Як визначити кількість електронів на орбіталі

0 Comments

§ 11. Стан електронів в атомі. Електронні орбіталі. Енергетичні рівні

Завдяки подальшим експериментальним дослідженням учені з’ясовували нові факти про будову атома, яких не можна було пояснити на основі планетарної моделі атома. Чергова загадка атома? Так, і цього разу вона стосується електронів.

НЕДОСКОНАЛІСТЬ ПЛАНЕТАРНОЇ МОДЕЛІ БУДОВИ АТОМА. Ви вже знаєте, що після встановлення складної будови атома Е. Резерфорд запропонував планетарну модель атома (мал. 22).

Мал. 22. Планетарна модель атома Нітрогену

Планетарна модель відіграла важливу роль у розвитку природознавства, була корисна для розв’язання тогочасних нагальних наукових питань, проте виявилася неточною. Вона не пояснювала стан електронів у атомному просторі, що дістав назву електронної оболонки атома. За цією моделлю електрони, що весь час обертаються навколо ядра, мали би втрачати енергію і врешті-решт упасти на ядро, чого в дійсності не спостерігається. Це спонукало учених до подальшої роботи над моделлю атома, виходячи з нових результатів досліджень електрона. А вони свідчили про те, що електрон наділений властивостями не лише мікрочастинки, а й хвилі, тобто електрон має двоїсту природу. Відтак закони фізики, що стосуються великих тіл, не поширюються на електрони.

СУЧАСНА МОДЕЛЬ АТОМА (її ще називають орбітальною, або квантово-механічною). Ця модель зберігає уявлення про те, що в центрі атома перебуває позитивно заряджене ядро, математично описує рух електрона в атомі, дає наочне уявлення про будову електронної оболонки атома.

Модель ґрунтується на тому, що з урахуванням двоїстої природи електрона (як мікрочастинки і як хвилі) неможливо одночасно й абсолютно точно вказати місце його перебування в електронній оболонці. Іншими словами, рух електрона в атомі не можна описати певною траєкторією, а лише розглядати деякий об’єм простору, в якому найчастіше перебуває електрон. Імовірність перебування електрона в ядрі дорівнює нулю. У міру віддалення від ядра вона швидко зростає й на певній відстані від ядра досягає максимуму, після чого поступово зменшується.

ПОНЯТТЯ АТОМНОЇ ОРБІТАЛІ. Точно обмежити ділянку атомного простору й зазначити перебування електрона в ньому неможливо, тому, характеризуючи рух електрона в атомі, мають на увазі ділянку з найбільшою ймовірністю його знаходження в атомі. Для зазначення цієї ділянки введено поняття атомної орбіталі.

Атомна орбіталь — це геометричний образ, який відповідає об’єму простору навколо ядра, ймовірність перебування електрона в якому є досить високою (дорівнює 90-95 %).

Ознайомлення з атомними орбіталями розпочнемо з атома Гідрогену, що має найпростішу будову. Порядковий номер елемента вказує на те, що в електронній оболонці атома міститься лише один електрон. Атомна орбіталь єдиного його електрона має форму сфери з радіусом 0,14 нм. Більш наочне уявлення про цю орбіталь можна отримати на підставі такого уявного експерименту. Припустимо, що в якийсь проміжок часу вдалося сфотографувати положення електрона в атомі й одержати його зображення у вигляді крапки. Продовжуючи багаторазове фотографування без пауз між зніманням, отримаємо нові зображення (крапки) в різних частинах атомного простору. Після перенесення всіх одержаних зображень на одну фотографію складається картина, що нагадує кулю (мал. 23).

Мал. 23. Модель атома Гідрогену

Як зображено на малюнку, в одних місцях крапки розміщені густіше, що свідчить про більшу ймовірність перебування там електрона. В інших місцях крапок менше, отже, і ймовірність перебування електрона там менша. Одержане наочне зображення ймовірності перебування електрона в атомному просторі назвали електронною хмарою.

Електронна хмара — це наочне зображення атомної орбіталі.

Щойно ми розглянули електронну хмару сферичної форми. Електрони з такою формою електронної хмари називають s-електронами (вимовляється в однині ес-електрон). (Наявність у назві літери s — це запозичення першої літери з англійської назви сфери.)

Результати експериментальних досліджень та математичних обчислень доводять, що на s-орбіталі може перебувати щонайбільше два електрони.

