления +8 известна только для осмия Os, рутения Ru и ксенона Xe).

Каждая группа делится на две подгруппы  главную и побочную. Такое деление обусловлено строением электронных оболочек атомов. Так, все элементы главной подгруппы I группы на внешнем уровне имеют один электрон. Строение их валентного уровня описывается формулой ns¹, где n  номер периода. Таким образом, главные подгруппы составляют типические элементы и сходные с ними по свойствам элементы больших периодов. Побочные подгруппы составляют только металлы  элементы больших периодов. В VIII группе не одна, а три побочных подгруппы  подгруппы железа Fe, кобальта Co и никеля Ni. Однако по свойствам ближе элементы горизонтальных группировок, которые называют триадами или семействами  триады железа Fe (Fe-Co-Ni), палладия Pd (Ru-Rh-Pd) и платины Pt (Os-Ir-Pt).

Химические свойства элементов главных и побочных подгрупп значительно различаются, например, главную подгруппу VII группы составляют типичные неметаллы  галогены, а побочную подгруппу  металлы марганец Mn, технеций Tc, рений Re.

Все элементы, кроме трех легких благородных газов (гелия Не, неона Ne, аргона Ar), образуют кислородные соединения. Формулы высших оксидов элементов данной группы изображают под каждой группой. Они относятся ко всем элементам группы, кроме вышеперечисленных исключений.

Под группами с IV по VII помещают также изображения общей формулы газообразных водородных соединений. Она относится только к элементам главных подгрупп этих групп.

Свойства элементов в главных подгруппах закономерно изменяются: сверху вниз усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

В периоде слева направо усиливаются неметаллические свойства и ослабевают металлические.

Таким образом, металлические свойства наиболее сильно выражены у франция Fr, а неметаллические  у фтора F.

Кроме того, в каждом периоде слева направо закономерно уменьшается радиус атома, увеличивается электроотрицательность, возрастает степень окисления.

В группах сверху вниз увеличивается радиус атома и уменьшается электроотрицательность.

По положению в периодической системе можно предсказывать многие свойства элемента и его соединений. Например, элемент №20  кальций. Он находится в 4 периоде и II группе, причем попадает в главную подгруппу и будет сходен по свойствам с бериллием Be, магнием Mg, стронцием Sr, барием Ba и радием Ra, имеющими формулу валентного уровня ns². Степень окисления кальция в соединениях +2. Его высший оксид должен иметь формулу СаО. Это типичный металл, значит, его оксид будет проявлять основные свойства, и ему будет соответствовать гидроксид формулы Са(ОН)₂, проявляющий свойства основания. Металлические свойства кальция будут выражены сильнее, чем у магния Mg, но слабее, чем у стронция Sr и бария Ва; сильнее, чем у скандия Sc, но слабее, чем у калия K.