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Die äußere Energieebene (Elektronenhülle) ihrer Atome enthält zwei Elektronen in der s-Unterebene. Darin ähneln sie den Elementen der Hauptuntergruppe. Das vorletzte Energieniveau enthält 18 Elektronen.

Das äußere Energieniveau des S2-Ions wird mit der maximal möglichen Anzahl von Elektronen (8) aufgefüllt, wodurch das S2-Ion nur elektronenspendende Funktionen ausüben kann: Durch die Abgabe von 2 Elektronen wird es zu elementarem Schwefel oxidiert , die eine Oxidationszahl gleich Null hat.

Wenn das externe Energieniveau eines Atoms aus drei, fünf oder sieben Elektronen besteht und das Atom zu / J-Elementen gehört, kann es nacheinander 1 bis 7 Elektronen abgeben. Atome, deren äußere Ebene aus drei Elektronen besteht, können ein, zwei oder drei Elektronen abgeben.

Wenn das äußere Energieniveau eines Atoms aus drei, fünf oder sieben Elektronen besteht und das Atom zu den p-Elementen gehört, dann kann es nacheinander ein bis sieben Elektronen abgeben. Atome, deren äußere Ebene aus drei Elektronen besteht, können ein, zwei oder drei Elektronen abgeben.

Da das äußere Energieniveau zwei s-Elektronen enthält, ähneln sie daher den Elementen der PA-Untergruppe. Das vorletzte Energieniveau enthält 18 Elektronen. Wenn in der Kupfer-Untergruppe die Unterebene (n - l) d10 noch nicht stabil ist, dann ist sie in der Zink-Untergruppe ziemlich stabil und d - Elektronen in den Elementen der Zink-Untergruppe nehmen nicht an chemischen Bindungen teil.

Um das externe Energieniveau zu vervollständigen, fehlt dem Chloratom ein Elektron.

Dem Sauerstoffatom fehlen zwei Elektronen, um sein äußeres Energieniveau zu vervollständigen. In der Verbindung von Sauerstoff mit Fluor OF2 sind die gemeinsamen Elektronenpaare jedoch in Richtung Fluor als elektronegativeres Element verschoben.

Sauerstoff fehlen zwei Elektronen, um sein äußeres Energieniveau zu vervollständigen.

Im Argonatom ist das äußere Energieniveau vollständig.

Entsprechend der elektronischen Struktur des externen Energieniveaus werden die Elemente in zwei Untergruppen unterteilt: VA - N, P, As, Sb, Bi - Nichtmetalle und VB - V, Nb, Ta - Metalle. Die Radien von Atomen und Ionen in der Oxidationsstufe 5 in der VA-Untergruppe nehmen systematisch von Stickstoff zu Wismut zu. Folglich hat der Unterschied in der Struktur der Voraußenschicht wenig Einfluss auf die Eigenschaften der Elemente und sie können als eine Untergruppe betrachtet werden.

Die Ähnlichkeit in der Struktur des äußeren Energieniveaus (Tabelle 5) spiegelt sich in den Eigenschaften der Elemente und ihrer Verbindungen wider. Dies erklärt sich dadurch, dass sich im Sauerstoffatom ungepaarte Elektronen in den p-Orbitalen der zweiten Schicht befinden, die maximal acht Elektronen haben kann.

Parametername	Bedeutung
Betreff des Artikels:	ENERGIESTUFEN
Rubrik (thematische Kategorie)	Bildung