Мал. 24. Схематичне зображення s- і р-електронних хмар

Є атомні орбіталі з іншими формами електронних хмар, зокрема, подібні до гантелі чи об’ємної вісімки (мал. 24). Електрони з такою формою електронної хмари дістали назву р-електронів (вимовляється в однині пе-електрон). Вони більшу частину часу перебувають по обидва боки від ядра (зверніть увагу, що в місці звуження «гантелі» є позначення ядра у вигляді крапки). Просторове розташування р-орбіталей показано на малюнку 25.

Мал. 25. Можлива орієнтація р-орбіталей у просторі

Як видно з малюнка, три р-електронні орбіталі розташовані у взаємно перпендикулярних площинах. (Назва р-орбіталь походить від англійського слова «перпендикуляр».) На одній р-орбіталі може бути не більше двох електронів.

Є також d-електронні хмари та f-електронні хмари зі складнішою конфігурацією, ніж розглянуті.

Енергетичні рівні. Електрони, будучи зарядженими частинками, наділені певним запасом енергії. Описуючи будову електронної оболонки атома, електрони з однаковим чи приблизно однаковим запасом енергії об’єднують в один енергетичний рівень, або електронний шар. Виділяють 7 енергетичних рівнів. Їх позначають арабськими цифрами від 1 до 7 або великими літерами латинського алфавіту K, L, M, N, O, P, Q. Зверніть увагу на те, що періодів у періодичній системі хімічних елементів також сім. Цей збіг невипадковий.

Кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці атома кожного елемента дорівнює номеру періоду, в якому розміщений хімічний елемент.

Найближчий до ядра енергетичний рівень називають внутрішнім, а найбільш віддалений — зовнішнім.

Попрацюйте групами

Застосуйте одержані знання для відповіді на запитання:

1. Скільки енергетичних рівнів в електронній оболонці атомів: а) Сульфуру, б) Натрію?

2. Однакова чи різна кількість енергетичних рівнів в атомах елементів із протонними числами 7 і 15?

Розгляньте модель електронної оболонки атома Натрію (мал. 26) та з’ясуйте:

  • а) який енергетичний рівень містить найбільше електронів;
  • б) скільки електронів міститься на внутрішньому, а скільки — на зовнішньому енергетичному рівнях електронної оболонки його атома.

На підставі одержаних результатів зробіть висновок, однакову чи різну кількість енергетичних рівнів мають елементи одного періоду.

Мал. 26. Схематична модель атома Натрію

Що ближче до ядра розміщений енергетичний рівень, то меншим запасом енергії наділені його електрони. Тобто електрони другого рівня характеризуються меншим запасом енергії, ніж третього. Запас енергії електрона із четвертого енергетичного рівня більший, ніж в електрона, що перебуває на третьому рівні.

Отримавши додатковий запас енергії, електрони здатні перейти на вищий рівень. Про такі електрони говорять, що вони набули збудженого стану. Рухаючись у межах свого стійкого енергетичного рівня, електрон не виділяє й не поглинає енергії.

Відтепер ви знаєте, як були одержані відповіді на питання: чому не існує траєкторії руху електрона; чому електрон не падає на ядро, а атом є стійкою найменшою хімічно неподільною частинкою речовини? Вони й покладені в основу сучасної теорії будови атома.

Стисло про основне

• Електрон має двоїсту природу — мікрочастинки і хвилі. Тому його рух в атомі не підлягає закономірностям руху звичайних тіл.

• Орбіталь — це об’єм атомного простору, в якому ймовірність перебування електрона становить 90 і більше відсотків. На одній орбіталі може перебувати не більше двох електронів.

• Наочним зображенням атомних орбіталей є електронні хмари. За формою електронних хмар розрізняють s-, р-, d-, f-орбіталі; s-орбіталь має сферичну форму, p-орбіталь — гантелеподібну.

• Електрони з однаковим чи приблизно однаковим запасом енергії утворюють один енергетичний рівень, або електронний шар. Їх кількість в електронній оболонці атома дорівнює номеру періоду, в якому розміщено елемент.

• Назва орбіталі визначає назву електрона. Розрізняють s-електрони, р-електрони, d-електрони та f-електрони.

• Найвіддаленіший від ядра енергетичний рівень називається зовнішнім, його електрони наділені найбільшим запасом енергії.

Знаємо, розуміємо

1. У чому виявилась недосконалість планетарної моделі атома порівняно із сучасною квантово-механічною?

2. Поясніть, якими є сучасні погляди на стан електрона в атомі.

3. Дайте визначення: а) атомної орбіталі; б) електронної хмари; в) енергетичного рівня.

4. Яку форму електронної хмари мають s- і р-електрони?

