Электронные и электронно-графические формулы атомов и ионов

Современная химия немыслима без точного описания того, как распределены электроны в атомах и ионах. Именно электронные конфигурации определяют характерные химические свойства элементов, их реакционную способность и возможность образования соответствующих химических соединений.

В данной статье мы подробно разберём:

• принципы составления электронных формул 一 как правильно записывать распределение электронов по энергетическим уровням и подуровням
• электронно-графические схемы 一 наглядные обозначения размещения электронов по орбиталям с учётом их спина
• специфику электронной структуры ионов 一 как изменяется электронная конфигурация при образовании катионов и анионов

В ходе химических превращений атомные ядра сохраняют свою структуру, тогда как электроны подвергаются перераспределению. Из них формируется электронная оболочка атома.

Электронная оболочка атома оказывает непосредственное влияние на химические характеристики элемента и свойства образуемых им соединений. Именно поэтому понимание теории строения атома и закономерностей распределения электронов по энергетическим уровням 一 важный шаг в изучении химии.

В современной химии для объяснения поведения электронов в атоме используется квантово-механическая модель — теория, описывающая закономерности движения микрочастиц.

Согласно этой модели электрон рассматривается как объект с дуалистической природой, сочетающий корпускулярные и волновые характеристики. С одной стороны, он обладает определенной массой и электрическим зарядом, что характерно для частицы, с другой 一 демонстрирует волновое поведение, подтверждаемое явлениями дифракции и интерференции пучков электронов.

Эта двойственная природа исключает возможность определения точной траектории электрона, позволяя лишь говорить о вероятности его нахождения в различных областях пространства вокруг атомного ядра.

Область пространства вокруг ядра атома, где вероятность обнаружения электрона превышает 90%, получила название атомной орбитали.

Графически орбиталь принято обозначать в виде квантовой ячейки: ☐.

В рамках квантовомеханического подхода, обладающего сложным математическим аппаратом, для понимания атомной структуры особое значение имеют вытекающие из теории практические выводы. Ключевым положением является то, что поведение электрона в атоме полностью определяется системой квантовых чисел. Каждый электрон характеризуется уникальной комбинацией четырёх квантовых чисел (n, l, ml и ms), где первые три числа описывают свойства атомной орбитали, а последнее 一специфические особенности самого электрона.

1. Главное квантовое число n соответствует номеру энергетического уровня (электронного слоя), на котором находится электрон, характеризует энергию энергетического уровня и размеры орбитали и может принимать любые целые значения:

Главное квантовое число, как правило, обозначается цифрами, однако в ряде случаев используют и буквенные обозначения: n = K, L, M… и так далее.

2. Орбитальное (побочное) квантовое число l определяет число форм орбиталей на данном энергетическом уровне. Если орбитали отличаются по форме, то они отличаются и по энергии, следовательно, орбитальное квантовое число определяет и число подуровней, на которые расщепляется данный энергетический уровень (чем сложнее форма орбитали, тем выше её энергия).

Для каждого конкретного значения главного квантового числа n, орбитальное квантовое число l может принимать следующие допустимые значения:

Орбитальное квантовое число обычно обозначается буквами, соответствующими типам атомных орбиталей:

3. Магнитное квантовое число ml характеризует ориентацию орбитали в пространстве относительно магнитного поля и определяет число орбиталей данной формы на данном энергетическом подуровне.

Каждому значению орбитального квантового числа l соответствует определённый набор магнитных квантовых чисел ml, принимающих значения от –l до +l, включая ноль:

или

4. Спиновое квантовое число ms определяет собственный магнитный момент электрона и может принимать два значения для каждого значения магнитного квантового числа +1/2 и -1/2, следовательно, на одной орбитали любой формы максимально могут находиться два электрона с разными спинами.

Электроны с противоположными спинами принято обозначать стрелками, направленными в разные стороны: ↑ и ↓.

Энергетический уровень с определённым значением n включает n подуровней, n² атомных орбиталей и способен вместить максимум 2n² электронов.

