Электронная конфигурация атома – это формула описывающая расположение электронов по различным электронным оболочкам атома химического элемента. Количество электронов в нейтральном атоме числено равно заряду ядра, а, следовательно, порядковому номеру в периодической таблице.

По мере того, как у атома увеличивается число электронов, они заполняют различные подуровни электронной оболочки атома. Каждый подуровень электронной оболочки, будучи заполненным, содержит четное число электронов:

- s-подуровень содержит единственную орбиталь, которая, согласно Паули, может содержать максимум два электрона.

- p-подуровень содержит три орбитали, и поэтому может содержать максимум 6 электронов.

- d-подуровень содержит 5 орбиталей, поэтому в нем может быть до 10 электронов.

- f-подуровень содержит 7 орбиталей, поэтому в нем может быть до 14 электронов.

Электронные орбитали нумеруются в порядке возрастания главного квантового числа (номера уровня), которое совпадает с номером периода. Заполняются орбитали по возрастанию энергии (принцип минимума энергии): 1s , 2s , 2p , 3s , 3p , 4s , 3d , 4p , 5s , 4d , 5p , 6s , 4f , 5d , 6p , 7s , 5f , 6d , 7p .Если знать порядок заполнения орбиталей и понимать, что у каждого последующего атома элемента в периодической таблице на один электрон больше, чем у предыдущего, легко заполнять их, в соответствии с количеством электронов в атоме.

В химических превращениях участвуют только электроны внешнего уровня атома – валентные электроны. Элементы, завершающие периоды периодической таблицы, инертные газы, имеющие полностью заполненные электронные орбитали, химически очень устойчивы. Чтобы записать краткую электронную конфигурацию атома А, достаточно записать в квадратных скобках химический символ ближайшего инертного газа с меньшим по сравнению с атомом А числом электронов, а затем добавить конфигурацию последующих орбитальных подуровней.

Графическое изображение электронной конфигурации демонстрирует расположение электронов по квантовым ячейкам. Квантовые ячейки следует располагать относительно друг друга, учитывая энергию орбиталей. Ячейки энергетически вырожденных орбиталей располагаются на одном уровне, более энергетически выгодные – ниже, менее выгодные – выше. В таблице изображена электронная конфигурация атома мышьяка. Заполненные, как и наполовину заполненные d- подуровни, имеют более низкую энергию орбиталей, чем s- подуровни, поэтому нарисованы ниже. В таблице 2 представлена конфигурация для атома мышьяка.

Таблица 2. Электронная конфигурация атома мышьяка As

Существуют исключения электронных конфигураций атомов в основным энергетическим состоянием, например: Cr (3d 5 4s 1); Cu (3d 10 4s 1); Mo (4d 5 5s 1); Ag (4d 10 5s 1); Au (4f 14 5d 10 6s 1 .

Химическая связь

Свойства вещества определяются его химическим составом, порядком соединения атомов в молекулы и кристаллические решетки и их взаимным влиянием. Электронное строение каждого атома предопределяет механизм образования химических связей, ее тип и характеристики.

Электронная конфигурация атома – показывает распределение ē по энерг. уровням и подуровням.

1s 1 ←число ē с данной формой облака

↖ форма электронного облака

энерг.уровня

Графические электронные формулы (изображения электронной структуры атома) –

показывает распределение ē по энерг. уровням, подуровням и орбиталям.

I период: +1 Н

Где - ē, ↓ - ē с антипараллельными спинами, орбиталь.

При записи графической электронной формулы следует помнить правило Паули и правило Хундда « Если в пределах одного подуровня имеется несколько свободных орбиталей, то ē размещаются каждый на отдельной орбитали и лишь при отсутствии свободных орбиталей объединяются в пары».

(Работа с электронными и графическими электронными формулами).

Напр., H +1 1s 1 ; He +2 1s 2 ; Li +3 1s 2 2s 1 ; Na +11 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 ; Ar +18 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 ;

I период: водород и гелий – s-элементы , у них заполняется электронами s-орбиталь.

