✅Електронні конфігурації атомів хімічних елементів

Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 році встановив, що в атомі на одній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів, які мають протилежні (антипаралельні) спіни (в перекладі з англійської «веретено»), тобто володіють такими властивостями, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки.

Цей принцип носить назву принципу Паулі.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспареним, якщо два, то це спарені електрони, тобто електрони з протилежними спінами.

Електронні конфігурації атомів хімічних елементів

s-орбіталь, як ви вже знаєте, має сферичну форму. Електрон атома водню (s = 1) розташовується на цій орбіталі і неспарен. Тому його електронна формула або електронна конфігурація буде записуватися так: 1s 1 .

В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, яка стоїть перед буквою (1…), латинською буквою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, яка записується справа вгорі від букви (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію Не, має два спарених електрона на одній s-орбіталі, ця формула: 1s 2 .

Електронна оболонка атома гелію завершена і дуже стійка. Гелій – це інертний газ.

На другому енергетичному рівні (n = 2) є чотири орбіталі: одна s і три р. Електрони s-орбіталі другого рівня (2s-орбіталі) мають більш високу енергію, так як знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони 1s-орбіталі (n = 2).

Взагалі, для кожного значення n існує одна s-орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, зростаючим в міру збільшення значення n.

р-орбіталь має форму гантелі або об’ємної вісімки. Всі три р-орбіталі розташовані в атомі взаємно перпендикулярно вздовж просторових координат, проведених через ядро атома. Слід підкреслити ще раз, що кожен енергетичний рівень (електронний шар), починаючи з n = 2, має три р-орбіталі.

У елементів другого періоду (n = 2) заповнюється спочатку одна s-орбіталь, а потім три р-орбіталі. Електронна формула 1n: 1s 2 2s 1 . Електрон слабкіше пов’язаний з ядром атома, тому атом літію може легко віддавати його (як ви, очевидно, пам’ятаєте, цей процес називається окисленням), перетворюючись на іон Li + .

В атомі берилію Ве четвертий електрон також розміщується на 2s-орбіталі: 1s 2 2s 2 . Два зовнішніх електрона атома берилію легко відриваються – Ве₀ при цьому окислюється в катіон Ве₂ + .

У атома бору п’ятий електрон займає 2р-орбіталь: 1s 2 2s 2 2р 1 . Далі у атомів С, N, О, Е йде заповнення 2р-орбіталей, яке закінчується на благородному газу неону: 1s 2 2s 2 2р 6 .

У елементів третього періоду заповнюються відповідно Зs- і Зр-орбіталі. П’ять d-орбіталей третього рівня при цьому залишаються вільними.

Іноді в схемах, які зображують розподіл електронів в атомах, вказують тільки число електронів на кожному енергетичному рівні, тобто записують скорочені електронні формули атомів хімічних елементів, на відміну від наведених вище повних електронних формул.

У елементів великих періодів (четвертого і п’ятого) перші два електрона займають відповідно 4s- і 5p-орбіталі: 19к 2, 8, 8, 1; 38Sr 2, 8, 18, 8, 2. Починаючи з третього елемента кожного великого періоду, наступні десять електронів надійдуть на попередні 3d- і 4d- орбіталі відповідно (у елементів побічних підгруп):

Як правило, тоді, коли буде заповнений попередній d-підрівень, почне заповнюватися зовнішній (відповідно 4р- і 5р) р-підрівень.

У елементів великих періодів – шостого і незавершеного сьомого – електронні рівні і підрівні заповнюються електронами, як правило, так: перші два електрона надійдуть на зовнішній p-підрівень: 56Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; Наступного один електрон (у Nа і Ас) на попередній (p-підрівень: 57Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 і 89Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Потім наступні 14 електронів надійдуть на третій зовні енергетичний рівень на 4f- і 5f-орбіталі відповідно у лантаноїдів і актиноїдів.

Потім знову почне забудовуватися другий зовні енергетичний рівень (d-підрівень): у елементів побічних підгруп: 73Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, – і, нарешті, тільки після повного заповнення десятьма електронами сйгоду-рівня буде знову заповнюватися зовнішній р-підрівень.

Дуже часто будову електронних оболонок атомів зображують за допомогою енергетичних або квантових осередків – записують так звані графічні електронні формули.