5. Однаковим чи різним запасом енергії наділені електрони: а) одного енергетичного рівня; б) різних енергетичних рівнів?

6. Що означає збуджений стан атома? Як його досягають?

Застосовуємо

36. Розташуйте елементи за збільшенням кількості енергетичних рівнів в електронній оболонці атома.

37. Установіть відповідність між хімічними елементами та кількістю енергетичних рівнів в електронних оболонках їх атомів.

Елемент

Кількість енергетичних рівнів

3. Розташування орбіталей на підрівнях. Число електронів на зовнішньому енергентичному рівні

У \(р-\)електронів електронні хмари можуть бути розташовані по осях \(x\), \(y\) і \(z\) , тобто існують p x , p y і p z орбіталі. Тому на \(p-\)підрівні в електронно-графічних формулах малюють три клітинки:

Якщо в атомі заповнюється \(p-\), \(d-\) або \(f-\)підрівні, то розподіл електронів відбувається наступним чином: спочатку в кожну клітинку пишуть по одному електрону:

Потім, під час подальшого заповнення, дописують по другому електрону у кожну клітинку з протилежним спіном:

Кількість електронів на зовнішньому рівні атома елемента головної підгрупи дорівнює номеру групи, у якій міститься елемент.

6.4: Електронна структура атомів (електронні конфігурації)

Впровадивши основи атомної структури та квантової механіки, ми можемо використовувати наше розуміння квантових чисел, щоб визначити, як атомні орбіталі співвідносяться один з одним. Це дозволяє визначити, які орбіталі зайняті електронами в кожному атомі. Специфічне розташування електронів на орбіталі атома визначає багато хімічних властивостей цього атома.

Орбітальна енергія та атомна структура

Енергія атомних орбіталей збільшується в міру збільшення основного квантового числа. \(n\) У будь-якому атомі з двома і більше електронами відштовхування між електронами робить енергії підоболонок з різними значеннями \(l\) відрізняються так, що енергія орбіталів збільшується всередині оболонки в порядку s < p < d < f. рис. \(\PageIndex\) зображує, як співвідносяться ці дві тенденції збільшення енергії. Орбіталь 1 с в нижній частині діаграми – це орбіталь з електронами найнижчої енергії. Енергія збільшується, коли ми рухаємось до 2 s, а потім 2 p, 3 s та 3 p орбіталів, показуючи, що зростаюче значення n має більший вплив на енергію, ніж зростаюче значення l для малих атомів. Однак ця картина не тримається для більших атомів. Орбітальна 3 d вища за енергією, ніж орбітальна 4 s. Такі перекриття продовжують часто траплятися, коли ми рухаємося вгору по графіку.

Рисунок \(\PageIndex\) : Узагальнена діаграма енергетичного рівня для атомних орбіталей в атомі з двома або більше електронами (не для масштабування).

Електрони в послідовних атомах на таблиці Менделєєва, як правило, спочатку заповнюють низькоенергетичні орбіталі. Таким чином, багато учнів вважають заплутаним те, що, наприклад, 5 р орбіталі заповнюються відразу після 4 д, і безпосередньо перед 6 с. Порядок заповнення заснований на спостережуваних експериментальних результатах і підтверджений теоретичними розрахунками. Зі збільшенням основного квантового числа n розмір орбіти збільшується і електрони проводять більше часу далі від ядра. Таким чином, тяжіння до ядра слабкіше і енергія, пов’язана з орбітою, вище (менш стабілізується). Але це не єдиний ефект, який ми повинні враховувати. Усередині кожної оболонки, коли значення l збільшується, електрони менш проникають (тобто менше електронна щільність знайдена близько до ядра), в порядку s > p > d > f. Електрони, що знаходяться ближче до ядра, трохи відштовхують електрони, що знаходяться далі, трохи компенсуючи більш домінантні електронно-ядрові атракціони (нагадаємо, що всі електрони мають заряди −1, але ядра мають заряди + Z). Це явище називається екрануванням і буде розглянуто більш детально в наступному розділі. Електрони на орбіталах, які відчувають більше екранування, менш стабілізовані і, отже, вищі в енергії. Для малих орбіталей (1 с через 3 р) збільшення енергії за рахунок n є більш значним, ніж збільшення за рахунок l; однак для більших орбіталей дві тенденції можна порівняти і не можна просто передбачити. Обговоримо методи запам’ятовування спостережуваного порядку.