II период: Li и Be – s-элементы

B, С, N, O, F, Ne – р-элементы

В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы делят на 4 электронных семейства или блока:

1) s-элементы– у них заполняется ē-ми s-подуровень внешнего слоя атома; к ним относятся водород, гелий и эл-ты гл.п/гр. I и IIгрупп.

2) р-элементы – у них заполняется электронамир-подуровень внешнего уровня атома; к ним относят элементы гл.п/гр. III - VIIIгрупп.

3) d-элементы – у них заполняется электронами d-подуровень предвнешнего уровня атома; к ним относятся эл-ты побоч.п/гр. . I- VIII групп,т.е. эл-ты вставных декад больших периодов, распложенные между s- и р-элементами, их также называют переходными элементами.

4) f-элементы - у них заполняется электронами f-подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды (4f-элементы) и актиноиды (5f-элементы).

У атомов меди и хрома происходит «провал» ē с 4s- на 3d-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций 3d 5 и 3d 10:

29 Cu 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 24 Cr 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5

Экспериментально доказано, что состояния атомов, при которых p-, d-, f-орбитали заполнены наполовину (p 3 , d 5 , f 7), целиком (p 6 , d 10 , f 14) или свободны, обладают повышенной устойчивостью. Этим объясняются переходы – «провалы» - электронов между близкорасположенными орбиталями. Те же отклонения наблюдаются у аналога хрома – молибдена, а также у элементов подгруппы меди – серебра и золота. Уникален в этом отношении палладий, у атома которого 5s-электронывообще отсутствуют и который имеет след. Конфигурацию: 46 Pd 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4р 6 5s 0 4d 10 .

Вопросы для самоконтроля

1. Что такое электронное облако?

2. Чем отличается 1s-орбиталь от 2s-орбитали?

3. Что такое главное квантовое число? Как оно соотносится с номером периода?

4. Что такое подуровень и как это понятие соотносится с номером периода?

5. Составить электронные конфигурации атомов элементов 4-6 периода ПСХЭ.

6. Составить электронную конфигурацию атомов магния и неона.

7. Определить какому атому принадлежит электронная конфигурация 1S 2 2S 2 2p 6 3S 1 , 1S 2 2S 2 2p 6 3S 2 , 1S 2 2S 2 2p 4 , 1S 2 2S 1

ПЛАН ЗАНЯТИЯ № 7

Дисциплина: Химия.

Тема:

Цель занятия: Изучить механизмы образования ионной и ковалентной связи, рассмотреть ионные, атомные и молекулярные кристаллические решетки.

Планируемые результаты

Предметные: владение основополагающими химическими понятиями: химическая связь, ионы, кристаллические решетки, уверенное пользование химической терминологией и символикой; сформированность умения давать количественные оценки и производить расчеты по химическим формулам и уравнениям;

Метапредметные: использование различных видов познавательной деятельности и основных интеллектуальных операций: составление электронных конфигураций атомов химических элементов.

Личностные: умение использовать достижения современной химической науки и химических технологий для повышения собственного интеллектуального развития в выбранной профессиональной деятельности;

Норма времени: 2 часа

Вид занятия: Лекция.

План занятия:

1. Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.

2. Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки.

3. Ионные кристаллические решетки. Свойства веществ с ионным типом кристаллической решетки.

4. Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный).

5. Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Кратность ковалентной связи.

6. Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с молекулярными и атомными кристаллическими решетками.

Оснащение: Модели кристаллических решеток, учебник, периодическая система химических элементов Д.И.Менделеева.

Литература:

1. Химия 11 класс: учеб. для общеобразоват. организаций Г.Е. Рудзитис, Ф.Г. Фельдман. – М.:Просвещение, 2014. -208 с.: ил..

2. Химия для профессий и специальностей технического профиля: учебник для студ. учреждений сред. проф. образования / О.С.Габриелян, И.Г. Остроумов. – 5 - изд., стер. – М.: Издательский центр «Академия», 2017. – 272с., с цв. ил.

