Электронные конфигурации атомов

Распределение электронов по различным атомным орбиталям называют электронной конфигурацией атома. Электронная конфигурация с наименьшей энергией соответствует основному состоянию атома, остальные конфигурации относятся к возбужденным состояниям.

Электронную конфигурацию атома изображают двумя способами – в виде электронных формул и электронографических диаграмм. При написании электронных формул используют главное и орбитальное квантовые числа. Подуровень обозначают с помощью главного квантового числа (цифрой) и орбитального квантового числа (соответствующей буквой). Число электронов на подуровне характеризует верхний индекс. Например, для основного состояния атома водорода электронная формула: 1 s ¹.

Более полно строение электронных уровней можно описать с помощью электронографических диаграмм, где распределение электронов по подуровням представляют в виде квантовых ячеек. Орбиталь в этом случае принято условно изображать квадратом, около которого проставлено обозначение подуровня. Подуровни на каждом уровне должны быть немного смещены по высоте, так как их энергия несколько различается. Электроны обозначают стрелками в зависимости от знака спинового квантового числа. Электронографическая диаграмма атома водорода:

1 s

↑

Принцип построения электронных конфигураций многоэлектронных атомов состоит в добавлении протонов и электронов к атому водорода. Распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням подчиняется рассмотренным ранее правилам.

С учетом структуры электронных конфигураций атомов все известные элементы в соответствии со значением орбитального квантового числа последнего заполняемого подуровня можно разбить на четыре группы: s -элементы,
р -элементы, d -элементы, f -элементы.

Элементы, в атомах которых последними заполняются s -орбитали, называются s - элементами. Элементы, в атомах которых последними заполняются
p -орбитали, называются p - элементами. Элементы, в атомах которых последними заполняются d -орбитали, называются d - элементами. Элементы, в атомах которых последними заполняются f -орбитали, называются f - элементами.

В атоме гелия Не (Z = 2) второй электрон занимает l s-орбиталь, его электронная формула: 1 s ². Электронографическая диаграмма:

1 s

↑↓

Гелием заканчивается первый самый короткий период Периодической системы элементов. Электронную конфигурацию гелия обозначают [Не].

Второй период открывает литий Li (Z = 3), его электронная формула:
[Не] 2 s ¹. Электронографическая диаграмма:

↑		2 p
2 s

После лития следует бериллий Be (Z = 4), в котором дополнительный электрон заселяет 2 s -орбиталь. Электронная формула Be: [He] 2 s ²

↑↓
2 s			2 p

В основном состоянии следующий электрон бора В (Z = 5) занимает
2 р -орбиталь, В: l s ²2 s ²2p¹; его электронографическая диаграмма:

↑↓		↑
2 s			2 p

Следующие пять элементов имеют электронные конфигурации:

C(Z=6):[He]2 s 22 p 2		N(Z=7):[He]2 s 22 p 3
↑↓		↑	↑			↑↓		↑	↑	↑
2 s			2 p			2 s			2 p
O(Z=8):[He]2 s 22 p 4		F(Z=9):[He]2 s 22 p 5
↑↓		↑↓	↑	↑		↑↓		↑↓	↑↓	↑
2 s			2 p			2 s			2 p
Ne(Z=10):[He]2 s 22 p 6
↑↓		↑↓	↑↓	↑↓
2 s			2 p

Приведенные электронные конфигурации определяются правилом Хунда.

Первый и второй энергетические уровни неона полностью заполнены. Обозначим его электронную конфигурацию [Ne] и будем использовать в дальнейшем для краткости записи электронных формул атомов элементов.

Натрий Na (Z = 11) и Mg (Z = 12) открывают третий период. Внешние электроны занимают 3 s -орбиталь:

Na (Z=11):[Ne] 3 s 1
↑
3 s			3 p					3 d
Mg (Z=12):[Ne] 3 s 2
↑↓
3 s			3 p					3 d

Затем, начиная с алюминия (Z = 13), заполняется 3 p -подуровень. Третий период заканчивается аргоном Ar (Z= 18):

Al (Z=13):[Ne] 3 s 23 p 1
↑↓		↑
3 s			3 p					3 d
Ar (Z=18):[Ne] 3 s 23 p 6
↑↓		↑↓	↑↓	↑↓
3 s			3 p					3 d

Элементы третьего периода отличаются от элементов второго тем, что у них имеются свободные 3 d -орбитали, которые могут участвовать в образовании химической связи. Это объясняет проявляемые элементами валентные состояния.

В четвертом периоде, в соответствии с правилом (п + l), у калия К (Z = 19) и кальция Са (Z = 20) электроны занимают 4 s –подуровень, а не 3 d. Начиная со скандия Sc (Z = 21) и кончая цинком Zn (Z = 30), происходит заполнение
3 d -подуровня:

Sc: [Ar] 4 s ²3 d ¹ → Zn: [Ar] 4 s ²3 d ¹⁰

Электронные формулы d-элементов можно представить в ином виде: подуровни перечисляются в порядке возрастания главного квантового числа, а при постоянном п – в порядке увеличения орбитального квантового числа. Например, для Zn такая запись будет выглядеть так: [Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ². Обе эти записи эквивалентны, но приведенные ранее электронная формула цинка правильно отражает порядок заполнения подуровней.