Розташування електронів на орбіталі атома називається електронною конфігурацією атома. Описуємо електронну конфігурацію символом, який містить три частини інформації (рис. \(\PageIndex\) ):

  1. Число головної квантової оболонки, n,
  2. Буква, що позначає орбітальний тип (підоболонка, l), і
  3. Надіндексне число, яке позначає кількість електронів у цій конкретній підоболонці.

Наприклад, позначення 2 p 4 (читати «два-p—чотири») позначає чотири електрони в p підоболонці (l = 1) з головним квантовим числом (n) 2. Позначення 3 d 8 (читати «три—d—вісім») позначає вісім електронів у підоболонці d (тобто l = 2) головної оболонки, для яких n = 3.

Рисунок \(\PageIndex\) : Діаграма електронної конфігурації визначає підоболонку (значення n та l, з літерним символом) та верхнє число електронів.

Принцип Ауфбау

Щоб визначити електронну конфігурацію для будь-якого конкретного атома, ми можемо «будувати» структури в порядку атомних чисел. Починаючи з водню і продовжуючи через періоди періодичної таблиці, ми додаємо один протон за раз до ядра і один електрон до відповідної підоболонки, поки ми не описали електронні конфігурації всіх елементів. Ця процедура називається принципом Ауфбау , від німецького слова Aufbau («нарощувати»). Кожен доданий електрон займає підоболонку найнижчої доступної енергії (у порядку, показаному на малюнку \(\PageIndex\) ), з урахуванням обмежень, наведених дозволеними квантовими числами за принципом виключення Паулі. Електрони потрапляють у підоболонки вищої енергії лише після того, як підоболонки нижчої енергії були заповнені до ємності. Малюнок \(\PageIndex\) ілюструє традиційний спосіб запам’ятати порядок заповнення атомних орбіталей.

Малюнок \(\PageIndex\) : Стрілка веде через кожну підоболонку у відповідному порядку заповнення для електронних конфігурацій. Ця діаграма проста у побудові. Просто створіть стовпчик для всіх орбіталів s з кожною n оболонкою в окремому рядку. Повторіть для p, d і f Обов’язково включайте лише орбіталі, дозволені квантовими числами (немає 1p або 2d тощо). Нарешті, намалюйте діагональні лінії зверху вниз, як показано на малюнку.

Оскільки розташування таблиці Менделєєва засноване на електронних конфігураціях, на малюнку \(\PageIndex\) наведено альтернативний метод визначення електронної конфігурації. Порядок заповнення просто починається з водню і включає кожну підоболонку, коли ви продовжуєте збільшувати порядок Z. Наприклад, після заповнення блоку 3 р до Ar, ми бачимо орбіталь буде 4s (K, Ca), а потім 3 d орбіталі.

Рисунок \(\PageIndex\) : Ця періодична таблиця показує електронну конфігурацію для кожної підоболонки. Шляхом «нарощування» з водню цю таблицю можна використовувати для визначення електронної конфігурації для будь-якого атома таблиці Менделєєва.

Тепер ми побудуємо електронну конфігурацію наземного стану та орбітальну діаграму для вибору атомів у першому та другому періодах періодичної таблиці. Орбітальні діаграми – це образотворчі зображення електронної конфігурації, що показують окремі орбіталі та розташування спарювання електронів. Почнемо з одного атома водню (атомний номер 1), який складається з одного протона і одного електрона. Посилаючись на фігуру \(\PageIndex\) або \(\PageIndex\) , ми очікуємо знайти електрон в орбіталі 1 с. За умовністю \(m_s=+\dfrac\) значення зазвичай заповнюється першим. Електронна конфігурація та орбітальна діаграма:

Слідом за воднем йде благородний газ гелій, який має атомний номер 2. Атом гелію містить два протони і два електрони. Перший електрон має ті ж чотири квантових числа, що і електрон атома водню (n = 1, l = 0, m l = 0, \(m_s=+\dfrac\) ). Другий електрон також йде в орбіталь 1 s і заповнює цю орбіталь. Другий електрон має однакові n, l та m l квантові числа, але повинен мати протилежне спінове квантове число, \(m_s=−\dfrac\) . Це відповідає принципу виключення Паулі: жодні два електрони в одному атомі не можуть мати однаковий набір з чотирьох квантових чисел. Для орбітальних діаграм це означає, що в кожному полі йдуть дві стрілки (представляють два електрони в кожній орбіталі), а стрілки повинні вказувати в протилежні сторони (представляючи собою парні спини). Електронна конфігурація та орбітальна діаграма гелію:

Оболонка n = 1 повністю заповнена атомом гелію.