Электронная формула (конфигурация) атома элемента 一 обозначение распределения его электронов по уровням и подуровням, например:

$ ^{23}\text{Na} \ 1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 \ \text{или} \ [\text{Ne}]3s^1. $

Графическая электронная формула атома элемента 一 изображение структуры электронной оболочки атома с распределением электронов по орбиталям с соответствующими им спинами с помощью квантовых ячеек.

Заполнение атомных орбиталей электронами подчиняется следующим правилам:

1. Принцип запрета Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел. Поэтому на одной орбитали может находиться не более двух электронов, причем с разными значениями спинового квантового числа ms.

Когда два электрона находятся на одной атомной орбитали, говорят, что они являются спаренными (по-другому 一 неподелённая электронная пара)
и графически обозначают их так: .

Напротив, одиночный электрон на орбитали считается неспаренным
и изображается: .

2. Правило Хунда: в основном состоянии в пределах одного подуровня атом должен иметь максимально возможное число неспаренных электронов, поэтому на орбиталях данного подуровня располагается сначала по одному электрону с положительным спином, а затем по второму электрону с противоположным спином.

Основное состояние атома 一 наиболее устойчивое состояние, в котором электроны занимают орбитали с наименьшей энергией.

3. Принцип наименьшей энергии: электроны заполняют электронные орбитали в порядке увеличения их энергии.

4. Правило Клечковского: заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), при одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением n.

Определим порядок заполнения для 4s- и 3d-орбиталей.

4s: n + l = 4 + 0 = 4

3d: n + l = 3 + 2 = 5

Поскольку (n + l) для 4s-орбитали меньше, чем (n + l) для 3d-орбиталей, то сначала заполняется 4s-, а только потом 3d-орбитали.

Порядок заполнения подуровней следующий: 1s2 < 2s2 < 2p6 < 3s2 < 3p6 < 4s2 < 3d10 < 4p6 < 5s2 < 4d10 < 5p6 < 6s2 < 4f14 ≤ 5d10 < 6p6 < 7s2 < 5f14 ≤ 6d10< 7p6.

Для ЕГЭ достаточно знать порядок заселения подуровней электронами для элементов 1-4 периодов:

Применяя описанные принципы заполнения орбиталей, можно точно определять электронную структуру атома любого химического элемента в его основном (наиболее стабильном) энергетическом состоянии.

Анализируя структуру первого энергетического уровня (период 1), можно выделить следующие его особенности:

– орбитальное квантовое число имеет только одно возможное значение:

l = n — 1 = 0 (s-подуровень)

– отсутствует расщепление на подуровни из-за единственной возможной формы орбитали

ml = ±l = 0 (одна s-орбиталь)

ms = +1/2, -1/2 (максимальное число электронов 2n2 = 2 ∙ 12 = 2)

Вывод: первый энергетический уровень характеризуется наличием единственной s-орбитали сферической формы, способной вместить не более двух электронов с противоположными спинами.

Сколько элементов в первом периоде? Два элемента!

Запись вида 1s1 (читается «один-эс-один») и 1s2 («один-эс-два») является электронной формулой атома, где верхний индекс обозначает количество электронов на s-подуровне первого энергетического уровня.

Схематические изображения типа и называются электронно-графическими формулами атомов.

При анализе второго энергетического уровня (период 2) выявляются следующие характеристики:

– значения, которые принимает орбитальное квантовое число:

l = 0 (s-подуровень) и l = n — 1 = 2 — 1 = 1 (p-подуровень)

– наличие двух типов орбиталей: сферических s-орбиталей и гантелеобразных p-орбиталей

– уровень расщепляется на два подуровня (s и p)

– общее количество орбиталей:

n2 = 22 = 4

Каждое отдельное значение орбитального квантового числа порождает свой набор магнитных квантовых чисел:

l = 0 ⇒ ml = ±l = 0 (одна s-орбиталь)

l = 1 ⇒ ml = ±l = ±1 = -1, 0, 1 (три р-орбитали)

Начиная со второго энергетического уровня, три p-орбитали способны вместить до шести электронов, поскольку каждая отдельная орбиталь согласно принципу Паули может содержать не более двух электронов с антипараллельными спинами (↑↓).

