Заполнение орбиталей в не возбужденном атоме осуществляется таким образом, чтобы энергия атома была минимальной (принцип минимума энергии). Сначала заполняются орбитали первого энергетического уровня, затем второго, причем сначала заполняется орбиталь s-подуровня и лишь затем орбитали p-подуровня. В 1925 г. швейцарский физик В. Паули установил фундаментальный квантово-механический принцип естествознания (принцип Паули, называемый также принципом запрета или принципом исключения). В соответствии с принципом Паули:

в атоме не может быть двух электронов, имеющих одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Электронную конфигурацию атома передают формулой, в которой указывают заполненные орбитали комбинацией цифры, равной главному квантовому числу, и буквы, соответствующей орбитальному квантовому числу. Верхним индексом указывают число электронов на Данных орбиталях.

Водород и гелий

Электронная конфигурация атома водорода 1s 1 , а гелия 1s 2 . Атом водорода имеет один неспаренный электрон, а атом гелия - два спаренных электрона. Спаренные электроны имеют одинаковые значения всех квантовых чисел, кроме спинового. Атом водорода может отдать свой электрон и превратиться в положительно заряженный ион - катион Н + (протон), не имеющий электронов (электронная конфигурация 1s 0). Атом водорода может присоединить один электрон и превратиться в отрицательно заряженный ион Н - (гидрид-ион) с электронной конфигурацией 1s 2 .

Литий

Три электрона в атоме лития распределяются следующим образом: 1s 2 1s 1 . В образовании химической связи участвуют электроны только внешнего энергетического уровня, называемые валентными. У атома лития валентным является электрон 2s-подуровня, а два электрона 1s-подуровня - внутренние электроны. Атом лития достаточно легко теряет свой валентный электрон, переходя в ион Li + , имеющий конфигурацию 1s 2 2s 0 . Обратите внимание, что гидрид-ион, атом гелия и катион лития имеют одинаковое число электронов. Такие частицы называются изоэлектронными. Они имеют сходную электронную конфигурацию, но разный заряд ядра. Атом гелия весьма инертен в химическом отношении, что связано с особой устойчивостью электронной конфигурации 1s 2 . Незаполненные электронами орбитали называют вакантными. В атоме лития три орбитали 2p-подуровня вакантные.

Бериллий

Электронная конфигурация атома бериллия - 1s 2 2s 2 . При возбуждении атома электроны с более низкого энергетического подуровня переходят на вакантные орбитали более высокого энергетического подуровня. Процесс возбуждения атома бериллия можно передать следующей схемой:

1s 2 2s 2 (основное состояние) + hν → 1s 2 2s 1 2p 1 (возбужденное состояние).

Сравнение основного и возбужденного состояний атома бериллия показывает, что они различаются числом неспаренных электронов. В основном состоянии атома бериллия неспаренных электронов нет, в возбужденном их два. Несмотря на то что при возбуждении атома в принципе любые электроны с более низких по энергии орбиталей могут переходить на более высокие орбитали, для рассмотрения химических процессов существенными являются только переходы между энергетическими подуровнями с близкой энергией.

Это объясняется следующим. При образовании химической связи всегда выделяется энергия, т. е. совокупность двух атомов переходит в энергетически более выгодное состояние. Процесс возбуждения требует затрат энергии. При распаривании электронов в пределах одного энергетического уровня затраты на возбуждение компенсируются за счет образования химической связи. При распаривании электронов в пределах разных уровней затраты на возбуждение столь велики, что не могут быть компенсированы образованием химической связи. В отсутствие партнера по возможной химической реакции возбужденный атом выделяет квант энергии и возвращается в основное состояние - такой процесс называется релаксацией.

Бор

Электронные конфигурации атомов элементов 3-го периода Периодической системы элементов будут в определенной степени аналогичны приведенным выше (нижним индексом указан атомный номер):

11 Na 3s 1
12 Mg 3s 2
13 Al 3s 2 3p 1
14 Si 2s 2 2p2
15 P 2s 2 3p 3

Однако аналогия не является полной, так как третий энергетический уровень расщепляется на три подуровня и у всех перечисленных элементов имеются вакантные d-орбитали, на которые могут при возбуждении переходить электроны, увеличивая мультиплетность. Особо это важно для таких элементов, как фосфор , сера и хлор .

Максимальное число неспаренных электронов в атоме фосфора может достигать пяти:

Этим объясняется возможность существования соединений, в которых валентность фосфора равна 5. Атом азота , имеющий конфигурацию валентных электронов в основном состоянии такую же, как и атом фосфора , образовать пять ковалентных связей не может.

Аналогичная ситуация возникает при сравнении валентных возможностей кислорода и серы , фтора и хлора . Распаривание электронов в атоме серы приводит к появлению шести неспаренных электронов:

3s 2 3p 4 (основное состояние) → 3s 1 3p 3 3d 2 (возбужденное состояние).

Это отвечает шести валентному состоянию, которое для кислорода недостижимо. Максимальная валентность азота (4) и кислорода (3) требует более детального объяснения, которое будет приведено позднее.

Максимальная валентность хлора равна 7, что соответствует конфигурации возбужденного состояния атома 3s 1 3p 3 d 3 .

Наличие вакантных Зd-орбиталей у всех элементов третьего периода объясняется тем, что, начиная с 3-го энергетического уровня, происходит частичное перекрывание подуровней разных уровней при заполнении электронами. Так, 3d-подуровень начинает заполняться только после того, как будет заполнен 4s-подуровень. Запас энергии электронов на атомных орбиталях разных подуровней и, следовательно, порядок их заполнения, возрастает в следующем порядке:

Раньше заполняются орбитали, для которых сумма первых двух квантовых чисел (n + l) меньше; при равенстве этих сумм сначала заполняются орбитали с меньшим главным квантовым числом.

