Как найти число электронных уровней

Процесс написания электронной конфигурации атома любого элемента можно разбить в несколько этапов:

1. Определение числа электронов
2. Размещение электронов по уровням, подуровням и квантовым ячейкам в соответствии с нижеуказанным правилам.

Первое правило – принцип Паули.

Принцип Паули гласит, что в атоме не может быть двух электронов, для которых одинаковы значения всех четырех квантовых чисел. Они должны находиться в различных квантовых состояниях и отличаться хотя бы одним из четырех квантовых чисел.

Таким образом, с помощью математических преобразований было выяснено, что максимальное число электронов на s-, p-, d-. f- подуровнях соответственно равно 2,6, 10 и 14 независимо от значения n ( где n – характеризует энергетический уровень).

Второе правило – принцип наименьшей энергии.

Этот принцип заключается в том, что размещение электронов по уровням и подуровням должно отвечать энергии наибольшей связи их с ядрами. В связи с этим была найдена следующая экспериментальная последовательность:

1s – 2s – 2p – 3s – 3p – 4s – 3d – 4p – 5s – 4d – 5p – 6s – (5d^2) – 4f – 5d – 6p – 7s – (6d^2) – 5f – 6d – 7p

Третье правило – правило Гунда.

Этому правилу подчиняется размещение электронов по квантовым ячейкам.

Согласно ему, электроны в пределах подуровня (s-, p-, d-, f-) располагаются сначала каждый в отдельной квантовой ячейки в виде неспареных электронов.

Рассмотрим на примере атома хлора.

1 шаг. Открываем таблицу Менделеева и смотрим порядковый номер элемента. В нашем случае порядковый номер равен 17ти. Значит, атом хлора содержит 17 электронов.

2 шаг. Глядя на вышеописанные правила записываем электронную конфигурацию, при этом помним, что в подуровне s максимум мб 2 электрона, в подуровне p – 6.

Значит, у нас максимально заполняются подуровни 1s (два электрона), 2s (два электрона), 2p (6 электронов), 3s (два электрона).

Складывая все электроны (2+2+6+2), которые мы разместили по подуровням, получаем значение 12.

Для того, чтобы нам заполнить оставшийся 3p уровень, мы от общего кол-ва электронов (17) отнимаем полученное выше значение 12. Итого мы получаем, что надо разместить оставшиеся пять электронов на подуровне 3p, а это значит, что на 3p уровне 5 электронов (17-12=5).

Таким образом, электронная конфигурация имеет вид:

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

3 шаг. Далее рисуется графически электронная конфигурация.

Ниже всего расположен квадрат 1s подуровня. И дальше в порядке увелечения по принципу сохранения энергии. В соответствии с правилом Гунда, в ячейке расположена два электрона с противоположными спинами (смотрящие в разные стороны стрелочки). Подобным образом заполняем все остальные ячейки.

Дойдя до подуровня 3p, мы помним, что у нас 5 электронов. Поэтому сначала рисуем стрелочки вверх, т.к. 3 ячейки, значит и 3 стрелочки вверх, а затем рисуем стрелочки вниз. Итого получаем, что в последней ячейке у нас есть один неспареный электрон.

С помощью электронной конфигурации мы можем определить все возможные степени окисления того или иного элемента.

Так, например, глядя на выше описанную электронную конфигурацию, мы видим, что у атома хлора есть один неспаренный электрон. Это значит, что для него характерны степени окисление +1, -1 и 0.

Если вам необходимо написать электронную конфигурацию Cl- (хлор минус), то вы прибавляете 1 электрон у уже имеющимся на 3p подуровне. Итого получаете – 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Для хлор плюс наоборот отнимаете один электрон.

Также не стоит забыть, что атомы отличаются возбужденной и невозбужденной электронной конфигурацией, что обязательно указывается в виде символа *.

В случае, если у нас Cl*, то один спаренный электрон на подуровне 3p переходит на уровень 3d, таким образом получаем три неспаренных электрона, что свидетельствуют о возможной степени окисления +3.

