пному правилом:
У збудженому атомі всі електрони володіють найменшою енергією (принцип найменшої енергії).
Це означає, що кожен з електронів, що заповнюють оболонку атома, займає таку орбіталь, щоб атом в цілому мав мінімальну енергію. Послідовно квантове зростання енергії підрівнів відбувається в наступному порядку: 1s - 2s-2р - 3s - 3р - 4s-3d - 4р - 5s - ....
Такий порядок збільшення енергії підрівнів визначає розташування еле Ментів в Періодичній системі.
Заповнення атомних орбіталей всередині одного енергетичного підрівня відбувається відповідно до правилом, сформульованим німецьким фізиком Ф. Хунд (1927р) (правило Хунда):
При даному значенні квантового числа l (тобто в межах одного підрівня) в основному стані електрони розташовуються таким чином, що значення сумарного спина атома максимально. Це означає, що на підрівні має бути максимально можливе число неспарених електронів.
Порядок зростання енергії атомної орбіталі в складних атомах описується правилом Клечковского: енергія атомної орбіталі зростає відповідно до збільшення n + l головного і орбітального квантових чисел. При однаковому значенні суми енергія менше в атомної орбіталі з меншим значенням головного квантового числа.
Розподіл електронів за різними атомним орбиталям називають електронною конфігурацією атома. Електронна конфігурація з найменшою енергією відповідає основному Станом атома, інші зміни відносяться до збудженим станам.
Електронну конфігурацію атома зображують двома способами - у вигляді електронних формул і електронно-графічних діаграм. При написанні електронних формул використовують головне і орбітальне квантові числа. Подуровень позначають за допомогою головного квантового числа (цифрою) і орбітального квантового числа (відповідної буквою). Число електронів на підрівні характеризує верхній індекс. Наприклад. Для основного стані атома водню електронна формула: 1s1. p> Більш повно будова електронних підрівнів можна описати за допомогою електронографіческіх діаграм, де розподіл електронів по подуровням представляють у вигляді квантових осередків. Орбіталь в цьому випадку прийнято умовно зображати квадратом, біля якого проставлено позначення підрівня. Підрівні на кожному рівні мають бути трохи зміщені по висоті, так як їх енергія дещо різниться. Електрони позначають стрілками або Ї залежно від знаку спінового квантового числа.
З урахуванням структури електронних конфігурацій атомів всі відомі елементи у відповідності зі значенням орбітального квантового числа останнього заповнюваного підрівня можна розбити на чотири групи: s-елементи, р-елементи, d-елементи, f-елементи.
3. Основні типи хімічного зв'язку. Характеристики хімічного зв'язку. Енергія зв'язку. Довжина зв'язку
При утворенні хімічного зв'язку відбувається перерозподіл у просторі електронних густин, спочатку належали різним атомам. Оскільки найменш міцно пов'язані з ядром електрони зовнішнього рівня, то цим електронам належить головна роль в утворенні хімічного зв'язку. Кількість хімічних зв'язків, утворених даними атомом в з'єднанні, називають валентністю. Електрони, що приймають участь в утворенні хімічного зв'язку, називаються валентними: у s-і р елементів - це зовнішні електрони, у d-елементів - зовнішні (останні) s-електрони і передостанні d-електрони. З енергетичної точки зору найбільш стійким є атом, на зовнішньому рівні якого міститься максимальна кількість електронів (2 і 8 електронів). Такий рівень називають завершеним. Завершені рівні відрізняються великою міцністю і характерні для атомів благородних газів, тому при звичайних умовах вони перебувають у стані хімічно інертного одноатомного газу.
У атомів інші елементи зовнішні енергетичні рівні незавершені. У процесі хімічної реакції здійснюється завершення зовнішніх рівнів, що досягається або приєднанням, або віддачею електронів, а також утворенням загальних електронних пар. Ці способи призводять до утворення двох основних типів зв'язку: ковалентного і іонної. Таким чином, при утворенні молекули кожен атом прагне придбати стійку зовнішню електронну оболонку: або двухелектронной (дублет), або восьми-злектромную (октет). Ця закономірність покладена в основу теорії утворення хімічного зв'язку. Освіта хімічного зв'язку за рахунок завершення зовнішніх рівнів у створюючих зв'язок атомах супроводжується виділенням великої кількості енергії, тобто виникнення хімічного зв'язку завжди протікає екзотермічно, оскільки воно призводить до появи нових частинок (молекул), володіють при звичайних умовах більшою стійкістю, а отже, вони меншою енергією, ніж у вихідних. Одним з суттєвих показників, визначальних який зв'язок утворюється між атомами, є електронегативність, тобто здатність атомом притягувати до себе електрони від інших атомів. Електронегативність атомів елементів змінюється поступово: в періодах п...