STRUKTUR DES ATOMS

1. Entwicklung der Theorie der Struktur des Atoms. Mit

2. Kern und Elektronenhülle des Atoms. Mit

3. Die Struktur des Kerns eines Atoms. Mit

4. Nuklide, Isotope, Massenzahl. Mit

5. Energieniveaus.

6. Quantenmechanische Erklärung der Struktur.

6.1. Orbitalmodell des Atoms.

6.2. Regeln zum Füllen von Orbitalen.

6.3. Orbitale mit s-Elektronen (atomare s-Orbitale).

6.4. Orbitale mit p-Elektronen (atomare p-Orbitale).

6.5. Orbitale mit d-f-Elektronen

7. Energieunterniveaus eines Mehrelektronenatoms. Quantenzahlen.

ENERGIESTUFEN

Der Aufbau der Elektronenhülle eines Atoms wird durch die unterschiedlichen Energiereserven einzelner Elektronen im Atom bestimmt. Gemäß dem Bohrschen Atommodell können Elektronen Positionen im Atom besetzen, die genau definierten (quantisierten) Energiezuständen entsprechen. Diese Zustände werden Energieniveaus genannt.

Die Anzahl der Elektronen, die sich auf einem separaten Energieniveau befinden können, wird durch die Formel 2n 2 bestimmt, wobei n die Nummer des Niveaus ist, das mit arabischen Ziffern 1 - 7 bezeichnet wird. Die maximale Füllung der ersten vier Energieniveaus in. gemäß der Formel 2n 2 ist: für das erste Niveau - 2 Elektronen, für das zweite - 8, für das dritte -18 und für das vierte Niveau - 32 Elektronen. Die maximale Füllung höherer Energieniveaus in Atomen bekannter Elemente mit Elektronen wurde nicht erreicht.

Reis. 1 zeigt die Auffüllung der Energieniveaus der ersten zwanzig Elemente mit Elektronen (von Wasserstoff H bis Calcium Ca, schwarze Kreise). Durch Einfüllen der Energieniveaus in der angegebenen Reihenfolge erhält man die einfachsten Modelle der Atome der Elemente, wobei die Reihenfolge des Einfüllens (von unten nach oben und von links nach rechts in der Abbildung) so eingehalten wird, dass das letzte Elektron zeigt auf das Symbol des entsprechenden Elements auf der dritten Energieebene M(Die maximale Kapazität beträgt 18 e -) für die Elemente Na - Ar enthält nur 8 Elektronen, dann beginnt sich das vierte Energieniveau aufzubauen N- Zwei Elektronen erscheinen darauf für die Elemente K und Ca. Die nächsten 10 Elektronen besetzen wieder das Niveau M(Elemente Sc – Zn (nicht gezeigt), und dann wird das Auffüllen des N-Niveaus mit sechs weiteren Elektronen fortgesetzt (Elemente Ca-Kr, weiße Kreise).

Reis. ein

Reis. 2

Befindet sich das Atom im Grundzustand, dann besetzen seine Elektronen Niveaus mit minimaler Energie, d.h. jedes nachfolgende Elektron nimmt die energetisch günstigste Position ein, wie in Abb. 1. Bei äußerer Einwirkung auf ein Atom, verbunden mit Energieübertragung auf dieses, beispielsweise durch Erhitzen, werden Elektronen auf höhere Energieniveaus überführt (Abb. 2). Dieser Zustand des Atoms wird angeregt genannt. Der auf dem niedrigeren Energieniveau frei werdende Platz wird (als vorteilhafte Position) durch ein Elektron eines höheren Energieniveaus besetzt. Beim Übergang gibt das Elektron eine bestimmte Energiemenge ab, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ entspricht der Energiedifferenz zwischen den Niveaus. Durch elektronische Übergänge entsteht charakteristische Strahlung. Aus den Spektrallinien des absorbierten (emittierten) Lichts kann man quantitativ auf die Energieniveaus des Atoms schließen.

Gemäß dem Bohrschen Quantenmodell des Atoms bewegt sich ein Elektron mit einem bestimmten Energiezustand auf einer Kreisbahn im Atom. Elektronen mit der gleichen Energiereserve befinden sich in gleichen Abständen vom Kern, jedes Energieniveau entspricht einem eigenen Satz von Elektronen, der von Bohr als Elektronenschicht bezeichnet wird. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, nach Bohr bewegen sich die Elektronen einer Schicht entlang einer Kugeloberfläche, die Elektronen der nächsten Schicht entlang einer anderen Kugeloberfläche. alle Kugeln sind ineinander eingeschrieben, wobei das Zentrum dem Atomkern entspricht.

