Електронна конфигурация на атома - схеми и модели. Електронни конфигурации на атоми на елементи с малки периоди

Електронна конфигурация на атоме формула, показваща разположението на електроните в атома по нива и поднива. След като изучите статията, ще разберете къде и как се намират електроните, ще се запознаете с квантовите числа и ще можете да изградите електронната конфигурация на атома по неговия номер, в края на статията има таблица с елементи.

Защо да изучаваме електронната конфигурация на елементите?

Атомите са като конструктор: има определен брой части, те се различават една от друга, но две части от един и същи вид са напълно еднакви. Но този конструктор е много по-интересен от пластмасовия и ето защо. Конфигурацията се променя в зависимост от това кой е наблизо. Например кислород до водород може бисе превръщат във вода, до натрия в газ, а намирането до желязото напълно го превръща в ръжда. За да се отговори на въпроса защо това се случва и да се предскаже поведението на един атом до друг, е необходимо да се проучи електронната конфигурация, която ще бъде разгледана по-долу.

Колко електрона има в един атом?

Атомът се състои от ядро ​​и електрони, въртящи се около него, ядрото се състои от протони и неутрони. В неутрално състояние всеки атом има същия брой електрони като броя на протоните в ядрото му. Броят на протоните беше посочен от серийния номер на елемента, например сярата има 16 протона - 16-ият елемент от периодичната система. Златото има 79 протона - 79-ият елемент от периодичната система. Съответно има 16 електрона в сярата в неутрално състояние и 79 електрона в златото.

Къде да търся електрон?

Наблюдавайки поведението на електрона, бяха получени определени закономерности, които се описват с квантови числа, общо четири от тях:

• Главно квантово число
• Орбитално квантово число
• Магнитно квантово число
• Спиново квантово число

Орбитален

По-нататък, вместо думата орбита, ще използваме термина "орбитала", орбиталата е вълновата функция на електрона, грубо казано - това е областта, в която електронът прекарва 90% от времето.

N - ниво
L - черупка
M l - орбитален номер
M s - първият или вторият електрон в орбиталата

Орбитално квантово число l

В резултат на изследването на електронния облак беше установено, че в зависимост от нивото на енергия облакът приема четири основни форми: топка, дъмбели и други две, по-сложни. Във възходящ ред на енергията тези форми се наричат ​​s-, p-, d- и f-обвивки. Всяка от тези черупки може да има 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f) орбитали. Орбиталното квантово число е обвивката, върху която са разположени орбиталите. Орбиталното квантово число за s, p, d и f орбиталите съответно приема стойности 0,1,2 или 3.

На s-обвивката една орбитала (L=0) - два електрона
На p-обвивката (L=1) има три орбитали - шест електрона
Има пет орбитали на d-обвивката (L=2) - десет електрона
На f-обвивката има седем орбитали (L=3) - четиринадесет електрона

Магнитно квантово число m l

На p-обвивката има три орбитали, те се обозначават с числа от -L до +L, тоест за p-обвивката (L=1) има орбитали "-1", "0" и "1" . Магнитното квантово число се означава с буквата m l .

Вътре в обвивката е по-лесно електроните да бъдат разположени в различни орбитали, така че първите електрони запълват по един за всяка орбитала, а след това тяхната двойка се добавя към всяка.

Помислете за d-обвивка:
D-обвивката съответства на стойността L=2, т.е. пет орбитали (-2,-1,0,1 и 2), първите пет електрона запълват обвивката, приемайки стойностите M l =-2, Ml =-1, Ml =0, Ml =1, Ml =2.

Спиново квантово число m s

Спинът е посоката на въртене на електрона около неговата ос, има две посоки, така че квантовото число на спина има две стойности: +1/2 и -1/2. Само два електрона с противоположни спинове могат да бъдат на едно и също енергийно подниво. Спиновото квантово число се означава с m s

Главно квантово число n

Основното квантово число е енергийното ниво, в момента са известни седем енергийни нива, всяко от които се означава с арабска цифра: 1,2,3,...7. Броят на черупките на всяко ниво е равен на номера на нивото: има една черупка на първото ниво, две на второто и т.н.

Електронно число

И така, всеки електрон може да бъде описан с четири квантови числа, комбинацията от тези числа е уникална за всяка позиция на електрона, нека вземем първия електрон, най-ниското енергийно ниво е N=1, една обвивка е разположена на първото ниво, първата обвивка на всяко ниво има формата на топка (s -shell), т.е. L=0, магнитното квантово число може да приеме само една стойност, M l =0 и спинът ще бъде равен на +1/2. Ако вземем петия електрон (в какъвто и атом да е), то основните квантови числа за него ще бъдат: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от първите четири периода: $s-$, $p-$ и $d-$елементи. Електронната конфигурация на атома. Основни и възбудени състояния на атомите

Концепцията за атом възниква през древен святза обозначаване на частиците на материята. На гръцки атом означава „неделим“.

Електрони

Ирландският физик Стоуни въз основа на експерименти стигна до извода, че електричеството се пренася от най-малките частици, които съществуват в атомите на всички химични елементи. През $1891$ Стоуни предложи да наречем тези частици електрони, което на гръцки означава „кехлибар“.

Няколко години след като електронът получи името си, английският физик Джоузеф Томсън и френският физик Жан Перин доказаха, че електроните носят отрицателен заряд. Това е най-малкият отрицателен заряд, който в химията се приема за единица $(–1)$. Томсън дори успява да определи скоростта на електрона (тя е равна на скоростта на светлината - $300 000$ km/s) и масата на електрона (тя е $1836$ пъти по-малка от масата на водородния атом).

