Строение атома. Периодический закон и периодическая система

Атом состоит из положительно заряженного ядра и движущихся вокруг него электронов. В ядре находятся протоны (заряд $+1$, масса около 1 а. е. м.) и нейтроны (без заряда, масса около 1 а. е. м.). Заряд электрона $-1$, а масса примерно в 1836 раз меньше массы протона.

• число протонов = порядковый номер $Z$ = число электронов в нейтральном атоме;
• массовое число $A=Z+N$, отсюда число нейтронов $N=A-Z$.

Например, в атоме $^{39}_{19}\mathrm{K}$ 19 протонов, 19 электронов и $39-19=20$ нейтронов.

Изотопы — это атомы с одинаковым числом протонов, но разным числом нейтронов: $^{35}\mathrm{Cl}$ и $^{37}\mathrm{Cl}$; изотопы водорода протий $^1\mathrm{H}$, дейтерий $^2\mathrm{H}$ и тритий $^3\mathrm{H}$. Химические свойства изотопов одинаковы, потому что одинаково их электронное строение. Химический элемент — это вид атомов с одинаковым зарядом ядра. Относительная атомная масса элемента — это среднее значение масс его изотопов с учётом их доли в природе: $A_r(\mathrm{Cl})=35\cdot0{,}75+37\cdot0{,}25=35{,}5$.

Электроны располагаются на энергетических уровнях ($n=1,2,3,\ldots$); на уровне может быть не больше $2n^2$ электронов. Уровни делятся на подуровни: $s$ (1 орбиталь, до 2 электронов), $p$ (3 орбитали, до 6), $d$ (5 орбиталей, до 10), $f$ (7 орбиталей, до 14).

Правила заполнения:

• принцип Паули: на одной орбитали не больше двух электронов с противоположными спинами;
• правило Хунда: в пределах подуровня электроны сначала занимают орбитали по одному;
• правило Клечковского: подуровни заполняются в порядке роста энергии: $1s\,2s\,2p\,3s\,3p\,4s\,3d\,4p$.

Примеры для элементов 1–4 периодов:

• $_{11}\mathrm{Na}$: $1s^22s^22p^63s^1$
• $_{17}\mathrm{Cl}$: $1s^22s^22p^63s^23p^5$
• $_{20}\mathrm{Ca}$: $1s^22s^22p^63s^23p^64s^2$ (подуровень $4s$ заполняется раньше $3d$)
• $_{26}\mathrm{Fe}$: $1s^22s^22p^63s^23p^63d^64s^2$
• исключения («провал» электрона): $_{24}\mathrm{Cr}$ $\ldots3d^54s^1$ и $_{29}\mathrm{Cu}$ $\ldots3d^{10}4s^1$.

При образовании катиона электроны сначала уходят с внешнего подуровня $4s$: $\mathrm{Fe^{2+}}$ $\ldots3d^6$, $\mathrm{Fe^{3+}}$ $\ldots3d^5$.

По тому, какой подуровень заполняется последним, элементы делят на $s$-, $p$-, $d$- и $f$-элементы. $s$- и $p$-элементы находятся в главных подгруппах, $d$-элементы — в побочных.

Периодический закон (Д. И. Менделеев, 1869): свойства элементов и их соединений находятся в периодической зависимости от атомных масс. В современной формулировке свойства периодически зависят от заряда ядра атома. Причина периодичности в том, что строение внешнего электронного слоя периодически повторяется.

В периодической системе 7 периодов: 1, 2 и 3-й — малые (2, 8 и 8 элементов), 4–7-й — большие (в 4-м и 5-м — по 18 элементов). Каждая из 8 групп делится на главную и побочную подгруппы.

• номер периода = число энергетических уровней;
• для элементов главных подгрупп номер группы = число электронов внешнего слоя = высшая степень окисления (исключения — фтор и кислород).

В периоде слева направо заряд ядра растёт, радиус атома уменьшается, электроотрицательность увеличивается. Металлические свойства ослабевают, неметаллические усиливаются. Свойства оксидов и гидроксидов меняются от основных через амфотерные к кислотным: в III периоде $\mathrm{Na_2O}$ и $\mathrm{MgO}$ — основные оксиды, $\mathrm{Al_2O_3}$ — амфотерный, $\mathrm{SiO_2}$, $\mathrm{P_2O_5}$, $\mathrm{SO_3}$, $\mathrm{Cl_2O_7}$ — кислотные.

В главной подгруппе сверху вниз растёт число энергетических уровней, увеличивается радиус, внешние электроны слабее удерживаются ядром. Металлические свойства усиливаются, неметаллические свойства и электроотрицательность уменьшаются: в ряду Li, Na, K активность металлов растёт, в ряду F, Cl, Br, I окислительная способность падает.