Наступним атомом є лужний метал літію з атомним номером 3. Перші два електрони в літію заповнюють орбіталь 1 s і мають ті ж набори чотирьох квантових чисел, що і два електрони в гелії. Решта електрон повинен займати орбіту наступної найнижчої енергії, орбіталі 2 с (рис. \(\PageIndex\) або \(\PageIndex\) ). Таким чином, електронна конфігурація і орбітальна діаграма літію є:

Атом лужноземельного металу берилій, з атомним номером 4, містить чотири протони в ядрі і чотири електрони, що оточують ядро. Четвертий електрон заповнює простір, що залишився в орбіталі 2 с.

Атом бору (атомний номер 5) містить п’ять електронів. Оболонка n = 1 заповнена двома електронами і три електрони займуть оболонку n = 2. Оскільки будь-яка s підоболонка може містити лише два електрони, п’ятий електрон повинен займати наступний енергетичний рівень, який буде орбіталлю 2 р. Існує три вироджені 2 p орбіталі (m l = −1, 0, +1), і електрон може займати будь-яку з цих p орбіталей. При малюванні орбітальних діаграм ми включаємо порожні поля, щоб зобразити будь-які порожні орбіталі в тій самій підоболонці, яку ми заповнюємо.

Вуглець (атомний номер 6) має шість електронів. Чотири з них заповнюють орбіталі 1 s і 2 s. Решта два електрони займають 2 р підоболонки. Тепер у нас є вибір заповнення однієї з орбіталів 2 р та сполучення електронів або залишення електронів непарними у двох різних, але вироджених, p орбіталів. Орбіталі заповнюються так, як описано правилом Гунда : конфігурація з найменшою енергією для атома з електронами в межах набору вироджених орбіталей полягає в тому, що має максимальну кількість непарних електронів. Таким чином, два електрони на вуглецевих 2 p орбіталів мають однакові n, l і m s квантові числа і відрізняються за своїм m l квантовим числом (відповідно до принципу виключення Паулі). Електронна конфігурація та орбітальна діаграма для вуглецю є:

Азот (атомний номер 7) заповнює підоболонки 1 s і 2 s і має по одному електрону на кожній з трьох орбіталей 2 p відповідно до правила Гунда. Ці три електрони мають непарні спини. Кисень (атомний номер 8) має пару електронів в будь-якій з 2 р орбіталей (електрони мають протилежні спини) і по одному електрону в кожній з двох інших. Фтор (атомний номер 9) має тільки одну орбіталь 2 р, що містить непарний електрон. Всі електрони в неоні благородного газу (атомний номер 10) спарені, а всі орбіталі в оболонках n = 1 і n = 2 заповнені. Електронні конфігурації та орбітальні діаграми цих чотирьох елементів:

Малюнок \(\PageIndex\) : Оскільки електронні оболонки ядра відповідають конфігураціям електронів благородних газів, ми можемо скорочувати електронні конфігурації, записуючи благородний газ, який відповідає конфігурації електронів ядра, разом з валентними електронами в конденсованому форматі. Для нашого прикладу натрію символ [Ne] представляє основні електрони, (1 s 2 2 s 2 2 p 6 ), а наша скорочена або конденсована конфігурація [Ne] 3 s 1 .

Лужний метал натрію (атомний номер 11) має на один електрон більше, ніж атом неону. Цей електрон повинен перейти в нижчу енергетичну підоболонку доступну, орбітальну 3 s, даючи 1 s 2 2 s 2 2 p 6 3 s 1 конфігурація. Електрони, що займають крайню орбітальну оболонку (s) (найбільше значення n), називаються валентними електронами, а ті, що займають орбіталі внутрішньої оболонки, називаються електронами ядра (рис.\ pageIndex5\ pageIndex5). Оскільки основні електронні оболонки відповідають конфігураціям електронів благородних газів, ми можемо скорочувати електронні конфігурації, записуючи благородний газ, який відповідає конфігурації електронів ядра, разом з валентними електронами в конденсованому форматі. Для нашого прикладу натрію символ [Ne] представляє основні електрони, (1 s 2 2 s 2 2 p 6 ), а наша скорочена або конденсована конфігурація [Ne] 3 s 1 .

Малюнок \(\PageIndex\) : Скорочена електронна конфігурація ядра (праворуч) замінює електрони ядра символом благородного газу, конфігурація якого відповідає конфігурації електронів ядра іншого елемента.