ENERGIESTUFEN - Konzept und Typen. Klassifizierung und Merkmale der Kategorie "ENERGIESTUFEN" 2017, 2018.

Je näher am Atomkern die Elektronenhülle des Atoms liegt, desto stärker werden die Elektronen vom Atomkern angezogen und desto größer ist ihre Bindungsenergie mit dem Atomkern. Daher wird die Anordnung von Elektronenhüllen zweckmäßigerweise durch Energieniveaus und -unterniveaus und die Verteilung von Elektronen darüber charakterisiert. Die Anzahl der elektronischen Energieniveaus ist gleich der Anzahl der Perioden, in dem sich das Element befindet. Die Summe der Elektronenzahlen auf den Energieniveaus ist gleich der Ordnungszahl des Elements.

Die elektronische Struktur des Atoms ist in Abb. 1 dargestellt. 1.9 in Form eines Diagramms der Verteilung von Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus. Das Diagramm besteht aus durch Quadrate dargestellten elektronischen Zellen. Jede Zelle symbolisiert ein Elektronenorbital, das zwei Elektronen mit entgegengesetztem Spin aufnehmen kann, was durch die Aufwärts- und Abwärtspfeile angezeigt wird.

Reis. 1.9.

Das elektronische Diagramm eines Atoms wird in der Sequenz aufgebaut Erhöhen der Energieniveaunummer. In die gleiche Richtung Die Energie des Elektrons nimmt zu und die Energie seiner Verbindung mit dem Kern nimmt ab. Zur Verdeutlichung können wir uns vorstellen, dass der Kern des Atoms „ganz unten“ im Diagramm liegt. Die Anzahl der Elektronen in einem Atom eines Elements ist gleich der Anzahl der Protonen im Kern, d.h. Ordnungszahl des Elements im Periodensystem.

Das erste Energieniveau besteht aus nur einem Orbital, das mit dem Symbol gekennzeichnet ist s. Dieses Orbital ist mit Wasserstoff- und Heliumelektronen gefüllt. Wasserstoff hat ein Elektron und Wasserstoff ist einwertig. Helium hat zwei gepaarte Elektronen mit entgegengesetztem Spin, Helium hat die Wertigkeit Null und geht keine Verbindungen mit anderen Elementen ein. Die Energie einer chemischen Reaktion reicht nicht aus, um ein Heliumatom anzuregen und ein Elektron auf die zweite Ebene zu übertragen.

Das zweite Energieniveau besteht aus "-Unterniveau und /. (-Unterniveau, das drei Orbitale (Zellen) hat. Lithium sendet das dritte Elektron auf das 2"-Unterniveau. Ein ungepaartes Elektron bewirkt, dass Lithium einwertig ist. Beryllium füllt dasselbe Unterniveau mit dem zweiten Elektron, also in Im nicht angeregten Zustand hat Beryllium zwei gepaarte Elektronen. Es stellt sich jedoch heraus, dass eine unbedeutende Anregungsenergie ausreicht, um ein Elektron auf das ^-Unterniveau zu übertragen, wodurch Beryllium zweiwertig wird.

Das weitere Auffüllen der 2p-Unterebene verläuft in ähnlicher Weise. Sauerstoff in Verbindungen ist zweiwertig. Sauerstoff weist keine höheren Wertigkeiten auf, da es unmöglich ist, Elektronen der zweiten Ebene zu paaren und sie auf die dritte Energieebene zu übertragen.

Im Gegensatz zu Sauerstoff kann Schwefel, der sich unter Sauerstoff in der gleichen Untergruppe befindet, in seinen Verbindungen die Valenzen 2, 4 und 6 aufweisen, da er die Elektronen der dritten Ebene abbauen und auf die ^-Unterebene verschieben kann. Beachten Sie, dass auch andere Wertigkeitszustände von Schwefel möglich sind.

