§ 10. Розподіл електронів в електронній оболонці атомів

Електрони розподіляються по орбіталях за певними правилами.

На кожній орбіталі максимально можуть розміститися два електрони.

Графічно орбіталь зображують у вигляді квадрата, а електрони — у вигляді стрілок, спрямованих догори або донизу:

Спін електрона — це його внутрішня властивість, що характеризує відношення електрона до магнітного поля. Наочно цю властивість можна уявити як можливість обертання електрона навколо своєї осі.

Якщо два електрони обертаються навколо власної осі в одному напрямку, то говорять, що їх спіни паралельні, а якщо в різних — то їх спіни антипаралельні (див. мал.).

Електрони з паралельними (а) та антипаралельними спінами (б) у магнітному полі

Одна орбіталь може містити лише такі два електрони, спіни яких є антипаралельними. Це правило називають принципом заборони Паулі.

На одній орбіталі можуть перебувати не більше ніж два електрони, причому їх спіни мають бути антипаралельними.

Вольфґанґ Ернест Паулі

Австрійський та швейцарський фізик, лауреат Нобелівської премії з фізики 1945 року. У 20 років написав статтю про загальну та спеціальну теорію відносності, яку навіть схвалив Айнштайн. Працював асистентом у Нільса Бора. Висловив припущення, що електронам притаманна властивість, яку пізніше назвали спіном. Сформулював закон, відомий як принцип заборони Паулі, що є фундаментальним для розуміння будови й поведінки атомів, атомних ядер, властивостей металів та інших фізичних явищ. За його особистісні якості та схильність до нещадного критичного аналізу колеги називали його «докором фізики».

Принцип найменшої енергії

Усі хімічні властивості речовин визначаються будовою електронних оболонок атомів.

Щоб описати електронну будову певного атома, необхідно знати, як саме розподілені електрони по його орбіталях.

Розгляньмо, як електрони заповнюють електронні орбіталі атомів.

Електрони займають орбіталі послідовно, починаючи з першого енергетичного рівня, за порядком збільшення енергії рівня.

Спочатку «заселяється» перший енергетичний рівень, потім — другий, третій тощо. Цей принцип називають принципом найменшої енергії.

Кількість енергетичних рівнів, що заповнюються в атомі певного елемента, визначають за номером періоду Періодичної системи, у якому розміщений цей хімічний елемент.

Так, в атомах хімічних елементів першого періоду заповнюється лише перший енергетичний рівень, в атомах елементів другого періоду — перші два енергетичні рівні, третього — три тощо.

Наприклад, Гідроген розміщений у першому періоді під номером 1. Це означає, що в електронній оболонці його атомів міститься лише один електрон, який перебуває на першому енергетичному рівні на єдиній s-орбіталі.

Графічно будову електронної оболонки атомів Гідрогену записують у такий спосіб:

Крім графічного зображення будови електронної оболонки, використовують також її запис у вигляді електронної формули (електронної конфігурації), у якій наводять усі зайняті енергетичні підрівні із зазначенням кількості електронів на кожному з них.

Електронна формула Гідрогену має вигляд:

Гелій також розміщений у першому періоді, тож в електронній оболонці його атомів так само заповнюється перший енергетичний рівень, що складається з однієї s-орбіталі. Але на цій орбіталі вже міститься два електрони, оскільки порядковий номер Гелію — 2.

В елементів другого періоду починає заповнюватися електронами другий енергетичний рівень. На другому рівні вже два підрівні: s-підрівень (одна орбіталь) і p-підрівень (три орбіталі):

Незалежно від кількості енергетичних рівнів, електрони спочатку заповнюють найнижчий рівень, тобто в цьому випадку перший, а потім уже другий. Наприклад, розглянемо будову електронної оболонки Літію, що містить три електрони (порядковий номер — 3). Оскільки перший рівень максимально вміщує два електрони, то на другому має міститися лише один електрон. Як ви вважаєте, яку орбіталь «обере» третій електрон? Згідно з принципом найменшої енергії, кожний електрон розташовується в такий спосіб, щоб його енергія була найменшою, отже, серед вільних орбіталей він обирає орбіталь із найнижчою енергією.

