Электронные конфигурации атомов. Основное и возбуждённое состояние. Валентные электроны

Цели урока

• Составлять электронные конфигурации атомов в основном состоянии
• Определять валентные электроны
• Различать основное и возбуждённое состояние
• Классифицировать элементы по типам заполняемых подуровней ($s$-, $p$-, $d$-, $f$-элементы)

Зачем это нужно на ЕГЭ

Задание 1 ЕГЭ регулярно просит определить элемент по электронной конфигурации, указать число неспаренных электронов или найти элемент с конфигурацией, аналогичной данной. Электронные конфигурации – ключ к пониманию валентности, степени окисления, типа химической связи и свойств элемента. Без них невозможно объяснить, почему фосфор бывает трёхвалентным и пятивалентным, а азот – только трёхвалентным.

Теория

Квантовые числа и орбитали

Каждый электрон в атоме описывается набором четырёх квантовых чисел:

• Главное квантовое число $n$ (1, 2, 3, 4...) – определяет энергетический уровень и размер орбитали. Чем больше $n$, тем дальше электрон от ядра и тем выше его энергия.
• Орбитальное квантовое число $l$ ($0, 1, 2, \ldots, n-1$) – определяет форму орбитали и подуровень: $l = 0 \rightarrow s$, $l = 1 \rightarrow p$, $l = 2 \rightarrow d$, $l = 3 \rightarrow f$.
• Магнитное квантовое число $m_l$ (от $-l$ до $+l$) – определяет ориентацию орбитали в пространстве.
• Спиновое квантовое число $m_s$ ($+1/2$ или $-1/2$) – направление собственного вращения электрона.

Форма орбиталей:

• $s$-орбиталь – сферическая, одна на каждом уровне, вмещает до 2 электронов
• $p$-орбитали – гантелевидные, три штуки ($p_x$, $p_y$, $p_z$), вмещают до 6 электронов
• $d$-орбитали – более сложная форма, пять штук, до 10 электронов
• $f$-орбитали – семь штук, до 14 электронов

Правила заполнения орбиталей

Принцип наименьшей энергии (правило Клечковского)

Электроны заполняют подуровни в порядке возрастания суммы $(n + l)$. При одинаковой сумме первым заполняется подуровень с меньшим $n$.

Порядок заполнения:

$$1s \rightarrow 2s \rightarrow 2p \rightarrow 3s \rightarrow 3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d \rightarrow 4p \rightarrow 5s \rightarrow 4d \rightarrow 5p \rightarrow 6s \rightarrow 4f \rightarrow 5d \rightarrow 6p \rightarrow 7s \rightarrow 5f \rightarrow 6d \rightarrow 7p$$

Обратите внимание: $4s$ заполняется раньше $3d$, а $5s$ – раньше $4d$. Это ключевой момент для понимания электронных конфигураций переходных металлов.

Принцип Паули

На одной орбитали может находиться не более двух электронов, причём с противоположными спинами (↑↓). Отсюда максимальное число электронов на подуровне: $s$ – 2, $p$ – 6, $d$ – 10, $f$ – 14.

Правило Хунда

Электроны заполняют орбитали одного подуровня так, чтобы суммарный спин был максимальным – сначала по одному электрону на каждую орбиталь (с одинаковым спином), затем по второму. Это энергетически выгоднее из-за обменного взаимодействия.

Пример для азота ($Z = 7$): $1s^2\,2s^2\,2p^3$ На $2p$-подуровне три электрона занимают три орбитали по одному: ↑ ↑ ↑ (три неспаренных электрона), а не ↑↓ ↑ _ (два неспаренных).

Запись электронных конфигураций

Электронная конфигурация записывается перечислением подуровней с указанием числа электронов в виде верхнего индекса:

Для краткости внутренние уровни обозначают символом предыдущего благородного газа: $Fe = [Ar]\,3d^6\,4s^2$.

Особенности d-элементов: «проскок» электрона

У хрома и меди наблюдается так называемый «проскок» (провал) электрона: один электрон с $4s$-подуровня переходит на $3d$, так как полностью заполненный ($d^{10}$) или наполовину заполненный ($d^5$) подуровень энергетически выгоднее.

• Cr ($Z = 24$): ожидаемая конфигурация $[Ar]\,3d^4\,4s^2$, реальная – $[Ar]\,3d^5\,4s^1$
• Cu ($Z = 29$): ожидаемая $[Ar]\,3d^9\,4s^2$, реальная – $[Ar]\,3d^{10}\,4s^1$

Аналогичные проскоки: Mo ($4d^5\,5s^1$), Ag ($4d^{10}\,5s^1$), Au ($5d^{10}\,6s^1$).

Основное и возбуждённое состояние

Основное состояние – состояние атома с наименьшей энергией, когда все электроны заняли самые низкие доступные энергетические уровни. Именно эту конфигурацию мы записываем по правилам Клечковского, Паули и Хунда.

