Cтраница 1
Внешний энергетический уровень (электронная оболочка) их атомов содержит два электрона в s - подуровне. Этим они сходны с элементами главной подгруппы. Предпоследний же энергетический уровень содержит 18 электронов.
Внешний энергетический уровень иона S2 заполнен максимально возможным количеством электронов (8), и рследствие этого ион S2 может проявлять только электронодонорные функции: отдавая 2 электрона, он окисляется до элементарной серы, имеющей окислительное число, равное нулю.
Если внешний энергетический уровень атома состоит из трех, пяти или семи электронов и атом относится к / J-элементам, то он может отдавать последовательно от 1 до 7 электронов. Атомы, внешний уровень которых состоит из трех электронов, могут отдавать один, два и три электрона.
Если внешний энергетический уровень атома состоит из трех, пяти или семи электронов и атом относится к р-элементам, то он может отдавать последовательно от одного до семи электронов. Атомы, внешний уровень которых состоит из трех электронов, могут отдавать один, два и три электрона.
Так как внешний энергетический уровень содержит два s - электрона, поэтому они сходны с элементами подгруппы ПА. Предпоследний энергетический уровень содержит 18 электронов. Если в подгруппе меди подуровень (п - l) d10 еще не стабилен, то в подгруппе цинка он вполне стабилен, и d - электроны у элементов подгруппы цинка не принимают участия в химических связях.
Для завершения внешнего энергетического уровня атому хлора недостает одного электрона.
Для завершения внешнего энергетического уровня атому кислорода не хватает двух электронов. Однако в соединении кислорода с фтором OF2 общие электронные пары смещены к фтору, как к более электроотрицательному элементу.
Для завершения внешнего энергетического уровня кислороду не хватает двух электронов.
В атоме аргона внешний энергетический уровень является завершенным.
По электронному строению внешнего энергетического уровня элементы делятся на две подгруппы: VA - N, P, As, Sb, Bi - неметаллы и VB - V, Nb, Та - металлы. Радиусы атомов и ионов в степени окисления 5 в подгруппе VA планомерно нарастают от азота к висмуту. Следовательно, различие строения предвнешнего слоя мало сказывается на свойствах элементов и их можно рассматривать как одну подгруппу.
Сходство в строении внешнего энергетического уровня (табл. 5) отражается на свойствах элементов и их соединений. Это объясняется тем, что в атоме кислорода неспаренные электроны находятся на р-орбиталях второго слоя, на котором максимально может быть восемь электронов.
Вспомним вкратце, что мы уже знаем о строении электронной оболочки атомов:
число энергетических уровней атома = номеру периода, в котором находится элемент;
максимальная емкость каждого энергетического уровня вычисляется по формуле 2n 2
внешняя энергетическая оболочка не может содержать для элементов 1 периода более 2-х электронов, для элементов других периодов более 8 электронов
Еще раз вернемся к анализу схемы заполнения энергетических уровней у элементов малых периодов:
Таблица1.Заполнение энергетических уровней
У элементов малых периодов
| Номер периода | Количество энергетических уровней = номеру периода | Символ элемента, его порядковый номер | Общее количество электронов | Распределение электронов по энергетическим уровням | Номер группы |
|
| Схема 1 | Схема 2 |
|||||
| 1 | 1 | 1 Н | 1 | Н +1 ) 1 | +1 Н, 1е - | I (VII) |
| 2 Не | 2 | Н e + 2 ) 2 | +2 Не, 2е - | VIII |
||
| 2 | 2 | 3 Li | 3 | Li + 3 ) 2 ) 1 | + 3 Li , 2е - , 1е - | I |
| 4 Be | 4 | Ве +4 ) 2 ) 2 | + 4 Be , 2е - , 2 е - | II |
||
| 5 B | 5 | В +5 ) 2 ) 3 | +5 В, 2е - , 3е - | III |
||
| 6 C | 6 | С +6 ) 2 ) 4 | +6 С, 2е - , 4е - | IV |
||
| 7 N | 7 | N + 7 ) 2 ) 5 | + 7 N , 2е - , 5 е - | V |