Эту закономерность сформулировал В. М. Клечковский в 1951 г.

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня, называются s-элементами. К ним относятся по два первых элемента каждого периода: водород , Однако уже у следующего d-элемента - хрома - наблюдается некоторое «отклонение» в расположении электронов по энергетическим уровням в основном состоянии: вместо ожидаемых четырех неспаренных электронов на 3d-подуровне в атоме хрома имеются пять неспаренных электронов на 3d-подуровне и один неспаренный электрон на s-подуровне: 24 Cr 4s 1 3d 5 .

Явление перехода одного s-электрона на d-подуровень часто называют «проскоком» электрона. Это можно объяснить тем, что орбитали заполняемого электронами d-подуровня становятся ближе к ядру вследствие усиления электростатического притяжения между электронами и ядром. Вследствие этого состояние 4s 1 3d 5 становится энергетически более выгодным, чем 4s 2 3d 4 . Таким образом, наполовину заполненный d-подуровень (d 5) обладает повышенной стабильностью по сравнению с иными возможными вариантами распределения электронов. Электронная конфигурация, отвечающая существованию максимально возможного числа распаренных электронов, достижимая у предшествующих d-элементов только в результате возбуждения, характерна для основного состояния атома хрома. Электронная конфигурация d 5 характерна и для атома марганца : 4s 2 3d 5 . У следующих d-элементов происходит заполнение каждой энергетической ячейки d-подуровня вторым электроном: 26 Fe 4s 2 3d 6 ; 27 Co 4s 2 3d 7 ; 28 Ni 4s 2 3d 8 .

У атома меди достижимым становится состояние полностью заполненного d-подуровня (d 10) за счет перехода одного электрона с 4s-под-уровня на 3d-подуровень: 29 Cu 4s 1 3d 10 . Последний элемент первого ряда d-элементов имеет электронную конфигурацию 30 Zn 4s 23 d 10 .

Общая тенденция, проявляющаяся в устойчивости d 5 и d 10 конфигурации, наблюдается и у элементов ниже лежащих периодов. Молибден имеет электронную конфигурацию, аналогичную хрому : 42 Mo 5s 1 4d 5 , а серебро - меди : 47 Ag5s 0 d 10 . Более того, конфигурация d 10 достигается уже у палладия за счет перехода обоих электронов с 5s-орбитали на 4d-орбиталь: 46Pd 5s 0 d 10 . Существуют и другие отклонения от монотонного заполнения d-, а также f-орбиталей.

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: $s-$, $p-$ и $d-$элементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов

Понятие атом возникло еще в античном мире для обо значения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».

Электроны

Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, существующими в атомах всех химических элементов. В $1891$ г. Стони предложил эти частицы назвать электронами , что по-гречески означает «янтарь».

Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу $(–1)$. Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (она равна скорости света - $300 000$ км/с) и массу электрона (она в $1836$ раз меньше массы атома водорода).

Томсон и Перрен соединяли полюса источника тока с двумя металлическими пластинами - катодом и анодом, впаянными в стеклянную трубку, из которой был откачан воздух. При подаче на пластины-электроды напряжения около 10 тысяч вольт в трубке вспыхивал светящийся разряд, а от катода (отрицательного полюса) к аноду (положительному полюсу) летели частицы, которые ученые сначала назвали катодными лучами , а затем выяснили, что это был поток электронов. Электроны, ударяясь об особые вещества, нанесенные, например, на экран телевизора, вызывают свечение.

Был сделан вывод: электроны вырываются из атомов материала, из которого сделан катод.

Свободные электроны или поток их можно получить и другими способами, например, при накаливании металлической проволоки или при падении света на металлы, образованные элементами главной подгруппы I группы таблицы Менделеева (например, цезий).

Состояние электронов в атоме

Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона в пространстве , в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точки. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек больше всего.

На рисунке показан «разрез» такой электронной плотности в атоме водорода, проходящей через ядро, а штриховой линией ограничена сфера, внутри которой вероятность обнаружения электрона составляет $90%$. Ближайший к ядру контур охватывает область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона - $10%$, вероятность обнаружения электрона внутри второго от ядра контура составляет $20%$, внутри третьего - $≈30%$ и т.д. В состоянии электрона есть некая неопределенность. Чтобы охарактеризовать это особое состояние, немецкий физик В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности , т.е. показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию электрона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения электрона максимальна.

Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.

В нем заключено приблизительно $90%$ электронного облака, и это означает, что около $90%$ времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают $4$ известных ныне типа орбиталей, которые обозначаются латинскими буквами $s, p, d$ и $f$. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.

Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой , или энергетический уровень . Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.

Целое число $n$, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом.

Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней характеризуются большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внеш него уровня.

Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе Д. И. Менделеева, к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один энергетический уровень; второго периода - два; седьмого периода - семь.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:

где $N$ - максимальное число электронов; $n$ - номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно: на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором - не более $8$; на третьем - не более $18$; на четвертом - не более $32$. А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?

Начиная со второго энергетического уровня $(n = 2)$, каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.

Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один под уровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.

Каждому значению $n$ соответствует число орбиталей, равное $n^2$. По данным, представленным в таблице, можно проследить связь главного квантового числа $n$ с числом подуровней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.

Главное квантовое число, типы и число орбиталей, максимальное число электронов на подуровнях и уровнях.