Аналогічно скорочена конфігурація літію може бути представлена як [He] 2 s 1 , де [He] представляє конфігурацію атома гелію, яка ідентична конфігурації заповненої внутрішньої оболонки літію. Написання конфігурацій таким чином підкреслює схожість конфігурацій літію і натрію. Обидва атоми, які знаходяться в сімействі лужних металів, мають лише один електрон у валентній s підоболонці поза заповненою сукупністю внутрішніх оболонок.

Лужноземельний метал магній (атомний номер 12), з його 12 електронами в конфігурації [Ne] 3 s 2 , аналогічний своєму члену сім’ї берилію, [He] 2 s 2 . Обидва атома мають заповнену s підоболонку поза їх заповненими внутрішніми оболонками. Алюміній (атомний номер 13), з 13 електронами і електронною конфігурацією [Ne] 3 s 2 3 p 1 , є аналогом члена свого сімейства бору, [He] 2 s 2 2 p 1 .

Електронні конфігурації кремнію (14 електронів), фосфору (15 електронів), сірки (16 електронів), хлору (17 електронів) та аргону (18 електронів) є аналогічними в електронних конфігураціях своїх зовнішніх оболонок відповідним членам сімейства вуглецю, азоту, кисню, фтору та неону, відповідно, за винятком того, що основне квантове число зовнішньої оболонки більш важких елементів збільшилося на одиницю до n = 3. \(\PageIndex\) На малюнку показана найнижча енергія, або наземний стан, електронна конфігурація для цих елементів, а також для атомів кожного з відомих елементів.

Рисунок \(\PageIndex\) : Цей варіант таблиці Менделєєва показує зовнішню оболонку електронної конфігурації кожного елемента. Зверніть увагу, що внизу кожної групи конфігурація часто схожа.

Коли ми підійдемо до наступного елемента в таблиці Менделєєва, калію лужного металу (атомний номер 19), ми можемо очікувати, що ми почнемо додавати електрони до 3 d підоболонки. Однак всі наявні хімічні та фізичні докази вказують на те, що калій схожий на літій і натрій, і що наступний електрон не додається до рівня 3 d, а замість цього додається до рівня 4 с (рис. \(\PageIndex\) або \(\PageIndex\) ). Як обговорювалося раніше, орбіта 3 d без радіальних вузлів вища за енергією, оскільки вона менш проникаюча і більш захищена від ядра, ніж 4 с, яка має три радіальні вузли. Таким чином, калій має електронну конфігурацію [Ar] 4 s 1 . Отже, калій відповідає Li і Na за своєю валентною оболонкою конфігурації. Наступний електрон додається для завершення підоболонки 4 s, а кальцій має електронну конфігурацію [Ar] 4 s 2 . Це дає кальцію зовнішню оболонку електронну конфігурацію, відповідну конфігурації берилію та магнію.

Починаючи з перехідного металу скандію (атомний номер 21), додаткові електрони послідовно додаються до 3 d підоболонки. Ця підоболонка заповнена до своєї ємності 10 електронами (пам’ятайте, що для l = 2 [d орбіталів] існує 2 l + 1 = 5 значень m l, що означає, що існує п’ять d орбіталей, які мають об’єднану ємність 10 електронів). Далі заповнюється підоболонка 4 p. Зверніть увагу, що для трьох серій елементів, скандію (Sc) через мідь (Cu), ітрій (Y) через срібло (Ag) та лютецій (Lu) через золото (Au), загалом 10 d електронів послідовно додаються до оболонки (n — 1) поруч із оболонкою n, щоб довести, що (n — 1) ) оболонки від 8 до 18 електронів. Для двох рядів лантан (La) через лютецій (Lu) і актиній (Ac) через лавренцій (Lr), 14 f електронів (l = 3, 2 l + 1 = 7 m l; таким чином, сім орбіталів з об’єднаною ємністю 14 електронів) послідовно додаються до ( n — 2) оболонка, щоб довести цю оболонку від 18 електронів до загальної кількості 32 електронів.

Приклад \(\PageIndex\) : Quantum Numbers and Electron Configurations

Що таке електронна конфігурація та орбітальна діаграма для атома фосфору? Які чотири квантові числа для останнього доданого електрона?

Рішення

Атомний номер фосфору дорівнює 15. Таким чином, атом фосфору містить 15 електронів. Порядок заповнення енергетичних рівнів – 1 с, 2 с, 2 р, 3 с, 3 р, 4 с,. 15 електронів атома фосфору заповниться до орбіталі 3 р, яка буде містити три електрони:

Останній доданий електрон – електрон 3 р. Тому n = 3 і, для орбітальної p -типу, l = 1. Значення m l може бути —1, 0 або +1. Три орбіталі p вироджені, тому будь-яке з цих m l значень є правильним. Для непарних електронів умовність присвоює значення \(+\dfrac\) for the spin quantum number; thus, \(m_s=+\dfrac\) .

