Как найти последний энергетический уровень электронов

Как определить сколько электронов и на каком энергетическом уровне?

Мастер

(1534),
закрыт

10 лет назад

Атом — это наименьшая частица химического элемента, сохраняющая все его химические свойства. Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов. Ядро также имеет сложное строение и состоит из нейтронов и электронов. 

Число электронов равно числу протонов в атоме и определяется порядковым номером. В связи с этим атом в целом электронейтрален, так как электроны заряжены отрицательно, а протоны положительно. Заряд ядра также равен порядковому номеру. Число нейтронов рассчитывается по формуле N = A – Z, где N — общее число нейтронов, А — массовое число, Z — заряд ядра. Число энергетических уровней в атоме определяется номером периода. Число электронов на последнем внешнем уровне равно номеру группы.

Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется формулой N = 2 * n^2 , где N — общее число электронов на энергетическом уровне, n – номер уровня.

В связи с этим максимальное число электронов на первом (n = 1) уровне равно 2 (так как N = 2 * 1^2), на втором (n = 2) уровне — 8 (так как  N = 2 * 2^2), на третьем (n = 3) уровне — 18 (так как N = 2 * 3^2) и т.д.

Каждый энергетический уровень делится на подуровни. На первом уровне только один подуровень — s. На втором уровне два подуровня — s и p. на третьем — s, p и d. На четвертом — s, p, d и f.

Максимальное число электронов на подуровнях

• 2 — максимальное число электронов на s-подуровне.
• 6 — максимальное число электронов на p-подуровне.
• 10 — максимальное число электронов на d-подуровне.
• 14 — максимальное число электронов на f-подуровне.

Максимальное число электронов на подуровне не зависит от номера уровня.

Заполнение энергетических уровней

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

Геометрия орбиталей

Примеры

Полезные ссылки

Источник материала

Электронная оболочка атома (видео)

Строение атома (Часть 1) (видео)

Строение атома (Часть 2) (видео)

Строение атома. Ядерные силы (видео)

Дополнительные материалы

Модели строения атома (видео)

Строение атома: Атомное ядро (видео)

Химия. Строение атома: Строение электронных оболочек (видео)

Строение атома (видео)

На этой странице вы узнаете 

• Чем атом похож на Солнечную систему? 
• Один водород, но три лучше: что такое изотопы?
• Как умеет скакать электрон?

Атом можно представить как конструктор «Лего», который можно собрать из более простых “элементарных” частиц. У каждого атома число “деталек” может быть различным. Об этом и о других особенностях строения атома поговорим в статье.

Строение атома

Великие ученые и философы древности упорно бились над вопросом, из чего же состоят вещества, которые их окружают. Впервые идею о том, что все тела живой и неживой природы состоят из мельчайших частиц — атомов — высказал древнегреческий ученый Демокрит целых 2500 лет назад! 

Что же из себя представляет атом?

Атом — это мельчайшая химически неделимая частица вещества.

Атомы могут соединяться друг с другом с помощью химических связей в различной последовательности, образуя более сложные частицы — молекулы. Можно провести аналогию: 

• атом — отдельный человек, 
• молекулы — группы людей, объединенные общим признаком (семья, одноклассники, коллеги, любители кошек, любители собак).

Молекула — это мельчайшие частицы, которые состоят из атомов. Они являются химически делимыми.

Долгое время считалось, что атом нельзя разделить далее на составляющие. Но с развитием науки учёные-физики выяснили, что атом состоит из более мелких, или элементарных частиц  — протонов (p), нейтронов (n) и электронов (ē). 

В центре атома располагается ядро, которое состоит из протонов и нейтронов (их общее название нуклоны), а вокруг ядра вращаются электроны.

Чем атом похож на Солнечную систему?
Можно представить атом как Солнечную систему, где вокруг ядра (Солнца) по орбитам вращаются электроны (планеты). Это так называемая планетарная модель атома. В реальности атом намного сложнее, но для запоминания нам удобнее пользоваться этими представлениями.

Тогда более точно определение атома будет звучать так:

Атом — электронейтральная химически неделимая частица, которая состоит из положительно заряженного ядра и вращающихся вокруг него отрицательно заряженных электронов.

Каждая из элементарных частиц в атоме имеет свой заряд и массу:

Характеристика элементарных частиц

Из таблички видно, что вся масса атома сосредоточена в протонах и нейтронах, то есть в ядре. При этом само ядро положительно заряжено, а вокруг ядра вращаются отрицательно заряженные электроны. 