Серед усіх орбіталей s-орбіталі мають найменшу енергію, тому єдиний електрон другого енергетичного шару займатиме s-орбіталь, а р-орбіталі в цьому випадку залишаться вільними:

Розглянемо будову електронної оболонки Берилію. Його четвертий електрон також має обрати ту саму орбіталь, що й третій електрон Літію. Допоки не заповниться поточний підрівень, наступний заповнюватися не починає. Так, в атомі Берилію (порядковий номер — 4) повністю заповнений s-підрівень, утворюючи електронну пару, а p-підрівень знову залишається вільним:

Лише якщо s-орбіталь заповнена, електрони починають займати p-орбіталі. Так, в атомі Бору (порядковий номер — 5) на p-орбіталі вже з’являється один електрон:

Аналізуючи електронні формули останніх трьох елементів, можна зробити висновок, що в інших елементів другого періоду також будуть заповнюватися електронами орбіталі перших двох енергетичних рівнів, а електронна оболонка кожного наступного елемента буде відрізнятися від електронної оболонки попереднього лише на один електрон.

Розподіл електронів по орбіталях на енергетичному підрівні

Часто трапляються випадки, коли на підрівнях, що складаються з декількох орбіталей, розміщується декілька електронів. Виникає запитання: які орбіталі вони займають? Наприклад, якщо на р-підрівні містяться два електрони, то вони можуть зайняти або одну р-орбіталь, або дві різні р-орбіталі:

Для такого випадку існує правило, згідно з яким електрон займає вільну орбіталь, а за відсутності вільної — утворює пару з іншим електроном у напівзаповненій орбіталі. Так само, як і люди в тролейбусі спочатку сідають на вільні місця, а якщо вільних місць немає, то підсаджуються до інших пасажирів. Це правило називають правилом Хунда.

У межах одного енергетичного підрівня електрони розподіляються по орбіталях таким чином, щоб кількість неспарених електронів була максимальною.

Фрідріх Хунд

Німецький фізик-теоретик. Народився в місті Карлсруе. У 26 років закінчив Ґеттінґенський університет. Протягом наступних 40 років працював майже в усіх великих університетах Німеччини. Найважливіші праці Хунда присвячені квантовій механіці, спектроскопії атомів і молекул, магнетизму, квантовій хімії та історії фізики. 1927 року сформулював емпіричні правила, що регулюють порядок заповнення атомних орбіталей електронами (правила Хунда). Увів уявлення про сігма- та пі-зв’язки. Брав участь у розробці нового методу квантової хімії — методу молекулярних орбіталей.

Згідно із цим правилом, в електронній оболонці атома Карбону є два неспарені електрони:

Якщо на p-підрівні має розташуватися більше ніж три електрони, то «зайвий» електрон утворить електронну пару з іншим електроном, що вже розміщений на цьому підрівні:

Таким чином, в атомах Неону перший та другий енергетичні підрівні цілком заповнені електронами:

Будова електронних оболонок атомів елементів третього й четвертого періодів

Електронні оболонки атомів елементів інших періодів заповнюються за такими самими правилами. Так, в атомів першого елемента третього періоду — Натрію — починає заповнюватися третій енергетичний рівень:

Зверніть увагу, що в атомі Натрію на третьому енергетичному рівні з’являється третій підрівень, що складається з d-орбіталей. Але, як і p-орбіталі, у Натрію орбіталі d-підрівня ще не заповнюються електронами й залишаються вакантними.

В атомах останнього елемента третього періоду — Аргону — повністю зайняті всі s- і р-орбіталі:

В атомах елементів четвертого періоду починає заповнюватися електронами четвертий енергетичний рівень, попри те що третій рівень ще неповний. Це пов’язано з тим, що енергія 4s-підрівня менша, ніж енергія 3d-підрівня, хоча в цьому випадку d-підрівень розміщений на ближчому до ядра електронному рівні. В атомах першого елемента четвертого періоду — Калію — один електрон розташовується на 4s-підрівні:

У наступного елемента — Кальцію — 4s-підрівень цілком заповнений.

