Структура Периодической таблицы

С учётом диаграммы энергетических уровней (см. рис. 11.1) и трёх правил заселения энергетических уровней электронами водород (символ H, атомный номер 1) имеет один электрон на 1 s -орбитали согласно правилу о том, что самые нижние уровни заселяются первыми, если это не нарушает принцип Паули. Водород находится в верхнем левом углу Периодической таблицы. Это первый элемент в строке 1. Следующий элемент — это гелий (He, 2). На его 1 s -орбитали находятся два электрона с противоположными спинами (стрелка вверх и стрелка вниз, как показано на рис. 11.2). Эта конфигурация удовлетворяет принципу Паули и правилу о том, что позиции с наименьшей энергией занимаются первыми, который перекрывает правило Хунда, поскольку потребовалось бы слишком много энергии, чтобы поместить второй электрон гелия на энергетический уровень 2 s (см. рис. 11.1). Гелий находится в верхнем правом углу Периодической таблицы — он завершает первую строку. Эта первая строка состоит из двух элементов — H и He с электронами на уровне n  =1. Строки таблицы также называют периодами. Гелий завершает первый период. Говорят, что гелий имеет заполненную (или замкнутую) электронную оболочку, поскольку это старший элемент, все электроны которого имеют n  =1.

Следующий элемент — это литий (Li, 3). Он имеет три электрона. Первые два электрона занимают энергетический уровень 1 s, подчиняясь правилу о том, что сначала заселяется самый нижний доступный уровень. Третий электрон не может разместиться на 1 s -орбитали, поскольку это нарушало бы принцип Паули. Поэтому третий электрон занимает 2 s -орбиталь. В Периодической таблице Li располагается под H. H — это первый элемент с электроном, находящимся в оболочке n  =1. Li — это первый элемент второго периода, соответствующего оболочке с n  =2.

Следующий элемент — это бериллий (Be, 4). Четвёртый электрон также занимает 2 s -орбиталь. Это самое низкое энергетическое состояние, не нарушающее принцип Паули. Далее следует бор (B, 5) с пятью электронами. Пятый электрон не может занять 2 s -орбиталь, поскольку это нарушило бы принцип Паули, утверждающий, что на одной орбитали может находиться не более двух электронов, которые должны иметь противоположные спины (спиновое квантовое число s  =+½ или s  =−½). Поэтому пятый электрон заселяется на 2 p -орбиталь, а на какую именно из 2 p -орбиталей, не имеет значения. Следуя рис. 11.3, будем считать, что это 2 p _x-орбиталь. Между Be и B в таблице есть разрыв. Причина его появления прояснится далее, когда мы будем обсуждать четвёртый период.

Следующим идёт углерод (C, 6) с шестью электронами. Теперь в игру вступает правило Хунда, и мы помещаем шестой электрон на 2 p _y-орбиталь, следуя схеме, представленной на рис. 11.3. Следующий элемент — азот (N, 7). Согласно правилу Хунда, седьмой электрон N заселяется на 2 p _z-орбиталь, чтобы ни один из электронов на p -орбиталях не был спаренным. Кислород (O, 8) имеет восемь электронов. Восьмой электрон должен быть спаренным, поскольку из первых семи электронов два занимают 1 s -орбиталь, ещё два — 2 s и по одному электрону находится на каждой из 2 p -орбиталей. Чтобы избежать спаривания спинов, надо поместить восьмой электрон на 3 s -орбиталь, которая требует значительно более высокой энергии. Поэтому, как и на рис. 11.3, восьмой электрон заселяется на 2 p _x-орбиталь. Фтор (F, 9) обладает девятым электроном, который располагается на 2 p _y-орбитали. Наконец, неон (Ne, 10) завершает период n  =2 с оболочкой из 10 электронов. Десятый электрон заселяется на 2 p _z-орбиталь.

Конфигурации с замкнутыми оболочками

Электронная конфигурация неона изображена на рис. 11.5. Ни один дополнительный электрон не может заселиться на вторую оболочку (орбитали с n  =2) без нарушения принципа Паули. Как будет объяснено далее, элементы He, Ne, Ar, Kr и т. п., занимающие последнюю колонку в правой части Периодической таблицы, — особые. Эти элементы называются благородными газами. Все они обладают замкнутыми (заполненными) оболочками, то есть со следующего элемента, имеющего на один электрон больше, начинают заполняться орбитали с квантовым числом n   на единицу больше, а значит, обладающие значительно более высокой энергией.

Рис. 11.5. Электронная конфигурация атома неона (Ne, 10). Вторая оболочка заполнена