Elemente, deren s-Unterebene gefüllt ist, werden „-Elemente“ genannt. Auf ähnliche Weise wird die Sequenz gebildet R- Elemente. Elemente s- und p-Unterebenen sind in den Hauptuntergruppen enthalten. Elemente sekundärer Untergruppen sind ^-Elemente (falscher Name - Übergangselemente).

Es ist zweckmäßig, Untergruppen mit Elektronensymbolen zu bezeichnen, aufgrund derer beispielsweise die in der Untergruppe enthaltenen Elemente gebildet wurden s"-Untergruppe (Wasserstoff, Lithium, Natrium usw.) oder //-Untergruppe (Sauerstoff, Schwefel usw.).

Baut man das Periodensystem so auf, dass die Periodenzahlen von unten nach oben steigen und setzt man in jede Elektronenzelle zuerst ein und dann zwei Elektronen, erhält man ein langperiodisches Periodensystem, das einem Diagramm der Verteilung ähnelt von Elektronen über Energieniveaus und Unterniveaus.

Malyugin 14. Äußere und innere Energieniveaus. Abschluss der Energieebene.

Erinnern wir uns kurz an das, was wir bereits über den Aufbau der Elektronenhülle von Atomen wissen:

ü die Anzahl der Energieniveaus des Atoms = die Nummer der Periode, in der sich das Element befindet;

ü Die maximale Kapazität jedes Energieniveaus wird nach der Formel 2n2 berechnet

ü Die äußere Energiehülle kann nicht mehr als 2 Elektronen für Elemente der Periode 1, mehr als 8 Elektronen für Elemente anderer Perioden enthalten

Kehren wir noch einmal zur Analyse des Schemas zum Füllen von Energieniveaus in Elementen kleiner Perioden zurück:

Tabelle 1. Füllen von Energieniveaus

für Elemente kleiner Perioden

Periodennummer	Anzahl der Energieniveaus = Periodennummer	Elementsymbol, seine Ordnungszahl	Gesamt Elektronen	Verteilung von Elektronen nach Energieniveaus	Gruppennummer
				H+1 )1	+1 H, 1e-
		He + 2 ) 2	+2 Nein, 2
				Li + 3 ) 2 ) 1	+ 3 Li, 2e-, 1e-
		+4 sein ) 2 )2	+ 4 Sei, 2e-,2 e-
		B +5 ) 2 )3	+5 B, 2e-, 3e-
		C +6 ) 2 )4	+6 C, 2e-, 4e-
		N + 7 ) 2 ) 5	+ 7 N, 2e-,5 e-
		Ö + 8 ) 2 ) 6	+ 8 Ö, 2e-,6 e-
		F + 9 ) 2 ) 7	+ 9 F, 2e-,7 e-
		Nein + 10 ) 2 ) 8	+ 10 Nein, 2e-,8 e-
				N / A + 11 ) 2 ) 8 )1	+1 1 N / A, 2e-, 8e-, 1e-
		mg + 12 ) 2 ) 8 )2	+1 2 mg, 2e-, 8e-, 2 e-
		Al + 13 ) 2 ) 8 )3	+1 3 Al, 2e-, 8e-, 3 e-
		Si + 14 ) 2 ) 8 )4	+1 4 Si, 2e-, 8e-, 4 e-
		P + 15 ) 2 ) 8 )5	+1 5 P, 2e-, 8e-, 5 e-
		S + 16 ) 2 ) 8 )6	+1 5 P, 2e-, 8e-, 6 e-
		Kl + 17 ) 2 ) 8 )7	+1 7 Kl, 2e-, 8e-, 7 e-
18 Ar		Ar+ 18 ) 2 ) 8 )8	+1 8 Ar, 2e-, 8e-, 8 e-

Analysieren Sie Tabelle 1. Vergleichen Sie die Anzahl der Elektronen im letzten Energieniveau und die Nummer der Gruppe, in der sich das chemische Element befindet.

Ist Ihnen das aufgefallen die Zahl der Elektronen im äußeren Energieniveau der Atome ist gleich der Gruppenzahl, in dem sich das Element befindet (Ausnahme Helium)?