Томсън и Перин свързват полюсите на източник на ток с две метални пластини - катод и анод, запоени в стъклена тръба, от която се евакуира въздухът. Когато напрежение от около 10 хиляди волта беше приложено към електродните плочи, светлинен разряд мигаше в тръбата и частиците летяха от катода (отрицателния полюс) към анода (положителния полюс), който учените първо нарекоха катодни лъчи, и след това разбра, че това е поток от електрони. Електроните, удряйки специални вещества, нанесени например върху телевизионен екран, предизвикват блясък.

Изводът беше направен: електроните излизат от атомите на материала, от който е направен катодът.

Свободните електрони или техният поток могат да бъдат получени и по други начини, например чрез нагряване на метална тел или чрез падане на светлина върху метали, образувани от елементи от основната подгрупа на група I на периодичната таблица (например цезий).

Състоянието на електроните в атома

Състоянието на електрона в атома се разбира като набор от информация за енергияспецифичен електрон в пространствов който се намира. Вече знаем, че електронът в атома няма траектория на движение, т.е. може само да се говори за вероятностинамирайки го в пространството около ядрото. Той може да бъде разположен във всяка част от това пространство, заобикалящо ядрото, и съвкупността от различните му позиции се разглежда като електронен облак с определена отрицателна плътност на заряда. Образно това може да се представи по следния начин: ако беше възможно да се заснеме позицията на електрона в атома за стотни или милионни от секундата, както при фотофиниш, тогава електронът в такива снимки би бил представен като точка. При наслагване с безброй такива снимки ще се получи картина на електронен облак най-висока плътносткъдето има най-много точки.

Фигурата показва "изрязване" на такава електронна плътност във водороден атом, преминаващ през ядрото, и една сфера е ограничена от пунктирана линия, вътре в която вероятността да се намери електрон е $90%$. Най-близкият до ядрото контур обхваща областта на пространството, в която вероятността за намиране на електрон е $10%$, вероятността за намиране на електрон вътре във втория контур от ядрото е $20%$, вътре в третия - $≈30 %$ и др. Има известна несигурност в състоянието на електрона. За да характеризира това специално състояние, немският физик В. Хайзенберг въвежда понятието за принцип на несигурност, т.е. показа, че е невъзможно да се определят едновременно и точно енергията и местоположението на електрона. Колкото по-точно е определена енергията на един електрон, толкова по-несигурна е неговата позиция и обратно, след като е определена позицията, е невъзможно да се определи енергията на електрона. Областта на вероятността за откриване на електрони няма ясни граници. Въпреки това е възможно да се отдели пространството, където вероятността за намиране на електрон е максимална.

Пространството около атомното ядро, в което най-вероятно се намира електронът, се нарича орбитала.

Той съдържа приблизително $90%$ от електронния облак, което означава, че около $90%$ от времето, през което електронът е в тази част на пространството. Според формата се разграничават $4$ от известните в момента видове орбитали, които се обозначават с латинските букви $s, p, d$ и $f$. Графично изображениенякои форми на електронни орбитали са показани на фигурата.

Най-важната характеристика на движението на електрона по определена орбита е енергията на връзката му с ядрото. Електрони с подобни енергийни стойности образуват един електронен слой, или енергийно ниво. Енергийните нива са номерирани, като се започне от ядрото: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.

Цяло число $n$, обозначаващо номера на енергийното ниво, се нарича главно квантово число.

Той характеризира енергията на електроните, заемащи дадено енергийно ниво. Електроните от първото енергийно ниво, най-близо до ядрото, имат най-ниска енергия. В сравнение с електроните от първо ниво, електроните от следващите нива се характеризират с голямо количество енергия. Следователно електроните на външното ниво са най-слабо свързани с ядрото на атома.

Броят на енергийните нива (електронни слоеве) в атома е равен на номера на периода в системата на Д. И. Менделеев, към който принадлежи химическият елемент: атомите на елементите от първия период имат едно енергийно ниво; втори период - две; седми период - седем.

Най-големият брой електрони в енергийното ниво се определя по формулата:

където $N$ е максималният брой електрони; $n$ е номерът на нивото или основното квантово число. Следователно: първото енергийно ниво, най-близко до ядрото, може да съдържа не повече от два електрона; на втория - не повече от $8$; на третия - не повече от $18$; на четвъртата - не повече от $32$. И как от своя страна са подредени енергийните нива (електронните слоеве)?

Започвайки от второто енергийно ниво $(n = 2)$, всяко от нивата се подразделя на поднива (подслоеве), малко по-различни едно от друго по енергията на свързване с ядрото.

Броят на поднивата е равен на стойността на основното квантово число:първото енергийно ниво има едно подниво; втората - две; трети - три; четвъртият е четири. Поднивата от своя страна се образуват от орбитали.

Всяка стойност на $n$ съответства на броя орбитали, равен на $n^2$. Според данните, представени в таблицата, е възможно да се проследи връзката между главното квантово число $n$ и броя на поднивата, вида и броя на орбиталите и максималния брой електрони на подниво и ниво.

Главно квантово число, видове и брой орбитали, максимален брой електрони на поднива и нива.

Обичайно е поднивата да се обозначават с латински букви, както и формата на орбиталите, от които се състоят: $s, p, d, f$. Така:

• $s$-подниво - първото подниво на всяко енергийно ниво, най-близо до атомното ядро, се състои от една $s$-орбитала;
• $p$-подниво - второто подниво на всяко, с изключение на първото, енергийно ниво, се състои от три $p$-орбитали;
• $d$-подниво - третото подниво на всяко, започвайки от третото енергийно ниво, се състои от пет $d$-орбитали;
• $f$-поднивото на всяко, започвайки от четвъртото енергийно ниво, се състои от седем $f$-орбитали.

