Електронна конфігурація. Електронні формули. Орбітальні діаграми

Наше завдання – розібратися в тому, як заповнюються електронні рівні, підрівні і орбіталі в міру ускладнення атома.

Існує умовне зображення електронних рівнів і підрівнів, зване орбітальної діаграмою. На такий діаграмі орбіталі умовно зображуються квадратиками, а електрони – стрілочками. Якщо стрілочки спрямовані в різні сторони, це означає, що електрони різняться між собою особливою властивістю, яке називется спіном електрона. В даний момент для нас не важлива суть цієї властивості. Потрібен лише розуміти, що електрони можуть чимось відрізнятися один від одного.

Чим далі від ядра розташовуються рівні і підрівні, тим вище їх енергія. Для атомів, у яких мало електронів (наприклад, 3Li) рівні і підрівні розподіляються по енергії цілком логічно: 1s, потім 2s, 2p, потім 3s, 3p, 3d, потім 4s, 4p, 4d, 4f… і т.д. Правда, про це рідко згадують, тому що у «легких» атомів 3-й і 4 -й рівні порожні. Але зі зростанням числа електронів в багатоелектронних атомах всі електрони починають помітно взаємодіяти не тільки з ядром, але й один з одним. Зокрема, електрони нижніх рівнів «затуляють» електрони верхніх рівнів від впливу ядра (у фізиці це називається екрануванням). Чим далі від ядра, тим менше стає різниця між сусідніми рівнями і підрівнями. В результаті деякі верхні підрівні починають «наїжджати» один на одного. Вже в атомі вуглецю 6С (у нього 6 електронів) 3d- підрівень виявляється трохи вище по енергії, ніж 4s. Такі аномалії ще частіше зустрічаються на більш високих рівнях. Ось як виглядає порядок заповнення рівнів і підрівнів в багатоелектронних атомах (це атоми більшості елементів):

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

Немає ніякої необхідності запам’ятовувати цю послідовність. У розділі 4 ми навчимося легко витягувати її з Періодичної таблиці Д. І. Менделєєва.

** Якщо говорити більш строго, то відносне розташування підрівнів обумовлено не стільки їх більшою чи меншою енергією, скільки вимогою мінімуму повної енергії атома. Виходячи з цієї вимоги, мінімум енергії досягається у більшості атомів тоді, коли їх підрівні заповнюються в показаній вище послідовності. Але є і виключення, які ви можете знайти в таблицях “Електронні конфігурації елементів ” (див. меню зліва). Однак ці винятки рідко доводиться брати до уваги при розгляді хімічних властивостей елементів.

Користуючись рис. 2-8, ми можемо приступити до заповнення електронних рівнів атомів багатьох елементів. Як нам вже відомо, атом кожного елемента містить строго певне число електронів, яка дорівнює кількості протонів в його ядрі (тобто заряду ядра). Правила заповнення електронних оболонок наступні:

1. Спочатку з’ясовуємо, скільки всього електронів містить атом даного нас елемента. Для цього достатньо знати заряд його ядра, який, як ми побачимо в главі 4, завжди дорівнює порядковому номеру елемента в Періодичної таблиці Д. І. Менделєєва. Порядковий номер (число протонів в ядрі) в точності дорівнює і числу електронів в усьому атомі.

2. Послідовно заповнюємо орбіталі, починаючи з нижньої 1s – орбіталі, наявними електронами (рис. 2-8). При цьому не можна розташовувати на кожній орбіталі більше двох електронів.

3. Записуємо електронну формулу елемента.

Електронна формула описує розподіл електронів по енергетичних рівнях, існуючим в електронному хмарі. Такий розподіл називається також електронною конфігурацією атома.

Запис електронної формули простіше показати на конкретному прикладі. Припустимо, нам треба з’ясувати електронну формулу елемента з порядковим номером 7. В атомі такого елемента має бути 7 електронів. Заповнимо орбіталі сім’ю електронами, починаючи з нижньої 1s – орбіталі.

Отже, 2 електрона розташуються на 1s – орбіталі, ще 2 електрона – на 2s – орбіталі, а решту 3 електрона зможуть розміститися на трьох 2p – орбіталях.

Посилання на основну публікацію