Отже, ми розглянули основні принципи, що допоможуть зрозуміти будову електронних оболонок атомів перших двадцяти хімічних елементів. Ці принципи є універсальними й виконуються також і для інших елементів. Але для інших елементів необхідно знати ще деякі додаткові правила, про які ви дізнаєтеся під час глибшого вивчення хімії.

Порівняти енергію різних електронних підрівнів можна за допомогою суми двох чисел (n + l). Число n дорівнює номеру енергетичного рівня, на якому перебувають орбіталі, а l — це число, що відповідає енергетичному підрівню (типу орбіталі). Так, для s-орбіталей l = 0, для р-орбіталей l = 1, для d-орбіталей l = 2, для f-орбіталей l = 3. Згідно з правилом Клечковського, підрівні заповнюються електронами за порядком збільшення суми (n + l). Якщо для двох підрівнів ця сума однакова, то заповнюється той підрівень, що перебуває на ближчому до ядра електронному рівні. Так, для 4s-підрівня сума (n + l) дорівнює 4 + 0 = 4, а для 3d-підрівня сума (n + l) дорівнює 3 + 2 = 5. Отже, енергія 4s-підрівня менша, ніж у 3d-підрівня, тому він заповнюється раніше. У такий спосіб можна порівнювати енергії будь-яких енергетичних підрівнів.

Інтелектуальні здібності Паулі значно відрізнялися від його «вміння» працювати руками. Колеги зазвичай жартували стосовно таємничого «ефекту Паулі», коли навіть поява невисокого повненького науковця в лабораторії спричиняла всілякі поломки й аварії.

• 1. На одній орбіталі може перебувати не більше ніж два електрони. Орбіталі заповнюються електронами за принципом найменшої енергії: спочатку заповнюється перший енергетичний рівень, потім — другий, третій тощо.
• 2. Якщо на одному енергетичному підрівні містяться декілька електронів, то вони розподіляються таким чином, щоб кількість неспарених електронів була максимальною.

Контрольні запитання

• 1. Скільки електронів може максимально перебувати на одній електронній орбіталі?
• 2. Скільки електронів максимально може перебувати на s-підрівні? р-підрівні? d-підрівні?
• 3. Який енергетичний рівень заповнюється раніше: перший чи другий? Відповідь поясніть.
• 4. Чому в атомі Літію електрон, що міститься на другому електронному рівні, перебуває на s-орбіталі, а не на р-орбіталі?
• 5. Як розподіляються електрони по орбіталях на р-підрівні?
• 6. Скільки електронів міститься на зовнішньому енергетичному рівні атомів: а) Гелію; б) Літію; в) Берилію; г) Бору; д) Карбону; е) Оксигену?
• 7. Скільки енергетичних рівнів зайнято електронами в атомах: а) Літію, Натрію, Калію; б) Берилію, Магнію, Кальцію; в) Флуору, Хлору, Брому?

Завдання для засвоєння матеріалу

1. Складіть графічну електронну формулу Нітрогену, Флуору, Магнію, Алюмінію та Силіцію. Визначте кількість електронних пар та неспарених електронів на зовнішньому енергетичному рівні.

2. За кількістю орбіталей, що складають енергетичні рівні, визначте, скільки електронів може максимально міститися на другому і третьому енергетичних рівнях.

3. Назвіть два хімічні елементи, в атомах яких цілком заповнені зовнішні енергетичні рівні.

4. Скільки неспарених електронів в електронній оболонці атома Оксигену? Атоми якого ще хімічного елемента другого періоду містять таку саме кількість неспарених електронів?

5. Зобразіть будову електронних оболонок атомів Нітрогену та Фосфору. Що спільного в будові електронних оболонок цих атомів і чим вони відрізняються?

6. Атоми яких елементів мають наведену електронну формулу зовнішнього електронного рівня: a) 1s 2 ; б) 2s 2 ; в) 2s 2 2p 4 ; г) 3s 2 3p 2 ; д) 4s 2 ?