||
| 8 O | 8 | O + 8 ) 2 ) 6 | + 8 O , 2е - , 6 е - | VI |
||
| 9 F | 9 | F + 9 ) 2 ) 7 | + 9 F , 2е - , 7 е - | VI |
||
| 10 Ne | 10 | Ne + 10 ) 2 ) 8 | + 10 Ne , 2е - , 8 е - | VIII |
||
| 3 | 3 | 11 Na | 11 | Na + 11 ) 2 ) 8 ) 1 | +1 1 Na , 2е - , 8е - , 1e - | I |
| 12 Mg | 12 | Mg + 12 ) 2 ) 8 ) 2 | +1 2 Mg , 2е - , 8е - , 2 e - | II |
||
| 13 Al | 13 | Al + 13 ) 2 ) 8 ) 3 | +1 3 Al , 2е - , 8е - , 3 e - | III |
||
| 14 Si | 14 | Si + 14 ) 2 ) 8 ) 4 | +1 4 Si , 2е - , 8е - , 4 e - | IV |
||
| 15 P | 15 | P + 15 ) 2 ) 8 ) 5 | +1 5 P , 2е - , 8е - , 5 e - | V |
||
| 16 S | 16 | S + 16 ) 2 ) 8 ) 6 | +1 5 P , 2е - , 8е - , 6 e - | VI |
||
| 17 Cl | 17 | Cl + 17 ) 2 ) 8 ) 7 | +1 7 Cl , 2е - , 8е - , 7 e - | VI |
||
| 18 Ar | 18 | Ar + 18 ) 2 ) 8 ) 8 | +1 8 Ar , 2е - , 8е - , 8 e - | VIII |
||
Проанализируйте таблицу 1. Сравните число электронов на последнем энергетическом уровне и номер группы, в которой находится химический элемент.
Заметили ли Вы, что число электронов на внешнем энергетическом уровне атомов совпадает с номером группы , в которой находится элемент (исключение составляет гелий)?
!!! Это правило справедливо только для элементов главных подгрупп.
Каждый период системы Д.И. Менделеева заканчивается инертным элементом (гелий He, неон Ne, аргон Ar). Внешний энергетический уровень этих элементов содержит максимально возможное число электронов: гелий -2, остальные элементы – 8. Это элементы VIII группы главной подгруппы. Энергетический уровень, схожий со строением энергетического уровня инертного газа, называют завершенным . Это своеобразный предел прочности энергетического уровня для каждого элемента Периодической системы. Молекулы простых веществ – инертных газов состоят из одного атома и отличаются химической инертностью, т.е. практически не вступают в химические реакции.
У остальных элементов ПСХЭ энергетический уровень отличается от энергетического уровня инертного элемента, такие уровни называют незавершенными . Атомы этих элементов стремятся к завершению внешнего энергетического уровня, отдавая или принимая электроны.
Вопросы для самоконтроля
Какой энергетический уровень называется внешним?
Какой энергетический уровень называется внутренним?
Какой энергетический уровень называется завершенным?
Элементы какой группы и подгруппы имеют завершенный энергетический уровень?
Чему равно число электронов на внешнем энергетическом уровне элементов главных подгрупп?
Чем схожи по строению электронного уровня элементы одной главной подгруппы
Сколько электронов на внешнем уровне содержат элементы а) IIA группы;
Посмотреть ответ
Последний
Любой, кроме последнего
Тот, который содержит максимальное число электронов. А также внешний уровень, если он содержит 8 электронов для I периода - 2 электрона.
Элементы VIIIA группы (инертные элементы)
Номеру группы, в которой находится элемент
У всех элементов главных подгрупп на внешнем энергетическом уровне содержится столько электронов, каков номер группы
а) у элементов IIA группы на внешнем уровне 2 электрона; б) у элементов IVA группы – 4 электрона; в) у элементов VII A группы – 7 электронов.
Задания для самостоятельного решения
Определите элемент по следующим признакам: а) имеет 2 электронных уровня, на внешнем – 3 электрона; б) имеет 3 электронных уровня, на внешнем – 5 электронов. Запишите распределение электронов по энергетическим уровням этих атомов.
Какие два атома имеют одинаковое число заполненных энергетических уровней?
Сколько электронов находится на внешнем энергетическом уровне магния?
Сколько электронов содержится в атоме неона?
Какие два атома имеют одинаковое число электронов на внешнем энергетическом уровне: а) натрий и магний; б) кальций и цинк; в) мышьяк и фосфор г) кислород и фтор.