атомно ядро

Но не само електроните са част от атомите. Физикът Анри Бекерел откри, че естествен минерал, съдържащ уранова сол, също излъчва неизвестна радиация, осветявайки фотографски филми, които са затворени от светлина. Това явление е наречено радиоактивност.

Има три вида радиоактивни лъчи:

1. $α$-лъчи, които се състоят от $α$-частици със заряд $2$ пъти по-голям от заряда на електрона, но с положителен знак, и маса $4$ пъти по-голяма от масата на водороден атом;
2. $β$-лъчите са поток от електрони;
3. $γ$-лъчите са електромагнитни вълни с незначителна маса, които не носят електрически заряд.

Следователно атомът има сложна структура - състои се от положително заредено ядро ​​и електрони.

Как е устроен атомът?

През 1910 г. в Кеймбридж, близо до Лондон, Ърнест Ръдърфорд със своите ученици и колеги изследва разсейването на $α$ частици, преминаващи през тънко златно фолио и падащи върху екран. Алфа частиците обикновено се отклоняват от първоначалната посока само с една степен, потвърждавайки, изглежда, еднаквостта и еднаквостта на свойствата на златните атоми. И изведнъж изследователите забелязаха, че някои $α$-частици рязко промениха посоката на пътя си, сякаш се натъкнаха на някакво препятствие.

Поставяйки екрана пред фолиото, Ръдърфорд успява да открие дори онези редки случаи, когато $α$-частици, отразени от златни атоми, летят в обратна посока.

Изчисленията показват, че наблюдаваните явления могат да се случат, ако цялата маса на атома и целият му положителен заряд са концентрирани в малко централно ядро. Радиусът на ядрото, както се оказа, е 100 000 пъти по-малък от радиуса на целия атом, тази област, в която има електрони с отрицателен заряд. Ако приложим образно сравнение, тогава целият обем на атома може да се оприличи на стадиона в Лужники, а ядрото - футболна топкаразположен в центъра на полето.

Атом на всеки химичен елементсравнимо с мъничко слънчева система. Следователно такъв модел на атома, предложен от Ръдърфорд, се нарича планетарен.

Протони и неутрони

Оказва се, че малкото атомно ядро, в което е съсредоточена цялата маса на атома, се състои от частици от два вида - протони и неутрони.

протониимат заряд, равен на заряда на електроните, но противоположен по знак $(+1)$, и маса, равна на масата на водороден атом (в химията се приема за единица). Протоните се означават с $↙(1)↖(1)p$ (или $р+$). неутронине носят заряд, те са неутрални и имат маса, равна на масата на протона, т.е. $1$. Неутроните се означават с $↙(0)↖(1)n$ (или $n^0$).

Протоните и неутроните се наричат ​​заедно нуклони(от лат. ядро- ядро).

Сумата от броя на протоните и неутроните в атома се нарича масово число. Например масовото число на алуминиев атом:

Тъй като масата на електрона, която е пренебрежимо малка, може да бъде пренебрегната, очевидно е, че цялата маса на атома е концентрирана в ядрото. Електроните се обозначават по следния начин: $e↖(-)$.

Тъй като атомът е електрически неутрален, също е очевидно, че че броят на протоните и електроните в един атом е еднакъв. Той е равен на атомния номер на химичния елементприписани му в периодичната таблица. Например, ядрото на железен атом съдържа $26$ протони и $26$ електрони се въртят около ядрото. И как да определим броя на неутроните?

Както знаете, масата на атома е сумата от масата на протоните и неутроните. Познаването на поредния номер на елемента $(Z)$, т.е. броя на протоните и масовото число $(A)$, равно на суматаброя на протоните и неутроните, можете да намерите броя на неутроните $(N)$ по формулата:

Например броят на неутроните в един железен атом е:

$56 – 26 = 30$.

Таблицата показва основните характеристики на елементарните частици.

Основни характеристики на елементарните частици.

изотопи

Разновидности на атоми на един и същ елемент, които имат еднакъв ядрен заряд, но различни масови числа, се наричат ​​изотопи.

Слово изотопсе състои от две гръцки думи: isos- същото и топос- място, означава "заемащ едно място" (клетка) в Периодичната система от елементи.

Химическите елементи, открити в природата, са смес от изотопи. Така въглеродът има три изотопа с маса $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с маса $16, 17, 18$ и т.н.

Обикновено дадена в периодичната система, относителната атомна маса на химичен елемент е средната стойност на атомните маси на естествена смес от изотопи на даден елемент, като се вземе предвид тяхното относително изобилие в природата, следователно стойностите на атомните маси доста често са дробни. Например естествените хлорни атоми са смес от два изотопа - $35$ (в природата има $75%$) и $37$ (има $25%$); следователно относителната атомна маса на хлора е $35,5$. Изотопите на хлора се записват, както следва:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ и $↖(37)↙(17)(Cl)$

Химичните свойства на изотопите на хлора са точно същите като изотопите на повечето химични елементи, като калий, аргон:

$↖(39)↙(19)(K)$ и $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ и $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Водородните изотопи обаче се различават значително по свойства поради драматичното кратно увеличение на относителната им атомна маса; дори им бяха дадени индивидуални имена и химически знаци: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; деутерий - $↖(2)↙(1)(H)$ или $↖(2)↙(1)(D)$; тритий - $↖(3)↙(1)(H)$ или $↖(3)↙(1)(T)$.

Сега можем да дадем модерен, по-строг и научна дефиницияхимичен елемент.

Химическият елемент е съвкупност от атоми с еднакъв ядрен заряд.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от първите четири периода

Помислете за картографирането на електронните конфигурации на атомите на елементите по периодите на системата на Д. И. Менделеев.