Энергетический уровень $(n)$	Число подуровней, равное $n$	Тип орбитали	Число орбиталей		Максимальное число электронов
			в подуровне	в уровне, равное $n^2$	в подуровне	на уровне, равное $n^2$
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	$4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: $s, p, d, f$. Так:

• $s$-подуровень - первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной $s$-орбитали;
• $р$-подуровень - второй подуровень каждого, кроме первого, энергетического уровня, состоит из трех $р$-орбиталей;
• $d$-подуровень - третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти $d$-орбиталей;
• $f$-подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи $f$-орбиталей.

Ядро атома

Но не только электроны входят в состав атомов. Физик Анри Беккерель обнаружил, что природный минерал, содержащий соль урана, тоже испускает неведомое излучение, засвечивая фотопленки, закрытые от света. Это явление было названо радиоактивностью .

Различают три вида радиоактивных лучей:

1. $α$-лучи, которые состоят из $α$-частиц, имеющих заряд в $2$ раза больше заряда электрона, но с положительным знаком, и массу в $4$ раза больше массы атома водорода;
2. $β$-лучи представляют собой поток электронов;
3. $γ$-лучи - электромагнитные волны с ничтожно малой массой, не несущие электрического заряда.

Следовательно, атом имеет сложное строение - состоит из положительно заряженного ядра и электронов.

Как же устроен атом?

В 1910 г. в Кембридже, близ Лондона, Эрнест Резерфорд со своими учениками и коллегами изучал рассеяние $α$-частиц, проходящих через тоненькую золотую фольгу и падаюших на экран. Альфа-частицы обычно отклонялись от первоначального направления всего на один градус, подтверждая, казалось бы, равномерность и однородность свойств атомов золота. И вдруг исследователи заметили, что некоторые $α$-частицы резко меняли направление своего пути, будто наталкиваясь на какую-то преграду.

Разместив экран перед фольгой, Резерфорд сумел обнаружить даже те редчайшие случаи, когда $α$-частицы, отразившись от атомов золота, летели в противоположном направлении.

Расчеты показали, что наблюдаемые явления могли произойти, если бы вся масса атома и весь его положительный заряд были сосредоточены в крохотном центральном ядре. Радиус ядра, как выяснилось, в 100 000 раз меньше радиуса всего атома, той его области, в которой находятся электроны, имеющие отрицательный заряд. Если применить образное сравнение, то весь объем атома можно уподобить стадиону в Лужниках, а ядро - футбольному мячу, расположенному в центре поля.

Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Резерфордом, называют планетарной.

Протоны и нейтроны

Оказывается, и крошечное атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов.

Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку $(+1)$, и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Обо значаются протоны знаком $↙{1}↖{1}p$ (или $р+$). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона, т.е. $1$. Обозначают нейтроны знаком $↙{0}↖{1}n$ (или $n^0$).

Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро).

Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:

Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают так: $e↖{-}$.

Поскольку атом электронейтрален, также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента , присвоенному ему в Периодической системе. Например, в ядре атома железа содержится $26$ протонов, а вокруг ядра вращается $26$ электронов. А как определить число ней тронов?

Как известно, масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента $(Z)$, т.е. число протонов, и массовое число $(А)$, равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов $(N)$ по формуле:

Например, число нейтронов в атоме железа равно:

$56 – 26 = 30$.

В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.

Основные характеристики элементарных частиц.

Изотопы

Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами.

Слово изотоп состоит из двух греческих слов: isos - одинаковый и topos - место, обозначает «занимающий одно место» (клетку) в Периодической системе элементов.

Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с массой $16, 17, 18$ и т. д.

Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе, поэтому значения атомных масс довольно часто являются дробными. Например, атомы природного хлора представляют собой смесь двух изотопов - $35$ (их в природе $75%$) и $37$ (их $25%$); следовательно, относительная атомная масса хлора равна $35.5$. Изотопы хлора записываются так:

$↖{35}↙{17}{Cl}$ и $↖{37}↙{17}{Cl}$

Химические свойства изотопов хлора совершенно одинаковы, как и изотопов большинства химических элементов, например калия, аргона:

$↖{39}↙{19}{K}$ и $↖{40}↙{19}{K}$, $↖{39}↙{18}{Ar}$ и $↖{40}↙{18}{Ar}$

Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки: протий - $↖{1}↙{1}{H}$; дейтерий - $↖{2}↙{1}{H}$, или $↖{2}↙{1}{D}$; тритий - $↖{3}↙{1}{H}$, или $↖{3}↙{1}{T}$.

Теперь можно дать современное, более строгое и научное определение химическому элементу.

Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.

Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов

Рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева.

Элементы первого периода.

Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).

Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и под уровням.

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и под уровням, но и по орбиталям.

В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем $2$ электрона.

Водород и гелий - $s$-элементы, у этих атомов заполняется электронами $s$-орбиталь.

Элементы второго периода.

У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют $s-$ и $р$-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала $s$, а затем $р$) и правилами Паули и Хунда.

В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем $8$ электронов.

Элементы третьего периода.

У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d-под уровни.

Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода.

У атома магния достраивается $3,5$-электронная орбиталь. $Na$ и $Mg$ - $s$-элементы.

У алюминия и последующих элементов заполняется электронами $3d$-подуровень.

$↙{18}{Ar}$ Аргон

$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}s^2{3}p^6$

В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) $8$ электронов. Как внешний слой завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными $3d$-орбитали.

Все элементы от $Al$ до $Ar$ - $р$-элементы.