У нас остаются еще неспаренные элетроны, это значит, что может существовать и Cl**, в таком случае с еще одной ячейки 3p перебегает электрон на 3d, таким образом возможна степень окисления хлора +5.

Также может перебегать и электрон с уровня 3s, в этом же случае степень оксиления будет равна +7.

24,1 K

Электронная конфигурация атома

Электронная конфигурация атома – это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и
подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и
сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов.

Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?

Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали
одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему.
Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может
превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину.
Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо
изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.

Сколько электронов в атоме?

Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном
состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество
протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов – 16й элемент периодической
системы. Золото имеет 79 протонов – 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном
состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.

Где искать электрон?

Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются
квантовыми числами, всего их четыре:

• Главное квантовое число
• Орбитальное квантовое число
• Магнитное квантовое число
• Спиновое квантовое число

Орбиталь

Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин “орбиталь”, орбиталь – это волновая функция электрона,
грубо – это область, в которой электрон проводит 90% времени.

N – уровень
L – оболочка
M_l – номер орбитали
M_s – первый или второй электрон на орбитали

Орбитальное квантовое число l

В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии,
облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные.
В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой.
На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f)
орбиталей. Орбитальное квантовое число – это оболочка, на которой находятся
орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно
принимает значения 0,1,2 или 3.

На s-оболочке одна орбиталь (L=0) – два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) – шесть электронов
На d-оболочке пять орбиталей (L=2) – десять электронов
На f-оболочке семь орбиталей (L=3) – четырнадцать электронов

Магнитное квантовое число m_l

На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами
от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали “-1”, “0” и “1”.
Магнитное квантовое число обозначается буквой m_l.

Внутри оболочки электронам легче
располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую
орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара.

Рассмотрим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять
электронов заполняют оболочку принимая значения M_l=-2,M_l=-1,M_l=0,
M_l=1,M_l=2.

Спиновое квантовое число m_s

Спин – это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число
имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с
противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается m_s

Главное квантовое число n

Главное квантовое число – это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней,
каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,…7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня:
на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.

Номер электрона

Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой
позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне
распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0,
магнитное квантовое число может принять только одно значение, M_l=0 и спин будет равен +1/2.
Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут:
N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.

Энергетические уровни с подуровнями для наглядности изображены ниже, сверху вниз расположены уровни
и цветом разделены подуровни:

1
2
3
4
5
6
7
8
Таблица 1. Распределение электронов по энергетическим уровням

Здесь, сверху-вниз показаны энергетические уровни (1-7), слева-направо разделены по группам электронные
подуровни (s,p,d,f), в каждой ячейке располагаются по два электрона в противоположных направлениях. Общий
принцип распределения электронов такой, что энергетические подуровни заполняются в порядке суммы главного
и орбитального квантовых чисел, то есть: 1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D и так далее, если сумма одинакова, то
сначала заполняется уровень с меньшим главным квантовым числом N.

У некоторых элементов имеются отклонения в формировании электронной конфигурации, а именно у
₂₄Cr,
₂₉Cu,
₄₁Nb,
₄₂Mo,
₄₄Ru,
₄₅Rh,
₄₆Pd,
₄₇Ag,
₇₈Pt,
₇₉Au

Элементы

Проверьте себя, составьте электронную конфигурацию для элементов #6, #9 и #20, затем проверьте себя по таблице ниже.

