4)Закономерности распределения электронов по уровням и подуровням, электронные формулы и схемы элементов. Правило Хунда.

Закономерности распределения электронов по орбиталям. Подобно любой системе, атомы стремятся к минимуму энергии. Это достигается при определенном распределении электронов по орбиталям, которое можно оценить на основе таких закономерностей: Принцип Паули: в атоме не может быть электронов с одинаковым значением всех четырех квантовых чисел. Правило Хунда: электроны располагаются на одинаковых орбиталях таким образом, чтобы суммарный спин был максимален. Правило Клечковского: порядок заполнения энергетических состояний определяется стремлением атома к минимальному значению суммы главного и побочного квантовых чисел, причем в пределах фиксированного значения n + l в первую очередь заполняются состояния, отвечающие минимальным значениям n. Рассмотрим несколько примеров, поясняющих приведенные закономерности. 1. Применение правила Клечковского для калия (Z = 19) и скандия (Z = 21). Предшествующий калию элемент аргон (Z = 18) имеет следующее распределение электронов по орбиталям: 1s22s22p63s23p6. При распределении электронов по орбиталям в атоме К в соответствии с правилом Клечковского предпочтение отдается орбитали 4s (сумма квантовых чисел n + l равна 4 + 0 = 4) по сравнению с орбиталью 3d (сумма квантовых чисел п + l равна 3 + 2 = 5), как орбитали, имеющей минимальное значение n + l Следовательно, для атома К: 1s22s22p63s23p64s1 2. Предшествующий скандию элемент кальций (Z = 20) имеет такое распределение электронов по орбиталям: 1s22s22p63s23p64s2 Из орбиталей 3d (n + l равно 3 + 2 = 5) и 4р (n + l равно 4 + 1 = 5) При распределении электронов в атоме Sc по орбиталям предпочтение следует отдать орбитали 3d, как орбитали, имеющей минимальное значение n = 3 при одинаковых суммах квантовых чисел n + l , равных 5. Поэтому скандий характеризуется таким распределением электронов по орбиталям: 1s22s22p63s23p63d14s2

5)Периодичность проявления свойств элементов в связи с динамикой изменений атомных радиусов, отражённая в периодической системе д.И. Менделеева.

Размеры атомов и ионов. Вследствие волновой природы электрона * атом не имеет строго определенных границ. Радиусы атомов и ионов являются условными величинами. Их обычно вычисляют из межатомных расстояний, которые зависят не только от природы атомов, но также и от вида химической связи между ними.

Зависимость атомных радиусов (r) от заряда ядра (Z) имеет периодический характер. В пределах одного периода с увеличением Z проявляется тенденция к уменьшению размеров атомов. Например, во втором периоде атомные радиусы имеют следующие значения:

	Li	Be	B	C	N	O	F
r, нм	0,155	0,113	0,091	0,077	0,071	0,066	0,064

Это объясняется увеличением притяжения электронов внешнего слоя к ядру по мере возрастания заряда ядра. В подгруппах сверху вниз атомные радиусы возрастают, т.к. увеличивается число электронных слоев:

	r, нм		r, нм
Li	0,155	N	0,071
Na	0,189	P	0,130
K	0,236	As	0,148
Rb	0,248	Sb	0,161
Cs	0,268	Bi	0,182

Кислотно-основные свойства соединений. Свойства оксидов и гидроксидов элементов зависят главным образом от заряда и радиуса центрального атома. С ростом положительного заряда (точнее, степени окисления) центрального атома кислотный характер этих соединений становится более выраженным:

Na+	Mg2+	Al3+	Si4+	P5+	S6+	Cl7+
Na2O	MgO	Al2O3	SiO2	P2O5	SO3	Cl2O7
NaOH	Mg(OH)2	Al(OH)3	H2SiO3	H3PO4	H2SO4	HClO4
основные		амфотерный	слабо кислотный	средне кислотный	сильно кислотные

Сверху вниз в подгруппе при одинаковости заряда (степени окисления) центрального атома с увеличением его радиуса кислотные свойства оксидов и гидроксидов ослабевают, а основные – усиливаются:

B3+	H3BO3	слабая кислота
Al3+ Ga3+ In3+	Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3	амфотер-   ные гидрок-   сиды
Tl3+	Tl(OH)3	более выражены основные свойства

Аналогичный пример можно привести для кислородсодержащих кислот элементов VI группы: сила кислот убывает в ряду H₂SO₄, H₂SeO₄, H₂TeO₄.