Электронная конфигурация атома элемента определяет свойства этого элемента в Периодической системе. Число энергетических уровней атома данного элемента равно номеру периода , а число валентных электронов - номеру группы , к которым относится данный элемент.

Если валентные электроны расположены только на атомной s -орбитали, то элементы относятся к секции s -элементов IA-, IIA- группы ; если они расположены на s - и p -орбиталях, то элементы относятся к секции p -элементов от IIIA- до VIIIA-группы.

Водород Н 1 s 1 всегда рассматривают отдельно как первый элемент Периодической системы, а гелий Не 1 s 2 причисляют к VIIIA-группе ввиду подобия химических свойств всех благородных газов. В соответствии с энергетической последовательностью подуровней, начиная с элемента скандий Sc, в Периодической системе появляются Б-группы; а у атомов этих элементов заполняется d -подуровень предыдущего уровня. Такие элементы называются d -элементами, их в каждом периоде - десять, например в 4-м периоде это элементы от Sc до Zn переходные элементы.

Следует учитывать, что полностью и наполовину заселенные энергетические подуровни обладают повышенной устойчивостью. Поэтому в атомах хрома Cr и меди Cu, ввиду близости энергий 4 s - и 3 d -подуровней, происходит переход одного электрона с 4 s - на 3 d -орбиталь. В атомах d -элементов 4-го периода валентные электроны занимают не только внешний 4 s -подуровень, но и внутренний точнее предвнешний 3 d -подуровень.

Например, для атома марганца VIIБ-группа с формулой [ 18 Ar] 3 d 5 4 s 2 все семь электронов d 5 s 2 - валентные. Таким образом, электронное строение атомов всех элементов можно вывести из координат атомов в Периодической системе то есть из номера группы и периода соответствующего элемента. В ряду элементов с последовательно возрастающим порядковым номером числом электронов, зарядом ядра аналогичные электронные конфигурации атомов периодически повторяются.

Характер изменения электронных конфигураций атомов объясняет периодическое изменение свойств элементов Периодический закон Д. Для примера можно рассмотреть изменение высших и низших степеней окисления у элементов IA-VIIA-групп во втором, третьем и четвертом периодах: Их значения увеличиваются с ростом заряда ядер и совпадают с числом электронов на последнем энергетическом уровне за исключением кислорода.

Эти степени окисления называют высшими степенями окисления.

Изменение свойств элементов в периодах и главных подгруппах

Отрицательные степени окисления проявляют элементы, начиная с углерода C, кремния Si и германия Ge. Значения их равны числу электронов, недостающих до 8.

Эти степени окисления называют низшими степенями окисления. Например, у атома фосфора на последнем энергетическом уровне не достает трех электронов до 8. Эта периодичность изменения степеней окисления отражается на периодическом изменении состава и свойств химических соединений элементов. Теория строения атома дает физическое обоснование порядковому номеру элемента и самому Периодическому закону, позволяет объяснить его основные положения и выводы. Период I II III IV V VI VII 2.

Красный фосфор бурно реагирует с концентрированной азотной кислотой. Периодический закон и Периодическая система химических элементов. Правило минимума энергии, принцип Паули и правило Хунда.


Читайте также:

Коментарии:

Получение водорода в лаборатории. Изменение свойств элементов в периодах и главных подгруппах. Какие вещества являются простыми, а какие - сложными?

Что такое валентность и как составлять формулы? Взаимодействие веществ, обладающих кислотными и основными свойствами.