Деление групп на подгруппы (главную и побочную) основано на различии в заполнении электронами энергетических уровней. Главную подгруппу составляют s- и р-элементы, а побочную подгруппу — d и f-элементы. Например в IV группу Периодической системы элементов входят следующие элементы:

Итак, в каждой группе объединены элементы, атомы которых имеют сходное строение внешнего энергетического уровня. При этом атомы элементов главных подгрупп содержат на внешних (последних) уровнях число электронов, равное номеру группы. Это так называемые валентные электроны.

У элементов побочных подгрупп валентными являются электроны не только внешних, но и предпоследних (вторых снаружи) уровней, в чем и состоит основное различие в свойствах элементов главных и побочных подгрупп.

Отсюда следует, что номер группы, как правило, указывает число электронов, которые могут участвовать в образовании химических связей. В этом физический смысл номера группы.

С позиций теории строения атома легко объясняется возрастание металлических свойств элементов в каждой группе с ростом заряда ядра атома. Сравнивая, например, распределение электронов по уровням в атомах 9F (1s2 2s2 2р5) и 53J (1s2 2s2 2р6 3s2 3р6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5) можно отметить, что у них по 7 электронов на внешнем уровне, что указывает на сходство свойств. Однако внешние электроны в атоме йода находятся дальше от ядра и поэтому слабее удерживаются. По этой причине атомы йода могут отдавать электроны или, иными словами, проявлять металлические свойства, что нехарактерно для фтора.

Итак, строение атомов обуславливает две закономерности:

а) изменение свойств элементов по горизонтали — в периоде слева направо ослабляются металлические и усиливаются неметаллические свойства;

б) изменение свойств элементов по вертикали — в группе с ростом порядкового номера усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические.

Таким образом, по мере возрастания заряда ядра атомов химических элементов периодически изменяется строение их электронных оболочек, что является причиной периодического изменения их свойств.

2. Изменение в составе ядер атомов химических элементов. Изотопы

Формулировка закона, данная Д.И. Менделеевым, не могла быть точной и полной с современной точки зрения так как она соответствовала состоянию науки на тот период времени, когда не было известно строение атома. Поэтому новые научные открытия вступили с ней в противоречие. Так были открыты изотопы.

Изотопы – разновидности атомов одного и того же химического элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разные массовые числа. Сумму чисел протонов и нейтронов в ядре атома называют массовым числом обозначают буквой А. Следовательно, химический элемент – это вид атомов, характеризующихся одинаковым зарядом ядра, то есть содержащих одинаковое число протонов.

3.Строение электронных оболочек атомов

Заполнение атомных орбиталей электронами определяется правилом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда.

Электроны заполняют атомные орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией. В этом состоит правило минимума энергии. Последовательность в нарастании энергии подуровней акова: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≤ 3d < 4p < 5s и так далее …

Согласно расчетам, электрон движется не по какой-то определенной траектории, а может находиться в любой части околоядерного пространства-т.е. можно говорить лишь о вероятности (возможности) его нахождения на определенном расстоянии от ядра.

Электроны в атоме занимают самые энергетически выгодные атомные орбитали (орбитали с минимальной энергией), образуя электронные облака определенной формы.

В случае s-орбитали электронное облако сферическое:

В случае p-орбиталей форма электронного облака гантелеобразная

Внутри атомных орбиталей вероятность нахождения электронов велика; иными словами, имеется высокая электронная плотность. Пространство вне объема орбиталей соответствует малой электронной плотности.

В каждой атомной орбитали может размещаться максимально два электрона (принцип Паули).

При наличии орбиталей с одинаковой энергией (например, трех р-орбиталей одного подуровня) каждая орбиталь заполняется вначале наполовину (и поэтому на р-подуровне не может быть более трех неспаренных электронов), а затем уже полностью, с образованием электронных пар (правило Хунда).

Для изображения электронной конфигурации атома нужно распределить его электроны по подуровням так, чтобы каждой атомной орбитали соответствовала одна квантовая ячейка, и в соответствии с тремя указанными правилами заселения

Электронные конфигурации атомов

Электронные конфигурации атомов записываются в виде полных и сокращенных электронных формул:

Из рассмотрения электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА-группы (He, Ne, Ar и другие) имеют завершенные s- и p- подуровни (s2p6). Такие конфигурации обладают повышенной устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных газов.

В атомах остальных элементов внешние s- и p- подуровни - незавершенные, например у хлора: 17Cl = [10Ne] 3s2 3p5. Незавершенные подуровни и электроны на них называются также валентными, поскольку именно они могут участвовать в образовании химических связей между атомами.

f-Элементы. Открытие новых элементов. Ядерные реакции.

Итак, с увеличением атомного номера неизбежно наступает момент, когда у элементов начинают заполняться f-орбитали. Это происходит после заполнения 6s-орбиталей - сразу после элемента 56Ba с валентной оболочкой .6s2.

Поскольку при заполнении семи f-орбиталей образуется целых 14 элементов, то как в форме Периодической таблицы f-элементы вынесены отдельными строчками внизу. В нижней части любой таблицы одна строчка из f-элементов “лантаноидов” (по имени элемента лантана La, открывающего ряд f-элементов) и строчка из f-элементов “актиноидов” (по имени элемента актиния Ac). У лантаноидов постепенно заполняются 4f-орбитали, у актиноидов – 5f-орбитали.