На внешнем энергетическом уровне атома серы электронов: а) 16; б) 2; в) 6 г) 4
Что общего у атомов серы и кислорода: а) число электронов; б) число энергетических уровней в) номер периода г) число электронов на внешнем уровне.
Что общего у атомов магния и фосфора: а) число протонов; б) число энергетических уровней в) номер группы г) число электронов на внешнем уровне.
Выберите элемент второго периода, у которого на внешнем уровне находится один электрон: а) литий; б) бериллий; в) кислород; г) натрий
На внешнем уровне атома элемента третьего периода находится 4 электрона. Укажите этот элемент: а) натрий; б) углерод в) кремний г) хлор
В атоме 2 энергетических уровня, находится 3 электрона. Укажите этот элемент: а) алюминий; б) бор в) магний г) азот
Посмотреть ответ :
1. а) Установим «координаты» химического элемента: 2 электронных уровня – II период; 3 электрона на внешнем уровне – III А группа. Это бор 5 B. Схема распределения электронов по энергетическим уровням: 2е - , 3е -
Б) III период, VА группа, элемент фосфор 15 Р. Схема распределения электронов по энергетическим уровням: 2е - , 8е - , 5е -
2. г) натрий и хлор.
Пояснение : а) натрий: +11 ) 2 ) 8 ) 1 (заполненных 2) ←→ водород: +1) 1
Б) гелий: +2 ) 2 (заполненых 1) ←→ водород: водород: +1) 1
В) гелий: +2 ) 2 (заполненных 1) ←→ неон: +10 ) 2 ) 8 (заполненных 2)
*г) натрий: +11 ) 2 ) 8 ) 1 (заполненных 2) ←→ хлор: +17 ) 2 ) 8 ) 7 (заполненных 2)
4. Десять. Число электронов = порядковому номеру
в) мышьяк и фосфор. Одинаковое число электронов имеют атомы, расположенные в одной подгруппе.
А) натрий и магний (в разных группах); б) кальций и цинк (в одной группе, но разных подгруппах) ; * в) мышьяк и фосфор (в одной, главной, подгруппе) г) кислород и фтор (в разных группах).
7. г) число электронов на внешнем уровне
8. б) число энергетических уровней
9. а) литий (находится в IA группе II периода)
10. в) кремний (IVA группа, III период)
11. б) бор (2 уровня - II период , 3 электрона на внешнем уровне – IIIA группа )
| Наименование параметра | Значение |
| Тема статьи: | ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ |
| Рубрика (тематическая категория) | Образование |
СТРОЕНИЕ АТОМА
1. Развитие теории строения атома. С
2. Ядро и электронная оболочка атома. С
3. Строение ядра атома. С
4. Нуклиды, изотопы, массовое число. С
5. Энергетические уровни.
6. Квантово-механическое объяснение строения.
6.1. Орбитальная модель атома.
6.2. Правила заполнения орбиталей.
6.3. Орбитали с s-электронами (атомные s-орбитали).
6.4. Орбитали с p-электронами (атомные p-орбитали).
6.5. Орбитали с d- f-электронами
7. Энергетические подуровни многоэлектронного атома. Квантовые числа.
ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ
Строение электронной оболочки атома определяется различным запасом энергииотдельных электронов в атоме. В соответствии с моделью атома Бора электроны могут занимать в атоме положения, которым отвечают точно определенные (квантованные) энергетические состояния. Эти состояния называются энергетическими уровнями.
Число электронов, которые могут находиться на отдельном энергетическом уровне, определяется формулой 2n 2 , где n –номер уровня, который обозначается арабскими цифрами 1 – 7. Максимальное заполнение первых четырех энергетических уровней в. соответствии с формулой 2n 2 составляет: для первого уровня – 2 электрона, для второго – 8, для третьего –18 и для четвертого уровня – 32 электрона. Максимальное заполнение электронами более высоких энергетических уровней в атомах известных элементов не достигнуто.