Елементи от първия период.

Схемите на електронната структура на атомите показват разпределението на електроните върху електронните слоеве (енергийни нива).

Електронните формули на атомите показват разпределението на електроните по енергийни нива и поднива.

Графичните електронни формули на атомите показват разпределението на електроните не само по нива и поднива, но и по орбитали.

В атом на хелий първият електронен слой е завършен - има $2$ електрона.

Водородът и хелият са $s$-елементи, тези атоми имат $s$-орбитали, изпълнени с електрони.

Елементи от втория период.

За всички елементи от втория период първият електронен слой е запълнен, а електроните запълват $s-$ и $p$ орбиталите на втория електронен слой в съответствие с принципа на най-малката енергия (първо $s$, след това $ p$) и правилата на Паули и Хунд.

В неоновия атом вторият електронен слой е завършен - има $8$ електрона.

Елементи на третия период.

За атомите на елементи от третия период първият и вторият електронен слой са завършени, така че третият електронен слой е запълнен, в който електроните могат да заемат 3s-, 3p- и 3d-поднива.

Структурата на електронните обвивки на атомите на елементите от третия период.

$3,5$-електронна орбитала е завършена при магнезиевия атом. $Na$ и $Mg$ са $s$-елементи.

За алуминия и следващите елементи поднивото $3d$ е запълнено с електрони.

$↙(18)(Ar)$ Аргон

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

В атом на аргон външният слой (третият електронен слой) има $8$ електрони. Тъй като външният слой е завършен, но общо в третия електронен слой, както вече знаете, може да има 18 електрона, което означава, че елементите от третия период имат $3d$-орбитали, останали незапълнени.

Всички елементи от $Al$ до $Ar$ - $p$ - елементи.

$s-$ и $r$ - елементиформа основни подгрупив периодичната система.

Елементи на четвъртия период.

Калиеви и калциеви атоми имат четвърти електронен слой, $4s$-поднивото е запълнено, т.к. то има по-малко енергия от $3d$-поднивото. За опростяване на графичните електронни формули на атомите на елементите от четвъртия период:

1. условно означаваме графичната електронна формула на аргона, както следва: $Ar$;
2. ние няма да изобразяваме поднивата, които не са запълнени за тези атоми.

$K, Ca$ - $s$ - елементи,включени в основните подгрупи. За атоми от $Sc$ до $Zn$, 3d поднивото е запълнено с електрони. Това са $3d$-елементи. Те са включени в странични подгрупи,техният пред-външен електронен слой е запълнен, те се наричат преходни елементи.

Обърнете внимание на структурата на електронните обвивки на атомите на хром и мед. При тях един електрон "пада" от $4s-$ на $3d$ подниво, което се обяснява с по-голямата енергийна стабилност на получените $3d^5$ и $3d^(10)$ електронни конфигурации:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Символ на елемента, сериен номер, име	Схема на електронната структура	Електронна формула	Графична електронна формула
$↙(19)(K)$ Калий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Калций		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Титан		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Ванадий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ или $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цинк		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ или $1s^2(2)s^2(2 )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Галий		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ или $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ или $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

В атома на цинка третият електронен слой е завършен - всички $3s, 3p$ и $3d$ поднива са запълнени в него, общо има $18$ електрони върху тях.

В елементите след цинка четвъртият електронен слой, $4p$-поднивото, продължава да се запълва. Елементи от $Ga$ до $Kr$ - $r$ - елементи.

Външният (четвърти) слой на атома на криптон е завършен, той има $8$ електрони. Но само в четвъртия електронен слой, както знаете, може да има $32$ електрони; атомът на криптон все още има незапълнени поднива $4d-$ и $4f$.

Елементите на петия период запълват поднивата в следния ред: $5s → 4d → 5р$. Има и изключения, свързани с „отказ“ на електрони, за $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. $f$ се появяват в шестия и седмия период - елементи, т.е. елементи, чиито $4f-$ и $5f$-поднива на третия външен електронен слой се запълват съответно.

$4f$ - елементиНаречен лантаниди.

$5f$ - елементиНаречен актиниди.

Редът на запълване на електронните поднива в атомите на елементите от шестия период: $↙(55)Cs$ и $↙(56)Ba$ - $6s$-елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Но и тук има елементи, при които е нарушен редът на запълване на електронните орбитали, което например е свързано с по-голяма енергийна стабилност на полу- и напълно запълнените $f$-поднива, т.е. $nf^7$ и $nf^(14)$.

В зависимост от това кое подниво на атома е последно запълнено с електрони, всички елементи, както вече разбрахте, са разделени на четири електронни семейства или блокове:

1. $s$ -елементи;$s$-поднивото е запълнено с електрони външно нивоатом; $s$-елементите включват водород, хелий и елементи от основните подгрупи на I и II група;
2. $r$ -елементи;$p$-поднивото на външното ниво на атома е запълнено с електрони; $p$-елементите включват елементи от основните подгрупи на групи III–VIII;
3. $d$ -елементи;$d$-поднивото на предвъншното ниво на атома е запълнено с електрони; $d$-елементите включват елементи от вторични подгрупи от групи I–VIII, т.е. елементи от интеркалирани десетилетия от големи периоди, разположени между $s-$ и $p-$елементи. Те също се наричат преходни елементи;
4. $f$ -елементи;$f-$подниво на третото ниво на атома отвън е изпълнено с електрони; те включват лантаниди и актиниди.