№	Элемент	Название	Электронная конфигурация	Энергетических уровней
1	H	водород	1s 1	1
2	He	гелий	1s 2	1
3	Li	литий	1s 22s 1	2
4	Be	бериллий	1s 22s 2	2
5	B	бор	1s 22s 22p 1	2
6	C	углерод	1s 22s 22p 2	2
7	N	азот	1s 22s 22p 3	2
8	O	кислород	1s 22s 22p 4	2
9	F	фтор	1s 22s 22p 5	2
10	Ne	неон	1s 22s 22p 6	2
11	Na	натрий	1s 22s 22p 63s 1	3
12	Mg	магний	1s 22s 22p 63s 2	3
13	Al	алюминий	1s 22s 22p 63s 23p1	3
14	Si	кремний	1s 22s 22p 63s 23p2	3
15	P	фосфор	1s 22s 22p 63s 23p3	3
16	S	сера	1s 22s 22p 63s 23p4	3
17	Cl	хлор	1s 22s 22p 63s 23p5	3
18	Ar	аргон	1s 22s 22p 63s 23p6	3
19	K	калий	1s 22s 22p 63s 23p64s 1	4
20	Ca	кальций	1s 22s 22p 63s 23p64s 2	4
21	Sc	скандий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d1	4
22	Ti	титан	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d2	4
23	V	ванадий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d3	4
24	Cr	хром	1s 22s 22p 63s 23p64s 13d5	4
25	Mn	марганец	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d5	4
26	Fe	железо	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d6	4
27	Co	кобальт	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d7	4
28	Ni	никель	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d8	4
29	Cu	медь	1s 22s 22p 63s 23p64s 13d10	4
30	Zn	цинк	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d10	4
31	Ga	галлий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p1	4
32	Ge	германий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p2	4
33	As	мышьяк	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p3	4
34	Se	селен	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p4	4
35	Br	бром	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p5	4
36	Kr	криптон	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p6	4
37	Rb	рубидий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s1	5
38	Sr	стронций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s2	5
39	Y	иттрий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d1	5
40	Zr	цирконий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d2	5
41	Nb	ниобий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d4	5
42	Mo	молибден	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d5	5
43	Tc	технеций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d5	5
44	Ru	рутений	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d7	5
45	Rh	родий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d8	5
46	Pd	палладий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p64d10	5
47	Ag	серебро	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d10	5
48	Cd	кадмий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d10	5
49	In	индий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p1	5
50	Sn	олово	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p2	5
51	Sb	сурьма	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p3	5
52	Te	теллур	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p4	5
53	I	йод	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p5	5
54	Xe	ксенон	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p6	5
55	Cs	цезий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s1	6
56	Ba	барий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s2	6
57	La	лантан	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s25d1	6
58	Ce	церий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f2	6
59	Pr	празеодим	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f3	6
60	Nd	неодим	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f4	6
61	Pm	прометий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f5	6
62	Sm	самарий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f6	6
63	Eu	европий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f7	6
64	Gd	гадолиний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f75d1	6
65	Tb	тербий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f9	6
66	Dy	диспрозий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f10	6
67	Ho	гольмий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f11	6
68	Er	эрбий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f12	6
68	Tm	тулий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f13	6
70	Yb	иттербий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f14	6
71	Lu	лютеций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d1	6
72	Hf	гафний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d2	6
73	Ta	тантал	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d3	6
74	W	вольфрам	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d4	6
75	Re	рений	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d5	6
76	Os	осмий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d6	6
77	Ir	иридий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d7	6
78	Pt	платина	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d9	6
79	Au	золото	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d10	6
80	Hg	ртуть	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d10	6
81	Tl	таллий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p1	6
82	Pb	свинец	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p2	6
83	Bi	висмут	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p3	6
84	Po	полоний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p4	6
85	At	астат	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p5	6
86	Rn	радон	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d105p66s24f145d106p6	6
87	Fr	франций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1	7
88	Ra	радий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2	7
89	Ac	актиний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d1	7
90	Th	торий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d25f0	7
91	Pa	протактиний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f26d1	7
92	U	уран	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f36d1	7
93	Np	нептуний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f46d1	7
94	Pu	плутоний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f56d1	7
95	Am	америций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f7	7
96	Cm	кюрий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f76d1	7
97	Bk	берклий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f86d1	7
98	Cf	калифорний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f10	7
99	Es	эйнштейний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f11	7
100	Fm	фермий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f12	7
101	Md	менделеевий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f13	7
102	No	нобелий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f14	7
103	Lr	лоуренсий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d1	7
104	Rf	резерфордий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d2	7
105	Db	дубний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d3	7
106	Sg	сиборгий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d4	7
107	Bh	борий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d5	7
108	Hs	хассий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d6	7
109	Mt	мейтнерий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d7	7
110	Ds	дармштадтий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d8	7
111	Rg	рентгений	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d9	7
112	Cn	коперниций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d10	7
113	Nh	нихоний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p1	7
114	Fl	флеровий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p2	7
115	Mc	московий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p3	7
116	Lv	ливерморий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p4	7
117	Ts	теннесcин	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p5	7
118	Og	оганесон	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6	7
Таблица 2. Электронная конфигурация атомов