$s-$ и $р$-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.

Элементы четвертого периода.

У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, т.к. он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода:

1. обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: $Ar$;
2. не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.

$К, Са$ - $s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами 3d-подуровень. Это $3d$-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.

Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с $4s-$ на $3d$-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций $3d^5$ и $3d^{10}$:

$↙{24}{Cr}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{4} 4s^{2}…$

$↙{29}{Cu}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{9}4s^{2}…$

Символ элемента, порядковый номер, название	Схема электронного строения	Электронная формула	Графическая электронная формула
$↙{19}{K}$ Калий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1$
$↙{20}{C}$ Кальций		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2$
$↙{21}{Sc}$ Скандий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^1$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^1{4}s^1$
$↙{22}{Ti}$ Титан		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^2$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^2{4}s^2$
$↙{23}{V}$ Ванадий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^3$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^3{4}s^2$
$↙{24}{Сr}$ Хром		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^5$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^5{4}s^1$
$↙{29}{Сu}$ Хром		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^1$
$↙{30}{Zn}$ Цинк		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^2$
$↙{31}{Ga}$ Галлий		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^{1}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^{1}$
$↙{36}{Kr}$ Криптон		$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^6$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^6$

В атоме цинка третий электронный слой завершен - в нем заполнены все подуровни $3s, 3р$ и $3d$, всего на них $18$ электронов.

У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, $4р$-подуровень. Элементы от $Ga$ до $Кr$ - $р$-элементы.

У атома криптона внешний (четвертый) слой завершен, имеет $8$ электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть $32$ электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными $4d-$ и $4f$-подуровни.

У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: $5s → 4d → 5р$. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у $↙{41}Nb$, $↙{42}Мо$, $↙{44}Ru$, $↙{45}Rh$, $↙{46}Pd$, $↙{47}Ag$. В шестом и седьмом периодах появляются $f$-элементы , т.е. элементы, у которых идет заполнение соответственно $4f-$ и $5f$-подуровней третьего снаружи электронного слоя.

$4f$-элементы называют лантаноидами.

$5f$-элементы называют актиноидами.

Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: $↙{55}Cs$ и $↙{56}Ва$ - $6s$-элементы; $↙{57}La ... 6s^{2}5d^{1}$ - $5d$-элемент; $↙{58}Се$ – $↙{71}Lu - 4f$-элементы; $↙{72}Hf$ – $↙{80}Hg - 5d$-элементы; $↙{81}Т1$ – $↙{86}Rn - 6d$-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых нарушается порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных $f$-подуровней, т.е. $nf^7$ и $nf^{14}$.

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства, или блока:

1. $s$-элементы; электронами заполняется $s$-подуровень внешнего уровня атома; к $s$-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
2. $р$-элементы; электронами заполняется $р$-подуровень внешнего уровня атома; к $р$-элементам относятся элементы главных подгрупп III–VIII групп;
3. $d$-элементы; электронами заполняется $d$-подуровень предвнешнего уровня атома; к $d$-элементам относятся элементы побочных подгрупп I–VIII групп, т.е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между $s-$ и $р-$элементами. Их также называют переходными элементами;
4. $f$-элементы; электронами заполняется $f-$подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.

Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов

Швейцарский физик В. Паули в $1925$ г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов , имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - веретено), т.е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси по часовой стрелке или против. Этот принцип носит название принципа Паули.

Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным , если два, то это спаренные электроны , т.е. электроны с противоположными спинами.

На рисунке показана схема деления энергетических уровней на подуровни.

$s-$Орбиталь , как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула , или электронная конфигурация , записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s$-орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия $Не$, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s-$орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.

$р-$Орбиталь имеет форму гантели, или объемной восьмерки. Все три $р$-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с $n= 2$, имеет три $р$-орбитали. С увеличением значения $n$ электроны занимают $р$-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям $x, y, z$.

У элементов второго периода $(n = 2)$ заполняется сначала одна $s$-орбиталь, а затем три $р$-орбитали; электронная формула $Li: 1s^{2}2s^{1}$. Электрон $2s^1$ слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион лития $Li^+$.

В атоме бериллия Be четвертый электрон также размещается на $2s$-орбитали: $1s^{2}2s^{2}$. Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются - $В^0$ при этом окисляется в катион $Ве^{2+}$.

У атома бора пятый электрон занимает $2р$-орбиталь: $1s^{2}2s^{2}2p^{1}$. Далее у атомов $C, N, O, F$ идет заполнение $2р$-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}$.

У элементов третьего периода заполняются соответственно $3s-$ и $3р$-орбитали. Пять $d$-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:

$↙{11}Na 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}$,

$↙{17}Cl 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}$,

$↙{18}Ar 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}$.

Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, т.е. записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например:

$↙{11}Na 2, 8, 1;$ $↙{17}Cl 2, 8, 7;$ $↙{18}Ar 2, 8, 8$.

У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙{19}K 2, 8, 8, 1;$ $↙{38}Sr 2, 8, 18, 8, 2$. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие $3d-$ и $4d-$орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): $↙{23}V 2, 8, 11, 2;$ $↙{26}Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙{40}Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙{43}Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Как правило, когда будет заполнен предыдущий $d$-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно $4р-$ и $5р-$) $р-$подуровень: $↙{33}As 2, 8, 18, 5;$ $↙{52}Te 2, 8, 18, 18, 6$.

У элементов больших периодов - шестого и незавершенного седьмого - электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступают на внешний $s-$подуровень: $↙{56}Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙{87}Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следующий один электрон (у $La$ и $Са$) на предыдущий $d$-подуровень: $↙{57}La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙{89}Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.

