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.

Как мы увидим далее, водород может образовывать другие молекулы, но поскольку ему требуется лишь один электрон, чтобы получить заполненную электронную оболочку, как у гелия, он может образовывать одну химическую связь. Гелий имеет замкнутую оболочку. Он не способен образовывать какие-либо химические связи. Не существует молекул, в которые входил бы атом гелия. Почему именно так происходит, описывается в главе 12. Гелий замыкает первый период.

Следующий элемент — это литий (Li), который располагается в Периодической таблице непосредственно под H. Li может получить заполненную конфигурацию оболочки, как у гелия, отдав электрон. Поэтому Li образует положительные ионы Li1+. В твёрдом виде Li является металлом. Металлы способны проводить электричество, а значит, электроны могут свободно перемещаться от одного атома к другому. Природа металлов и электропроводности будет обсуждаться в главе 19. Металлы отличаются тем свойством, что, будучи одиночными атомами, они легко могут отдать один или несколько электронов. Электрон, отданный литием, должен куда-то деться. Он перейдёт к другому атому, которому нужно получить электрон, чтобы образовать отрицательный ион. Таким образом, для образования иона Li1+ литию нужен партнёр (см. обсуждение ниже, где мы добираемся до другой стороны Периодической таблицы).