Если Вы хотите узнать, как составить электронную конфигурацию, обратитесь к статье
«как написать электронную конфигурацию»

Квантовые числа электронов в атомах

На этой странице вы узнаете: 

• Чем общежития электронов отличаются от студенческих?
• В атомах химических элементов есть свои уровни комфортности?
• Химические элементы делятся на семейства? Это что, биология какая-то?

Сейчас в обществе все больше набирает оборот модный тренд — минималистичный образ жизни. Как в фильме «Сто вещей и ничего лишнего». Главные герои — два закадычных друга — решили на спор отказаться от всех своих вещей (абсолютно всех, включая одежду и телефон). Спустя время и преодолев череду проблем, они поняли, что вещи — это не главное в жизни.

Видимо, по такому принципу «живет» хорошо нам знакомый товарищ — водород. У него всего один электрон, который всегда на своем месте. А как быть, например, с атомом хлора, у которого их аж 17, ведь их надо содержать в порядке? Сейчас мы с вами узнаем, как располагаются электроны в электронной оболочке атома и многое другое.

Строение электронной оболочки атома

Представим, что электрон — это студент, а электронная оболочка атома — общежитие. Как будет жить наш студент в общежитии?

Разберемся сначала с «планом помещения».

• В нём есть отдельные комнаты, которые называются атомными орбиталями — в них могут проживать максимум 2 электрона.
• Несколько комнат объединяются в блок с общей кухней — их мы назовем энергетическими подуровнями.
• Этажи общежития — энергетические уровни. Определенный этаж содержит определенное количество блоков. 

Таким образом, все электроны «живут» на энергетических уровнях-этажах, каждый из которых имеет энергетические подуровни-блоки со своими орбиталями-комнатами.

То, что мы видим с вами на рисунке — электронно-графическая формула для отдельных атомов химических элементов — это расположение всех его электронов на орбиталях.

Как нам поможет Периодическая таблица химических элементов Д.И. Менделеева при заполнении схемы строения электронных оболочек атомов?

• Число электронов в атоме химического элемента равно его порядковому номеру в Периодической системе Д. И. Менделеева.
• Количество уровней совпадает с номером периода, в котором располагается элемент: 1, 2, 3…
• Количество электронов на внешнем энергетическом уровне для элементов главных (A) подгрупп можно также легко узнать — в какой группе по номеру расположен химический элемент, столько электронов и будет находиться на его внешнем уровне. 
• Для элементов побочных подгрупп количество электронов на внешнем энергетическом уровне равно двум. Исключениями являются медь, серебро, хром, золото и некоторые другие элементы.
• Количество валентных электронов для элементов главных (A) подгрупп равно номеру группы, для элементов побочных подгрупп — числу электронов на внешнем энергетическом уровне и незаполненном предвнешнем подуровне.

Это можно использовать для проверки своих действий при распределении электронов по уровням.

Запишите в таблицу порядковый номер в Периодической системе (Х) химического элемента, модель атома которого изображена на рисунке, и номер группы (Y), в которой этот элемент расположен в Периодической системе.

X	Y

Электронная конфигурация атома

Для изображения строения электронных слоев атома (электронной конфигурации) пользуются условной записью.

Удобно представлять атомные орбитали в виде ячеек, в которых располагаются два электрона, их обозначаем в виде двух стрелочек, первая направлена вверх, а вторая — вниз. Это называется принципом Паули.

Он гласит, что два электрона не могут иметь одинаковые спины. Спин — характеристика электрона, проще всего его можно представить как вращение электрона по часовой стрелке и против часовой, поэтому в ячейке они расположены в противоположном направлении (то есть +1/2 и -1/2). 