Вывод: второй энергетический уровень демонстрирует более сложную структуру, чем первый 一 он расщепляется на s- и p-подуровни, включая в общей сложности четыре орбитали (одну сферическую s-орбиталь и три гантелеобразные p-орбитали). Максимальная электронная ёмкость уровня составляет восемь электронов, распределенных следующим образом: два электрона на s-орбитали и по два электрона на каждой из трех p-орбиталей, что соответствует общей формуле 2n2 = 2 ∙ 22 = 8.

Сколько элементов во втором периоде? Восемь элементов!

Строение третьего энергетического уровня (период 3):

– возможные значения орбитального квантового числа:

l = 0 (s-подуровень), l = 1 (p-подуровень) и l = n — 1 = 3 — 1 = 2 (d-подуровень)

– наличие трёх типов орбиталей и расщепление уровня на три подуровня (s, p и d)

– общее количество орбиталей:

n2 = 32 = 9

Снова каждое отдельное значение орбитального квантового числа порождает свой набор магнитных квантовых чисел:

l = ±l = 0 ⇒ ml = 0 (одна s-орбиталь)

l = ±l = ±1 ⇒ ml = -1, 0, 1 (три р-орбитали)

l = ±l = ±2 ⇒ ml = -2, -1, 0, 1, 2 (пять d-орбиталей)

Вывод: третий энергетический уровень расщепляется на три подуровня (s, p и d) и содержит в общей сложности девять орбиталей (одну s-орбиталь, три p-орбитали и пять d-орбиталей). Максимальная электронная ёмкость уровня достигает восемнадцати электронов, распределённых следующим образом: два электрона занимают s-орбиталь, шесть 一 p-орбитали и десять 一 d-орбитали, что полностью описывается формулой 2n2 = 2 ∙ 32 = 18.

Сколько элементов в третьем периоде? Восемь! А где ещё десять?

Строение четвертого энергетического уровня (период 4):

– возможные значения орбитального квантового числа:

l = 0 (s-подуровень), l = 1 (p-подуровень), l = 2 (d-подуровень) и l = n — 1 = 4 — 1 = 3 (f-подуровень)

– четыре подуровня (s, p, d и f) ввиду расщепления

– общее количество орбиталей:

n2 = 42 = 16

Каждое отдельное значение орбитального квантового числа порождает свой набор магнитных квантовых чисел:

l = 0 ⇒ ml = ±l = 0 一 одна s-орбиталь

l = 1 ⇒ ml = ±l = -1, 0, 1 一 три р-орбитали

l = 2 ⇒ ml = ±l = ±2 = -2, -1, 0, 1, 2 一 пять d-орбиталей

l = 3 ⇒ ml = -±l = ±3 = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 一 семь f-орбиталей

f-элементы и их электронные конфигурации не встречаются в заданиях ЕГЭ, поэтому их рассмотрение мы опустим.

При переходе к элементам четвёртого периода, после кальция Ca, у которого полностью заполнена 4s-орбиталь, в соответствии с правилом Клечковского начинают заполняться 3d-орбитали.

У элементов четвёртого периода, начиная со скандия Sc и заканчивая цинком Zn, происходит последовательное заполнение 3d-орбиталей. Это объясняет наличие 10 дополнительных элементов в этом периоде 一 в атомах указанных элементов электроны до конца заполняют третий энергетический уровень. Таким образом, существует закономерность: номер заполняемого d-подуровня всегда на единицу меньше номера соответствующего периода.

Ключевым аспектом при распределении электронов по орбиталям является соблюдение принципа минимума энергии: электроны в первую очередь занимают те орбитали, которые лежат по энергии ниже остальных. Это объясняет, почему 4s-подуровень, обладая меньшей энергией относительно 3d-подуровня, начинает заполняться раньше, несмотря на то, что относится к большему значению главного квантового числа. Именно эта особенность определяет порядок распределения электронов у элементов четвёртого периода.