Для цього запису використовують такі позначення: кожна квантова комірка позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, відповідного напрямку спина.

При записі графічної електронної формули слід пам’ятати два правила:

• принцип Паулі, згідно з яким в осередку (орбіталі) може бути не більше двох електронів, але з антипаралельними спинами,
• правило Ф. Хунда, згідно з яким електрони, які займають вільні комірки (орбіталі), розташовуються в них спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спіна, а лише потім спаровуються, але спіни при цьому за принципом Паулі будуть вже протилежно спрямованими.

На закінчення ще раз розглянемо відображення електронних конфігурацій атомів елементів за періодами системи Д. І. Менделєєва. Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів по електронним верствам (енергетичним рівням).

В атомі гелію перший електронний шар завершений – в ньому 2 електрона.

Водень і гелій – s-елементи, у цих атомів заповнюється електронами s-орбіталь.

Елементи другого періоду

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений і електрони заповнюють е-і р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s-, а потім р) і правилами Паулі і Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершений – в ньому 8 електронів.

В, С, N, О, F, Nе – р-елементи, у цих атомів заповнюються електронами р-орбіталі.

Елементи третього періоду

У атомів елементів третього періоду перший та другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати Зs-, 3р- і Зd-підрівні.

В атомі аргону на зовнішньому шарі (третьому електронному шарі) 8 електронів. Як зовнішній шар, він завершений, але в третьому електронному шарі, як ви вже знаєте, може бути 18 електронів, а це значить, що у елементів третього періоду залишаються незаповненими Зd-орбіталі.

Всі елементи від Аl до Аг – р-елементи. s- і р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.

У атомів калію і кальцію з’являється четвертий електронний шар, який заповню 4s-підрівень, так як він має меншу енергію, ніж 3-підрівень.

К, Са – s-елементи, які входять до головної підгрупи. У атомів від Sс до Zn заповнюється електронами 3-підрівень. Це Зй-елементи. Вони входять в побічні підгрупи, у них заповнюється передзовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому і міді. У них відбувається «провал» одного електрона з 4я- на Зd-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю утворюваних при цьому електронних конфігурацій Зd 5 і Зd 10 .

В атомі цинку третій електронний шар завершений – в ньому заповнені всі підрівні 3s, Зр і Зd, всього на них 18 електронів.

У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватися четвертий електронний шар, 4р-підрівень: Елементи від Gа до Кr – р-елементи.

У атома криптону зовнішній шар (четвертий) завершений, має 8 електронів. Але всі в четвертому електронному шарі, як ви знаєте, може бути 32 електрона; у атома криптону поки залишаються незаповненими 4d- і 4f- підрівні.

У елементів п’ятого періоду йде заповнення підрівнів в наступному порядку: 5s-> 4d -> 5р. І також трапляються винятки, пов’язані з «провалом» електронів, у 41Nb, 42MO і т. д.

У шостому і сьомому періодах з’являються елементи, тобто елементи, у яких йде заповнення відповідно 4f- і 5f-підрівнів третього зовні електронного шару.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: 55Сs і 56Ва – 6s-елементи;

• 57Lа … 6s 2 5d 1 – 5d-елемент;
• 58Се – 71Lu – 4f-елементи;
• 72Hf – 80Нg – 5d-елементи;
• 81Тl- 86Rn – 6р-елементи.

Але і тут зустрічаються елементи, у яких «порушується» порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов’язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину і повністю заповнених f підрівнів, тобто nf 7 і nf 14 .

Залежно від того, який підрівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи, як ви вже зрозуміли, ділять на чотири електронних сімейства або блоки.

• s-Елементи; заповнюється електронами s-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій і елементи головних підгруп I і II груп;
• р-елементи; заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп;
• d-елементи; заповнюється електронами d-підрівень передзовнішнього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто елементи вставних декад великих періодів, розташовані між s- і р-елементами. Їх також називають перехідними елементами;
• f-елементи; заповнюється електронами f-підрівень третього зовнішнього рівня атома; до них відносяться лантаноїди і актиноїди.