При заполнении этих ячеек удобно пользоваться правилом Хунда (или правилом «трамвайного вагона»): 

В нашем с вами примере студентов заселяют по одному в комнату пока это возможно. 

Важное замечание: в комнате не больше двух студентов — атомная орбиталь вмещает максимально два электрона. 

Например, на изображении представлена электронно-графическая формула атома углерода. Стрелочками обозначены электроны, которые занимают атомные орбитали. Несколько атомных орбиталей на одном энергетическом уровне образуют подуровни. 

Можно составить общую табличку с информацией о том, как распределяются электроны по энергетическим уровням и подуровням электронно-графической формулы: 

Схематично порядок заполнения энергетических подуровней электронно-графической формулы представлен на картинке: 

После того, как мы расположили все электроны по своим местам, мы можем составить электронную конфигурацию атома, которая будет отражать порядок заполнения электронов по подуровням в текстовом виде. 

Таким образом, мы с вами узнали, что электроны располагаются в атомах химических элементов в определенном порядке и выявили связь между положением химического элемента в Периодической системе химических элементов Д. И. Менделеева и строением его атома. Теперь для нас не составит труда описать строение атома любого химического элемента.

Фактчек

• Электроны располагаются на электронных уровнях, причем их число определяется положением элемента в Периодической системе (по номеру периода).
• Энергетические уровни, в свою очередь, состоят из подуровней.
• Энергетические подуровни состоят из атомных орбиталей, которые для удобства обозначаются ячейками.
• По принципу Паули на каждой атомной орбитали могут располагаться максимально два электрона, причем их спины должны быть противонаправлены.
• Электроны располагаются по подуровням так, чтобы энергия системы была минимальна.
• Химические элементы делятся на s-, p-, d- и f-семейства по тому, на какой подуровень пишем последний электрон при составлении электронной конфигурации атома.

Проверь себя 

Задание 1.
Сколько электронов может максимально располагаться на орбитали? 

1. 1 электрон
2. 2 электрона
3. 3 электрона
4. 4 электрона

Задание 2. 
Как атомные подуровни заполняются электронами? 

1. в порядке увеличения их энергии
2. в порядке уменьшения их энергии
3. в периодическом порядке

Задание 3.
Сколько атомных орбиталей содержит d-подуровень? 

1. 1 
2. 3 
3. 5 
4. 7 

Задание 4.
Какую форму имеет s-орбиталь? 

1. шара
2. гантели
3. эллипса
4. нескольких гантелей

Ответы: 1. —  2; 2. — 1; 3. — 3; 4. — 1.

Строение электронных оболочек атомов

На этом уроке вы узнаете, как устроена электронная оболочка атома, и сможете объяснить явление периодичности. Познакомитесь с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

I. Состояние электронов в атоме

Вы­да­ю­щий­ся дат­ский физик Нильс Бор (Рис. 1) пред­по­ло­жил, что элек­тро­ны в атоме могут дви­гать­ся не по любым, а по стро­го опре­де­лен­ным ор­би­там.

При этом элек­тро­ны в атоме раз­ли­ча­ют­ся своей энер­ги­ей. Как по­ка­зы­ва­ют опыты, одни из них при­тя­ги­ва­ют­ся к ядру силь­нее, дру­гие – сла­бее. Глав­ная при­чи­на этого за­клю­ча­ет­ся в раз­ном уда­ле­нии элек­тро­нов от ядра атома. Чем ближе элек­тро­ны к ядру, тем они проч­нее свя­за­ны с ним и их труд­нее вы­рвать из элек­трон­ной обо­лоч­ки. Таким об­ра­зом, по мере уда­ле­ния от ядра атома запас энер­гии элек­тро­на уве­ли­чи­ва­ет­ся.

Элек­тро­ны, дви­жу­щи­е­ся вб­ли­зи ядра, как бы за­го­ра­жи­ва­ют (экра­ни­ру­ют) ядро от дру­гих элек­тро­нов, ко­то­рые при­тя­ги­ва­ют­ся к ядру сла­бее и дви­жут­ся на боль­шем уда­ле­нии от него. Так об­ра­зу­ют­ся элек­трон­ные слои.