В атомах элементов от скандия Sc до цинка Zn 4s-подуровень является внешним подуровнем, а 3d-подуровень 一 предвнешним.

Заполнение электронами 3d-подуровня от скандия Sc до хрома Cr подчиняется правилу Хунда (максимальное количество неспаренных электронов), однако в случае с атомом хрома более выгодным оказывается состояние наполовину заполненного 3d-подуровня (3d5), чего можно достичь распариванием электронов с вышележащей по энергии 4s-орбитали 一 это явление известно как проскок электрона:

$ ^{24}\text{Cr } 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{5}4s^{1} $

Проскок электрона 一 отклонение от типичного порядка заполнения электронных оболочек, возникающее в тех случаях, когда такая «нестандартная» конфигурация обеспечивает атому более устойчивое и энергетически выгодное состояние по сравнению с конфигурацией, соответствующей общим правилам.

Полузаполненные и полностью заполненные подуровни обладают большей энергетической стабильностью по сравнению с промежуточными конфигурациями, где орбитали заполнены частично. На пяти 3d-орбиталях атома хрома Cr электроны размещены по одному 一 полузаполненная d-оболочка, а на пяти 3d-орбиталях атома меди Cu размещены пары электронов — заполненная d-оболочка (3d10):

$ ^{29}\text{Cu } 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{10}4s^{1} $

Стоит отметить, что у элементов от скандия Sc до цинка Zn 4s-электроны, обладая более высокой энергией, фактически расположены дальше от ядра, формируя внешний электронный слой. В то же время электроны 3d-подуровня являются предвнешими, так как они располагаются по энергии под внешними электронами 4s-подуровня.

Таким образом, у атомов элементов от скандия Sc до меди Cu валентными считаются как внешние 4s-электроны, так и 3d-электроны предвнешнего уровня, поскольку оба этих типа электронов могут участвовать в образовании химических связей.

Обычно количество валентных электронов соответствует номеру группы и определяется суммой 4s- и 3d-электронов. Однако у элементов от железа Fe до меди Cu это соотношение нарушается из-за особенностей их химических свойств. В случае цинка Zn и внешними, и валентными электронами являются электроны 4s-подуровня: только они принимают участие в образовании химических связей, поскольку 3d-подуровень полностью заполнен и находится ниже по энергии, чем 4s-подуровень.

Анализ приведённых выше электронных конфигураций позволяет сделать следующие выводы:

1. Число заполненных энергетических уровней в атомах элементов одного периода одинаково и соответствует номеру периода.

2. Каждый период начинается с двух элементов, у которых заполняется s-подуровень внешнего уровня. Эти элементы стали называться s-элементами. Первый период содержит только два элемента и включает исключительно s-элементы.

3. Второй и третий периоды включают по 8 элементов. После двух s-элементов следуют шесть p-элементов, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнего уровня. Первые три периода считаются малыми периодами.

4. Четвёртый период состоит из 18 элементов. После двух s-элементов (K и Ca) следуют десять элементов, у которых заполняется предвнешний 3d-подуровень. Эти элементы называются d-элементами. У большинства d-элементов на внешнем уровне находятся два электрона (заполненная 4s-орбиталь). В атомах хрома Cr и меди Cu на 4s-подуровне один электрон — это результат проскока электрона, обеспечивающего более устойчивую конфигурацию 3d⁵ и 3d¹⁰ соответственно. Начиная с четвёртого, периоды называются большими периодами.

d-элементы также называют переходными элементами, поскольку они располагаются между s- и p-элементами в пределах одного периода.

5. s- и p-элементы образуют главные подгруппы, а d-элементы — побочные подгруппы периодической системы.

Внесём в Периодическую систему Д.И. Менделеева цветовые обозначения, исходя из особенностей электронного строения атомов элементов: s-элементы обозначены красным цветом, p-элементы 一 синим, d-элементы 一 фиолетовым, f-элементы 一 жёлтым.

Для правильного составления электронной конфигурации любого атома необходимо знать порядок заполнения орбиталей электронами.

