Строение атома и Периодический закон Д.И. Менделеева в свете теории строения атома

Состав атома, электронные конфигурации, квантовые числа, правило Клечковского и периодические закономерности свойств элементов

Атом — сложная частица

Долгое время атом считался неделимой частицей вещества (само слово «атом» по-гречески означает «неделимый»). Открытия конца XIX — начала XX века (радиоактивность, электрон, опыты Резерфорда по рассеянию α-частиц) показали, что атом имеет сложное строение: он состоит из положительно заряженного ядра, в котором сосредоточена почти вся масса атома, и отрицательно заряженной электронной оболочки, окружающей ядро. Атом в целом электронейтрален: суммарный положительный заряд ядра равен по модулю суммарному отрицательному заряду всех электронов.

Состав ядра: протоны и нейтроны

Ядро атома состоит из двух видов частиц — протонов (заряд +1, масса ≈1 а.е.м.) и нейтронов (заряд 0, масса ≈1 а.е.м.), которые объединяются общим названием нуклоны. Число протонов в ядре называют зарядом ядра или атомным номером Z — именно оно определяет химическую природу элемента и совпадает с номером элемента в Периодической системе. Сумму числа протонов и нейтронов называют массовым числом A:

$A=Z+N$

где N — число нейтронов. Атомы одного и того же элемента (то есть с одинаковым Z), но с разным числом нейтронов и, соответственно, разным массовым числом A, называют изотопами. Например, природный хлор представляет собой смесь изотопов ₁₇Cl³⁵ и ₁₇Cl³⁷ (у обоих Z=17, но N=18 и N=20 соответственно), поэтому относительная атомная масса хлора в Периодической системе — дробная величина (35,45), усреднённая с учётом природного содержания изотопов.

Электронная оболочка: энергетические уровни и подуровни

Электроны в атоме не движутся по чётким орбитам (как в модели Бора), а образуют электронное облако — область пространства, в которой велика вероятность обнаружить электрон. Состояние электрона в атоме описывается набором из четырёх квантовых чисел. Главное квантовое число n (n = 1, 2, 3, …) определяет энергетический уровень электрона и номер периода, в котором «работает» этот уровень как внешний. Каждый уровень делится на подуровни, обозначаемые буквами s, p, d, f — их число на уровне равно номеру уровня n (на первом уровне — только s-подуровень, на втором — s и p, на третьем — s, p и d, и т.д.).

Каждый подуровень состоит из одной или нескольких орбиталей — областей пространства определённой формы: s-подуровень содержит 1 орбиталь, p-подуровень — 3 орбитали, d-подуровень — 5 орбиталей, f-подуровень — 7 орбиталей. На каждой орбитали может находиться не более двух электронов с противоположными (антипараллельными) спинами — это следствие принципа Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел. Отсюда максимальная ёмкость подуровней: s — 2 электрона, p — 6, d — 10, f — 14.

Порядок заполнения орбиталей

Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания их энергии — это принцип наименьшей энергии. Энергия подуровня определяется правилом В. М. Клечковского: подуровни заполняются в порядке возрастания суммы (n + l), где l — орбитальное квантовое число (для s l=0, для p l=1, для d l=2, для f l=3); если суммы (n+l) равны, первым заполняется подуровень с меньшим n. Это даёт следующую реальную последовательность заполнения:

$1s\to 2s\to 2p\to 3s\to 3p\to 4s\to 3d\to 4p\to 5s\to 4d\to 5p\to 6s\to 4f\to 5d\to 6p\to 7s\to 5f\to 6d$

Обратите внимание: подуровень 4s заполняется раньше, чем 3d, хотя формально относится к более высокому энергетическому уровню — это и есть проявление правила (n+l): для 4s сумма 4+0=4, а для 3d сумма 3+2=5, поэтому 4s имеет меньшую энергию и заполняется первым. Именно из-за этой особенности у атомов d-элементов на внешнем уровне обычно находится 1–2 электрона (на s-подуровне), а достраивается предпоследний, d-подуровень.

В пределах одного подуровня электроны сначала по одному занимают каждую свободную орбиталь (с одинаковым направлением спина), и только затем начинают образовывать пары — это правило Хунда: суммарный спин электронов подуровня в основном состоянии атома максимален.

Электронные конфигурации и валентные электроны

Запись, показывающая распределение электронов атома по уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией. Число электронов на подуровне указывают верхним индексом справа от буквы, обозначающей подуровень. Электроны внешнего энергетического уровня (а у d-элементов — ещё и электроны предвнешнего d-подуровня) называют валентными: именно они участвуют в образовании химических связей и определяют химические свойства элемента.

Число валентных электронов и общий вид электронной конфигурации внешнего уровня закономерно повторяются при переходе от одного периода к другому — в этом и заключается глубинная причина периодичности свойств элементов, открытой Д. И. Менделеевым ещё до создания квантовой теории строения атома, чисто эмпирически, на основе свойств веществ и их соединений.

Пример 1: электронная конфигурация атома серы

Условие. Составьте электронную конфигурацию атома серы (S, Z=16) и определите число валентных электронов.

