Следующий элемент — это литий (Li, 3). Он имеет три электрона. Первые два электрона занимают энергетический уровень 1s, подчиняясь правилу о том, что сначала заселяется самый нижний доступный уровень. Третий электрон не может разместиться на 1s– орбитали, поскольку это нарушало бы принцип Паули. Поэтому третий электрон занимает 2s– 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 2s– орбиталь. Это самое низкое энергетическое состояние, не нарушающее принцип Паули. Далее следует бор (B, 5) с пятью электронами. Пятый электрон не может занять 2s– 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=+ 1/2 или s=- 1/2 ). Поэтому пятый электрон заселяется на 2p– орбиталь, а на какую именно из 2p– орбиталей, не имеет значения. Следуя рис. 11.3, будем считать, что это 2px– 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 2py– орбиталь, следуя схеме, представленной на рис. 11.3. Следующий элемент — азот (N, 7). Согласно правилу Хунда, седьмой электрон N заселяется на 2pz– 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 1s– орбиталь, ещё два — 2s и по одному электрону находится на каждой из 2p– орбиталей. Чтобы избежать спаривания спинов, надо поместить восьмой электрон на 3s– орбиталь, которая требует значительно более высокой энергии. Поэтому, как и на рис. 11.3, восьмой электрон заселяется на 2px– орбиталь. Фтор (F, 9) обладает девятым электроном, который располагается на 2py– орбитали. Наконец, неон (Ne, 10) завершает период n=2 с оболочкой из 10 электронов. Десятый электрон заселяется на 2pz– орбиталь.

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

Теперь мы готовы использовать диаграмму энергетических уровней (см. рис. 11.1) и наши три правила расселения электронов по энергетическим уровням для объяснения строения Периодической таблицы и свойств элементов. В следующих главах будет подробно разбираться вопрос о том, что удерживает атомы вместе в составе молекул, однако очень многое можно понять на основе поразительно простого правила: атомы будут захватывать или отдавать электроны, стремясь к ближайшей конфигурации с заполненной оболочкой. Замкнутые электронные оболочки — это электронные конфигурации благородных газов, которые располагаются в правой колонке Периодической таблицы. Конфигурации с замкнутыми оболочками исключительно стабильны. Благородные газы, также называемые инертными, обладают заполненными оболочками и в основном химически инертны. Благородные газы с малыми атомными номерами — гелий, неон и аргон — вообще не образуют химических соединений. Благородные газы с более высокими атомными номерами в особых условиях можно заставить образовать небольшое число соединений. Атомы, отличные от благородных газов, меняются в направлении, приближающем их к образованию устойчивой замкнутой электронной оболочки.

Есть два способа, которыми атом может изменить число своих электронов, чтобы достичь замкнутости электронной оболочки. Первый способ — стать положительным ионом (катионом) или отрицательным ионом (анионом). Атом отдаёт один или больше своих электронов и становится положительно заряженным (катионом) или захватывает дополнительные электроны и становится отрицательно заряженным (анионом). Альтернативный путь для атома состоит в том, чтобы совместно использовать электроны с одним или несколькими другими атомами. Когда два или более атома объединяют электроны, это действует так, как если бы каждый атом обладал необходимыми ему электронами. Тем самым атом с меньшим числом электронов, чем требуется для образования следующий замкнутой электронной оболочки, получает нужное их число, но то же самое происходит и с другими атомами, задействованными в совместном использовании.

Когда атомы совместно используют электроны, чтобы получить такое их число, которое требуется для образования следующей замкнутой оболочки, это совместное использование удерживает атомы вместе. Совместное использование электронов приводит к тому, что энергия соединённых атомов становится ниже энергии отдельных недозаполненных оболочек. Это уменьшение энергии связывает атомы друг с другом. Такой тип химической связи называется ковалентной связью. Ковалентные связи представляют собой основной тип связи в химии. Природа ковалентной связи подробно разбирается в главе 12 на примере простейшей молекулы — водорода, а более сложные молекулы обсуждаются в последующих главах.

Переходя к обсуждению свойств атомов, основанному на Периодической таблице, начнём с водорода. Водород — это особый атом, поскольку у него лишь один электрон, и это первый элемент в Периодической таблице. В первой строке Периодической таблицы гелий имеет заполненную оболочку с двумя электронами на 1s– орбитали. Водород может обзавестись замкнутой конфигурацией оболочки, как у гелия, позаимствовав электрон у другого атома в порядке совместного использования. Например, один атом водорода может совместно использовать электрон с другим атомом водорода, образовав молекулу водорода. Обозначение молекулы водорода H2. Индекс указывает, сколько атомов данного типа содержится в молекуле. Благодаря совместному использованию электронов каждый из атомов водорода ощущает себя так, как если бы у него было два электрона, то есть замкнутая электронная оболочка, подобная той, что имеется у гелия.