Питання для самоперевірки

• Що було б, якби принцип Паулі не дотримувався?
• Що було б, якби правило Хунда не дотримувалося?
• Складіть схеми електронного будови, електронні формули і графічні електронні формули атомів наступних хімічних елементів: Са, Fе, Zr, Sn, Nb, Hf, Ра.
• Напишіть електронну формулу елемента №110, використовуючи символ відповідного благородного газу.
• Що таке «провал» електрона? Наведіть приклади елементів, у яких це явище спостерігається, запишіть їх електронні формули.
• Як визначається приналежність хімічного елемента до того чи іншого електронного сімейства?
• Порівняйте електронну та графічну електронну формули атома сірки. Яку додаткову інформацію містить остання формула?

5.6: Конфігурації атомних електронів

У попередньому розділі ви дізналися, що електронний малюнок стоячої хвилі, що характеризується квантовими числами (n, l, m), називається орбітальною. Згідно з , жодні два електрони в одному атомі не можуть мати однаковий набір квантових чисел (n, l, m, s). Це обмежує кількість електронів у даній орбіталі двома (s = ± 1), і це вимагає, щоб атом, що містить більше двох електронів, повинен розміщувати їх у шаблоні стоячої хвилі, що відповідають вищим основним квантовим числам n, що означає, що ці електрони будуть далі від ядро і менш щільно пов’язане ним.

У цьому розділі ми побачимо, як обмеження Паулі на допустимі квантові числа електронів в атомі впливають на електронну конфігурацію різних елементів і, впливаючи на їх хімічну поведінку, регулює структуру таблиці Менделєєва.

Одноелектронні атоми

Почнемо з атомів, які містять лише один електрон. Водень, звичайно, єдиний електрично нейтральний вид такого роду, але, видаляючи електрони з більш важких елементів, ми можемо отримати одноелектронні іони \(Li^\) , такі як \(He^+\) і тощо. кожен має конфігурацію наземного стану 1 с 1 , що означає, що його єдиний електрон демонструє структуру стоячої хвилі, керовану квантовими числами n =1, m = 0 та l =0, причому спінові квантові числа s невизначені, оскільки немає іншого електрона, з яким можна було б порівняти його. Всі вони мають прості спектри випромінювання, основні особливості яких були адекватно пояснені моделлю Бора.

Найголовніша особливість одноелектронного атома полягає в тому, що енергія електрона залежить тільки від основного квантового числа n. Як видно з наведеної вище діаграми, квантові числа l і m не впливають на енергію; ми говоримо, що всі орбіталі, що мають задане значення n, вироджені. Таким чином, спектр випромінювання, отриманий збудженням електрона до рівня n =2, складається з однієї лінії, а не з чотирьох ліній. Довжина хвилі цієї емісійної лінії для атомів H, He + і Li 2 + зменшиться з атомним номером, оскільки більший ядерний заряд знизить енергії різних n рівнів. З тієї ж причини енергії, необхідні для видалення електрона з цих видів, швидко зростають у міру збільшення ядерного заряду, оскільки зростаюче тяжіння тягне електрон ближче до ядра, створюючи тим самим ще більшу привабливу силу.

Електронно-електронне відштовхування

Для видалення електрона з моля атомів водню потрібно 1312 кДж енергії. Що ми можемо очікувати, що це значення буде для гелію? Гелій містить два електрони, але його ядро містить два протони; кожен електрон «бачить» обидва протони, тому можна очікувати, що електрони гелію будуть пов’язані вдвічі сильніше, ніж електрон водню. Тому енергія іонізації гелію повинна бути вдвічі 1312 кДж/моль, або 2612 кДж/моль. Однак, якщо дивитися на спектр гелію, континуум, як видно, починається з довжини хвилі, що відповідає енергії іонізації 2372 кДж/моль, або близько 90% від прогнозованого значення.

Чому електрони в гелії пов’язані менш щільно, ніж ядерний заряд +2 змусить нас очікувати? Відповідь полягає в тому, що слід враховувати ще один ефект: відштовхування між двома електронами; отримане електронно-електронне відштовхування віднімає від сили, що утримує електрон до ядра, зменшуючи локальне зв’язування кожного.

Електронно-електронне відштовхування є основним фактором як у спектрах, так і в хімічній поведінці елементів важче водню. Зокрема, він діє на «розрив виродження» (розщеплення енергій) орбіталів, що мають однакове значення n, але різне l.