Преподаватель: Тубальцева Ю.Н.

Тема 7. Ионная и ковалентная химическая связь.

1) Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.

2) Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки.

3) Ионные кристаллические решетки. Свойства веществ с ионным типом кристаллической решетки.

4) Механизм образования ковалентной связи (обменный и донорно-акцепторный).

5) Электроотрицательность. Ковалентные полярная и неполярная связи. Кратность ковалентной связи.

6) Молекулярные и атомные кристаллические решетки. Свойства веществ с молекулярными и атомными кристаллическими решетками.

Катионы, их образование из атомов в результате процесса окисления. Анионы, их образование из атомов в результате процесса восстановления. Ионная связь, как связь между катионами и анионами за счет электростатического притяжения.

Химическая связь - это взаимодействие атомов, обусловливающее устойчивость химической частицы или кристалла как целого. Химическая связь образуется за счет электростатического взаимодействия между заряженными частицами: катионами и анионами, ядрами и электронами. При сближении атомов начинают действовать силы притяжения между ядром одного атома и электронами другого, а также силы отталкивания между ядрами и между электронами. На некотором расстоянии эти силы уравновешивают друг друга, и образуется устойчивая химическая частица.

При образовании химической связи может произойти существенное перераспределение электронной плотности атомов в соединении по сравнению со свободными атомами. В предельном случае это приводит к образованию заряженных частиц - ионов (от греческого "ион" - идущий).

Взаимодействие ионов:

Если атом теряет один или несколько электронов, то он превращается в положительный ион - катион (в переводе с греческого - "идущий вниз). Так образуются катионы водорода Н + , лития Li + , бария Ва 2+ . Приобретая электроны, атомы превращаются в отрицательные ионы - анионы (от греческого "анион" - идущий вверх). Примерами анионов являются фторид ион F − , сульфид-ион S 2− .

Катионы и анионы способны притягиваться друг к другу. При этом возникает химическая связь, и образуются химические соединения. Такой тип химической связи называется ионной связью:

Ионная связь, как правило, возникает между атомами типичных металлов и типичных неметаллов. Характерным свойством атомов металлов является то, что они легко отдают свои валентные электроны, тогда как атомы неметаллов способны легко их присоединять.

Рассмотрим возникновение ионной связи, например, между атомами натрия и атомами хлора в хлориде натрия NaCl.

Отрыв электрона от атома натрия приводит к образованию положительно заряженного иона – катиона натрия Na + .

Присоединение электрона к атому хлора приводит к образованию отрицательно заряженного иона – аниона хлора Cl - .

Между образовавшимися ионами Na + и Cl - , имеющими противоположный заряд, возникает электростатическое притяжение, в результате которого образуется соединение – хлорид натрия с ионным типом химической связи.

Ионная связь – это химическая связь, которая осуществляется за счет электростатического взаимодействия противоположно заряженных ионов.

Таким образом, процесс образования ионной связи сводится к переходу электронов от атомов натрия к атомам хлора с образованием противоположно заряженных ионов, имеющих завершенные электронные конфигурации внешних слоев.

1. Атомы металлов, отдавая внешние электроны, превращаются в положительные ионы:

где n - число электронов внешнего слоя атома, соответствующее номеру группы химического элемента.

2. Атомы неметаллов, принимая электроны, недостающие до завершения внешнего электронного слоя , превращаются в отрицательные ионы:

3. Между разноимённо заряженными ионами возникает связь, которая называется ионной.

2. Классификация ионов: по составу, знаку заряда, наличию гидратной оболочки.