Атомы хрома Cr и меди Cu имеют по одному электрону на внешнем энергетическом уровне (4s¹), аналогично атому калия K. Следовательно, все эти элементы обладают одинаковой электронной конфигурацией внешнего энергетического уровня:

19К 1s22s22p63s23p64s1

24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1

29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1

Формулировка «одинаковая внешняя электронная конфигурация» означает, что элементы должны принадлежать одному периоду (одинаковое количество энергетических уровней), а также эти элементы должны иметь одинаковое число внешних электронов.

При этом можно заметить определенное сходство в электронных конфигурациях внешних уровней, например натрия и лития, или натрия и хрома/меди: на ns-подуровне находится один электрон, такие конфигурации называются схожие или сходные:

3Li 1s22s1

11Na 1s22s22p63s1

24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1

29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1

Формулировка «сходная внешняя электронная конфигурация» означает, что элементы могут находиться в разных периодах, но должны быть в одной группе и подгруппе. Кроме того, у них одинаковое количество внешних электронов, хотя общее число энергетических уровней разное. Одинаковая конфигурация 一 это частный случай сходной конфигурации.

При расположении s- и p-элементов вертикально (по группам) в таблицу, видно, что атомы одной подгруппы имеют одинаковое количество внешних электронов. Их внешнюю электронную конфигурацию можно выразить общей формулой. Элементы одной подгруппы всегда имеют сходные электронные конфигурации.

Для элементов главных подгрупп 5–7 периодов нет необходимости записывать полную электронную конфигурацию: достаточно применить соответствующую общую формулу внешнего уровня, подставляя нужное значение n.

При поглощении энергии атом может перейти из основного состояния (с наименьшей энергией) в возбуждённое состояние.

Возбуждённое состояние атома 一 энергетически нестабильное состояние атома, образуемое из основного состояния при переходе одного или нескольких электронов (из-за получения энергии извне) с занятых орбиталей на свободные или занятые только одним электроном, более высокие по энергии орбитали.

Основное состояние атома углерода: 6С 1s22s22p2.

Возбуждённое состояние атома углерода: 6С* 1s22s12p3.

Атомы химических элементов при химических взаимодействиях способны отдавать или присоединять электроны, в результате чего образуются ионы.

Ион 一 положительно или отрицательно заряженная частица, которая получается при отрыве или присоединении электронов.

Катион 一 положительно заряженный ион.

Анион 一 отрицательно заряженный ион.

Основным стремлением атомов при образовании ионов является достижение устойчивой электронной конфигурации, аналогичной ближайшему инертному газу. Под этим понимают приобретение восьмиэлектронной оболочки (правило октета 一 для элементов второго и старших периодов) или двухэлектронной оболочки (правило дублета 一 для элементов первого периода).

Катионы образуются в результате отдачи электронов, при этом процесс затрагивает более высокие по энергии орбитали:

Анионы формируются путём присоединения одного или нескольких электронов, значит будем в правильном порядке заселять их на орбитали нейтрального атома:

Запись в виде, например, [Ne] в электронной конфигурации атома или иона означает, что соответствующий элемент достиг устойчивой электронной конфигурации инертного газанеона, либо путём отдачи, либо путём присоединения электронов.

В Задании №1 ЕГЭ формулировка «не хватает до завершения внешнего электронного уровня…» всегда указывает на необходимость присоединения одного или нескольких электронов к атому 一 то есть речь идёт о образовании аниона.

Анализ электронных конфигураций атомов показывает, что строение периодов Периодической системы отражает строгую закономерность заполнения электронных оболочек. Эта математически упорядоченная система находит точное воплощение в структуре периодов: от компактных малых периодов до развёрнутых больших.

Особый интерес представляет двойственная природа переходных d-элементов, которые, обладая внешними s-электронами, одновременно сохраняют химическую активность своих незаполненных d-орбиталей.

Феномены вроде «проскока» электрона у атомов хрома Cr и меди Cu демонстрируют, что за кажущимися исключениями из правил скрываются более глубокие закономерности 一 стремление любой системы к особо устойчивым состояниям и минимуму энергии.