Рис. 1показывает заполнение электронами энергетических уровней первых двадцати элементов (от водорода Н до кальция Са, черные кружки). Заполняя в указанном порядке энергетические уровни, получают простейшие модели атомов элементов, при этом соблюдают порядок заполнения (снизу вверх и слева направо по рисунку) таким образом, пока последний электрон не укажет на символ соответствующего элементаНа третьем энергетическом уровне М (максимальная емкость равна 18 е - )для элементов Nа – Аr содержится только 8 электронов, затем начинает застраиваться четвертый энергетический уровень N –на нем появляются два электрона для элементов К и Са. Следующие 10 электронов снова занимают уровень М (элементы Sc – Zn (не показаны), а потом продолжается заполнение уровня N еще шестью электронами (элементы Cа-Кr, белые кружки).
| Рис. 1 | 
Рис. 2
|
В случае если атом находится в основном состоянии, то его электроны занимают уровни с минимальной энергией, т. е. каждый последующий электрон занимает энергетически самое выгодное положение, такое, как на рис. 1. При внешнем воздействии на атом, связанном с передачей ему энергии, к примеру путем нагревания, электроны переводятся на более высокие энергетические уровни (рис. 2). Такое состояние атома принято называть возбужденным. Освободившееся на нижнем энергетическом уровне место заполняется (как выгодное положение) электроном с более высокого энергетического уровня. При переходе электрон отдает неĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ количество энергии, ĸᴏᴛᴏᴩᴏᴇ соответствует энергетической разности между уровнями. В результате электронных переходов возникает характерное излучение. по спектральным линиям поглощаемого (излучаемого) света можно сделать количественное заключение об энергетических уровнях атома.
В соответствии с квантовой моделью атома Бора электрон, имеющий определенное энергетическое состояние, движется в атоме по круговой орбите. Электроны с одинаковым запасом энергии находятся на равных расстояниях от ядра, каждому энергетическому уровню отвечает свой набор электронов, названный Бором электронным слоем. Τᴀᴋᴎᴍ ᴏϬᴩᴀᴈᴏᴍ, по Бору электроны одного слоя двигаются по шаровой поверхности, электроны следующего слоя по другой шаровой поверхности. все сферы вписаны одна в другую с центром, отвечающим атомному ядру.
ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ - понятие и виды. Классификация и особенности категории "ЭНЕРГЕТИЧЕСКИЕ УРОВНИ" 2017, 2018.
Каждый период Периодической системы Д. И. Менделеева заканчивается инертным, или благородным, газом.
Самым распространённым из инертных (благородных) газов в атмосфере Земли является аргон, который удалось выделить в чистом виде раньше других аналогов. В чём причина инертности гелия, неона, аргона, криптона, ксенона и радона?
В том, что у атомов инертных газов на внешних, самых удалённых от ядра уровнях находится восемь электронов (у гелия - два). Восемь электронов на внешнем уровне - предельное число для каждого элемента Периодической системы Д. И. Менделеева, кроме водорода и гелия. Это своеобразный идеал прочности энергетического уровня, к которому стремятся атомы всех остальных элементов Периодической системы Д. И. Менделеева.
Добиваться такого положения электронов атомы могут двумя путями: отдавая электроны с внешнего уровня (в этом случае внешний незавершённый уровень исчезает, а предпоследний, который был завершён в предыдущем периоде, становится внешним) или принимая электроны, которых не хватает до заветной восьмёрки. Атомы, имеющие на внешнем уровне меньшее число электронов, отдают их атомам, у которых на внешнем уровне больше электронов. Легко отдать один электрон, когда он единственный на внешнем уровне, атомам элементов главной подгруппы I группы (IA группы). Труднее отдавать два электрона, например, атомам элементов главной подгруппы II группы (IIA группы). Ещё труднее отдавать свои три внешних электрона атомам элементов III группы (IIIA группы).
Тенденцию к отдаче электронов с внешнего уровня имеют атомы элементов-металлов . И чем легче атомы элемента-металла отдают свои внешние электроны, тем в большей степени выражены у него металлические свойства. Понятно поэтому, что наиболее типичными металлами в Периодической системе Д. И. Менделеева являются элементы главной подгруппы I группы (IA группы). И наоборот, тенденцию к принятию недостающих до завершения внешнего энергетического уровня имеют атомы элементов-неметаллов. Из сказанного можно сделать следующий вывод. В пределах периода с увеличением заряда атомного ядра, а соответственно и с увеличением числа внешних электронов металлические свойства химических элементов ослабевают. Неметаллические свойства элементов, характеризующиеся лёгкостью принятия электронов на внешний уровень, при этом усиливаются.