Каж­дый элек­трон­ный слой со­сто­ит из элек­тро­нов.

Электрон вращается вокруг ядра атома с невообразимой скоростью. Так, за 1 секунду  он делает столько оборотов вокруг ядра атома, сколько оборотов делает пропеллер самолета вокруг оси за 5–5,5 лет непрерывной работы двигателя. Пропеллер самолета образует «облако», находящееся в одной плоскости, а электрон образует объемное облако –электронное облако, форма и размер которого зависят от энергии электрона.

Если обозначить точками все вероятные места нахождения электрона в атомном пространстве за некоторое время, то совокупность этих точек будет представлять собойэлектронное облако.

II. Электронное облако

Электронное облако – это модель, которая описывает  состояние (движение) электрона в атоме.

Электронное облако не имеет строго очерченных границ и плотность его неравномерна.

Часть атомного пространства, в котором вероятность нахождения электрона наибольшая (~90%), называется орбиталью.

Виды электронных орбиталей	Форма орбитали в пространстве	Количество орбиталей в атоме. Условное обозначение орбитали – клетка:
s – орбиталь (электронное облако s – электрона)	сфера (шар)	Электронное облако такой формы может занимать в атоме одно положение (условное обозначение)
p – орбиталь (электронное облако p – электрона)	гантель (восьмёрка)	Электронное облако такой формы может занимать в атоме три положения вдоль осей координат пространства  x, y и z.  (условное обозначение)
d – орбиталь (электронное облако d – электрона)	четырёхлепестковая форма	Все d-орбитали (а их может быть уже пять) одинаковы по энергии, но по-разному расположены в пространстве. Да и по форме, напоминающей перевязанную лентами подушечку, одинаковы только четыре.  А пятая – вроде гантели, продетой в бублик (условное обозначение)
f – орбиталь (электронное облако f – электрона)	сложная форма	Электронное облако такой формы может занимать в атоме семь положений.  (условное обозначение)

Условное обозначение электрона – стрелка, направленная вверх↑ (электрон вращается вокруг собственной оси по часовой стрелке) или стрелка, направленная вниз↓ (электрон вращается вокруг собственной оси против часовой стрелки).

Число электронов в атоме определяют по порядковому номеру

О – 8 электронов, S – 16 электронов.

На одной орбитали могут находиться только ДВА электрона, которые вращаются вокруг своей оси в противоположных направлениях (по часовой стрелке и против часовой стрелке) – электроны с противоположными спинами:

Cледовательно, на s – орбитали максимально может разместиться два электрона (s²);  на p – орбитали максимально может разместиться шесть электронов (p⁶) на  d – орбитали максимально может разместиться десять электронов (d¹⁰); f – четырнадцать электронов (f¹⁴).

Располагаясь на различных расстояниях от ядра, электроны образуют электронные слои (энергетические уровни) – каждому слою соответствует определённый уровень энергии.

Условное обозначение уровня – скобка:   )

Число энергетических уровней определяют по номеру периода, в котором находится химический элемент

О – 2 уровня, S – три уровня.

Для элементов главных подгрупп (А) число электронов на внешнем уровне = номеру группы.

₊₁₅P – V группа (А) – на внешнем уровне 5 электронов

Для элементов побочных подгрупп (В) число электронов на внешнем уровне = двум.

Исключения (один электрон) – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие.

III. Формулы отражающие строение атомов первого и второго периодов

H +1 )_1e 

– схема строения атома, отображает распределение электронов по энергоуровням.

₊₁ Н   1s¹ 

– электронная формула, отображает число электронов по орбиталям.

₊₁ Н  

– электронно-графическая формула – показывает распределение электронов по орбиталям и отображает спин электрона.

У элементов второго периода начинается заполнение второго энергетического уровня — он включает восемь электронов (n = 2, N = 8). Второй период содержит восемь элементов. У неона, элемента, завершающего второй период, первый и второй энергетические уровни оказываются целиком заполненными.