Exercise \(\PageIndex\)

Identify the atoms from the electron configurations given:

Answer b

The periodic table can be a powerful tool in predicting the electron configuration of an element. However, we do find exceptions to the order of filling of orbitals that are shown in Figure \(\PageIndex\) or \(\PageIndex\) . For instance, the electron configurations of the transition metals chromium (Cr; atomic number 24) and copper (Cu; atomic number 29), among others, are not those we would expect. In general, such exceptions involve subshells with very similar energy, and small effects can lead to changes in the order of filling.

In the case of Cr and Cu, we find that half-filled and completely filled subshells apparently represent conditions of preferred stability. This stability is such that an electron shifts from the 4s into the 3d orbital to gain the extra stability of a half-filled 3d subshell (in Cr) or a filled 3d subshell (in Cu). Other exceptions also occur. For example, niobium (Nb, atomic number 41) is predicted to have the electron configuration [Kr]5s 2 4d 3 . Experimentally, we observe that its ground-state electron configuration is actually [Kr]5s 1 4d 4 . We can rationalize this observation by saying that the electron–electron repulsions experienced by pairing the electrons in the 5s orbital are larger than the gap in energy between the 5s and 4d orbitals. There is no simple method to predict the exceptions for atoms where the magnitude of the repulsions between electrons is greater than the small differences in energy between subshells.

Electron Configurations and the Periodic Table

As described earlier, the periodic table arranges atoms based on increasing atomic number so that elements with the same chemical properties recur periodically. When their electron configurations are added to the table (Figure \(\PageIndex\) ), we also see a periodic recurrence of similar electron configurations in the outer shells of these elements. Because they are in the outer shells of an atom, valence electrons play the most important role in chemical reactions. The outer electrons have the highest energy of the electrons in an atom and are more easily lost or shared than the core electrons. Valence electrons are also the determining factor in some physical properties of the elements.

Elements in any one group (or column) have the same number of valence electrons; the alkali metals lithium and sodium each have only one valence electron, the alkaline earth metals beryllium and magnesium each have two, and the halogens fluorine and chlorine each have seven valence electrons. The similarity in chemical properties among elements of the same group occurs because they have the same number of valence electrons. It is the loss, gain, or sharing of valence electrons that defines how elements react.

It is important to remember that the periodic table was developed on the basis of the chemical behavior of the elements, well before any idea of their atomic structure was available. Now we can understand why the periodic table has the arrangement it has—the arrangement puts elements whose atoms have the same number of valence electrons in the same group. This arrangement is emphasized in Figure \(\PageIndex\) , which shows in periodic-table form the electron configuration of the last subshell to be filled by the Aufbau principle. The colored sections of Figure \(\PageIndex\) show the three categories of elements classified by the orbitals being filled: main group, transition, and inner transition elements. These classifications determine which orbitals are counted in the valence shell , or highest energy level orbitals of an atom.

  1. Main group elements (sometimes called representative elements) are those in which the last electron added enters an s or a p orbital in the outermost shell, shown in blue and red in Figure \(\PageIndex\) . This category includes all the nonmetallic elements, as well as many metals and the intermediate semimetallic elements. The valence electrons for main group elements are those with the highest n level. For example, gallium (Ga, atomic number 31) has the electron configuration [Ar]4s 2 3d 10 4p 1 , which contains three valence electrons (underlined). The completely filled d orbitals count as core, not valence, electrons.
  2. Transition elements or transition metals. These are metallic elements in which the last electron added enters a d orbital. The valence electrons (those added after the last noble gas configuration) in these elements include the ns and (n – 1) d electrons. The official IUPAC definition of transition elements specifies those with partially filled d orbitals. Thus, the elements with completely filled orbitals (Zn, Cd, Hg, as well as Cu, Ag, and Au in Figure \(\PageIndex\) ) are not technically transition elements. However, the term is frequently used to refer to the entire d block (colored yellow in Figure \(\PageIndex\) ), and we will adopt this usage in this textbook.
  3. Inner transition elements are metallic elements in which the last electron added occupies an f orbital. They are shown in green in Figure \(\PageIndex\) . The valence shells of the inner transition elements consist of the (n – 2)f, the (n – 1)d, and the ns subshells. There are two inner transition series:
    1. The lanthanide series: lanthanide (La) through lutetium (Lu)
    2. The actinide series: actinide (Ac) through lawrencium (Lr)

    Lanthanum and actinium, because of their similarities to the other members of the series, are included and used to name the series, even though they are transition metals with no f electrons.