В ряду 3 d -элементов у хрома Cr (Z = 24) наблюдается отклонение от правила (п + l). В соответствии с этим правилом электронная конфигурация Сг должна выглядеть так: [Аг] 3 d ⁴4 s ². Установлено, что его реальная конфигурация –
[Ar] 3 d ⁵4 s ¹. Иногда этот эффект называют «провалом» электрона.

Отклонения от правила (п + l) наблюдаются и у других элементов (таблица 2.2). Это связано с тем, что с увеличением главного квантового числа различия между энергиями подуровней уменьшаются.

Далее происходит заполнение 4 р -подуровня (Ga – Кг). В четвертом периоде содержится всего 18 элементов. Аналогично происходит заполнение 5 s -, 4 d - и
5 р -подуровней у 18-ти элементов пятого периода. Отметим, что энергии 5 s - и
4 d -подуровней очень близки, и электрон с 5 s -подуровня может легко переходить на 4 d -подуровень. На 5 s -подуровне у Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag находится только один электрон. В основном состоянии 5 s -подуровень Pd не заполнен. Наблюдается «провал» двух электронов.

Таблица 2.2 – Электронная конфигурация элементов с отклонением
от правила Клечковского

Элемент	Электронная конфигурация
по правилу (n + l)	фактическая

Cr (Z=24)	[Ar] 4 s 23 d 4	4 s 13 d 5
Cu (Z=29)	[Ar] 4 s 23 d 9	4 s 13 d 10
Nb (Z=41)	[Kr] 5 s 24 d 3	5 s 14 d 4
Mo (Z=42)	[Kr] 5 s 24 d 4	5 s 14 d 5
Tc (Z=43)	[Kr] 5 s 24 d 5	5 s 14 d 6
Ru (Z=44)	[Kr] 5 s 24 d 6	5 s 14 d 7
Rh (Z=45)	[Kr] 5 s 24 d 7	5 s 14 d 8
Pd (Z=46)	[Kr] 5 s 24 d 8	5 s 04 d 10
Ag (Z=47)	[Kr] 5 s 24 d 9	5 s 14 d 10
La (Z=57)	[Xe] 6 s 24 f 15 d 0	6 s 24 f 05 d 1
Ce (Z=58)	[Xe] 6 s 24 f 25 d 0	6 s 24 f 15 d 1
Gd (Z=64)	[Xe] 6 s 24 f 85 d 0	6 s 24 f 75 d 1
Ir (Z=77)	[Xe] 6 s 24 f 145 d 7	6 s 04 f 145 d 9
Pt (Z=78)	[Xe] 6 s 24 f 145 d 8	6 s 14 f 145 d 9
Au (Z=79)	[Xe] 6 s 24 f 145 d 9	6 s 14 f 145 d 10

В шестом периоде после заполнения 6s-подуровня у цезия Cs (Z = 55) и бария Ва (Z = 56) следующий электрон, согласно правилу (п + l), должен занять
4 f -подуровень. Однако у лантана La (Z = 57) электрон поступает на 5 d -подуро-вень. Заполненный наполовину (4 f ⁷) 4 f -подуровень обладает повышенной устойчивостью, поэтому у гадолиния Gd (Z = 64), следующего за европием Eu (Z = 63), на 4 f -подуровне сохраняется прежнее количество электронов (7), а новый электрон поступает на 5 d -подуровень, нарушая правило (п + l). У тербия Tb (Z = 65) очередной электрон занимает 4 f -подуровень и происходит переход электрона с
5 d -подуровня (конфигурация 4 f ⁹6 s ²). Заполнение 4 f -подуровня заканчивается у иттербия Yb (Z = 70). Следующий электрон атома лютеция Lu занимает
5 d -подуровень. Его электронная конфигурация отличается от конфигурации атома лантана только полностью заполненным 4 f -подуровнем.

В настоящее время в Периодической системе элементов Д.И. Менделеева под скандием Sc и иттрием Y располагают иногда лютеций (а не лантан) как первый d -элемент, а все 14 элементов перед ним, включая лантан, выносят в особую группу лантаноидов за пределы Периодической системы элементов.

Химические свойства элементов определяются, главным образом, структурой внешних электронных уровней. Изменение числа электронов на третьем снаружи 4 f -подуровне слабо отражается на химических свойствах элементов. Поэтому все 4 f -элементы схожи по своим свойствам. Затем в шестом периоде происходит заполнение 5 d -подуровня (Hf – Hg) и 6 р -подуровня (Tl – Rn).

В седьмом периоде 7 s -подуровень заполняется у франция Fr (Z = 87) и радия Ra (Z = 88). У актиния наблюдается отклонение от правила (п + l), и очередной электрон заселяет 6 d -подуровень, а не 5 f. Далее следует группа элементов (Th – No) с заполняющимся 5 f -подуровнем, которые образуют семейство актиноидов.

У лоуренсия Lr (Z = 103) новый электрон поступает на 6 d -подуровень. Этот элемент иногда помещают в Периодической системе под лютецием. Седьмой период не завершен. Элементы, начиная с 104, неустойчивы и их свойства мало известны. Таким образом, с ростом заряда ядра периодически повторяются сходные электронные структуры внешних уровней. В связи с этим следует ожидать и периодического изменения различных свойств элементов.