Затем последующие $14$ электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень, на $4f$ и $5f$-орбитали соответственно лантоноидов и актиноидов: $↙{64}Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙{92}U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень ($d$-подуровень) у элементов побочных подгрупп: $↙{73}Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙{104}Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И, наконец, только после полного заполнения десятью электронами $d$-подуровня будет снова заполняться $р$-под уровень: $↙{86}Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических, или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы . Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули , согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, и лишь затем спариваются, но спины при этом, по принципу Паули, будут уже противоположно направленными.

Электронные конфигурации атомов

Электроны в атоме занимают уровни, подуровни и орбитали согласно следующим правилам.

Правило Паули . В одном атоме два электрона не могут иметь четыре одинаковых квантовых числа. Они должны отличаться, по меньшей мере, одним квантовым числом.

Орбиталь содержит электроны с определенными числами n, l, m l и электроны на ней могут отличаться только квантовым числом m s , имеющим два значения +1/2 и -1/2. Поэтому на орбитали могут располагаться не более двух электронов.

На подуровне электроны имеют определенные n и l и различаются числами m l и m s . Поскольку m l может принимать 2l+1 значение, а m s - 2 значения, то на подуровне может содержаться не более 2(2l+1) электронов. Отсюда максимальные числа электронов на s-, p-, d-, f-подуровнях равны соответственно 2, 6, 10, 14 электронов.

Аналогично на уровне содержится не более 2n 2 электронов и максимальное число электронов на четырех первых уровнях не должно превышать 2, 8, 18 и 32 электронов соответственно.

Правило наименьшей энергии. Последовательное заполнение уровней должно происходить так, чтобы обеспечить минимальную энергию атома. Каждый электрон занимает свободную орбиталь с наименьшей энергией.

Правило Клечковского . Заполнение электронных подуровней осуществляется в порядке возрастания суммы (n+l), а в случае одинаковой суммы (n+l) - в порядке возрастания числа n.

Графическая форма правила Клечковского.

Cогласно правилу Клечковского заполнение подуровней осуществляется в следующем порядке: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p, 8s,...

Хотя заполнение подуровней происходит по правилу Клечковского, в электронной формуле подуровни записываются последовательно по уровням: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d, 4s, 4p, 4d, 4f и т.д. Это связано с тем, что энергия заполненных уровней определяется квантовым числом n: чем больше n, тем больше энергия и для полностью заполненных уровней мы имеем Е 3d

Уменьшение энергии подуровней с меньшими n и большими l в случае, если они заполнены полностью или наполовину, приводит для ряда атомов к электронным конфигурациям, отличающимся от предсказанных по правилу Клечковского. Так для Cr и Cu мы имеем на валентном уровне распределение:

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 5 4s 1 и Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 1 , а не

Cr(24e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 4 4s 2 и Cu(29e) 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 9 4s 2 .

Правило Гунда . Заполнение орбиталей данного подуровня осуществляется так, чтобы суммарный спин был максимален. Орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону. Например, для конфигурации р 2 заполнение p x 1 p y 1 с суммарным спином s = 1/2 + 1/2 = 1 предпочтительнее (т.е. ему соответствует меньшая энергия), чем заполнение p x 2 с суммарным спином s = 1/2 - 1/2 = 0.

­ ­ - более выгодно, ­ ¯ - менее выгодно.

Электронные конфигурации атомов можно записать по уровням, подуровням, орбиталям. В последнем случае орбиталь обычно обозначают квантовой ячейкой, а электроны - стрелками, имеющими то или иное направление в зависимости от величины m s .

Например, электронная формула Р(15е) может быть записана:

а) по уровням)2)8)5

б) по подуровням 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3

в) по орбиталям 1s 2 2s 2 2p x 2 2p y 2 2p z 2 3s 2 3p x 1 3p y 1 3p z 1 или

­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ¯ ­ ­ ­

Пример. Записать электронные формулы Ti(22e) и As(33e) по подуровням. Титан находится в 4 периоде, поэтому записываем подуровни до 4р: 1s2s2p3s3p3d4s4p и заполняем их электронами до их общего числа 22, при этом незаполненные подуровни в окончательную формулу не включаем. Получаем.