Електронната конфигурация на атома. Основни и възбудени състояния на атомите

Швейцарският физик В. Паули през 1925 г. установява това Един атом може да има най-много два електрона в една орбитала.имащи противоположни (антипаралелни) спинове (преведено от английски като вретено), т.е. притежаващи такива свойства, които условно могат да се представят като въртене на електрона около неговата въображаема ос по посока на часовниковата стрелка или обратно на часовниковата стрелка. Този принцип се нарича принципа на Паули.

Ако има един електрон в орбитала, тогава той се нарича несдвоени, ако две, тогава това сдвоени електрони, т.е. електрони с противоположни спинове.

Фигурата показва диаграма на разделянето на енергийните нива на поднива.

$s-$ Орбитален, както вече знаете, има сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира на тази орбитала и не е сдвоен. Според това му електронна формула, или електронна конфигурация, се записва така: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с числото пред буквата $ (1 ...) $, латиницаобозначават поднивото (тип орбитала), а числото, което се изписва в горния десен ъгъл на буквата (като показател), показва броя на електроните в поднивото.

За хелиев атом He, който има два сдвоени електрона в една и съща $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ. Второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. $s$-орбиталните електрони от второ ниво ($2s$-орбитали) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$-орбиталата $(n = 2)$. Като цяло за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответното количество електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ със стойността на $n$.$s- $Орбиталните увеличения, както вече знаете, имат сферична форма. Електронът на водородния атом $(n = 1)$ се намира на тази орбитала и не е сдвоен. Следователно неговата електронна формула или електронна конфигурация се записва по следния начин: $1s^1$. В електронните формули номерът на енергийното ниво се обозначава с числото пред буквата $ (1 ...) $, поднивото (тип орбита) се обозначава с латинската буква, а числото, което се записва на вдясно от буквата (като показател) показва броя на електроните в поднивото.

За атом на хелий $He$, който има два сдвоени електрона в една и съща $s-$орбитала, тази формула е: $1s^2$. Електронната обвивка на атома на хелия е завършена и много стабилна. Хелият е благороден газ. Второто енергийно ниво $(n = 2)$ има четири орбитали, една $s$ и три $p$. Електроните на $s-$орбиталите от второ ниво ($2s$-орбитали) имат по-висока енергия, т.к. са на по-голямо разстояние от ядрото, отколкото електроните на $1s$-орбиталата $(n = 2)$. Като цяло за всяка стойност на $n$ има една $s-$орбитала, но със съответното количество електронна енергия върху нея и следователно със съответен диаметър, нарастващ с увеличаване на стойността на $n$.

$r-$ ОрбиталенИма формата на дъмбел или обем осем. И трите $p$-орбитали са разположени в атома взаимно перпендикулярно по пространствените координати, прекарани през ядрото на атома. Отново трябва да се подчертае, че всяко енергийно ниво (електронен слой), започвайки от $n= 2$, има три $p$-орбитали. С увеличаване на стойността на $n$ електроните заемат $p$-орбитали, разположени на големи разстояния от ядрото и насочени по осите $x, y, z$.

За елементи от втория период $(n = 2)$ първо се запълва една $s$-орбитала, а след това три $p$-орбитали; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електронът $2s^1$ е по-малко свързан с атомното ядро, така че литиевият атом може лесно да го отдаде (както вероятно си спомняте, този процес се нарича окисление), превръщайки се в литиев йон $Li^+$.

В берилиевия атом Be, четвъртият електрон също е поставен в $2s$ орбитала: $1s^(2)2s^(2)$. Двата външни електрона на берилиевия атом лесно се отделят - $B^0$ се окислява до катион $Be^(2+)$.

Петият електрон на борния атом заема $2p$-орбиталата: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. След това $2p$-орбиталите на $C, N, O, F$ атомите се запълват, което завършва с неоновия благороден газ: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

За елементи от третия период се запълват съответно $3s-$ и $3p$-орбитали. Пет $d$-орбитали от трето ниво остават свободни:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Понякога в диаграмите, изобразяващи разпределението на електроните в атомите, се посочва само броят на електроните на всяко енергийно ниво, т.е. напишете съкратени електронни формули на атоми на химични елементи, за разлика от горните пълни електронни формули, например:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

За елементи с големи периоди (четвърти и пети) първите два електрона заемат съответно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2$. Започвайки от третия елемент на всеки голям период, следващите десет електрона ще отидат съответно до предишните $3d-$ и $4d-$орбитали (за елементи от вторични подгрупи): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Като правило, когато предишното $d$-подниво се запълни, външното (съответно $4p-$ и $5p-$) $p-$подниво ще започне да се запълва: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

За елементи с големи периоди - шести и непълен седми - електронните нива и поднива се запълват с електрони, като правило, както следва: първите два електрона влизат във външното $s-$подниво: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следващият един електрон (за $La$ и $Ca$) към предходното $d$-подниво: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

След това следващите $14$ електрони ще влязат в третото енергийно ниво отвън, съответно $4f$ и $5f$ орбиталите на лантонидите и актинидите: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Тогава второто енергийно ниво отвън ($d$-подниво) ще започне да се изгражда отново за елементите на страничните подгрупи: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2$. И накрая, едва след като $d$-поднивото е напълно запълнено с десет електрона, $p$-поднивото ще се запълни отново: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Много често структурата на електронните обвивки на атомите се изобразява с помощта на енергийни или квантови клетки - те записват т.нар. графични електронни формули. За този запис се използва следната нотация: всяка квантова клетка се обозначава с клетка, която съответства на една орбитала; всеки електрон е обозначен със стрелка, съответстваща на посоката на въртене. Когато пишете графична електронна формула, трябва да запомните две правила: принцип на Паули, според който една клетка (орбитала) може да има не повече от два електрона, но с антипаралелни спинове, и Правилото на Ф. Хунд, според който електроните заемат свободните клетки първо един по един и в същото време имат една и съща стойност на спина и едва след това се сдвояват, но спиновете, според принципа на Паули, вече ще бъдат противоположно насочени.