Аме­ри­кан­ский химик Гил­берт Льюис дал объ­яс­не­ние этому и вы­дви­нул пра­ви­ло ок­те­та, в со­от­вет­ствии с ко­то­рым устой­чи­вым яв­ля­ет­ся вось­ми­элек­трон­ный слой (за ис­клю­че­ни­ем 1 слоя: т. к. на нем может на­хо­дить­ся не более 2 элек­тро­нов, устой­чи­вым для него будет двух­элек­трон­ное со­сто­я­ние).

1. Порядок заполнения уровней и подуровней электронами

Электронные формулы атомов химических элементов составляют в следующем порядке:

• Сначала по номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева определяют общее число электронов в атоме;
• Затем по номеру периода, в котором расположен элемент, определяют число энергетических уровней;
• Уровни разбивают на подуровни и орбитали, и заполняют их электронами в соответствии Принципом наименьшей энергии
• Для  удобства электроны можно распределить по энергетическим уровням, воспользовавшись формулой N=2n2 и с учётом того, что:

1. У элементов главных подгрупп (s-;p-элементы) число электронов на внешнем уровне равно номеру группы.
2. У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне обычно дваэлектрона (исключение составляют атомы Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, у которых на внешнем уровне один электрон, у Pd на внешнем уровне нольэлектронов);
3. Число электронов на предпоследнем уровне равно общему числу электронов в атоме минус число электронов на всех остальных уровнях.

Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется:

Принципом наименьшей энергии

  Шкала энергий:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s…

2. Семейства химических элементов

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнегоэнергетического уровня, называются s-элементами. Это первые 2 элемента каждого периода, составляющие главные подгруппы I и II групп.

Элементы, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнегоэнергетического уровня, называются p-элементами. Это последние 6 элементов каждого периода (за исключением I и VII), составляющие главные подгруппы III–VIII групп.

Элементы, в которых заполняется d-подуровень второго снаружи уровня, называются d-элементами. Это элементы вставных декад IV, V, VI периодов.

Элементы, в которых заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня, называются f-элементами. К f-элементам относятся лантаноиды и актиноиды. 

В третьем периоде происходит заполнение третьего энергетического уровня. Третий уровень (n = 3) может максимально вмещать 18 электронов. Однако элементов в третьем периоде всего восемь. К концу третьего периода (у аргона) полностью заполняются 3s- и 3p-подуровни, а 3d-подуровень остается пустым, поэтому третий уровень не заполняется до конца.

В четвертом периоде у первых двух элементов (калия и кальция) электроны идут на четвертый энергетический уровень (4s-подуровень), а затем у последующих десяти элементов (от скандия до цинка) завершается заполнение третьего энергетического уровня (3d-подуровня).

«Проскок» или «провал» электрона

У атомов  Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au  имеет место «провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома. Например, электронная формула атома меди, исходя из вышенаписанного, должна иметь вид: Cu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹. Однако в действительности один из двух 4s-электронов «проваливается» на 3d-подуровень, и атом меди имеет следующую конфигурацию: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰. 

 Для элементов IБ-подгруппы характерна конфигурация внешнего слоя: ns¹(n−1)d¹⁰.

Для элементов Cr и Mo характерна конфигурация внешнего слоя: ns¹(n−1)d⁵.

Особо следует отметить палладий, у которого «проваливаются» два электрона:  

Pd1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s⁰4d¹⁰

V. Тест

Решите тестовые задания (один верный вариант ответа).

1. Заряд ядра атома фосфора равен

а) +30 

б) +31 

в) +15 

г) +5

2. Количество энергоуровней в атоме равно

а) порядковому номеру элемента;

б) номеру группы;

в) заряду ядра атома; 

г) номеру периода

3. Число нейтронов в атоме цинка равно

а) 30 

б) 35 

в) 4 

г) 2

4. В ряду элементов Na, Mg, Al, Cl металлические свойства

а) убывают;

б) возрастают;

в) не изменяются;

г) сначала убывают, а затем возрастают

5. Формула высшего оксида RO2 характерна для

а) Li 

б) Br 

в) C 

г) N

6. Электронная формула строения атома меди, это-

а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰; 

б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹;

в) 1s²2s²2p⁶3s¹3p⁶4s²3d¹⁰; 

г) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹¹.