Малюнок \(\PageIndex\) : Цифри на цій діаграмі показують енергії деяких орбіталей в атомах H, He та Li відносно 2s-2p орбіталів H. Енергії 1s орбіталей швидко падають зі збільшенням Z. Падіння енергій 2s орбіталей менше внаслідок електронно-електронного відштовхування. Орбіталі 2p мають вузол в ядрі і менше уражені Z, але більше схильні до відштовхування електронів, тому вони залишаються вищими, ніж орбіталі 2s.

На діаграмі нижче показано, як енергії s – і p -орбіталей різних головних квантових чисел розщеплюються в результаті електронно-електронного відштовхування. Зверніть увагу на контраст з аналогічною діаграмою для одноелектронних атомів у верхній частині цієї сторінки. Той факт, що електрони переважно заповнюють найбільш низькоенергетичні порожні орбіталі, є основою правил визначення електронної конфігурації елементів і структури таблиці Менделєєва.

Правила Ауфбау

Німецьке слово Aufbau означає «нарощування», і цей термін традиційно використовується для опису способу присвоєння електронів орбіталям, коли ми виконуємо уявну задачу побудови атомів елементів, що мають послідовно більші атомні номери. Роблячи це, ми фактично «нарощуємо» періодичну таблицю елементів, як ми незабаром побачимо.

• Електрони займають найменш енергетичні доступні орбіталі; орбіталі нижчої енергії заповнюються перед вищими.
• Не більше двох електронів може займати будь-яку орбіталь.
• Для більш легких елементів електрони будуть заповнювати орбіталі одного типу лише по одному електрону за раз, так що їх спини всі непарні. Вони почнуть парюватися тільки після того, як всі орбіталі заповнені наполовину. Цей принцип, який є наслідком електростатичного відштовхування між електронами, відомий як правило Гунда.
• Для перших 18 елементів, аж до того моменту, коли 3 s і 3 p рівні повністю заповнені, ця схема абсолютно проста і призводить до електронних конфігурацій, які ви, як очікується, зможете розробити для кожного з цих елементів.

Попередня діаграма ілюструє основну ідею тут. Кожна орбіталь представлена у вигляді маленької коробки, яка може вмістити до двох електронів, що мають протилежні спини, які ми позначили стрілками вгору або вниз. Електрони спочатку заповнюють коробки з найменшою енергією, так що додаткові електрони витісняються в хвильові шаблони, відповідні вищим (менш негативним) енергіям. Таким чином, на наведеній вище діаграмі «третій» електрон літію переходить в орбітальну 2s вищої енергії, надаючи цьому елементу електронну конфігурацію, яку ми пишемо 1s 2 2s 1 .

Приклад \(\PageIndex\) : Phosphorus

Яка електронна конфігурація атома фосфору, атомний номер 15?

Кількість електронів, що заповнюють орбіталі найнижчої енергії, складають:

1 с: 2 електрони, 2 с: 2 електрони; 2 р: 6 електронів, 3 с: 2 електрони. Це додає до 12 електронів. Решта три електрона йдуть в орбіталь 3 р, тому повна електронна конфігурація Р дорівнює 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 2 s 2 s 2 3 p 3 .

Енергії найвищих зайнятих орбіталів елементів: Ця діаграма ілюструє правила Ауфбау, оскільки вони застосовуються до всіх елементів. Зверніть увагу, особливо, як енергії nd орбіталей падають між (n —1) s і (n —1) p орбіталями, так, наприклад, орбіталі 3 d починають заповнюватися після заповнення орбіталі 4 s, але до того, як електрони заповнюють 4 p орбіталів. Аналогічне відношення існує і з d – і f -орбіталями.

Дуже важливо, щоб ви зрозуміли цю діаграму і як вона випливає з принципу виключення Паулі: Ви повинні мати можливість відтворити її з пам’яті до рівня 6 s, оскільки вона становить фундаментальну основу періодичної таблиці елементів.

Правила згинання

Огляд таблиці електронних конфігурацій елементів виявляє кілька явних неоднорідностей у заповненні орбіталей, як показано тут для елементів так званого першого перехідного ряду, в якому заселяються 3 d орбіталі. Ці аномалії є наслідком дуже малих енергетичних відмінностей між деякими орбіталями та зниженого електронно-електронного відштовхування, коли електрони залишаються непарними (правило Гунда), як це видно в хромі, який містить шість непарних електронів.