Наиболее типичными неметаллами являются элементы главной подгруппы VII группы (VIIA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева. На внешнем уровне атомов этих элементов находятся семь электронов. До восьми электронов на внешнем уровне, т. е. до устойчивого состояния атомов, им не хватает по одному электрону. Они легко их присоединяют, проявляя неметаллические свойства.
А как ведут себя атомы элементов главной подгруппы IV группы (IVA группы) Периодической системы Д. И. Менделеева? Ведь у них на внешнем уровне четыре электрона, и им, казалось бы, всё равно, отдать или принять четыре электрона. Выяснилось, что на способность атомов отдавать или принимать электроны оказывает влияние не только число электронов на внешнем уровне, но и радиус атома. В пределах периода число энергетических уровней у атомов элементов не изменяется, оно одинаково, а вот радиус уменьшается, так как увеличивается положительный заряд ядра (число протонов в нём). Вследствие этого притяжение электронов к ядру усиливается, и радиус атома уменьшается, атом как бы сжимается. Поэтому становится всё труднее отдать внешние электроны и, наоборот, всё легче принять недостающие до восьми электроны.
В пределах одной и той же подгруппы радиус атома увеличивается с увеличением заряда атомного ядра, так как при постоянном числе электронов на внешнем уровне (он равен номеру группы) увеличивается число энергетических уровней (оно равно номеру периода). Поэтому атому становится всё легче отдать внешние электроны.
В Периодической системе Д. И. Менделеева с увеличением порядкового номера свойства атомов химических элементов изменяются следующим образом.
Каков же результат принятия или отдачи электронов атомами химических элементов?
Представим себе, что «встречаются» два атома: атом металла IA группы и атом неметалла VIIA группы. У атома металла на внешнем энергетическом уровне находится единственный электрон, а атому неметалла как раз не хватает именно одного электрона, чтобы его внешний уровень оказался завершённым.
Атом металла легко отдаст свой наиболее удалённый от ядра и слабо связанный с ним электрон атому неметалла, который предоставит ему свободное место на своём внешнем энергетическом уровне.
Тогда атом металла, лишённый одного отрицательного заряда, приобретёт положительный заряд, а атом неметалла благодаря полученному электрону превратится в отрицательно заряженную частицу - ион.
Оба атома осуществят свою «заветную мечту» - получат столь желанную восьмёрку электронов на внешнем энергетическом уровне. Но что произойдёт дальше? Разноимённо заряженные ионы в полном соответствии с законом притяжения противоположных зарядов тут же соединятся, т. е. между ними возникнет химическая связь.
| Химическую связь, образующуюся между ионами, называют ионной. |
Рассмотрим образование этой химической связи на примере хорошо знакомого всем соединения хлорида натрия (поваренной соли):
Процесс превращения атомов в ионы изображён на схеме и рисунке:
Например, ионная связь образуется и при взаимодействии атомов кальция и кислорода:
Такое превращение атомов в ионы происходит всегда при взаимодействии атомов типичных металлов и типичных неметаллов.
В заключение рассмотрим алгоритм (последовательность) рассуждений при записи схемы образования ионной связи, например между атомами кальция и хлора.
1. Кальций - это элемент главной подгруппы II группы (НА группы) Периодической системы Д. И. Менделеева, металл. Его атому легче отдать два внешних электрона, чем принять недостающие шесть:
2. Хлор - это элемент главной подгруппы VII группы (VIIA группы) таблицы Д. И. Менделеева, неметалл. Его атому легче принять один электрон, которого ему не хватает до завершения внешнего энергетического уровня, чем отдать семь электронов с внешнего уровня:
3. Сначала найдём наименьшее общее кратное между зарядами образовавшихся ионов, оно равно 2 (2×1). Затем определим, сколько атомов кальция нужно взять, чтобы они отдали два электрона (т. е. надо взять 1 атом Са), и сколько атомов хлора надо взять, чтобы они могли принять два электрона (т. е. нужно взять 2 атома Сl).
4. Схематично образование ионной связи между атомами кальция и хлора можно записать так:
Для выражения состава ионных соединений пользуются формульными единицами - аналогами молекулярных формул.
