Уважаемые читатели! Начало изучения химии неизбежно связано с пониманием электронного и пространственного строения атома. Электронная конфигурация атома — это ключ к прогнозированию его химических свойств и свойств образуемых им соединений.
Давайте рассмотрим, как правильно составлять электронную конфигурацию атома!
1. Фундаментальные понятия
Атомная орбиталь – это область пространства вокруг ядра, где нахождение электрона наиболее вероятно (область наибольшей электронной плотности). Атомные орбитали имеют определенные формы, например, s-орбитали имеют сферическую форму, а p-орбитали - форму объемной восьмерки (гантели).
Энергетический уровень (n) - это область, где электроны обладают приблизительно равным запасом энергии.
1. Номер уровня (n) соответствует номеру периода, в котором находится элемент.
2. Максимальное число электронов на уровне определяется по формуле 2n^2. Например, на первом уровне (n=1) может быть максимум 2 электрона, на втором (n=2) - 8, а на третьем (n=3) - 18.
Энергетический подуровень - каждый энергетический уровень, начиная со второго, делится на подуровни, обозначаемые латинскими буквами s, p, d, f.
1. s-подуровень состоит из 1 орбитали и вмещает максимум 2 электрона;
2. p-подуровень состоит из 3 орбиталей и вмещает максимум 6 электронов;
3. d-подуровень состоит из 5 орбиталей и вмещает максимум 10 электронов;
4. f-подуровень состоит из 7 орбиталей и вмещает максимум 14 электронов.
2. Основные правила заполнения орбиталей
Для построения электронной конфигурации атома, то есть для определения того, какие орбитали заняты электронами и сколько электронов находится на каждой орбитали, мы используем три фундаментальных правила.
А. Принцип наименьшей энергии (Правило Хунда—Паули)
Электроны занимают сначала те орбитали, которые обладают наименьшим запасом энергии. Заполнение происходит в порядке возрастания энергии подуровней: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s.
Б. Принцип запрета Паули
На одной атомной орбитали может находиться не более двух электронов, и только при условии, что их спины противоположны (электроны спарены). Это означает, что не может существовать двух электронов в атоме с одинаковым набором всех четырех квантовых чисел.
В. Правило Хунда
При заполнении энергетических орбиталей с одинаковой энергией (например, трех p-орбиталей) электроны сначала располагаются по одному в каждой орбитали, и их спины при этом должны быть параллельны. Только после того, как все вырожденные орбитали заполнены по одному электрону, начинается образование пар (спаривание).
3. Алгоритм составления электронной конфигурации
Следуйте этим шагам, чтобы правильно записать электронную конфигурацию любого нейтрального атома:
Шаг 1. Определите число электронов.
Для нейтрального атома общее число электронов равно его порядковому номеру (Z).
Шаг 2. Распределите электроны по уровням и подуровням.
Начиная с 1s, заполняйте подуровни последовательно, соблюдая лимиты: s-подуровень 2e, p-подуровень 6e, d-подуровень 10e.
Шаг 3. Запишите электронную конфигурацию.
Запишите последовательность заполненных подуровней, используя порядковый номер уровня, букву подуровня и число электронов в качестве верхнего индекса.
4. Валентные электроны
Валентными электронами называются внешние электроны атома, которые участвуют в образовании химических связей.
1. Для элементов главных подгрупп (представительные элементы, группы IA, IIA, IIIA-VIIIA) число валентных электронов равно номеру группы. Эти электроны находятся только на внешнем уровне (n).
2. Для переходных элементов (d-элементов) валентные электроны находятся на внешнем s-подуровне (ns) и на незавершенном предпоследнем d-подуровне ((n-1)d).
Углерод (С, атомный номер = 6)
Атом углерода имеет 6 электронов. (2 + 2 + 2 = 6 электронов). Обратите внимание: два электрона на p-подуровне, согласно правилу Хунда, должны занимать разные p-орбитали с параллельными спинами.
Стань покорителем химии вместе с нами!
В этой статье мы узнали, как писать электронную конфигурацию атома! Для сдачи ЕГЭ на высокие баллы необходимо научиться применять знания на заданиях формата экзамена. В онлайн школе Lomonosov.school вы сможете не только наработать свои знания для сдачи ЕГЭ, но и научитесь применять их для решения заданий.