Разпределението на електроните върху различни AO се нарича електронна конфигурация на атом. Електронната конфигурация с най-ниска енергия съответства на основно състояниеатом, останалите конфигурации се отнасят за възбудени състояния.

Електронната конфигурация на атома се изобразява по два начина - под формата на електронни формули и електроннодифракционни диаграми. При писане на електронни формули се използват главните и орбиталните квантови числа. Поднивото се обозначава с главното квантово число (числото) и орбиталното квантово число (съответната буква). Броят на електроните в подниво характеризира горния индекс. Например, за основното състояние на водородния атом, електронната формула е: 1 с 1 .

Структурата на електронните нива може да бъде описана по-пълно с помощта на електронни дифракционни диаграми, където разпределението по поднива е представено под формата на квантови клетки. В този случай орбиталата е условно изобразена като квадрат, близо до който е поставено обозначението на поднивото. Поднивата на всяко ниво трябва да са леко изместени по височина, тъй като тяхната енергия е малко по-различна. Електроните са представени със стрелки или ↓ в зависимост от знака на квантовото число на спина. Електронна дифракционна диаграма на водородния атом:

Принципът на конструиране на електронните конфигурации на многоелектронни атоми е да се добавят протони и електрони към водородния атом. Разпределението на електроните по енергийни нива и поднива се подчинява на разгледаните по-рано правила: принципа на най-малката енергия, принципа на Паули и правилото на Хунд.

Като се има предвид структурата на електронните конфигурации на атомите, всички известни елементи, в съответствие със стойността на орбиталното квантово число на последното запълнено подниво, могат да бъдат разделени на четири групи: с- елементи, стр- елементи, д- елементи, f- елементи.

В хелиев атом He (Z=2) вторият електрон заема 1 с-орбитала, нейната електронна формула: 1 с 2. Електронографска диаграма:

Хелият завършва първия най-кратък период от Периодичната таблица на елементите. Електронната конфигурация на хелия е означена.

Вторият период отваря литий Li (Z=3), неговата електронна формула:
Електронографска диаграма:

Следват опростени диаграми на електронна дифракция на атоми на елементи, чиито орбитали на едно и също енергийно ниво са разположени на една и съща височина. Вътрешните, напълно попълнени поднива не се показват.

Литият е последван от берилий Be (Z=4), в който допълнителен електрон заселва 2 с- орбитален. Електронна формула Be: 2 с 2

В основно състояние следващият борен електрон B (z=5) заема 2 Р-орбитален, V:1 с 2 2с 2 2стредин ; неговата електронна дифракционна картина:

Следните пет елемента имат електронни конфигурации:

C (Z=6): 2 с 2 2стр 2N (Z=7): 2 с 2 2стр 3

O (Z=8): 2 с 2 2стр 4 F (Z=9): 2 с 2 2стр 5

Ne (Z=10): 2 с 2 2стр 6

Дадените електронни конфигурации се определят от правилото на Хунд.

Първото и второто енергийно ниво на неона са напълно запълнени. Нека обозначим неговата електронна конфигурация и ще използваме по-нататък за краткост на записа на електронни формули на атоми на елементи.

Натрий Na (Z=11) и Mg (Z=12) отварят третия период. Външните електрони заемат 3 с-орбитален:

Na (Z=11): 3 с 1

Mg (Z=12): 3 с 2

След това, започвайки с алуминий (Z=13), 3 Р-подниво. Третият период завършва с аргон Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3 с 2 3стр 1

Ar (Z=18): 3 с 2 3стр 6

Елементите на третия период се различават от елементите на втория по това, че имат свободни 3 д-орбитали, които могат да участват в образуването на химична връзка. Това обяснява валентните състояния, проявени от елементите.

В четвъртия период, в съответствие с правилото ( н+л), в калий K (Z=19) и калций Ca (Z=20) електроните заемат 4 с- подниво, не 3 д. Започвайки със скандий Sc (Z=21) и завършвайки с цинк Zn (Z=30), 3 д- подниво:

Електронни формули д-елементите могат да бъдат представени в йонна форма: поднивата са изброени във възходящ ред на основното квантово число и при константа н– по ред на нарастване на орбиталното квантово число. Например за Zn такъв запис би изглеждал така:
И двата записа са еквивалентни, но формулата за цинк, дадена по-рано, правилно отразява реда, в който са попълнени поднивата.

Ред 3 д-елементи в хром Cr (Z=24) има отклонение от правилото ( н+л). Според това правило конфигурацията на Cr трябва да изглежда така:
Установено е, че реалната му конфигурация е
Понякога този ефект се нарича "отказ" на електрона. Подобни ефекти се обясняват с повишената стабилност наполовина ( стр 3 , д 5 , f 7) и напълно ( стр 6 , д 10 , f 14) завършени поднива.

Отклонения от правилото ( н+л) се наблюдават и в други елементи (Таблица 2). Това се дължи на факта, че с увеличаване на главното квантово число разликите между енергиите на поднивата намаляват.

Следва пълнене 4 стр-подниво (Ga - Kr). Четвъртият период съдържа само 18 елемента. По същия начин, попълване на 5 с-, 4д- и 5 стр- поднива от 18 елемента от петия период. Имайте предвид, че енергията 5 с- и 4 д-поднивата са много близки, а електрон с 5 с- подниво може лесно да отиде до 4 д-подниво. На 5 с-подниво Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag има само един електрон. В основно състояние 5 с- подниво Pd не е запълнено. Наблюдава се „потапяне“ на два електрона.