    Electron Configurations of Ions

    We have seen that ions are formed when atoms gain or lose electrons. A cation (positively charged ion) forms when one or more electrons are removed from a parent atom. For main group elements, the electrons that were added last are the first electrons removed. For transition metals and inner transition metals, however, electrons in the s orbital are easier to remove than the d or f electrons, and so the highest ns electrons are lost, and then the (n – 1)d or (n – 2)f electrons are removed. An anion (negatively charged ion) forms when one or more electrons are added to a parent atom. The added electrons fill in the order predicted by the Aufbau principle.

    Example \(\PageIndex\) : Predicting Electron Configurations of Ions

    What is the electron configuration and orbital diagram of:

    Solution

    First, write out the electron configuration for each parent atom. We have chosen to show the full, unabbreviated configurations to provide more practice for students who want it, but listing the core-abbreviated electron configurations is also acceptable.

    Next, determine whether an electron is gained or lost. Remember electrons are negatively charged, so ions with a positive charge have lost an electron. For main group elements, the last orbital gains or loses the electron. For transition metals, the last s orbital loses an electron before the d orbitals.

    1. Na: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Sodium cation loses one electron, so Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 = Na + : 1s 2 2s 2 2p 6 .
    2. P: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3 . Phosphorus trianion gains three electrons, so P 3− : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 .
    3. Al: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 . Aluminum dication loses two electrons Al 2 + : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1 = Al 2 + : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 .
    4. Fe: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 . Iron(II) loses two electrons and, since it is a transition metal, they are removed from the 4s orbital Fe 2 + : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6 = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 6 .
    5. Sm: 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 6 . Samarium trication loses three electrons. The first two will be lost from the 6s orbital, and the final one is removed from the 4f orbital. Sm 3 + : 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 6s 2 4f 6 = 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 10 5p 6 4f 5 .
    Exercise \(\PageIndex\)
    1. Which ion with a +2 charge has the electron configuration 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 5 ?
    2. Which ion with a +3 charge has this configuration?

    Answer b

    Summary

    The relative energy of the subshells determine the order in which atomic orbitals are filled (1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, and so on). Electron configurations and orbital diagrams can be determined by applying the Pauli exclusion principle (no two electrons can have the same set of four quantum numbers) and Hund’s rule (whenever possible, electrons retain unpaired spins in degenerate orbitals).

    Electrons in the outermost orbitals, called valence electrons, are responsible for most of the chemical behavior of elements. In the periodic table, elements with analogous valence electron configurations usually occur within the same group. There are some exceptions to the predicted filling order, particularly when half-filled or completely filled orbitals can be formed. The periodic table can be divided into three categories based on the orbital in which the last electron to be added is placed: main group elements (s and p orbitals), transition elements (d orbitals), and inner transition elements (f orbitals).

    Glossary

    Aufbau principle procedure in which the electron configuration of the elements is determined by “building” them in order of atomic numbers, adding one proton to the nucleus and one electron to the proper subshell at a time core electron electron in an atom that occupies the orbitals of the inner shells electron configuration electronic structure of an atom in its ground state given as a listing of the orbitals occupied by the electrons Hund’s rule every orbital in a subshell is singly occupied with one electron before any one orbital is doubly occupied, and all electrons in singly occupied orbitals have the same spin orbital diagram pictorial representation of the electron configuration showing each orbital as a box and each electron as an arrow valence electrons electrons in the outermost or valence shell (highest value of n) of a ground-state atom; determine how an element reacts valence shell outermost shell of electrons in a ground-state atom; for main group elements, the orbitals with the highest n level (s and p subshells) are in the valence shell, while for transition metals, the highest energy s and d subshells make up the valence shell and for inner transition elements, the highest s, d, and f subshells are included

    Recommended articles

    1. Article type Section or Page License CC BY License Version 4.0 Show Page TOC No on Page
    2. Tags
      1. aufbau principle
      2. Author tag:OpenStax
      3. authorname:openstax
      4. autonumheader:yes2
      5. core electron
      6. electron configuration
      7. Hund’s rule
      8. orbital diagram
      9. source@https://openstax.org/details/books/chemistry-2e
      10. source[translate]-chem-38177
      11. valence electrons
      12. valence shell