7. Атом якого елемента другого періоду містить найбільшу кількість: а) електронів; б) неспарених електронів; в) електронних пар?

1.4: Електронні конфігурації та електронні орбітальні діаграми (огляд)

Мета навчання Малюйте, інтерпретуйте та перетворюйте між структурами Льюїса (Kekule), конденсованих та ліній зв’язку Примітка: Огляд загальної хімії в розділах 1.3 – 1.6 інтегрований у вищезазначену ціль навчання з органічної хімії в розділах 1.7 та 1.8.

Електронна конфігурація атома являє собою представлення розташування електронів, розподілених між орбітальними оболонками і підоболонками. Зазвичай електронна конфігурація використовується для опису орбіталів атома в його основному стані, але вона також може бути використана для представлення атома, який іонізувався в катіон або аніон, компенсуючи втрату або посилення електронів на їх наступних орбіталах. Багато фізико-хімічні властивості елементів можуть бути співвіднесені з їх унікальними електронними конфігураціями. Валентні електрони, електрони в самій зовнішній оболонці, є визначальним фактором для унікальної хімії елемента.

Вступ

Перш ніж віднести електрони атома на орбіталі, потрібно ознайомитися з основними поняттями електронних конфігурацій. Кожен елемент Періодичної таблиці складається з атомів, які складаються з протонів, нейтронів та електронів. Електрони проявляють негативний заряд і знаходяться навколо ядра атома в електронних орбіталах, що визначаються як обсяг простору, в якому електрон може бути знайдений в межах 95% ймовірності. Чотири різних типи орбіталів (s, p, d і f) мають різну форму, і одна орбіталь може вмістити максимум два електрони. Орбіталі p, d і f мають різні підрівні, таким чином, можуть утримувати більше електронів. Як зазначено, електронна конфігурація кожного елемента унікальна для його положення на таблиці Менделєєва. Рівень енергії визначається періодом і кількість електронів задається атомним номером елемента. Орбіталі на різних енергетичних рівнях схожі один на одного, але займають різні площі в просторі. Орбітальна та 2s орбітальна обидва мають характеристики s орбіти (радіальні вузли, сферичні об’ємні ймовірності, можуть утримувати лише два електрони тощо), але, оскільки вони зустрічаються на різних рівнях енергії, вони займають різні простори навколо ядра. Кожна орбіталь може бути представлена певними блоками таблиці Менделєєва. S-блок – це область лужних металів, включаючи гелій (групи 1 і 2), d-блок – перехідні метали (групи 3 до 12), p-блок є основними груповими елементами з груп 13 до 18, а f-блок – лантаноїди та актиніди ряду. Використання таблиці Менделєєва для визначення електронних конфігурацій атомів є ключовим, але також майте на увазі, що існують певні правила, яких слід дотримуватися при призначенні електронів різним орбіталям. Періодична таблиця є неймовірно корисним інструментом у написанні електронних конфігурацій. Для отримання додаткової інформації про те, як пов’язані електронні конфігурації та періодична таблиця, відвідайте Модуль «Підключення електронів до періодичної таблиці».

Правила призначення електронних орбіталей

Заняття орбіталів

Електрони заповнюють орбіталі таким чином, щоб мінімізувати енергію атома. Тому електрони в атомі заповнюють основні енергетичні рівні в порядку збільшення енергії (електрони йдуть далі від ядра). Порядок заповнення рівнів виглядає наступним чином: 1с, 2с, 2р, 3с, 3р, 4с, 3д, 4р, 5с, 4д, 5р, 6с, 4ф, 5д, 6р, 6р, 7с, 5ф, 6д, і 7р Один із способів запам’ятати цю закономірність, мабуть, найпростіший, – звернутися до таблиці Менделєєва і запам’ятати, куди падає кожен орбітальний блок, щоб логічно вивести цю закономірність. Інший спосіб – скласти таблицю, подібну до наведеної нижче, і за допомогою вертикальних ліній визначити, які підоболонки відповідають один одному.