Інша аномалія тут – мідь, яка «повинна» мати конфігурацію зовнішньої оболонки 3 d 9 4 s 2 . Фактична конфігурація атома Cu виглядає як 3 d 10 4 s 1 . Хоча орбітальна 4 s зазвичай трохи нижче 3 d орбітальної енергії, вони настільки близькі, що взаємодія між ними, коли одна порожня, а інша не може призвести до розвороту. Детальні розрахунки, в яких розглядаються форми і щільності розподілів зарядів, передбачають, що відносні енергії багатьох орбіталей можуть обертатися таким чином. Стає ще гірше, коли f -орбіталі починають заповнюватися!

Оскільки ці відносні енергії можуть змінюватися навіть для одного і того ж атома в різних хімічних середовищах, більшість інструкторів не очікують, що ви запам’ятовуєте їх.

Ця діаграма показує, як атомні орбіталі, відповідні різним основним квантовим числам, перемежовуються один з одним при більш високих значеннях n. Фактична ситуація складніша, ніж ця; розрахунки показують, що енергії орбіталей d і f змінюються в залежності від атомного номера елемента.

Періодична таблиця

Відносні орбітальні енергії, проілюстровані вище, та принцип виключення Паулі складають фундаментальну основу періодичної таблиці елементів, яка, звичайно, була розроблена емпірично наприкінці 19 століття, задовго до того, як про електрони чули.

Малюнок \(\PageIndex\) : Структура таблиці Менделєєва

Періодична таблиця елементів умовно ділиться на розділи, звані блоками, кожен з яких позначає тип «суборбітальних» (s, p, d, f), які містять електрони найвищої енергії в якомусь конкретному елементі. Відзначимо особливо, що

• Неметалеві елементи зустрічаються тільки в р -блоці;
• Елементи d -block містять так звані перехідні елементи;
• Елементи f -block переходять між групами 3 і 4 d -блоку.

Наведена вище діаграма ілюструє зв’язок між електронними конфігураціями елементів і компонуванням періодичної таблиці. Кожен рядок, також відомий як , починається з двох елементів s-block і триває через блок p. В кінці рядків, що відповідають n >1, знаходиться елемент, що має конфігурацію p 6 , так званий . При n значеннях 2 і 3 додаються послідовності елементів d – і f.

Таблицю, наведену вище, називають довгою формою періодичної таблиці; для багатьох цілей ми можемо використовувати таблицю «короткої форми», в якій d -блок показаний під s – і p – блоком «представницькі елементи», а f -блок взагалі не відображається. Зауважте, що «довга форма» була б ще довшою, якби елементи f -block були показані там, де вони належать, між La-Hf та Ac-Db.

Схема конфігурації електрона

Електронна конфігурація атома будь-якого елемента – це кількість електронів на підрівень енергетичних рівнів атома в його основному стані . У цій зручній діаграмі представлені електронні конфігурації елементів до числа 104.

Ключові висновки: конфігурації електронів

• Електронна конфігурація атома описує те, як його електрони заповнюють підрівні, коли атом знаходиться в основному стані.
• Атоми шукають найбільш стабільну конфігурацію електронів, тому підрівні заповнені наполовину або повністю, коли це можливо.
• Замість того, щоб записувати всю електронну конфігурацію, вчені використовують скорочене позначення, яке починається із символу благородного газу перед елементом у періодичній таблиці.

Як визначити електронну конфігурацію

Щоб отримати електронну конфігурацію атомів, ви повинні знати порядок, у якому заповнюються різні підрівні. Електрони заходять на доступні підрівні в порядку зростання їх енергії. Підрівень заповнюється або наполовину заповнюється перед входом на наступний підрівень.

Наприклад, підрівень s може утримувати лише два електрони, тому 1 s заповнений гелієм (1 s 2 ). Підрівень p може утримувати шість електронів, підрівень d — 10 електронів, а підрівень f — 14 електронів. Загальноприйнятим скороченим позначенням є посилання на ядро ​​благородного газу , а не запис усієї конфігурації. Наприклад, конфігурацію магнію можна записати [Ne]3s 2 , а не 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 .

Схема конфігурації електрона

* зверніть увагу на порушення