1
0
1
2
В
0
0
-1
0
+1
0
-1
0
+1
В
↓ ↑
↓ ↑
↓ ↑
↓ ↑
↓ ↑
↓ ↑
↓ ↑
↓ ↑
↓ ↑
В В В В В В В В В
Кількість неспарених електронів на зовнішньому рівні визначає валентність елемента, тобто здатність утворювати хімічні зв'язки з іншими атомами. У більшості випадків, але не завжди.
4 травня p> 4 Березня
2 Березня
2 січня
1
Періодичний закон (1869 р): властивості простих тіл, а також властивості й форми сполук елементів перебувають у періодичній залежності від величини атомних ваг елементів.
До появи відомостей про складну будову атома основною характеристикою елемента служив атомний вага (відносна атомна маса). Розвиток теорії будови атома призвело до встановлення того факту, що головною характеристикою атома є позитивний заряд ядра.
У сучасному формулюванні періодичний закон звучить: властивості хімічних елементів, а також формули і властивості утворених ними сполук перебувають у періодичній залежності від величини заряду ядер їх атомів.
Фізичної основою структури періодичної системи елементів служить певна послідовність формування електронних конфігурацій атомів у міру зростання порядкового номера елемента.
У Залежно від того, який енергетичний підрівень заповнюється електронами останнім, розрізняють 4 типи елементів:
- елементи (останнім заповнюється-підрівень зовнішнього енергетичного рівня)
- елементи (останнім заповнюється-підрівень зовнішнього енергетичного рівня)
- елементи (останнім заповнюється-підрівень передостаннього енергетичного уровня)
- елементи (останнім заповнюється-підрівень 3-го зовні енергетичного рівня).
Горизонтально розташовуються періоди - послідовний ряд елементів, електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня яких змінюється від до. Номер періоду збігається зі значенням головного квантового числа зовнішнього енергетичного рівня.
Вертикально розташовуються групи - елементи які є подібними електронна будова. У елементів головної підгрупи останнім заповнюється і підрівні зовнішнього енергетичного рівня, у елементів побічної підгрупи відбувається заповнення внутрішніх та підрівнів. Однаковий номер групи, як правило, визначає число електронів, яке може брати участь в утворенні хімічних зв'язків.
2. Будова багатоелектронних атомів. Принцип найменшої енергії, принцип Паулі, правило Гунда, правило Клечковского. Електронні формули
Число електронів, які можуть перебувати на одному енергетичному рівні, визначається формулою 2n2, де n - номер рівня. Максимальне заповнення перших чотирьох енергетичних рівнів: для першого рівня - 2 електрони, для другого - 8, для третього - 18, для четвертого - 32 електрона. Максимально можливе заповнення електронами більш високих енергетичних рівнів, в атомах відомих елементів не досягнуто.
Квантово-механічні розрахунки показують, що в багатоелектронних енергія електронів одного рівня неоднакова; електрони заповнюють атомні орбіталі різних видів і мають різну енергію. Кожен енергетичний рівень, крім першого, розщеплюється на таке число енергетичних підрівнів, скільки видів орбіталей включає цей рівень. Другий енергетичний рівень розщеплюється на два підрівні (2s - і 2p-підрівні), третій енергетичний рівень - на три підрівня (3s-, 3p-і 3d-підрівні). p> Кожен s-підрівень містить одну s орбіталь, кожен р-підрівень - три р-орбіталі, кожен d-підрівень сім f-орбіталей.
Закономірність заповнення електронних оболонок атомів визначається принципом заборони, встановленим у 1925 р швейцарським фізиком Паулі (принцип Паулі):
В атомі не можуть одночасно перебувати два електрони з однаковим набором чотирьох квантових квантових чисел (заповнення електронами орбіталей відбувається наступним чином: спочатку на кожній орбіталі розташовується по одному електрону, потім, після заповнення всіх орбіталей відбувається розподіл других електронів з протилежним спіном).
Використовуючи поняття квантові числа можна сказати, що:
Кожен електрон в атомі однозначно характеризується своїм набором чотирьох квантових чисел - головного n, орбітальногоl, магнітного ml, і спінового ms.
Заселення електронами енергетичних рівнів, підрівнів і атомних орбіталей підпорядковується насту...