Принцип виключення Паулі

Принцип виключення Паулі стверджує, що жоден з двох електронів не може мати однакових чотирьох квантових чисел. Перші три (n, l і m _l) можуть бути однаковими, але четверте квантове число має бути іншим. Одна орбіталь може утримувати максимум два електрони, які повинні мати протилежні спини; інакше вони мали б однакові чотири квантові числа, що заборонено. Один електрон обертається вгору (m _s = +1/2), а інший обертається вниз (m _s = -1/2). Це говорить нам про те, що кожна підоболонка має подвійні електрони на орбіталі. Підоболонка s має 1 орбіталь, яка може вмістити до 2 електронів, p підоболонка має 3 орбіталі, які можуть утримувати до 6 електронів, d підоболонка має 5 орбіталів, які утримують до 10 електронів, а підоболонка f має 7 орбіталів з 14 електронами.

Приклад 1: Водень і гелій Перші три квантові числа електрона – n=1, l=0, m _l =0. Лише два електрони можуть відповідати цим, які були б або m _s = -1/2 або m _s = +1/2. Як ми вже знаємо з наших досліджень квантових чисел і електронних орбіталей, можна зробити висновок, що ці чотири квантові числа відносяться до підоболонки 1s. Якщо задано лише одне з значень m _s, то ми мали б 1s 1 (позначаючи водень), якщо обидва дані, ми мали б 1s 2 (позначаючи гелій). Візуально це буде представлено у вигляді: Як показано, підоболонка 1s може утримувати лише два електрони і при заповненні електрони мають протилежні спини.

Правило Гунда

При призначенні електронів на орбіталі кожен електрон спочатку заповнить всі орбіталі подібною енергією (також називають виродженою) перед сполученням з іншим електроном в напівзаповненій орбіталі. Атоми в наземних станах, як правило, мають якомога більше непарних електронів. Візуалізуючи ці процеси, подумайте про те, як електрони проявляють таку ж поведінку, як ті самі полюси на магніті, якби вони вступили в контакт; оскільки негативно заряджені електрони заповнюють орбіталі, вони спочатку намагаються отримати якомога далі один від одного, перш ніж мати пару.

Приклад 2: Кисень і азот Якщо ми подивимося на правильну електронну конфігурацію атома азоту (Z = 7), дуже важливого елемента в біології рослин: 1s 2 2s 2 2p 3 Ми можемо чітко бачити, що p орбіталі наполовину заповнені, оскільки є три електрони та три орбіталі p. Це тому, що Правило Гунда стверджує, що три електрони в підоболонці 2p спочатку заповнять всі порожні орбіталі перед заповненням орбіталів електронами в них. Якщо ми подивимося на елемент після азоту в той же період, Кисень (Z = 8) його електронна конфігурація становить: 1s 2 2s 2 2p 4 (для атома). Кисень має на один електрон більше, ніж азоту, і оскільки орбіталі всі наполовину заповнені, електрон повинен з’єднатись.

Процес Ауфбау

Aufbau походить від німецького слова «aufbauen», що означає «будувати». При написанні електронних конфігурацій орбіталі будуються від атома до атома. При написанні електронної конфігурації для атома орбіталі заповнюються в порядку збільшення атомного номера. Однак є деякі винятки з цього правила.

• B (Z = 5) конфігурація: 1s 2 2s 2 2p 1
• Конфігурація C (Z = 6): 1s 2 2s 2 2p 2
• N (Z = 7) конфігурація: 1s 2 2s 2 2p 3
• O (Z = 8) конфігурація: 1s 2 2s 2 2p 4
• F (Z = 9) конфігурація: 1s 2 2s 2 2p 5
• Нова (Z = 10) конфігурація: 1s 2 2s 2 2p 6

E приклад

Електронна конфігурація для сірки становить 1s 2 2s 2 2p 6 3 s 2 3p 4 і може бути представлена за допомогою орбітальної діаграми нижче.

Вправи

Напишіть електронну конфігурацію фосфору і намалюйте орбітальну діаграму.

Конфігурація електронів для фосфору становить 1s 2 , 2s, 2 , 2p , 6 3 с. 2 3p 3 і орбітальна діаграма намальована нижче.