таблица 2

Изключения от ( н+л) – правила за първите 86 елемента

В шести период след попълване на 6 с-подниво на цезий Cs (Z=55) и барий Ba (Z=56) следващия електрон, съгласно правилото ( н+л), трябва да вземе 4 f-подниво. Въпреки това, в лантан La (Z=57), електрон влиза в 5 д-подниво. Наполовина запълнен (4 f 7) 4f-подниво има повишена стабилност, следователно гадолиний Gd (Z=64), след европий Eu (Z=63), с 4 f-поднивото запазва предишния брой електрони (7), а новият електрон достига 5 д-подниво, нарушаване на правилото ( н+л). В тербий Tb (Z=65), следващият електрон заема 4 f-подниво и има преход на електрон от 5 д- подниво (конфигурация 4 f 9 6с 2). Пълнеж 4 f-подниво завършва при итербий Yb (Z=70). Следващият електрон на лутециевия атом Lu заема 5 д-подниво. Неговата електронна конфигурация се различава от тази на атома на лантана само по това, че е напълно запълнена с 4 f-подниво.

В момента в Периодичната система от елементи D.I. Менделеев, под скандий Sc и итрий Y, лутеций (а не лантан) понякога се намира като първи д-елемент, и всички 14 елемента пред него, включително лантан, поставяйки го в специална група лантанидиотвъд Периодичната таблица на елементите.

Химичните свойства на елементите се определят главно от структурата на външните електронни нива. Промяна в броя на електроните на третия външен 4 f- подниво има малък ефект върху химичните свойства на елементите. И така всичките 4 fелементите са подобни по своите свойства. След това в шестия период има пълнене на 5 д-подниво (Hf - Hg) и 6 стр-подниво (Tl - Rn).

В седмия период 7 с-поднивото се попълва за франций Fr (Z=87) и радий Ra (Z=88). Actinium има отклонение от правилото ( н+л), а следващият електрон запълва 6 д- подниво, не 5 f. Това е последвано от група елементи (Th - No) с пълнеж 5 f-поднива, които образуват семейство актиниди. Обърнете внимание, че 6 д- и 5 f- поднивата имат толкова близки енергии, че електронната конфигурация на актинидните атоми често не се подчинява на правилото ( н+л). Но в този случай точната стойност на конфигурацията е 5 f T 5д м не е толкова важно, тъй като има доста слаб ефект върху химичните свойства на елемента.

Lawrencium Lr (Z=103) има нов електрон при 6 д-подниво. Този елемент понякога се поставя в периодичната таблица под лутеций. Седмият период не е завършен. Елементи 104 – 109 са нестабилни и свойствата им са малко известни. По този начин, когато зарядът на ядрото се увеличава, подобни електронни структури на външните нива периодично се повтарят. В тази връзка трябва да се очакват и периодични промени в различни свойства на елементите.

Периодична промяна в свойствата на атомите на химичните елементи

Химичните свойства на атомите на елементите се проявяват по време на тяхното взаимодействие. Видовете конфигурации на външните енергийни нива на атомите определят основните характеристики на тяхното химично поведение.

Характеристиките на атома на всеки елемент, които определят поведението му в химични реакции, са йонизационна енергия, електронен афинитет, електроотрицателност.

Йонизационната енергия е енергията, необходима за отделяне и отстраняване на електрон от атом. Колкото по-ниска е енергията на йонизация, толкова по-висока е редукционната способност на атома. Следователно йонизационната енергия е мярка за редукционната способност на атома.

Йонизационната енергия, необходима за отделяне на първия електрон, се нарича първа йонизационна енергия I 1 . Енергията, необходима за отделяне на втория електрон, се нарича втора йонизационна енергия I 2 и т.н. В този случай има следното неравенство

аз 1< I 2 < I 3 .

Отделянето и отстраняването на електрон от неутрален атом става по-лесно, отколкото от зареден йон.

Максималната стойност на йонизационната енергия съответства на благородните газове. Алкалните метали имат минимална стойност на йонизационна енергия.

В рамките на един период енергията на йонизация се променя немонотонно. Първоначално намалява при преминаване от s-елементи към първите p-елементи. След това, в следващите p-елементи, той се увеличава.

В рамките на една група, с увеличаване на поредния номер на елемента, йонизационната енергия намалява, което се дължи на увеличаване на разстоянието между външното ниво и ядрото.

Електронният афинитет е енергията (означена с E), която се освобождава, когато електрон е прикрепен към атом. Когато един атом приеме електрон, той се превръща в отрицателно зареден йон. Електронният афинитет в период нараства, докато в група, като правило, намалява.

Халогените имат най-висок електронен афинитет. Като прикрепят липсващия електрон, за да завършат обвивката, те придобиват завършената конфигурация на атом на благороден газ.

Електроотрицателността е сумата от йонизационна енергия и електронен афинитет

Електроотрицателността нараства с период и намалява с подгрупа.

Атомите и йоните нямат строго определени граници поради вълновата природа на електрона. Следователно радиусите на атомите и йоните се определят условно.

Най-голямото увеличение на радиуса на атомите се наблюдава при елементи с малки периоди, в които се запълва само външното енергийно ниво, което е характерно за s- и p-елементите. При d- и f-елементите се наблюдава по-плавно нарастване на радиуса с увеличаване на ядрения заряд.

В рамките на една подгрупа атомният радиус се увеличава с увеличаване на броя на енергийните нива.

Първоначално елементите в Периодичната таблица на химичните елементи от D.I. Менделеев бяха подредени в съответствие с техните атомни маси и химични свойства, но всъщност се оказа, че не масата на атома играе решаваща роля, а зарядът на ядрото и съответно броят на електроните в неутрален атом.