Цифры, показывающие число атомов, молекул или формульных единиц, называют коэффициентами, а цифры, показывающие число атомов в молекуле или ионов в формульной единице, называют индексами.
В первой части параграфа мы сделали вывод о характере и причинах изменения свойств элементов. Во второй части параграфа приведём ключевые слова.
Ключевые слова и словосочетания
- Атомы металлов и неметаллов.
- Ионы положительные и отрицательные.
- Ионная химическая связь.
- Коэффициенты и индексы.
Работа с компьютером
- Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
- Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.
Вопросы и задания
- Сравните строение и свойства атомов: а) углерода и кремния; б) кремния и фосфора.
- Рассмотрите схемы образования ионной связи между атомами химических элементов: а) калия и кислорода; б) лития и хлора; в) магния и фтора.
- Назовите самый типичный металл и самый типичный неметалл Периодической системы Д. И. Менделеева.
- Пользуясь дополнительными источниками информации, объясните, почему инертные газы стали называть благородными.
Чем ближе к атомному ядру находится электронная оболочка атома, тем сильнее притягиваются ядром электроны и тем больше их энергия связи с ядром. Поэтому расположение электронных оболочек удобно характеризовать энергетическими уровнями и подуровнями и распределением по ним электронов. Число электронных энергетических уровней равно номеру периода, в котором находится данный элемент. Сумма чисел электронов на энергетических уровнях равна порядковому номеру элемента.
Электронная структура атома представлена на рис. 1.9 в виде диаграммы распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням. Диаграмма состоит из электронных ячеек, изображенных квадратами. Каждая ячейка символизирует одну электронную орбиталь, способную принять два электрона с противоположными спинами, обозначаемыми стрелками вверх и вниз.
Рис. 1.9.
Электронная диаграмма атома построена в последовательности повышения номера энергетического уровня. В том же направлении повышается энергия электрона и понижается энергия его связи с ядром. Для наглядности можно представить, что ядро атома находится «внизу» диаграммы. Число электронов в атоме элемента равно числу протонов в ядре, т.е. порядковому номеру элемента в периодической таблице.
Первый энергетический уровень состоит всего из одной орбитали, которую обозначают символом s. Эту орбиталь заполняют электроны водорода и гелия. У водорода один электрон, и водород одновалентен. У гелия два парных электрона с противоположными спинами, гелий имеет нулевую валентность и не образует соединений с другими элементами. Энергии химической реакции недостаточно для того, чтобы возбудить атом гелия и перевести электрон на второй уровень.
Второй энергетический уровень состоит из.«-подуровня и /.(-подуровня, имеющего три орбитали (ячейки). Литий третий электрон посылает на 2«-подуровень. Один непарный электрон обусловливает одновалентность лития. Бериллий вторым электроном заполняет тот же подуровень, поэтому в невозбужденном состоянии у бериллия два парных электрона. Однако незначительной энергии возбуждения оказывается достаточно для того, чтобы перевести один электрон на ^-подуровень, что делает бериллий двухвалентным.
Подобным образом происходит дальнейшее заполнение 2р-под- уровня. Кислород в соединениях двухвалентен. Более высокие валентности кислород не проявляет из-за невозможности распаривания электронов второго уровня и перевода их на третий энергетический уровень.
В отличие от кислорода сера, расположенная под кислородом в той же подгруппе, может проявлять в своих соединениях валентности 2, 4 и 6 благодаря возможности распаривания электронов третьего уровня и перемещения их на ^-подуровень. Заметим, что возможны и другие валентные состояния серы.
Элементы, у которых заполняется s-подуровень, называются «-элементами. Аналогично образуется последовательность р- элементов. Элементы s- и р-подуровней входят в главные подгруппы. Элементы побочных подгрупп - это ^-элементы (неправильное название - переходные элементы).
Удобно подгруппы обозначать символами электронов, благодаря которым образовались входящие в подгруппу элементы, например s" -подгруппа (водород, литий, натрий и др.) или //-подгруппа (кислород, сера и др.).
Если периодическую таблицу построить так, чтобы номера периодов повышались снизу вверх, а в каждую электронную ячейку помещать сначала по одному, а затем по два электрона, получится длиннопериодная периодическая таблица, напоминающая по форме диаграмму распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням.