!!! Diese Regel ist wahr nur für Elemente wesentlich Untergruppen.

Jede Periode des Systems endet mit einem inerten Element(Helium He, Neon Ne, Argon Ar). Das äußere Energieniveau dieser Elemente enthält die maximal mögliche Anzahl von Elektronen: Helium -2, die restlichen Elemente - 8. Dies sind Elemente der Gruppe VIII der Hauptuntergruppe. Das Energieniveau ähnlich dem Aufbau des Energieniveaus eines Inertgases wird genannt abgeschlossen. Dies ist eine Art Stärkegrenze des Energieniveaus für jedes Element des Periodensystems. Moleküle einfacher Substanzen - Inertgase, bestehen aus einem Atom und zeichnen sich durch chemische Trägheit aus, d. H. Sie gehen praktisch keine chemischen Reaktionen ein.

Für die übrigen Elemente des PSCE unterscheidet sich das Energieniveau vom Energieniveau des inerten Elements, solche Niveaus werden genannt unvollendet. Die Atome dieser Elemente neigen dazu, ihr äußeres Energieniveau zu vervollständigen, indem sie Elektronen abgeben oder aufnehmen.

Fragen zur Selbstkontrolle

1. Welches Energieniveau wird als extern bezeichnet?

2. Welches Energieniveau wird als intern bezeichnet?

3. Welches Energieniveau wird als vollständig bezeichnet?

4. Elemente welcher Gruppe und Untergruppe haben ein abgeschlossenes Energieniveau?

5. Wie viele Elektronen befinden sich im äußeren Energieniveau der Elemente der Hauptuntergruppen?

6. Wie ähneln sich die Elemente einer Hauptuntergruppe in der Struktur der elektronischen Ebene?

7. Wie viele Elektronen auf der äußeren Ebene enthalten die Elemente der a) Gruppe IIA;

b) IVA-Gruppe; c) Gruppe VII A

Antwort anzeigen

1. Zuletzt

2. Alle außer dem letzten

3. Derjenige, der die maximale Anzahl an Elektronen enthält. Sowie die äußere Ebene, wenn sie 8 Elektronen für Periode I enthält - 2 Elektronen.

4. Elemente der Gruppe VIIIA (inerte Elemente)

5. Die Nummer der Gruppe, in der sich das Element befindet

6. Alle Elemente der Hauptuntergruppen auf der äußeren Energieebene enthalten so viele Elektronen wie die Gruppenzahl

7. a) die Elemente der Gruppe IIA haben 2 Elektronen in der äußeren Ebene; b) Elemente der Gruppe IVA haben 4 Elektronen; c) Elemente der Gruppe VII A haben 7 Elektronen.

Aufgaben zur selbstständigen Lösung

1. Bestimmen Sie das Element nach folgenden Kriterien: a) es hat 2 elektronische Niveaus, auf der Außenseite - 3 Elektronen; b) hat 3 elektronische Niveaus, auf der Außenseite - 5 Elektronen. Schreiben Sie die Verteilung der Elektronen über die Energieniveaus dieser Atome auf.

2. Welche zwei Atome haben die gleiche Anzahl gefüllter Energieniveaus?

Antwort anzeigen:

1. a) Stellen wir die "Koordinaten" des chemischen Elements fest: 2 elektronische Ebenen - II-Periode; 3 Elektronen auf der äußeren Ebene - III A-Gruppe. Dies ist ein 5B Bohrer. Schema der Verteilung von Elektronen nach Energieniveaus: 2e-, 3e-

b) III. Periode, VA-Gruppe, Element Phosphor 15Р. Schema der Verteilung von Elektronen nach Energieniveaus: 2e-, 8e-, 5e-

2. d) Natrium und Chlor.