Расположение электронов по энергетическим уровням и орбиталям называется электронной конфигурацией. Конфигурация может быть изображена в виде так называемых электронных формул, в которых цифрой впереди указан номер энергетического уровня, затем буквой обозначен подуровень, а вверху справа от буквы - число электронов на данном подуровне. Сумма последних чисел соответствует величине положительного заряда ядра атома. Например, электронные формулы серы и кальция будут иметь следующий вид: S (+ 16) - ls22s22p63s23p\ Са (+ 20) - ls22s22p63s23p64s2. Заполнение электронных уровней осуществляется в соответствии с принципом наименьшей энергии: наиболее устойчивому состоянию электрона в атоме отвечает состояние с минимальным значением энергии. Поэтому вначале заполняются слои с наименьшими значениями энергии. Советский ученый В. Клечковский установил, что энергия электрона возрастает по мере увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел (п + /)> поэтому заполнение электронных слоев происходит в порядке увеличения суммы главного и орбитального квантовых чисел. Если для двух подуровней суммы (п -f1) равны, то сначала идет заполнение подуровней с наименьшим п и наибольшим l9 а затем подуровней с большим п и меньшим L Пусть, к примеру, сумма (п + /) « 5. Этой сумме соответствуют следующие комбинации ли I: п = 3; / 2; п *» 4; 1-1; л = / - 0. Исходя из этого, вначале должно идти заполнение d-подуровня третьего энергетического уровня, далее должен заполняться 4р-подуровень и лишь после этого s-подуровень пятого энергетического уровня. Все вышеразобранное определяет следующий порядок заполнения электронов в атомах: Пример 1 Изобразите электронную формулу атома натрия. Решение Исходя из положения в периодической системе, устанавливают, что натрий является элементом третьего периода. Это свидетельствует о том, что электроны в атоме натрия располагаются на трех энергетических уровнях. По порядковому номеру элемента определяют суммарное количество электронов на этих трех уровнях - одиннадцать. На первом энергетическом уровне (лс1, / = 0; s-подуро-вень) максимальное число электронов равно// « 2п2, N = 2. Распределение электронов на s-подуровне I энергетического уровня отображают записью - Is2, На II энергетическом уровне п = 2, I « 0 (s-подуровень) и I = 1 (р-подуровень) максимальное число электронов равно восьми. Так как на S-подуровне располагается максимальное 2ё, на р-подуровне будет 6ё. Распределение электронов на II энергетическом уровне отображают записью - 2s22p6. На третьем энергетическом уровне возможны S-, р- и d-подуровни. У атома натрия на III энергетическом уровне располагается только один электрон, который, согласно принципу наименьшей энергии, займет Зв-подуровень. Объединяя записи распределения электронов на каждом слое в одну, получают электронную формулу атома натрия: ls22s22p63s1. Положительный заряд атома натрия (+11) компенсируется суммарным количеством электронов (11). Кроме того, структура электронных оболочек изображается с помощью энергетических или квантовых ячеек (орбиталей) - это так называемые графические электронные формулы. Каждая такая ячейка обозначается прямоугольником Q, электрон t> направление стрелки характеризует спин электрона. По принципу Паули в ячейке (орбита-ли) размещается один (неспаренный) или два (спаренных) электрона. Электронную структуру атома натрия можно представить схемой: При заполнении квантовых ячеек необходимо знать правило Гунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня (р, d, f), при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально. Так, если два электрона займут одну орбиталь\]j\ \ \, то их суммарный спин будет равен нулю. Заполнение электронами двух орбиталей 1 т 111 I даст суммарный спин, равный единице. Исходя из принципа Гунда, распределение электронов по квантовым ячейкам, например, для атомов 6С и 7N будет следующим Вопросы и задачи для самостоятельного решения 1. Перечислите все основные теоретические положения, необходимые для заполнения электронов в атомах. 2. Покажите справедливость принципа наименьшей энергии на примере заполнения электронов в атомах кальция и скандия, стронция, иттрия и индия. 3. Какая из графических электронных формул атома фосфора (невозбужденное состояние) является правильной? Ответ мотивируйте с привлечением правила Гунда. 4. Напишите все квантовые числа для электронов атомов: а) натрия, кремния; б) фосфора, хлора; в) серы, аргона. 5. Составьте электронные формулы атомов s-элемента первого и третьего периодов. 6. Составьте электронную формулу атома р-элемента пятого периода, внешний энергетический уровень которого имеет вид 5s25p5. Каковы его химические свойства? 7. Изобразите распределение электронов по орбита-лям в атомах кремния, фтора, криптона. 8. Составьте электронную формулу элемента, в атоме которого энергетическое состояние двух электронов внешнего уровня описывается следующими квантовыми числами: п - 5; 0; т1 = 0; та = + 1/2; та « -1/2. 9. Внешние и предпоследние энергетические уровни атомов имеют следующий вид: а) 3d24s2; б) 4d105s1; в) 5s25p6. Составьте электронные формулы атомов элементов. Укажите р- и d-элементы. 10. Составьте электронные формулы атомов d-злемен-тов, у которых на d-подуровне 5 электронов. 11. Изобразите распределение электронов по квантовым ячейкам в атомах калия, хлора, неона. 12. Наружный электронный слой элемента выражается формулой 3s23p4. Определите порядковый номер и название элемента. 13. Напишите электронные конфигурации следующих ионов: 14. Содержат ли атомы О, Mg, Ti электроны М-уровня? 15. Какие частицы атомов являются изоэлектронны-ми, т. е. содержат одинаковое число электронов: 16. Сколько электронных уровней у атомов в состоянии S2", S4+, S6+? 17. Сколько свободных d-орбиталей в атомах Sc, Ti, V? Напишите электронные формулы атомов этих элементов. 18. Укажите порядковый номер элемента, у которого: а) заканчивается заполнение электронами 4с1-подуров-ня; б) начинается заполнение электронами 4р-подуровня. 19. Укажите особенности электронных конфигураций атомов меди и хрома. Какое число 4в-электронов содержат атомы этих элементов в устойчивом состоянии? 20. Сколько вакантных Зр-орбиталей имеет в стационарном и возбужденном состоянии атом кремния?

Лекция 2. Электронная конфигурация элемента

В конце прошлой лекции нами на основании правил Клечковского был построен порядок заполнения электронами энергетических подуровней

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 5d1 4f14 5d9 6p6 7s2 6d1 5f14 6d9 7p6 …

Распределение электронов атома по энергетическим подуровням называется электронной конфигурацией. В первую очередь, при взгляде на ряд заполнения бросается в глаза некая периодичность-закономерность.

Заполнение электронами энергетических орбиталей в основном состоянии атома подчиняется принципу наименьшей энергии: вначале заполняются более выгодные низколежащие орбитали, а затем последовательно более высоколежащие орбитали согласно порядку заполнения.

