Разделянето на групите на подгрупи (основно и средно) въз основа на разликата в пълнежа електрон
По този начин, във всяка група на комбинирани елементи, чиито атоми имат подобна структура на външния слой. Атомите на основните елементи включват подгрупите на външните (последните) нива, броят на електрони равни на броя на група. Този така наречен валентност електрони.
В страничните елементи на подгрупи валентен електрон не само отвън, но и предпоследната (втори извън) нива, а това е основната разлика в свойствата на основните и странични елементи на подгрупи.
От това следва, че броят на групата, като правило, показва броя на електрони, които могат да участват в образуването на химически връзки. В този смисъл броят на физическата група.
От гледна точка на теория на атомната структура е лесно да се обясни от увеличението на метални свойства на елементи във всяка група, с увеличаване на заряд на атомното ядро. Сравнявайки, например, разпределението на електрони над нивата в 9е на атоми (1s2 2s2 2R5) и 53J (1s2 2s2 2p6 3S2 3r6 3d10 4s2 4p6 4D10 5s2 5p5) може да се отбележи, че те трябва да 7 електрони във външната ниво, което показва свойствата на подобие. Въпреки това, външните електроните в атом на йод са далеч от сърцевината и следователно по-малко запазват. Поради тази причина, йодни атоми могат да даряват електрони или, с други думи, проявяват метални свойства, които не са типични за флуор.
По този начин структурата на атома причинява два модела:
а) промени в свойствата на елементи в целия - в периода от ляво на дясно са отслабени метални и неметални свойства са подобрени;
б) промени в свойствата на елементи вертикално - в групата с увеличаване атомен номер метални свойства са подобрени и по-слаби неметален.
По този начин, с увеличаване на зареждане на ядрото на атома на химични елементи варира периодично структура на електронен слой, причинявайки периодичните промени в техните свойства.
2.Change състояща се от ядрата на атомите на химическите елементи. изотопи
Формулировката на закона, това DI Менделеев, не може да бъде точна и пълна с модерна гледна точка, тъй като тя е в съответствие със състоянието на науката по онова време, когато не е имало известна структура на атома. Ето защо, нови научни открития влизат в конфликт с него. Така са открити изотопи.
Изотопи - атомни видове от същия химичен елемент, имащи ядра същия заряд, но различни масови числа. Сума от броя на протоните и неутроните в ядрото на атома на масово число, наречено означена с буквата А. Следователно, химичен елемент - тип атома, характеризиращ се с една и съща ядрен заряд, т.е., съдържащ същия брой протони.
3.Stroenie електронен слой атоми
Пълнене на атомна орбитала електроните се определя от принципите на минималната енергия. принцип Паули и правило Hund му.
Електроните попълват атомни орбитали, тъй като подслой с по-ниска енергия. Това обикновено е най-малко енергия. Последователността в енергийния натрупването Какви са поднива: 1s <2s <2p <3s <3p <4s ≤ 3d <4p <5s и так далее …
Според изчисленията, електронът не се движи по отношение на един път, и може да бъде във всяка част на перинуклеотиден пространство, т.е.. може да се говори само за вероятността (възможност) на своето местоположение на известно разстояние от ядрото.
Електроните в атоми заемат енергично благоприятни атомна орбитала (орбитали на ниска енергия) за образуване на електрони облаци определена форма.
В случая на S-орбиталния електронен облак е сферична:
В случая на р-орбитали образуват електронен облак гира
Вътре атомните орбитите на вероятността за намиране на електрона е голям; С други думи, има голяма електронна плътност. Пространството извън обхвата на орбитите съответства на ниска електронна плътност.
Във всяка атомна орбитала може да се постави максимум два електрона (принцип Pauli).
В присъствието на орбитите на същата енергия (например, три р орбитите един подниво) всеки орбитален е изпълнен първата половина (и следователно на р-под-слой не може да бъде повече от три несдвоени електрони) и след това напълно да образуват електронни двойки (правило Hund е) ,
да се разпредели по поднива на електрони за конфигурация електронно изображение атом, така че всеки отговаря на една атомна орбитална квантовата Box, и в съответствие с тези три правила проверка
Електронната конфигурацията на атомите
Електронната конфигурацията на атомите са записани под формата на имена и съкращения електронни формули:
От разглеждането на електронна конфигурация атома очевидно, че група VIIIA елементи (He, Ne, Ar, и т.н.) се прекратяват и S-р-подслоя (s2p6). Такива състави са подобрена стабилност и осигуряват химически неактивност благородни газове.
В атоми на други елементи извън на S- и р-поднива - незавършена. например хлорен: 17Cl = [10Ne] 3S2 3p5. Непълни поднива и електрони върху тях наричани валентност. защото те могат да участват в образуването на химични връзки между атоми.
F-елементи. Откриването на нови елементи. Ядрени реакции.
По този начин, с увеличаване на атомния номер неизбежно идва време, когато елементите започват да се запълни F-орбитали. Това се случва след напълване 6S-орбитали - веднага след 56Ba елемент с валентност обвивка .6s2.
Тъй като пълнене седем F-орбитали цели 14 оформени елементи, тогава двете F-елементи извършени в долната част на отделни редове във форма на Периодичната таблица. В долната част на всяка таблица, една линия на F-елементи "лантаниди" (наречен елемент лантан La, отварящи относителна апертура елементи) и линия F-елементи "актиниди" (наречен елемент актиния Ac). В лантанидът постепенно пълни 4е орбити са актинидите - 5г орбити.