Электронные конфигурации атомов химических элементов

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"), Этот принцип носит название принципа Паули.

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

Рисунок 1. Схема подразделения энергетических уровней на подуровни

На рисунке 1 показана схема подразделения энергетических уровней на подуровни.

s –Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму.

 Электрон атома водорода (n = 1) располагается на этой орбитали и неспарен. Поэтому его электронная формула или электронная конфигурация будет записываться так: 1 s ¹. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой (1...), латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа вверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.

Для атома гелия He, имеющего два спаренных электрона на одной s -орбитали, эта формула: 1 s ².

Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий – это благородный газ.

На втором энергетическом уровне (n = 2) имеется четыре орбитали: одна s и три p. Электроны s -орбитали второго уровня (2 s -opбитали) обладают более высокой энергией, так как находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны 1 s -орбитали (n = 2)

p -Орбиталь имеет форму гантели или объемной восьмерки. Все три p -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 p -орбитали. С увеличением значения n электроны занимают p -орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям х, у, z.

 

У элементов второго периода (n = 2) заполняется сначала одна s -орбиталь, а затем три p -орбитали. Электронная формула Li: 1 s ²2 s ¹. Электрон 2 s ¹ слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион Li⁺.

В атоме бериллия Be⁰ четвертый электрон также размещается на 2 s -орбитали: 1 s ²2 s ². Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются – Ве⁰ при этом окисляется в катион Ве²⁺.

У атома бора пятый электрон занимает 2 p -орбиталь: 1 s ²2 s ²2 p ¹. Далее у атомов C, N, О, F идет заполнение 2 p -орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: 1 s ²2 s ²2 p ⁶.

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

· ₁₁ Na 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ¹;

· ₁₇ Cl 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 p ⁵;

· ₁₈ Ar 1 s ²2 s ²2 p ⁶3 s ²3 p ⁶.

Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, то есть 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 4 s - и 5 s -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 3 d - и 4 d -орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): ₂₃ V 2, 8, 11, 2; ₂₆ Fe 2, 8, 14, 2; ₄₀ Zr 2, 8, 18, 10, 2; ₄₃ Tr 2, 8, 18, 13, 2. Как правило, тогда, когда будет заполнен предыдущий d -подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно 4р- и 5р-) p -подуровень: ₃₃ As 2, 8, 18, 5; ₅₂ Те 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 поступят на внешний s -подуровень: ₅₆ Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; ₈₇ Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; следующий один электрон (у La и Ac) на предыдущий d -подуровень: ₅₇ La 2, 8, 18, 18, 9, 2 и ₈₉ Ас 2,8,18, 32, 18, 9, 2.

Затем последующие 14 электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень на 4 f - и 5 f -орбитали соответственно у лантаноидов и актиноидов:

· ₆₄ Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 и

 

· ₉₂ U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2.

Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень (d -подуровень): у элементов побочных подгрупп: ₇₃ Та 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 внешний p -подуровень:

· 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 (орбитали), располагаются в них сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, а лишь затем спариваются, но спины при этом по принципу Паули будут уже противоположно направленными.

В заключение еще раз рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов первого и второго периодов  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 подуровням.

 

Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и подуровням, 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 -opбиталь.

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 p -) и правилами Паули и Хунда (табл. 1).

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

Символ элемента, порядковый номер, название Схема электронного строения Электронная формула Графическая электронная формула 3 Li Литий 1s^22s^1 4 Be Бериллий 1s^22s^2 5 B Бор 1s^22s^22p^1 6 C Углерод 1s^22s^22p^2 7 N Азот 1s^22s^22p^3 8 O Кислород 1s^22s^22p^4 9 F Фтор 1s^22s^22p^5 10 Ne Неон 1s^22s^22p^6 Таблица 1. Строение электронных оболочек атомов элементов второго периода

Li, Be – s -элементы.

B, C, N, O, F, Ne – p -элементы, у этих атомов заполняются электронами p -орбитали.