Най-стабилното състояние на електрона в атом на химичен елемент съответства на минималната му енергия и всяко друго състояние се нарича възбудено, в което електронът може спонтанно да се премести на ниво с по-ниска енергия.

Нека разгледаме как се разпределят електроните в атома по орбиталите, т.е. електронна конфигурация на многоелектронен атом в основно състояние. За изграждане електронна конфигурацияизползвайте следните принципи за запълване на орбиталите с електрони:

- принцип (забрана) на Паули - в един атом не може да има два електрона с еднакъв набор от всички 4 квантови числа;

- принцип на най-малка енергия (правила на Клечковски) - орбиталите се запълват с електрони по реда на нарастване на енергията на орбиталите (фиг. 1).

Ориз. 1. Енергийно разпределение на орбиталите на водородоподобен атом; n е основното квантово число.

Енергията на една орбитала зависи от сумата (n + l). Орбиталите са запълнени с електрони във възходящ ред на сумата (n + l) за тези ортотали. Така че за поднивата 3d и 4s сумите (n + l) ще бъдат равни съответно на 5 и 4, в резултат на което първо ще се запълни 4s орбитала. Ако сумата (n + l) е еднаква за две орбитали, тогава първо се запълва орбиталата с по-малката стойност на n. И така, за 3d и 4p орбитали сумата (n + l) ще бъде равна на 5 за всяка орбитала, но 3d орбиталата се запълва първа. В съответствие с тези правила редът на попълване на орбиталите ще бъде както следва:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p

Семейството на даден елемент се определя от последната орбитала, изпълнена с електрони, според енергията. Електронните формули обаче не могат да бъдат написани в съответствие с енергийните серии.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 въвеждане на правилна електронна конфигурация

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 въвеждане на неправилна електронна конфигурация

За първите пет d-елемента валентността (т.е. електроните, отговорни за образуването на химическа връзка) е сумата от електроните на d и s, запълнени с електрони последни. За p - елементи валентността е сумата от електрони, разположени на s и p поднивата. За s-елементите валентностите са електрони, разположени на s подниво на външното енергийно ниво.

- Правилото на Хунд - при една стойност на l, електроните запълват орбиталите по такъв начин, че общият спин е максимален (фиг. 2)

Ориз. 2. Промяна на енергията в 1s -, 2s - 2p - орбитали на атоми от 2-ри период на Периодичната система.

Примери за изграждане на електронни конфигурации на атоми

Примери за изграждане на електронни конфигурации на атоми са дадени в таблица 1.

Таблица 1. Примери за изграждане на електронни конфигурации на атоми

Електронна конфигурацияатом е формула, описваща разположението на електроните в различни електронни обвивки на атом на химичен елемент. Броят на електроните в неутрален атом е числено равен на заряда на ядрото и следователно на поредния номер в периодичната таблица.

Тъй като броят на електроните в атома се увеличава, те запълват различни поднива на електронната обвивка на атома. Всяко подниво на електронната обвивка, когато е запълнено, съдържа четен брой електрони:

- s-поднивосъдържа една орбитала, която според Паули може да съдържа максимум два електрона.

- p-поднивосъдържа три орбитали и следователно може да съдържа максимум 6 електрона.

- d-поднивосъдържа 5 орбитали, така че може да има до 10 електрона.

- f-поднивосъдържа 7 орбитали, така че може да има до 14 електрона.

Електронните орбитали са номерирани във възходящ ред на главното квантово число (номер на ниво), което съвпада с номера на периода. Орбиталите се запълват с възходяща енергия (принцип на минимална енергия): 1 с, 2с, 2стр, 3с, 3стр, 4с, 3д, 4стр, 5с, 4д, 5стр, 6с, 4f, 5д, 6стр, 7с, 5f, 6д, 7стр.Ако знаете реда на запълване на орбиталите и разбирате, че всеки следващ атом на елемент в периодичната таблица има един електрон повече от предишния, лесно е да ги запълните в съответствие с броя на електроните в атома.

Само електроните от външното ниво на атома, валентните електрони, участват в химичните трансформации. Елементите, които допълват периодите на периодичната таблица, инертните газове, които имат напълно запълнени електронни орбитали, са химически много стабилни. За да запишете кратката електронна конфигурация на атом А, достатъчно е да напишете в квадратни скоби химическия символ на най-близкия инертен газ с по-малък брой електрони в сравнение с атом А и след това да добавите конфигурацията на следващите орбитални поднива.

Графичното представяне на електронната конфигурация демонстрира подреждането на електроните в квантовите клетки. Квантовите клетки трябва да бъдат разположени една спрямо друга, като се вземе предвид енергията на орбиталите. Клетките на енергийно изродените орбитали са разположени на същото ниво, по-енергийно благоприятни - отдолу, по-малко благоприятни - отгоре. Таблицата показва електронната конфигурация на атома на арсена. Напълнен като наполовина напълнен д-поднивата имат по-ниска орбитална енергия от с-поднива, така че са начертани по-долу. Таблица 2 показва конфигурацията на атома на арсена.

Таблица 2. Електронна конфигурация на арсеновия атом As

Има изключения от електронните конфигурации на атомите в основно енергийно състояние, например: Cr (3 д 5 4седин); Cu (3 д 10 4седин); Мо (4 д 5 5седин); Ag (4 д 10 5седин); Au (4 f 14 5д 10 6с 1 .

химическа връзка

Свойствата на дадено вещество се определят от неговия химичен състав, реда, в който атомите са свързани в молекули и кристални решетки и тяхното взаимно влияние. Електронната структура на всеки атом предопределя механизма на образуване на химични връзки, техния тип и характеристики.