В разновидностях одного и того же химического элемента может быть различное число элементарных частиц. Давай рассмотрим это на примере атома водорода. 

Первый случай: ядро атома водорода состоит из одного протона (масса ядра = 1 а.е.м.). Такой атом называется протием, именно он указан в периодической системе Д.И. Менделеева.  

Добавим к этому ядру один нейтрон, тогда масса ядра будет равна 2 а.е.м.. Мы получили вторую разновидность атома водорода — дейтерий. 

Если добавить второй нейтрон к такому ядру, то мы получим тритий. Так вот, разновидности одного и того же химического элемента, которые различаются числом нейтронов в ядре, называются изотопами.

Как определить количество элементарных частиц 

Сейчас мы научимся определять количество протонов, нейтронов и электронов в атоме любого химического элемента. В этом нам поможет периодическая система Д.И. Менделеева. 

Давай рассмотрим ячейку в периодической системе с углеродом:

В верхней части ячейки располагается порядковый номер элемента (это целое число), под ним располагается относительная атомная масса. Она является нецелым числом, поэтому её легко определять. Относительная атомная масса, округленная до целого числа, называется массовым числом.

Эти характеристики связаны с количеством элементарных частиц в атоме следующим образом:

Давай рассмотрим основные определения и положения, связанные с характеристикой элемента и числовыми операциями:

• Орбиты, на которых располагаются электроны, называются электронными слоями (или энергетическими уровнями). Нумерация слоев начинается с ближайшего к ядру электронного слоя.
• На каждом электронном слое может находиться не более 2N² электронов (где N — номер слоя).
• Число занятых электронами слоев в атоме элемента совпадает с номером периода, в котором он находится.
• Последний энергетический уровень называют внешним (максимальное число ē на внешнем уровне = 8). Обычно на нем находятся валентные электроны, то есть электроны на внешней (валентной) оболочке атома.
• Число валентных электронов, как правило, совпадает с номером группы, в котором находится элемент.

 На примере атома углерода определим количество элементарных частиц в его атоме.

Порядковый номер углерода равен 6, значит, заряд его атома + 6, число протонов и число электронов совпадает и тоже равно 6. 

Относительная атомная масса равна 12,01, а число нейтронов равно 12 – 6 = 6. 

Углерод находится во втором периоде, IV группе. Это показывает нам, что занято лишь 2 электронных слоя, при этом на внешнем электронном уровне располагаются 4 электрона.   

“Грустный” и “веселый” атом

При заполнении электронами ячеек мы описываем так называемое основное состояние. Это такое состояние атома, при котором энергия системы минимальна. Его состояние можно определить как “веселое”: в атоме всё спокойно и в порядке.

Но может быть и другая ситуация, когда на электроны оказывается какое-то воздействие. Тогда происходит процесс, похожий на развод пары в человеческом мире. В результате воздействия те электроны, которые находились на орбитали вдвоем и были спаренными, могут друг с другом “поссориться” и “разъехаться” по разным орбиталям. 

Тогда атом можно определить как “грустный”: электроны ссорятся, атома грустит. В химии это состояние и называется возбужденным. Такой “развод” возможен только в пределах одного энергетического уровня.  

Атомные подуровни заполняются электронами в порядке увеличения их энергии. Этот порядок выглядит следующим образом: 

1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → … 

Проскок электрона

Это явление характерно для элементов IB и VIB групп, например, Cr, Cu, Ag.

Например, у меди электронная оболочка должна выглядеть как ..3d⁹4s². Но так как для заполнения d-подуровня не хватает одного электрона, то более выгодной становится ситуация, когда с s-подуровня электрон “перепрыгивает” на внутренний d-подуровень. В результате, конфигурация меди выглядит как 3d¹⁰4s¹¹

Итог: иметь конфигурации nd⁵ и nd¹⁰ более энергетически выгодно, чем nd⁴ и nd⁹. Поэтому у таких элементов, как Cu, Cr, Ag, Au, Nb, Mo, Ru, Pt, Pd происходит проскок (провал) электрона: электрон с верхнего “этажа” как будто проваливается на нижний.

