"Химия. Профильный уровень", Габриелян О.С., Лысова Г.Г.
Электронная конфигурация показывает, как электроны атома распределены по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям. По ней можно понять, какие электроны участвуют в образовании связей и почему элементы проявляют разные свойства. Чтобы записать конфигурацию, нужно знать порядковый номер элемента, порядок возрастания энергии подуровней и правила размещения электронов. Для отдельных переходных элементов встречаются исключения, связанные с устойчивостью электронных подуровней.
Текст подготовлен нейронной сетью по теме параграфа и не заменяет учебник — важные факты и формулировки сверяйте с ним.
Электронная конфигурация — запись распределения электронов атома по энергетическим уровням и подуровням. Например, запись 1s² показывает, что на подуровне 1s находятся два электрона. Такая запись помогает увидеть строение электронной оболочки и понять, какие электроны могут участвовать в химических связях.
Энергетический уровень — совокупность электронов с близким значением энергии, обозначаемая главным квантовым числом n. Уровни нумеруют от ядра наружу: n = 1, 2, 3 и далее. Номер уровня показывает общую энергетическую область электронов, но сам по себе не задаёт точный порядок заполнения подуровней.
Электронный подуровень — часть энергетического уровня, состоящая из орбиталей одного типа: s, p, d или f. В конфигурации буква указывает тип подуровня, а верхний индекс — число электронов на нём. Это обозначение позволяет точнее описать устройство уровня и проследить заполнение электронной оболочки.
Атомная орбиталь — область наиболее вероятного нахождения электрона; на одной орбитали могут находиться не более двух электронов. Орбитали изображают условными ячейками, а электроны в них — стрелками. Такое представление нужно, чтобы различать парные и неспаренные электроны и применять правила заполнения.
Электроны в атоме обладают определённой энергией, поэтому их распределение не случайно: они занимают доступные состояния с учётом энергетической выгодности и квантовых ограничений. Состояния близкой энергии объединяются в уровни, а внутри уровня различают подуровни. Каждому подуровню соответствует определённое число орбиталей, потому что квантовые правила задают, сколько состояний данного типа возможно в атоме.
Число орбиталей на подуровне определяет, сколько электронов он может вместить: на каждой орбитали размещается максимум два электрона. У s-подуровня одна орбиталь, у p — три, у d — пять, у f — семь; значит, их вместимость равна соответственно 2, 6, 10 и 14 электронам. Обозначения s, p, d и f — краткие названия типов подуровней, а не номера уровней: например, 3p означает p-подуровень третьего уровня.
При составлении конфигурации электроны размещают по подуровням в порядке возрастания энергии: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p и далее. Энергия зависит не только от номера уровня, но и от типа подуровня, поэтому последовательность заполнения не совпадает с простым порядком номеров. Так, 4s обычно заполняется раньше 3d, хотя относится к следующему уровню: в нейтральном атоме на этом этапе состояние 4s энергетически выгоднее.
Распределение электронов ограничивают три правила. Правило наименьшей энергии требует сначала занимать более низкие по энергии подуровни, принцип Паули запрещает помещать на одной орбитали больше двух электронов с одинаковыми спинами, а правило Хунда предписывает сначала занять свободные орбитали одного подуровня по одному электрону. Такое размещение уменьшает неблагоприятное взаимодействие электронов и объясняет, почему электроны не образуют пары раньше времени.
Для нейтрального атома количество электронов равно порядковому номеру элемента, поэтому конфигурацию получают, последовательно распределяя это число по подуровням. Полную запись начинают с 1s, а в сокращённой заменяют внутреннюю часть символом предшествующего благородного газа в квадратных скобках. Электроны на внешнем уровне выделяют отдельно: они часто определяют химическое поведение элемента, хотя у переходных элементов в реакциях могут участвовать и электроны d-подуровня предпоследнего уровня.
| Подуровень | Число орбиталей | Максимальное число электронов | Форма орбиталей | Пример обозначения |
|---|---|---|---|---|
| s | 1 | 2 | Сферическая | 1s² |
| p | 3 | 6 | Гантелеобразная | 2p⁶ |
| d | 5 | 10 | В основном сложная, часто четырёхлепестковая | 3d¹⁰ |
| f | 7 | 14 | Сложная, многолепестковая | 4f¹⁴ |
Сверяйтесь с числом орбиталей, чтобы проверить максимальную вместимость: оно должно быть вдвое меньше числа электронов. Формы в таблице даны как упрощённое представление электронных облаков. Пример обозначения показывает заполненный подуровень, а верхний индекс — число его электронов.
Составим электронную конфигурацию атома серы по порядковому номеру. Порядковый номер серы равен 16, поэтому в нейтральном атоме нужно распределить 16 электронов. Заполняем подуровни в установленной последовательности, не превышая вместимость каждого.
Ответ: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴. В сокращённой записи внутреннюю конфигурацию неона можно обозначить [Ne], тогда сера записывается как [Ne] 3s² 3p⁴.