Erläuterung: a) Natrium: +11 )2)8 )1 (gefüllt 2) ←→ Wasserstoff: +1)1

b) Helium: +2 )2 (gefüllt 1) ←→ Wasserstoff: Wasserstoff: +1)1

c) Helium: +2 )2 (gefüllt 1) ←→ Neon: +10 )2)8 (gefüllt 2)

*G) Natrium: +11 )2)8 )1 (gefüllt 2) ←→ Chlor: +17 )2)8 )7 (gefüllt 2)

4. Zehn. Anzahl der Elektronen = Seriennummer

5 c) Arsen und Phosphor. Atome, die sich in der gleichen Untergruppe befinden, haben die gleiche Anzahl von Elektronen.

Erläuterungen:

a) Natrium und Magnesium (in verschiedenen Gruppen); b) Calcium und Zink (in derselben Gruppe, aber verschiedenen Untergruppen); * c) Arsen und Phosphor (in einer Haupt-, Nebengruppe) d) Sauerstoff und Fluor (in verschiedenen Gruppen).

7. d) die Anzahl der Elektronen in der äußeren Ebene

8. b) die Anzahl der Energieniveaus

9. a) Lithium (befindet sich in Gruppe IA der Periode II)

10. c) Silizium (IVA-Gruppe, III. Periode)

11. b) Bor (2 Ebenen - IIZeitraum, 3 Elektronen in der äußeren Ebene - IIIAGruppe)

Was passiert mit den Atomen der Elemente bei chemischen Reaktionen? Welche Eigenschaften haben die Elemente? Auf beide Fragen lässt sich eine Antwort geben: Der Grund liegt in der Struktur der äußeren Ebene. In unserem Artikel betrachten wir die Elektronik von Metallen und Nichtmetallen und finden den Zusammenhang zwischen der Struktur der äußeren Ebene und den Eigenschaften heraus der Elemente.

Besondere Eigenschaften von Elektronen

Wenn eine chemische Reaktion zwischen den Molekülen von zwei oder mehr Reagenzien stattfindet, treten Änderungen in der Struktur der Elektronenhüllen von Atomen auf, während ihre Kerne unverändert bleiben. Machen wir uns zunächst mit den Eigenschaften von Elektronen vertraut, die sich auf den am weitesten vom Kern entfernten Ebenen des Atoms befinden. Negativ geladene Teilchen sind in Schichten in einem bestimmten Abstand vom Kern und voneinander angeordnet. Der Raum um den Kern, in dem sich am ehesten Elektronen aufhalten, wird als Elektronenorbital bezeichnet. Darin kondensieren etwa 90 % der negativ geladenen Elektronenwolke. Das Elektron selbst im Atom weist die Eigenschaft der Dualität auf, es kann sich gleichzeitig sowohl als Teilchen als auch als Welle verhalten.

Regeln zum Füllen der Elektronenhülle eines Atoms

Die Anzahl der Energieniveaus, auf denen sich die Teilchen befinden, ist gleich der Nummer der Periode, in der sich das Element befindet. Was zeigt die elektronische Zusammensetzung an? Es stellte sich heraus, dass die Anzahl der Elektronen im äußeren Energieniveau für s- und p-Elemente der Hauptuntergruppen kleiner und großer Perioden der Gruppenzahl entspricht. Beispielsweise haben Lithiumatome der ersten Gruppe, die zwei Schichten haben, ein Elektron in der äußeren Schale. Schwefelatome enthalten auf der letzten Energiestufe sechs Elektronen, da sich das Element in der Hauptuntergruppe der sechsten Gruppe befindet usw. Wenn wir von d-Elementen sprechen, dann gilt für sie folgende Regel: die Anzahl der äußeren negativen Teilchen ist 1 (für Chrom und Kupfer) oder 2. Dies erklärt sich dadurch, dass mit zunehmender Ladung des Atomkerns zunächst das innere d-Subniveau gefüllt wird und die äußeren Energieniveaus unverändert bleiben.

Warum ändern sich die Eigenschaften von Elementen kleiner Perioden?

