Последовательность заполнения электронных состояний в атоме:

1s² 2s²2p⁶ 3s²3p⁶ 4s²3d¹⁰4p⁶ 5s²4d¹⁰5p⁶ 6s²5d¹4f¹⁴5d⁹6p⁶ 7s²6d¹5f¹⁴6d⁹7p⁶

Отметим, что в 6-ом и 7-ом периодах сначала один электрон занимает d-состояние, затем происходит полное заполнениеf-подуровня, и лишь после этого протекает заполнениеd-подуровня до 10 электронов. Следует отметить, что после полного заполненияd- иf-подуровней они «проваливаются» по энергии, и соотношение по энергии имеет вид:

E_ns>E_(n-1)d>E_(n-2)f.

Периодический закон и периодическая система д. И. Менделеева в свете современных представлений о строении атома

Периодический закон –величайшее достижение химической науки, основа современной химии: свойства простых тел, а также формы и свойства простых и сложных соединений элементов находятся в периодической зависимости от относительных атомных масс элементов. Периодический закон открыт Д.И. Менделеевым в 1869 году.Графическим изображением периодического закона (ПЗ) является периодическая система химических элементов (ПСХЭ).

Состав и структура ПСХЭ. Каждый элемент, изображенный соответствующим символом, имеет порядковый номер и занимает определенное место в ПСХЭ.Порядковый номер равен заряду ядра атома и числу электронов в оболочке атома.

Горизонтальный ряд элементов, расположенных по возрастанию порядковых номеров, в котором закономерно изменяются свойства при переходе от металлов к неметаллам, называется периодом. В ПСХЭ семь периодов, из них 1-й, 2-й, 3-й–малые, 4-й, 5-й, 6-й, 7-й–большие.Номер периода указывает на число уровней в атоме данного элемента.

Вертикальный ряд, объединяющий элементы с одинаковой валентностью в высших оксидах, называется группой. Всего восемь групп. В пределах одной группы не все элементы явно сходны по своим свойствам. Поэтому каждая группа делится на две подгруппы – главную и побочную. Главные подгруппы включают в себя элементы малых периодов и сходные с ними по свойствам элементы больших периодов. Побочные подгруппы включают в себя только элементы больших периодов.

Многие свойства элементов зависят от электронной конфигурации, и в их изменении по мере увеличения порядкового номера элемента наблюдается периодичность. Свойства химических элементов периодически (т. е. через определенные промежутки – периоды) повторяются потому, что периодически повторяется одинаковое строение внешних энергетических уровней их атомов.

К таким свойствам атомов элементов относятся: атомный радиус, энергия ионизации, сродство к электрону, электроотрицательность, степень окисления (валентность), оптические и магнитные свойства.

Все элементы делятся на металлы и неметаллы. Металлы – это элементы, атомы которых отдают свои внешние электроны. Неметаллы – это элементы, атомы которых стремятся принять на внешний энергетический уровень электроны, недостающие до восьми (в случае водорода– до двух). Чем легче атом металла отдает свои внешние электроны, тем более сильно будут выражены его металлические свойства. И наоборот, чем легче атом неметалла принимает недостающие электроны на внешний слой, тем более сильно будут выражены его неметаллические свойства.

Изменение металлических и неметаллических свойств атомов элементов в периодах и группах: в пределах одного периода с ростом порядкового номера металлические свойства элементов ослабевают, а неметаллические усиливаются, т.к. растет число электронов на внешнем уровне атомов (оно равно номеру группы); число энергетических уровней в пределах периода не изменяется (оно равно номеру периода); радиус атомов уменьшается, «сжимается». В пределах одной группы (главной подгруппы) с ростом порядкового номера металлические свойства элементов усиливаются, а неметаллические ослабевают, т.к. число электронов на внешнем уровне атомов одинаково; число энергетических уровней в атомах растет, радиус атомов увеличивается.

Энергия ионизации атомов (I) равна энергии, которую необходимо затратить, чтобы перенести один электрон из атома в бесконечность (при этом образуется положительный ион): А – е → А⁺. Измеряется энергия ионизации в кДж/моль, эВ/моль. Она служит количественной характеристикой восстановительной активности элементов. Впериодах слева направо энергия ионизации возрастает, восстановительная активность уменьшается. Вгруппах s-,p- и в третьей группеd-элементов сверху вниз величиныI и восстановительная активность элементов увеличиваются. В группахd-элементов, кроме третьей, энергия ионизации уменьшается, как правило, в обратном направлении, т.е. снизу вверх, и нарастают восстановительные свойства элементов.

Сродство к электрону (Е)– энергия, которая выделяется при присоединении к атому одного электрона с образованием отрицательного иона:

А + е → А^-(Cl+e→Cl^-). Измеряется энергия сродства к электрону в кДж/моль, эВ/моль. Она служит количественной характеристикой окислительной активности элементов. Сродство к электрону возрастает с уменьшением радиуса, т.е. в периодах – слева направо и в группах неметаллов – снизу вверх. В этих же направлениях увеличивается окислительная активность элементов.

Электроотрицательность (ЭО)определяется как способность атомов притягивать (принимать) электроны. Общее стремление атома к присоединению электрона определяется арифметической полусуммой значений энергии ионизации и сродства к электрону. Оценивать электроотрицательность имеет смысл только для элементов, имеющих окислительную активность. В периодах ЭО возрастает слева направо; в группе ЭО больше у элемента, расположенного выше. Наиболее электроотрицательным из всех элементов является фтор.