Решение. Атомный номер серы Z=16, значит, в атоме 16 электронов. Заполняем подуровни по порядку Клечковского до тех пор, пока не разместим все 16 электронов:

$S:{1s}^2{2s}^2{2p}^6{3s}^2{3p}^4$

Проверка: 2+2+6+2+4 = 16 — все электроны учтены. Внешний (третий) энергетический уровень содержит электроны на подуровнях 3s² и 3p⁴, всего 6 электронов — это и есть число валентных электронов серы, что совпадает с номером группы серы в Периодической системе (VIA группа, или 16-я группа по современной нумерации).

Ответ: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴; валентных электронов — 6.

Пример 2: положение d-элемента в Периодической системе

Условие. Электронная конфигурация атома элемента: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s². Определите элемент, номер периода и укажите, к какому семейству (s-, p-, d- или f-) он относится.

Решение. Суммируем число электронов: 2+2+6+2+6+6+2 = 26, значит Z=26 — это железо, Fe. Номер периода равен наибольшему значению главного квантового числа n среди заполняемых уровней — здесь максимальный n=4 (подуровень 4s), значит, железо находится в 4-м периоде. Последним по правилу Клечковского заполняется подуровень 3d, поэтому железо — d-элемент (переходный металл), это же видно и по электронной конфигурации: заполнение подуровня d предвнешнего уровня при уже заполненном 4s внешнем подуровне — типичный признак d-семейства.

Ответ: железо Fe, 4-й период, d-элемент, VIIIB группа (побочная подгруппа).

Периодический закон в современной формулировке

Современная формулировка Периодического закона: свойства химических элементов, а также образуемых ими простых и сложных веществ находятся в периодической зависимости от заряда ядра атомов (то есть от атомного номера). Заметим отличие от первоначальной формулировки самого Менделеева, который в 1869 году связывал периодичность с атомной массой — это было вынужденное приближение, поскольку тогда ещё не было известно о строении атома и о существовании изотопов; заряд ядра как истинная причина периодичности был установлен только в начале XX века (работы Г. Мозли).

Структура Периодической системы

Период — горизонтальный ряд элементов, расположенных в порядке возрастания заряда ядра, начинающийся щелочным металлом (кроме первого периода) и заканчивающийся благородным газом; номер периода равен числу заполняемых энергетических уровней (главному квантовому числу внешнего уровня). Группа — вертикальный столбец элементов со сходным строением внешних электронных уровней и, как следствие, со сходными химическими свойствами; номер группы (в короткой форме таблицы, группы A) обычно равен числу валентных электронов.

По характеру заполняемого последним подуровня элементы делят на четыре семейства: s-элементы (заполняется внешний s-подуровень: щелочные и щёлочноземельные металлы, H, He), p-элементы (заполняется внешний p-подуровень: правая часть таблицы, включая галогены и благородные газы), d-элементы (заполняется предвнешний d-подуровень: переходные металлы, вставочные декады в 4–7 периодах), f-элементы (заполняется предпредвнешний f-подуровень: лантаноиды и актиноиды).

Периодические закономерности свойств

В пределах периода слева направо заряд ядра растёт, притяжение внешних электронов к ядру усиливается, поэтому радиус атома уменьшается, а электроотрицательность и энергия ионизации возрастают; металлические свойства ослабевают, а неметаллические — усиливаются. В пределах группы сверху вниз число электронных уровней растёт, внешние электроны находятся всё дальше от ядра и всё сильнее экранированы внутренними слоями, поэтому радиус атома увеличивается, а энергия ионизации и электроотрицательность уменьшаются; металлические свойства усиливаются, неметаллические — ослабевают.

Типичные ошибки

Самая частая ошибка — нарушение порядка Клечковского при записи конфигурации: многие школьники пишут «…3d⁶4s²» правильно по порядку заполнения, но забывают, что при написании итоговой формулы принято группировать подуровни по номеру уровня (сначала все подуровни третьего уровня, включая 3d, затем 4s), тогда как заполняются они в другом порядке — сначала 4s, потом 3d. Ещё одна распространённая ошибка — путать номер периода с номером группы, а также забывать, что у d-элементов число валентных электронов — это сумма электронов внешнего s-подуровня и предвнешнего d-подуровня, а не только внешнего уровня. Наконец, часто путают понятия «радиус атома» и «радиус иона»: катионы всегда меньше исходного атома, а анионы — всегда больше, из-за изменения соотношения заряда ядра и числа электронов.

Краткий словарь терминов

Изотопы — атомы одного элемента с одинаковым числом протонов, но разным числом нейтронов.

Электронная конфигурация — запись распределения электронов атома по энергетическим уровням и подуровням.

Правило Клечковского — порядок заполнения подуровней в порядке возрастания суммы (n+l), а при равных суммах — в порядке возрастания n.

Валентные электроны — электроны внешнего уровня (и предвнешнего d-подуровня у d-элементов), участвующие в образовании химических связей.

Электроотрицательность — способность атома притягивать к себе электронную плотность при образовании химической связи.

Периодический закон — свойства элементов и их соединений периодически зависят от заряда ядра атомов.

Заключение

Теория строения атома объяснила глубинную физическую причину Периодического закона: периодичность свойств элементов возникает из периодичности в строении внешних электронных оболочек атомов при монотонном росте заряда ядра. Понимание электронных конфигураций и правил их построения — необходимая база для дальнейшего изучения химической связи, валентности и степеней окисления, а также для предсказания свойств веществ по положению элемента в Периодической системе — эти темы рассматриваются в следующих статьях.