Классификация ионов:

1. По знаку заряда: катионы (положительные, K+, Ca2+, H+) и анионы (отрицательные, S2-, Cl-, I-).
2. По составу: сложные ( , ) и простые (Na+, F-)

©2015-2019 сайт
Все права принадлежать их авторам. Данный сайт не претендует на авторства, а предоставляет бесплатное использование.
Дата создания страницы: 2017-12-12

Электронная конфигурация атома - это численное представление его электронных орбиталей. Электронные орбитали - это области различной формы, расположенные вокруг атомного ядра, в которых математически вероятно нахождение электрона. Электронная конфигурация помогает быстро и с легкостью сказать, сколько электронных орбиталей есть у атома, а также определить количество электронов, находящихся на каждой орбитали. Прочитав эту статью, вы освоите метод составления электронных конфигураций.

1. Найдите атомный номер вашего атома. Каждый атом имеет определенное число электронов, связанных с ним. Найдите символ вашего атома в таблице Менделеева. Атомный номер - это целое положительное число, начинающееся от 1 (у водорода) и возрастающее на единицу у каждого последующего атома. Атомный номер - это число протонов в атоме, и, следовательно, это еще и число электронов атома с нулевым зарядом.
2. Определите заряд атома. Нейтральные атомы будут иметь столько же электронов, сколько показано в таблице Менделеева. Однако заряженные атомы будут иметь большее или меньшее число электронов - в зависимости от величины их заряда. Если вы работаете с заряженным атомом, добавляйте или вычитайте электроны следующим образом: добавляйте один электрон на каждый отрицательный заряд и вычитайте один на каждый положительный.
   • Например, атом натрия с зарядом -1 будет иметь дополнительный электронв добавок к своему базовому атомному числу 11. Иначе говоря, в сумме у атома будет 12 электронов.
3. Запомните базовый список орбиталей. По мере того, как у атома увеличивается число электронов, они заполняет различные подуровни электронной оболочки атома согласно определенной последовательности. Каждый подуровень электронной оболочки, будучи заполненным, содержит четное число электронов. Имеются следующие подуровни:
   • s-подуровень (любое число в электронной конфигурации, которое стоит перед буквой "s") содержит единственную орбиталь, и, согласноПринципу Паули , одна орбиталь может содержать максимум 2 электрона, следовательно, на каждом s-подуровне электронной оболочки может находиться 2 электрона.
   • p-подуровень содержит 3 орбитали, и поэтому может содержать максимум 6 электронов.
   • d-подуровень содержит 5 орбиталей, поэтому в нем может быть до 10 электронов.
   • f-подуровень содержит 7 орбиталей, поэтому в нем может быть до 14 электронов.
4. Разберитесь в записи электронной конфигурации. Электронные конфигурации записываются для того, чтобы четко отразить количество электронов на каждой орбитали. Орбитали записываются последовательно, причем количество атомов в каждой орбитали записывается как верхний индекс справа от названия орбитали. Завершенная электронная конфигурация имеет вид последовательности обозначений подуровней и верхних индексов.
   • Вот, например, простейшая электронная конфигурация:1s 2 2s 2 2p 6 . Эта конфигурация показывает, что на подуровне 1s имеется два электрона, два электрона - на подуровне 2s и шесть электронов на подуровне 2p. 2 + 2 + 6 = 10 электронов в сумме. Это - электронная конфигурация нейтрального атома неона (атомный номер неона -10).
5. Запомните порядок орбиталей. Имейте в виду, что электронные орбитали нумеруются в порядке возрастания номера электронной оболочки, но располагаются по возрастанию энергии. Например, заполненная орбиталь 4s 2 имеет меньшую энергию (или менее подвижна), чем частично заполненная или заполненная 3d 10 , поэтому сначала записывается орбиталь 4s. Как только вы будете знать порядок орбиталей, вы сможете с легкостью заполнять их в соответствии с количеством электронов в атоме. Порядок заполнения орбиталей следующий:
6. 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.