У железа порядковый номер 26, значит, у нейтрального атома 26 электронов. После заполнения первых трёх уровней оставшиеся электроны распределяются на 4s и 3d, причём заполняется 4s, а затем 3d. Орбитальная диаграмма нужна здесь, чтобы определить число неспаренных электронов.
Ответ: [Ar] 3d⁶ 4s²; четыре неспаренных электрона. Порядок записи 3d и 4s в сокращённой конфигурации может отличаться, но расположение электронов остаётся тем же.
Для хрома (Z = 24) и меди (Z = 29) простой подсчёт по обычному порядку заполнения предсказывает соответственно [Ar] 3d⁴ 4s² и [Ar] 3d⁹ 4s². Однако реально по одному электрону с 4s переходит на 3d: у хрома получается наполовину заполненный d-подуровень, у меди — полностью заполненный. Такое распределение энергетически выгоднее и придаёт подуровню дополнительную устойчивость.
Ответ: у хрома 3d⁵ 4s¹, у меди 3d¹⁰ 4s¹. Это исключения из упрощённого порядка заполнения, а не ошибка подсчёта: устойчивость подуровней объясняет перенос электрона.
Ученик считает, что номер уровня всегда совпадает с порядком заполнения подуровня. Так происходит из-за смешения двух последовательностей: уровни нумеруют по удалённости от ядра, а подуровни занимают по энергии. Проверка: сверяйте запись с рядом заполнения и помните, что 4s обычно идёт раньше 3d.
На одной орбитали размещают больше двух электронов или изображают у пары одинаковые спины. Причина ошибки — невнимание к тому, что орбиталь вмещает только два электрона, причём их спины противоположны. Проверьте каждую ячейку диаграммы: в ней должно быть не более двух стрелок, и при наличии пары стрелки направлены противоположно.
Орбитали p-, d- или f-подуровня заполняют парами до того, как заняты свободные орбитали. Такое размещение нарушает правило Хунда, которое снижает неблагоприятное взаимодействие электронов. Проверка проста: нарисуйте ячейки подуровня и сначала расставьте одинаково направленные одиночные стрелки по одной в каждую.
При составлении конфигурации иона меняют число электронов не на величину заряда или удаляют их не с того уровня. Часто забывают, что положительный заряд означает потерю электронов, а у переходных элементов при ионизации электроны обычно уходят с внешнего 4s раньше 3d. Сверьте общее число электронов с зарядом и порядковым номером; например, Fe³⁺ содержит 23 электрона, его конфигурация — [Ar] 3d⁵.
Чтобы составлять конфигурации, нужно знать строение атома, состав ядра и порядковый номер элемента: для нейтрального атома последний задаёт число электронов. Периодическая система помогает соотнести строение внешней оболочки с положением элемента и сравнить его с соседями. Сама конфигурация, в свою очередь, объясняет периодичность изменения свойств, а также особенности валентности и степеней окисления.
Знание электронных конфигураций пригодится при изучении ионов, окислительно-восстановительных реакций и координационных соединений. По распределению электронов можно понять, какие частицы образуются при потере или присоединении электронов и какие орбитали участвуют во взаимодействии. Поэтому тема связывает строение атома с химическими свойствами веществ.
Почему после 4s заполняется 3d, хотя третий уровень расположен ближе к ядру?
Электроны занимают не уровни по очереди, а подуровни в порядке возрастания их энергии. В нейтральных атомах на начальном этапе 4s имеет немного меньшую энергию, чем 3d, поэтому заполняется раньше. При образовании ионов переходных металлов электроны обычно сначала удаляются с 4s.
Как быстро определить число электронов в атоме или ионе?
В нейтральном атоме число электронов равно порядковому номеру элемента. У положительного иона нужно вычесть заряд из этого числа, а у отрицательного — прибавить величину заряда. Например, у Fe³⁺: 26 − 3 = 23 электрона.
Чем электронная конфигурация отличается от орбитальной диаграммы?
Электронная конфигурация записывает подуровни и количество электронов на них, например 2p⁴. Орбитальная диаграмма показывает заполнение каждой орбитали стрелками, которые обозначают электроны и их спины. Диаграмма позволяет наглядно увидеть, какие электроны неспаренные.
Почему на одной орбитали не может находиться больше двух электронов?
Согласно принципу Паули, в атоме не бывает двух электронов с одинаковым набором всех четырёх квантовых чисел. У двух электронов одной орбитали совпадают три квантовых числа, поэтому их спины должны быть противоположными. Третьему электрону разместиться там нельзя.
Как определить число неспаренных электронов по электронной конфигурации?
Нужно рассмотреть орбитали последнего незаполненного подуровня и распределить электроны по правилу Хунда: сначала по одному на каждую орбиталь, затем парами. Орбиталь с одним электроном даёт один неспаренный электрон, а орбиталь с парой — ни одного. Например, у железа на 3d⁶ остаются четыре неспаренных электрона.
§ 3. Электронные конфигурации атомов химических элементов
