Понимание периодической системы элементов основано на идее об оболочечной структуре электронного облака атома. Процесс застройки первых 22-х элементов периодической системы представлен в таблице 6.7.

Таблица 6.7
Каждый следующий атом получается из предыдущего добавлением заряда ядра на единицу ( $e$ ) и добавлением одного электрона, который помещают в разрешенное принципом Паули состояние с наименьшей энергией. Так, третий элемент (литий) имеет, кроме заполненной $K$-оболочки, один электрон в подоболочке $2 s$. Этот электрон связан с ядром слабее других и является внешним (валентным, оптическим). Основное состояние этого электрона характеризуется значением $n=2$. Этим, кстати, и объясняется, почему на схеме уровней атома лития (см. рис. 6.3) основной уровень помечен цифрой 2.

Некоторые комментарии к табл. 6.7.
1. Распределение электронов по состояниям называют электронной конфигурацией. Их обозначают символически, например, так:
\[
1 s^{2} 2 s^{2} 2 p^{6} 3 s .
\]

Это означает, что в атоме имеются два $1 s$-электрона, два $2 s^{2}$-электрона, шесть $2 p$-электронов и один $3 s$-электрон. Из таблицы 6.7 видно, что это – электронная конфигурация атома $\mathrm{Na}$.
2. Оболочку (или подоболочку), полностью заполненную электронами, называют замкнутой. В предыдущем параграфе мы установили, что все три квантовых числа ( $L, S, J$ ) у замкнутых оболочек (и подоболочек) равны нулю. Основными термами таких оболочек являются ${ }^{1} S_{0}$. В таблице 6.7 это у атомов $\mathrm{He}, \mathrm{Be}$, $\mathrm{Ne}, \mathrm{Mg}$ и др.

Электроны в каждой подоболочке называют эквивалентными, у них одинаковые значения $n$ и $l$.
3. Вплоть да атома калия $\mathrm{K}$ последовательность заполнения оболочек и подоболочек имеет «идеальный» характер. Первый \”сбой» происходит с атомом K: внешний электрон занимает, вместо $3 d$-состояния, $4 s$. Подобное – не единственный случай в периодической системе, и связано это с тем, что такие конфигурации оказываются более выгодными в энергетическом отношении (расчет это полностью подтвердил).
4. Наблюдаемая периодичность химических и ряда физических свойств атомов объясняется поведением внешних валентных электронов. Выяснилось, что эта периодичность связана с определенной периодичностью электронной конфигурации атомов, в частности, с конфигурацией внешних электронов.
5. В правой колонке табл. 6.7 приведены основные термы атомов. Для первых четырех атомов определение основного состояния не вызывает трудности – для этого достаточно принципа Паули. Но уже для бора В возникает неопределенность: одному $p$-электрону соответствует $l=1$ и $s=1 / 2$, откуда $j=3 / 2$ или $1 / 2$, т. е. два состояния: $P_{3 / 2}$ и $P_{1 / 2}$. Какое из них является основным, можно решить лишь с помощью правил Хунда.

Правила Хунда. Это полуэмпирические правила, относящиеся к системе эквивалентных электронов (у них $n$ и $l$ одинаковы), т. е. для электронов, находящихся в одной подоболочке. Этих правил два:
1. Минимальной энергией данной электронной конфигурации обладает терм с наибольшим возможным значением спина $S$ и с наибольшим возможным при таком $S$ значении $L$.
2. При этом квантовое число
$J=\left\{\begin{array}{l}|L-S|, \text { если подоболочка заполнена мене е, чем наполовину, } \\ L+S \text { в остальных случаях. }\end{array}\right.$
Применим эти правила к $p$-оболочке. В ней всего могут находиться $2(2 l+1)=6$ электронов. Возьмем, например, атом кислорода $O$ (у него электронная конфигурация, как видно из табл. 6.7 , имеет вид $1 s^{2} 2 s^{2} p^{4}$ ), т. е. $p$-подоболочка заполнена не полностью. Изобразим состояние с различными значениями $m_{l}$. Для $p$-подоболочки это будут $+1 / 2,0$ и $-1 / 2$, т. е. три ячейки:

Затем будем заполнять эти состояния (ячейки) электронами. У каждого электрона $m_{s}=+1 / 2$ или $-1 / 2$. Ддя наглядности эти значения $m_{s}$ будем, как и раньше, изображать стрелками $\uparrow$ и $\downarrow$ соответственно.

Начнем с заполнения ячеек спинами $\uparrow$ (таких в каждой ячейке может быть не более одного согласно принципу Паули). Оставшийся четвертый электрон со спином $\downarrow$ надо поместить в такую ячейку, $m_{l}$ которой максимально. Этим самым мы обеспечиваем максимальные значения $m_{S}$ и $m_{L}$ :
\[
m_{S}=\sum m_{s}=1, \quad m_{L}=\sum m_{l}=1 .
\]

Но максимальные значения $m_{S}$ и $m_{L}$ равны $S$ и $L$, т. е. $S=1$ и $L=1$.

В данном случае подоболочка заполнена более, чем наполовину, поэтому согласно второму правилу Хунда
\[
J=L+S=2 .
\]

Таким образом, основной терм данной конфигурации это ${ }^{3} P_{2}$.
Вернемся к атому бора В. У него в незаполненной $p$-подоболочке только один электрон. Легко сообразить, что в этом случае максимальные значения $m_{S}=1 / 2$ и $m_{L}=+1$. а значит, $L=1$ и $S=1 / 2$. Подоболочка заполнена менее, чем наполовину, поэтому $J=|L-S|=1 / 2$. И мы приходим к тому, что основным термом является ${ }^{2} P_{1 / 2}$.

Полезно убедиться самостоятельно (с помощью правил Хунда) в справедливости распределения $p$-электронов по ячейкам $m_{l}$ для конфигураций $p^{2}, p^{3}$ и $p^{5}$, приведенных в нижеследующих табличках, и соответствующего каждому из них основного терма:
Рассмотрим в качестве примера обратную задачу.

Пример. Найдем с помощью правил Хунда число электронов в единственной незаполненной подоболочке атома, основной терм которого ${ }^{3} F_{2}$.
Символ $F$ означает, что $L=3$. Спиновое число находим из мультиплетности: $3=2 S+1$, откуда $S=1$. Поскольку $J=2$, то оно может быть представлено только как $J=L-S$, а это значит, согласно второму правилу Хунда, что подоболочка $d$ (ей отвечает $L=3$ ) заполнена менее, чем наполовину, и только таким способом:
Ей соответствует электронная конфигурация $d^{2}$. Например, атом титана Ti $\left(1 s^{2} 2 \mathrm{~s}^{2} \mathrm{p}^{6} 3 s^{2} p^{6} d^{2} 4 \mathrm{~s}\right)$.