• Электронная конфигурация атома, в котором заполнены все орбитали, будет иметь следующий вид:

1s 2

2s 2 2p 6

3s 2 3p 6

4s 2 3d 10 4p 6

5s 2 4d 10 5p 6

6s 2 4f 14 5d 10 6p 6

7s 2 5f 14 6d 10 7p 6

• Обратите внимание, что приведенная выше запись, когда заполнены все орбитали, является электронной конфигурацией элемента Uuo (унуноктия) 118, атома периодической системы с самым большим номером. Поэтому данная электронная конфигурация содержит все известные в наше время электронные подуровни нейтрально заряженного атома.

Заполняйте орбитали согласно количеству электронов в вашем атоме. Например, если мы хотим записать электронную конфигурацию нейтрального атома кальция, мы должны начать с поиска его атомного номера в таблице Менделеева. Его атомный номер - 20, поэтому мы напишем конфигурацию атома с 20 электронами согласно приведенному выше порядку.

• Заполняйте орбитали согласно приведенному выше порядку, пока не достигнете двадцатого электрона. На первой 1s орбитали будут находится два электрона, на 2s орбитали - также два, на 2p - шесть, на 3s - два, на 3p - 6, и на 4s - 2 (2 + 2 + 6 +2 +6 + 2 = 20.) Иными словами, электронная конфигурация кальция имеет вид:1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 .
• Обратите внимание: орбитали располагаются в порядке возрастания энергии. Например, когда вы уже готовы перейти на 4-й энергетический уровень, то сначала записывайте 4s орбиталь, азатем 3d. После четвертого энергетического уровня вы переходите на пятый, на котором повторяется такой же порядок. Это происходит только после третьего энергетического уровня.

Используйте таблицу Менделеева как визуальную подсказку. Вы, вероятно, уже заметили, что форма периодической системы соответствует порядку электронных подуровней в электронных конфигурациях. Например, атомы во второй колонке слева всегда заканчиваются на "s 2 ", а атомы на правом краю тонкой средней части оканчиваются на "d 10 " и т.д. Используйте периодическую систему как визуальное руководство к написанию конфигураций - как порядок, согласно которому вы добавляете к орбиталям соответствует вашему положению в таблице. Смотрите ниже:

• В частности, две самые левые колонки содержат атомы, чьи электронные конфигурации заканчиваются s-орбиталями, в правом блоке таблицы представлены атомы, чьи конфигурации заканчиваются p-орбиталями, а в нижней части атомы заканчиваются f-орбиталями.
• Например, когда вы записываете электронную конфигурацию хлора, размышляйте следующим образом: "Этот атом расположен в третьем ряду (или "периоде") таблицы Менделеева. Также он располагается в пятой группе орбитального блока p периодической системы. Поэтому, его электронная конфигурация будет заканчиваться на...3p 5
• Обратите внимание - элементы в области орбиталей d и f таблицы характеризуются энергетическими уровнями, которые не соответствуют периоду, в котором они расположены. Например, первый ряд блока элементов с d-орбиталями соответствует 3d орбиталям, хотя и располагается в 4 периоде, а первый ряд элементов с f-орбиталями соответствует орбитали 4f, несмотря на то, что он находится в 6 периоде.

Выучите сокращения написания длинных электронных конфигураций. Атомы на правом краю периодической системы называютсяблагородными газами. Эти элементы химически очень устойчивы. Чтобы сократить процесс написания длинных электронных конфигураций, просто записывайте в квадратных скобках химический символ ближайшего благородного газа с меньшим по сравнению с вашим атомом числом электронов, а затем продолжайте писать электронную конфигурацию последующих орбитальных уровней. Смотрите ниже:

• Чтобы понять эту концепцию, полезно будет написать пример конфигурации. Давайте напишем конфигурацию цинка (атомный номер 30), используя сокращение, включающее благородный газ. Полная конфигурация цинка выглядит так: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 . Однако мы видим, что 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 - это электронная конфигурация аргона, благородного газа. Просто замените часть записи электронной конфигурации цинка химическим символом аргона в квадратных скобках (.)
• Итак, электронная конфигурация цинка, записанная в сокращенном виде, имеет вид:4s 2 3d 10 .

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.