Классификация химических элементов: s-,p-,d-,f-элементы

В зависимости от положения “последнего электрона” бывают s-, p-, d-, f-элементы: 

• s-элементы: IA и IIA группы;
• p-элементы: IIIA-VIIIA группы;
• d-элементы: элементы побочных подгрупп;
• f-элементы: вынесены в отдельную группу лантаноидов и актиноидов. 

У s- и p-элементов валентные электроны находятся на внешнем уровне.

У d-элементов  — на внешнем s- и на предвнешнем d-подуровнях. 

Далее приведены электронные формулы атомов элементов первых четырех периодов. Благодаря этой шпаргалке всегда можно сверить свой вариант электронной конфигурации и проверить себя.

Продолжение темы читайте в статье «Строение атома и электронные конфигурации 2.0».

Фактчек

• Атом — электронейтральная частица, состоящая из ядра и вращающихся вокруг него электронов.
• Электроны располагаются на электронных подуровнях, причем их число определяется порядковым номером элемента.
• Существует группа атомов одного и того же химического элемента, у которых имеется разное число нейтронов. Такие элементы называют изотопами.
• Электроны располагаются по ячейкам так, чтобы энергия системы была минимальна.
• Иногда для достижения минимума энергии некоторые правила нарушаются — таковым является проскок электрона.

Проверь себя 

Задание 1.

Ядро атома состоит из: 

1. Протонов и нейтронов
2. Протонов и электронов
3. Нейтронов и электронов
4. Протонов, нейтронов и электронов 

Задание 2.

У изотопов различается число: 

1. Протонов
2. Нейтронов
3. Электронов
4. Нейтронов и электронов

Задание 3. 

Проскок электрона характерен для элемента: 

1. Натрия
2. Алюминия
3. Ксенона
4. Меди

Задание 4.

На третьем электронном слое может находиться максимально:

1. 8 электронов
2. 18 электронов
3. 2 электрона
4. 32 электрона

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

Напишите электронную конфигурацию атома

Что такое электронная конфигурация атома описано в статье,
здесь будет описан алгоритм.

Определить количество электронов

Первое, что нам понадобится – определить количество электронов в данном атоме, количество электронов
равно порядковому номеру элемента. Например, для хрома – 24, для водорода – 1, а для хлора – 17.

Если у атома не указан заряд – он считается нулевым, в случае, если есть положительный или отрицательный
заряд, у атома указывается соответственно:

Cr²⁺ – положительный заряд
Cl^– – отрицательный заряд

Указанное число мы прибавляем к порядковому номеру, если это минус и отнимаем, если это плюс:

Cr²⁺ → 24 – 2 = 22
Cl^– → 17 + 1 = 18

Это единственный правильный способ определить количество электронов в атоме.

Записать порядок энергетических подуровней

Если Вы забываете, в каком порядке идут энергетические подуровни, делайте такой рисунок:

Рисунок 1. Порядок заполнения энергетических уровней

Порядок энергетических подуровней следующий:
1s,
2s,
2p,
3s,
3p,
4s,
3d,
4p,
5s,
4d,
5p,
6s,
4f,
5d,
6p,
7s,
5f,
6d,
7p

Заполнить энергетические подуровни электронами

Количество электронов на энергетических подуровнях: для s – это 2 электрона, для p – 6, для d – 10, для f – 14.
Если не понимаете почему – внимательно читайте статью (ссылка в начале страницы).

Берём количество электронов и поочерёдно заполняем, на 1s – 2, на 2s – 2, на 2p – 6 и так далее, пока электроны
не закончатся.

Как правильно заполнить последний энергетический уровень

Каждый подуровень заполняется сначала по одному электрону на орбиталь, затем распределяются оставшиеся.

Например, у атома кислорода восемь электронов, конфигурация выглядит так:
1s²2s²2p⁴. На уровне 2p на одной орбитале два электрона, на двух других
по одному!

1	↑↓
2	↑↓		↑↓	↑	↑
Таблица 1. Распределение электронов в атоме кислорода

Исключения

Что за правило без исключения? Отклонения в нормальном заполнении электронной конфигурации есть у следующих
элементов:
₂₄Cr,
₂₉Cu,
₄₁Nb,
₄₂Mo,
₄₄Ru,
₄₅Rh,
₄₆Pd,
₄₇Ag,
₇₈Pt,
₇₉Au. Их конфигурацию нужно запомнить! (выделены серым в
таблице электронных конфигураций)

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.