Способы написания электронных конфигураций атомов и ионов

1. С использованием ряда атомных орбиталей, расположенных по возрастанию их энергий.

Примеры:

Атом кальция (четвёртый период

₂₀Ca1s²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶3 d ⁰4 s ² (d -орбитали заполняются с отставанием на 1 период; сумма электронов равна поряд-

ковому номеру элемента). ₂₀Ca²⁺ 1s²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶3 d ⁰4 s ⁰.

Атом молибдена (пятый период)

₄₂Mo1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶3 d ¹⁰4 s ² 4p⁶4 d ⁵ 4f⁰ 5 s ¹ - (в пятом периоде из-за наличия незаполненного 4 f -подуровня у всех d - элементов, кроме ₃₉Y и ₄₀ Zr, наблюдается провал одного электрона с 5s- на 4d- подуровень.).

Mo⁺³ 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶3 d ¹⁰4 s ²4p⁶4 d ³5 s ⁰

Mo⁺⁶ 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶3 d ¹⁰4 s ²4p⁶4 d ⁰5 s ⁰

2. С использованием электронной конфигурации инертного газа предшествующего периода

В этом случае исходим из того, что

а) все электроны предыдущих периодов, включённые в конфигурацию инертного газа предшествующего периода, невалентны, никогда не участвуют в химической связи и не снимаются при образовании катионов;

б) число ē, подлежащих расселению равно (№_{элемента} минус №_{инертного газа} предшествующего периода).

Примеры:

Атом европия (шестой период) ₆₃Eu

Рассуждаем так: у благородного газа ксенона [₅₄Xe], завершившего V период, не заполнены 5 d - (отставание на 1 период) и 4 f - (отставание на 2 периода) орбитали. В шестом периоде могут заполняться 6 s - и 6 p -орбитали. Запишем их индексы после конфигурации [₅₄Xe] в порядке увеличения энегии уровней и подуровней:

_{VI V}

₆₃Eu [₅₄Xe] 4 f 5 d 6 s 6 p

Вычислим число электронов, подлежащих распределению: 63 – 54 = 9 и расселим их по орбиталям, начиная с 6 s. Затем заполняем → 4 f -, потом → 5 d - и, наконец, → 6 р -орбитали. Порядок заселения можно проверить с помощью правила суммы (n + l).Клечковского.

₆₃Eu [₅₄Xe] 4 f ⁷ 5 d ⁰ 6 s ² Eu⁺³ [₅₄Xe] 4 f ⁶ 5 d ⁰ 6 s ⁰ ₆₃Eu⁺² [₅₄Xe] 4 f ⁷ 5 d ⁰

Периоды и группы

Исследуя изменение химических свойств элементов в зависимости от величины их относительной атомной массы (атомного веса), Д.И.Менделеев в 1869 г. открыл закон периодичности этих свойств: «Свойства элементов, а потому и свойства образуемых ими простых и сложных тел стоят в периодической зависимости от величины атомных весов элементов».

Физическая основа периодического закона была установлена в 1922 г. Н.Бором. Поскольку химические свойства обусловлены строением электронных оболочек атома, периодическая система Менделеева – это естественная классификация элементов по электронным структурам их атомов. Простейшая основа такой классификации – число электронов в нейтральном атоме, которое равно заряду ядра. Но при образовании химической связи электроны могут перераспределяться между атомами, а заряд ядра остается неизменным, поэтому современная формулировка периодического закона гласит:

свойства простых веществ, а также свойства и формы соединений элементов находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов элементов.

Это обстоятельство отражено в периодической системе в виде горизонтальных и вертикальных рядов – периодов и групп (табл. 1.1).

Период – горизонтальный ряд, имеющий одинаковое число орбиталей, номер периода совпадает со значением главного квантового числа внешнего уровня (слоя).

По вертикали периодическая система подразделяется на восемь групп, которые делятся на главные А, состоящие из s- и р – элементов, и побочные В подгруппы, содержащие d - элементы. III В подгруппа, кроме d- элементов, содержит по четырнадцать 4 f - и 5 f - элементов.

Сходство элементов внутри каждой группы – наиболее важная закономерность в периодической системе. Следует, кроме того, отметить такую закономерность как диагональное сродство у пар элементов Li и Mg, Ве и Al, B и Si и др. Эта закономерность обусловлена тенденцией изменения свойств как по вертикали (в группах), так и по горизонтали (в периоде).

В главных подгруппах валентные электроны (электроны, способные образовывать химические связи) расположены на s - и р - орбиталях внешнего энергетического уровня, в побочных – на s - орбиталях внешнего и d - орбиталях предвнешнего слоя. Для f - элементов валентными являются (n –2) f -, (n –1) d - и n s - электроны.

Все сказанное выше, подтверждает, что структура электронной оболочки атомов элементов изменяется периодически с ростом порядкового номера элемента. С другой стороны, свойства определяются строением электронной оболочки, и, следовательно, находятся в периодической зависимости от заряда ядра атома. Далее рассматриваются некоторые периодические свойства элементов.