Проанализируем последовательность заполнения.

Если в составе атома присутствует ровно 1 электрон, он попадает на самую низколежащую 1s -АО (АО – атомная орбиталь). Следовательно, возникающая электронная конфигурация может быть представлена записью 1s1 или графически (См. ниже – стрелочка в квадратике).

Нетрудно понять, что если электронов в атоме больше одного, они последовательно занимают сначала 1s, а затем 2s и, наконец, переходят на 2p-подуровень. Однако уже для шести электронов (атом углерода в основном состоянии) возникают две возможности: заполнение 2p-подуровня двумя электронами с одинаковым спином или с противоположным.

Приведем простую аналогию: предположим, что атомные орбитали являются своеобразными «комнатами» для «жильцов», в роли которых выступают электроны. Из практики хорошо известно, что жильцы предпочитают по возможности занимать каждый отдельную комнату, а не тесниться в одной.

Аналогичное поведение характерно и для электронов, что находит отражение в правиле Гунда:

Правило Гунда : устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором суммарный спин максимален.

Состояние атома с минимальной энергией называется основным, а все остальные – возбужденными состояниями атома.

Лекция 2. Электронная конфигурация

Атомы элементов I и II периодов

1 электрон

2 электрона

3 электрона

4 электрона

5 электронов

6 электронов

7 электронов

8 электронов

9 электронов

10Ne

10 электронов

Элемент всего e-

электронная конфигурация

распределение электронов

Тогда, на основании правила Гунда, для азота основное состояние предполагает наличие трех неспаренных p -электронов (электронная конфигурация …2p3 ). В атомах кислорода, фтора и неона происходит последовательное спаривание электронов и заполнение 2p-подуровня.

Обратим внимание, что третий период Периодической системы начинает атом натрия,

конфигурация которого (11 Na … 3s1 ) очень похожа на конфигурацию лития (3 Li … 2s1 )

за тем исключением, что главное квантовое число n равно трем, а не двум.

Заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов III периода в точности аналогично наблюдавшемуся для элементов II периода: у атома магния завершается заполнение 3s-подуровня, затем от алюминия до аргона электроны последовательно размещаются на 3p-подуровне согласно правилу Гунда: сначала на АО размещаются отдельные электроны (Al, Si, P), затем происходит их спаривание.

Атомы элементов III периода

11Na

12Mg

13Al

14Si

17Cl

18Ar

сокращенная

распределение e-

Лекция 2. Электронная конфигурация

Четвертый период Периодической системы начинается с заполнения электронами 4s-подуровня в атомах калия и кальция. Как следует из порядка заполнения, затем наступает очередь 3d -орбиталей.

Таким образом, можно заключить, что заполнение электронами d -АО «опаздывает» на 1 период: вIV периоде заполняется 3(!) d -подуровень).

Итак, от Sc до Zn происходит заполнение электронами 3d -подуровня (10 электронов), затем от Ga до Kr заполняется 4p -подуровень.

Атомы элементов IV периода

20Ca

21Sc

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1

4s2 3d1

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2

22Ti

4s2 3d2

30Zn

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10

4s2 3d10

31Ga

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

36Kr

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d

сокращенная

распределение e-

Заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов V периода в точности аналогично наблюдавшемуся для элементов IV периода

(разобрать самостоятельно)

В шестом периоде сначала заполняется электронами 6s-подуровень (атомы55 Cs и

56 Ba), а затем один электрон располагается на 5d -орбитали лантана (57 La 6s2 5d1 ).

У следующих 14 элементов (с 58 по 71) заполняется 4f -подуровень, т.е. заполнение f- орбиталей «опаздывает» на 2 периода, при этом электрон на 5d -подуровне сохраняется. Например, следует записать электронную конфигурацию церия

58 Ce 6s2 5d 1 4 f 1

Начиная с 72-элемента (72 Hf) и до 80 (80 Hg) происходит «дозаполнение» 5d -подуровня.

Следовательно, электронные конфигурация гафния и ртути имеют вид

72 Hf 6s2 5d 1 4 f 14 5d 1 или допустима запись72 Hf 6s2 4 f 14 5d 2 80 Hg 6s2 5d 1 4 f 14 5d 9 или80 Hg 6s2 4 f 14 5d 10

Лекция 2. Электронная конфигурация

Аналогичным образом происходит заполнение электронами энергетических подуровней в атомах элементов VII периода.

Определение квантовых чисел из электронной конфигурации

Что такое квантовые числа, как они появились и зачем нужны – см. Лекция 1.

Дано: запись электронной конфигурации «3p 4 »

Главное квантовое число n – первая цифра в записи, т.е. «3». n = 3 «3 p4 », главное квантовое число;

Побочное (орбитальное, азимутальное) квантовое число l закодировано буквенным обозначением подуровня. Букваp соответствует числуl = 1.

форма облака

l = 1 «3p 4 »,

«гантеля»

Распределение электронов в пределах подуровня согласно принципу Паули и правилу Гунда

m Є [-1;+1] – орбитали одинаковы (вырождены) по энергииn = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1); s = + ½

n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = 0); s = + ½n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = +1); s = + ½ n = 3, l = 1, m Є [-1;+1] (m = -1); s = - ½

Валентный уровень и валентные электроны

Валентным уровнем называется набор энергетических подуровней, которые участвуют в образовании химических связей с другими атомами.

Валентными называются электроны, располагающиеся на валентном уровне.