Электронная конфигурация химических элементов - это отслеживание месторасположения электронов в его атомах. Электроны могут находиться в оболочках, подоболочках и на орбиталях. От распределения электронов зависит валентность элемента, его химическая активность и способность вступать во взаимодействие с другими веществами.

Как записывается электронная конфигурация

Расположение атомов обычно записывается для тех частиц химических элементов, которые находятся в основном состоянии. Если атом возбужден, запись будет называться возбужденной конфигурацией. Определение электронной конфигурации, применимой в том или ином случае, зависит от трех правил, которые справедливы для атомов всех химических элементов.

Принцип заполнения

Электронная конфигурация атома должна соответствовать принципу заполнения, согласно которому электроны атомов заполняют орбитали по возрастающей - от низшего энергетического уровня к высшему. Низшие орбитали любого атома всегда заполняются в первую очередь. Потом электроны заполняют существующие орбитали второго энергетического уровня, затем орбиталь s, а лишь в конце - орбиталь p-подуровня.

На письме электронная конфигурация химических элементов передается формулой, в которой рядом с наименованием элемента указывают комбинацию чисел и литер, соответствующую положению электронов. Верхний показатель обозначает количество электронов на данных орбиталях.

Например, атом водорода обладает единственным электроном. Согласно принципу заполнения, этот электрон находится на s-орбитали. Таким образом, электронная конфигурация водорода будет равна 1s1.

Принцип запрета Паули

Второе правило заполнения орбиталей является частным случаем более обобщенного закона, который открыл швейцарский физик Ф. Паули. Согласно этому правилу, в любом химическом элементе нет пары электронов, имеющих одинаковый набор квантовых чисел. Поэтому на любой орбитали одновременно могу находиться не более двух электронов, и то лишь только в случае, если они имеют неодинаковые спины.

Принцип запрета Паули может быть рассмотрен на конкретном примере. Электронная конфигурация атома бериллия может быть записана, как 1s 2 2s 2 . При попадании в атом кванта энергии атом переходит в возбужденное состояние. Это может быть записано так:

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

Если сравнить электронные конфигурации бериллия в обычном и возбужденном состоянии, можно заметить, что число неспаренных электронов у них неодинаковое. Электронная конфигурация бериллия показывает отсутствие неспаренных электронов в обычном состоянии. После попадания в атом кванта энергии появляются два неспаренных электрона.

В принципе, в любом химическом элементе электроны могут переходить на орбитали с более высокими энергиями, но для химии представляют интерес лишь те переходы, которые осуществляются между подуровнями с близкими значениями энергий.

Объяснить эту закономерность можно следующим образом. Образование химической связи всегда сопровождается выделением энергии, потому что атомы переходят в энергетически выгодное состояние. Распаривание электронов на одном энергетическом уровне несет в себе такие затраты энергии, какие вполне компенсируются после образования химической связи. Энергетические затраты на распаривание электронов разных химических уровней оказываются настолько велики, что химическая связь не в состоянии их компенсировать. Если нет химического партнера, возбужденный атом выделяет квант энергии и возвращается в нормальное состояние - этот процесс ученые называют релаксацией.

Правило Гунда

Электронная конфигурация атома подчиняется закону Гунда, согласно которому заполнение орбиталей одной подоболочки начинается электронами, имеющими одинаковый спин. Лишь после того, как все одиночные электроны займут установленные орбитали, к ним присоединяются заряженные частички с противоположным спином.

Правило Гунда наглядно подтверждает электронная конфигурация азота. Атом азота имеет 7 электронов. Электронная конфигурация этого химического элемента выглядит так: ls22s22p3. Все три электрона, которые располагаются на 2р-подоболочке, должны находиться поодиночке, занимая каждую из трех 2-р орбиталей, и все спины при этом у них должны быть параллельны.

Эти правила помогают не только понять, чем обусловлена электронная конфигурация элементов периодической системы, но и понять процессы, происходящие внутри атомов.