7. Заряд ядра атома кальция равен

а) 20 

б) 2 

в) 40 

г) 41

8. Число электронов на внешнем энергоуровне для элементов главных подгрупп равно

а) номеру периода;

б) номеру группы;

в) порядковому номеру элемента;

г) атомной массе.

9. Число нейтронов в атоме железа равно

а) 26

б) 55 

в) 56 

г) 30

10. В ряду элементов C, Si, Ge, Sn способность отдавать валентные электроны

а) уменьшается;

б) не изменяется;

в) увеличивается;

г) сначала увеличивается, а затем уменьшается.

11. Формула летучего водородного соединения для элемента с электронным строением атома 1s22s22p2 – это

а) RH4;

б) RH3;

в) RH2;

г) RH.

12. Электронная формула строения атома мышьяка, это-

а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹¹4p³; 

б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹4p⁴;

в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰4p⁴; 

г) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁴.

Тренажер №1

Тренажер №2

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии – мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными
формулами элементов.

Атом (греч. а – отриц. частица + tomos – отдел, греч. atomos – неделимый) – электронейтральная частица вещества микроскопических
размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется “планетарной” и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos – первый) – положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов
элементов. Нейтрон (лат. neuter – ни тот, ни другой) – нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех
химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron – янтарь) – стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома –
порядковый номер в таблице Менделеева – равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20)
в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило:
порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим
электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

• Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной “1s” ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами – 1s²)

• Второй уровень

Состоит из s-подуровня: одной “s” ячейки (2s²) и p-подуровня: трех “p” ячеек (2p⁶), на которых
помещается 6 электронов

• Третий уровень

Состоит из s-подуровня: одной “s” ячейки (3s²), p-подуровня: трех “p” ячеек (3p⁶) и d-подуровня:
пяти “d” ячеек (3d¹⁰), в которых помещается 10 электронов

• Четвертый уровень

Состоит из s-подуровня: одной “s” ячейки (4s²), p-подуровня: трех “p” ячеек (4p⁶), d-подуровня:
пяти “d” ячеек (4d¹⁰) и f-подуровня: семи “f” ячеек (4f¹⁴), на которых помещается 14
электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число
электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а
также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: “s”, “p” и “d”, которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или
атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный “рисунок”.

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь – клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

• Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
• На орбитали (в одной “ячейке”) не может располагаться более двух электронов
• Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются
  еще одним электроном с противоположным направлением
• Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было
бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и
серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода – 6, у серы – 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил.
А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся
одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

• Углерод – 1s²2s²2p²
• Серы – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне – это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда
для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

• Углерод – 2s²2p² (4 валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью – способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

• Углерод – 2s²2p² (2 неспаренных валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (2 неспаренных валентных электрона)

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных
электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и скандия:

• Магний – 1s²2s²2p⁶3s²
• Скандий – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹
  

В целом несложная и интересная тема электронных конфигураций отягощена небольшим исключением – провалом электрона, которое только подтверждает общее
правило: любая система стремится занять наименее энергозатратное состояние.

Провал электрона

Провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более
низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.

Подобное явление характерно лишь для некоторых элементов: медь, хром, серебро, золото, молибден. Для примера выберем хром, и рассмотрим
две электронных конфигурации: первую “неправильную” (сделаем вид, будто мы не знаем про провал электрона) и вторую правильную, написанную
с учетом провала электрона.

Теперь вы понимаете, что кроется под явлением провала электрона. Запишите электронные конфигурации хрома и меди самостоятельно еще раз и
сверьте с представленными ниже.

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов
относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота,
кислорода , фтора – возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали (“ячейки”) – электронам некуда перескакивать, к тому
же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

У серы возможно возбужденное состояние, так как она имеет свободную d-орбиталь, куда могут перескочить электроны. Четвертый энергетический
уровень отсутствует, поэтому, минуя 4s-подуровень, заполняем распаренными электронами 3d-подуровень.

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние
связано с распаривание электронных пар.