Элементы ПСХЭ делятся на 4 группы

s -элементы . Валентные электроны ns x . Два s -элемента находятся в начале каждого периода.

p -элементы . Валентные электроны ns 2 np x . Шесть p -элементов располагаются в конце каждого периода (кроме первого и седьмого).

Лекция 2. Электронная конфигурация

d -элементы. Валентные электроны ns 2 (n-1)d x . Десять d -элементов образуют побочные подгруппы, начиная с IV периода и находятся междуs- и p- элементами.

f -элементы. Валентные электроны ns 2 (n-1)d 1 (n-2)f x . Четырнадцать f -элементов образуют ряды лантаноидов (4f ) и актиноидов (5f ), которые расположены под таблицей.

Электронные аналоги – это частицы, для которых характерны сходные электронные конфигурации, т.е. распределение электронов по подуровням.

Например

H 1s1 Li … 2s1 Na … 3s1 K … 4s1

Электронные аналоги обладают сходными электронными конфигурациями, поэтому их химические свойства похожи – и они располагаются в Периодической системе элементов в одной подгруппе.

Электронный «провал» (или электронный «проскок»)

Квантовая механика предсказывает, что наименьшей энергией обладает такое состояние частицы, когда все уровни заполнены электронами либо полностью, либо наполовину.

Поэтому для элементов подгруппы хрома (Cr, Mo, W, Sg) иэлементов подгруппы меди (Cu, Ag, Au) происходит перемещение 1 электрона сs - на d- подуровень.

24 Cr 4s2 3d4 24 Cr 4s1 3d5 29 Cu 4s2 3d9 29 Cu 4s1 3d10

Это явление получило название электронный «провал», его следует запомнить.

Подобное явление характерно также и для f -элементов, однако их химия выходит за рамки нашего курса.

Обратите внимание: для p-элементов электронный провал НЕ наблюдается!

Подводя итоги, следует заключить, что количество электронов в атоме определяется составом его ядра, а их распределение (электронная конфигурация) – наборами

Лекция 2. Электронная конфигурация

квантовых чисел. В свою очередь, электронная конфигурация определяет химические свойства элемента.

Поэтому, очевидно, что Свойства простых веществ, а также свойства соединений

элементов находятся в периодической зависимости от величины заряда ядра

атома (порядкового номера).

Периодический закон

Основные свойства атомов элементов

1. Радиус атома – расстояние от центра ядра до внешнего энергетического уровня. В

периоде по мере увеличения заряда ядра радиус атома уменьшается; в группе,

наоборот, по мере числа энергетических уровней, радиус атома растет.

Следовательно, в ряду O2- , F- , Ne, Na+ , Mg2+ - радиус частицы уменьшается, хотя их конфигурация одинакова 1s2 2s2 2p6 .

Для неметаллов говорят о ковалентном радиусе, для металлов – о металлическом радиусе, для ионов – об ионном радиусе.

2. Потенциал ионизации – это энергия, которую нужно истратить на отрыв от атома 1

электрона. По принципу наименьшей энергии в первую очередь отрывается последний по заполнению электрон (для s и p -элементов) и электрон внешнего энергетического уровня (дляd и f -элементов)

В периоде по мере роста заряда ядра потенциал ионизации растет – в начале периода находится щелочной металл с низким потенциалом ионизации, в конце периода – инертный газ. В группе потенциалы ионизации ослабевают.

Энергия ионизации, эВ

3. Сродство к электрону – энергия, выделяющаяся при присоединении к атому электрона, т.е. при образовании аниона. 4. Электроотрицательность (ЭО) – это способность атомов притягивать к себе электронную плотность. В отличие от потенциала ионизации, за которым стоит конкретная измеряемая физическая величина, ЭО – это некоторая величина, которая может быть только рассчитана , измерить её нельзя. Иными словами, ЭО придумали люди, для того, чтобы с её помощью объяснять те или иные явления. Для наших учебных целей требуется запомнить качественный порядок изменения электроотрицательности: F > O > N > Cl > … > H > … > металлы. ЭО – способность атома смещать к себе электронную плотность, – очевидно, возрастает в периоде (так как увеличивается заряд ядра – сила притяжения электрона и уменьшается радиус атома) и, напротив, ослабевает в группе. Нетрудно понять, что раз период начинается электроположительным металлом, а заканчивается типичным неметаллом VII группы (инертные газы в расчет не принимаем), то степень изменения ЭО в периоде больше, чем в группе. Лекция 2. Электронная конфигурация 5. Степень окисления – это условный заряд атома в химическом соединении, вычисленный в приближении, что все связи образованы ионами. Минимальная степень окисления определяется тем, сколько электронов атом способен принять на отображают последовательность соединения атомов друг с другом. Рассмотрим по отдельности каждую пару атомов и обозначим стрелочкой смещение электронов к тому атому из пары, ЭО которого больше (б). Следовательно, электроны сместились – и образовались заряды – положительные и отрицательные: на конце каждой стрелочки заряд (-1), соответствующий добавлению 1 электрона; на основании стрелочки заряд (+1), соответствующий удалению 1 электрона. Получившиеся заряды и есть степень окисления того или иного атома. H +1 H +1 На этом на сегодня все, спасибо за внимание. Литература 1. С.Г. Барам, М.А. Ильин. Химия в Летней школе. Учеб. пособие / Новосиб. гос. ун-т, Новосибирск, 2012. 48 с. 2. А.В. Мануйлов, В.И. Родионов. Основы химии для детей и взрослых. – М.: ЗАО Издательство Центрполиграф, 2014. – 416 с. – см. с. 29-85. http://www.hemi.nsu.ru/