Die Perioden 1, 2, 3 und 7 gelten als klein. Eine sanfte Änderung der Eigenschaften von Elementen mit zunehmender Kernladung, beginnend mit aktiven Metallen und endend mit Inertgasen, wird durch eine allmähliche Zunahme der Elektronenzahl auf der äußeren Ebene erklärt. Die ersten Elemente in solchen Perioden sind solche, deren Atome nur ein oder zwei Elektronen haben, die sich leicht vom Kern lösen können. Dabei entsteht ein positiv geladenes Metallion.

Amphotere Elemente wie Aluminium oder Zink füllen ihre externen Energieniveaus mit einer kleinen Menge Elektronen (1 für Zink, 3 für Aluminium). Abhängig von den Bedingungen der chemischen Reaktion können sie sowohl Eigenschaften von Metallen als auch von Nichtmetallen aufweisen. Nichtmetallische Elemente mit kleinen Perioden enthalten 4 bis 7 negative Teilchen auf den äußeren Schalen ihrer Atome und vervollständigen sie zu einem Oktett, wodurch sie Elektronen von anderen Atomen anziehen. Zum Beispiel hat ein Nichtmetall mit dem höchsten Elektronegativitätsindex - Fluor - 7 Elektronen auf der letzten Schicht und nimmt immer ein Elektron nicht nur von Metallen, sondern auch von aktiven nichtmetallischen Elementen: Sauerstoff, Chlor, Stickstoff. Kleine Perioden enden ebenso wie große mit Inertgasen, deren einatomige Moleküle äußere Energieniveaus bis zu 8 Elektronen vollständig abgeschlossen haben.

Merkmale der Struktur von Atomen großer Perioden

Die geraden Reihen mit 4, 5 und 6 Perioden bestehen aus Elementen, deren äußere Schalen nur ein oder zwei Elektronen enthalten. Wie wir bereits gesagt haben, füllen sie die d- oder f-Unterebenen der vorletzten Schicht mit Elektronen. In der Regel sind dies typische Metalle. Ihre physikalischen und chemischen Eigenschaften ändern sich sehr langsam. Ungerade Reihen enthalten solche Elemente, bei denen die äußeren Energieniveaus nach folgendem Schema mit Elektronen gefüllt sind: Metalle - amphoteres Element - Nichtmetalle - Edelgas. Wir haben seine Manifestation bereits in allen kleinen Perioden beobachtet. Beispielsweise ist in einer ungeraden Reihe von 4 Perioden Kupfer ein Metall, Zink ist ein Amphoteren, dann werden von Gallium zu Brom die nichtmetallischen Eigenschaften verbessert. Die Periode endet mit Krypton, dessen Atome eine vollständig abgeschlossene Elektronenhülle haben.

Wie lässt sich die Einteilung der Elemente in Gruppen erklären?

Jede Gruppe – und in der Kurzform der Tabelle gibt es acht davon – ist außerdem in Untergruppen unterteilt, die Haupt- und Nebengruppen genannt werden. Diese Klassifizierung spiegelt die unterschiedlichen Positionen von Elektronen auf der äußeren Energieebene der Atome der Elemente wider. Es stellte sich heraus, dass bei den Elementen der Hauptuntergruppen, beispielsweise Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium und Cäsium, das letzte Elektron auf der s-Unterebene liegt. Elemente der 7. Gruppe der Hauptuntergruppe (Halogene) füllen ihre p-Unterebene mit negativen Teilchen.

Für Vertreter von Nebengruppen wie Chrom wird die Auffüllung der d-Unterebene mit Elektronen typisch sein. Und für die in der Familie enthaltenen Elemente erfolgt die Akkumulation negativer Ladungen auf der f-Unterebene des vorletzten Energieniveaus. Außerdem stimmt die Gruppenzahl in der Regel mit der Zahl der Elektronen überein, die chemische Bindungen bilden können.

In unserem Artikel haben wir herausgefunden, welche Struktur die externen Energieniveaus von Atomen chemischer Elemente haben, und ihre Rolle bei interatomaren Wechselwirkungen bestimmt.