Возбуждённое состояние – состояние, в котором один или несколько электронов перешли на более высокий подуровень. Это происходит при поглощении энергии (свет, тепло).

Практическое значение: возбуждённое состояние объясняет, почему некоторые элементы проявляют валентность выше, чем следует из основного состояния. Например:

• Бериллий Be: основное состояние $1s^2\,2s^2$ – все электроны спарены, валентность 0. Но Be реально двухвалентен: в возбуждённом состоянии $1s^2\,2s^1\,2p^1$ – два неспаренных электрона.
• Бор B: основное $1s^2\,2s^2\,2p^1$ → валентность I. Возбуждённое: $1s^2\,2s^1\,2p^2$ → валентность III.
• Углерод C: основное $1s^2\,2s^2\,2p^2$ → 2 неспаренных. Возбуждённое: $1s^2\,2s^1\,2p^3$ → 4 неспаренных → валентность IV.
• Сера S: основное $\ldots\,3s^2\,3p^4$ → 2 неспаренных (валентность II). Возбуждённое: $\ldots\,3s^2\,3p^3\,3d^1$ → 4 неспаренных (IV), или $\ldots\,3s^1\,3p^3\,3d^2$ → 6 неспаренных (VI).

Важно: азот не может перейти в возбуждённое состояние с расширением валентности, так как на втором уровне нет $d$-подуровня. Поэтому максимальная валентность азота – III (в $NH_3$), хотя он находится в V группе. Степень окисления $+5$ (в $HNO_3$) достигается за счёт донорно-акцепторного механизма.

Валентные электроны

Валентные электроны – электроны, участвующие в образовании химических связей. Как правило, это электроны внешнего энергетического уровня, а для $d$-элементов – ещё и электроны предвнешнего $d$-подуровня.

• Для $s$- и $p$-элементов: валентные электроны – на последнем уровне.
  • Na: $[Ne]\,3s^1$ → 1 валентный электрон
  • S: $[Ne]\,3s^2\,3p^4$ → 6 валентных электронов
• Для $d$-элементов: валентные – на $ns$ и $(n-1)d$.
  • Fe: $[Ar]\,3d^6\,4s^2$ → 8 валентных электронов (6 + 2)
  • Cu: $[Ar]\,3d^{10}\,4s^1$ → 11 валентных электронов (но реально в связях участвуют не все)

Классификация элементов по типу заполняемого подуровня

• $s$-элементы: заполняется $s$-подуровень внешнего уровня (I–II группы, главные подгруппы: Li, Na, K, Be, Mg, Ca...)
• $p$-элементы: заполняется $p$-подуровень (III–VIII группы, главные подгруппы: B, C, N, O, F, Al, Si, P, S, Cl...)
• $d$-элементы: заполняется $d$-подуровень предвнешнего уровня (побочные подгруппы: Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn...)
• $f$-элементы: заполняется $f$-подуровень (лантаноиды и актиноиды)

Примеры

Пример 1. Конфигурация элемента 3-го периода

Задача: Запишите электронную конфигурацию фосфора (P, $Z = 15$) и определите число неспаренных электронов.

Решение:

$$1s^2\,2s^2\,2p^6\,3s^2\,3p^3$$

На $3p$-подуровне 3 электрона: по правилу Хунда каждый занимает отдельную орбиталь → 3 неспаренных электрона.

Пример 2. Конфигурация d-элемента

Задача: Запишите электронную конфигурацию хрома (Cr, $Z = 24$).

Решение: По правилу Клечковского ожидаем: $[Ar]\,3d^4\,4s^2$. Но у хрома происходит «проскок»: реальная конфигурация – $[Ar]\,3d^5\,4s^1$ (полузаполненный $d$-подуровень стабильнее).

Пример 3. Возбуждённое состояние

Задача: Почему хлор может проявлять валентности I, III, V и VII?

Решение: Cl ($Z = 17$): основное состояние $\ldots\,3s^2\,3p^5$ → 1 неспаренный электрон → валентность I. При возбуждении электроны с $3p$ и $3s$ переходят на $3d$:

• $3s^2\,3p^4\,3d^1$ → 3 неспаренных → валентность III
• $3s^2\,3p^3\,3d^2$ → 5 неспаренных → валентность V
• $3s^1\,3p^3\,3d^3$ → 7 неспаренных → валентность VII

Вопросы для самопроверки

1. Запишите электронную конфигурацию серы (S, $Z = 16$) и укажите число неспаренных электронов в основном состоянии.
2. Почему $4s$-подуровень заполняется раньше $3d$? Объясните на основе правила Клечковского.
3. Запишите конфигурации Cr и Cu. В чём причина «проскока» электрона?
4. Чем объясняется максимальная валентность IV у углерода и невозможность валентности V?
5. Почему азот не может проявлять валентность V, хотя находится в V группе?
6. К какому типу элементов ($s$, $p$, $d$, $f$) относятся: калий, сера, железо, уран?

Краткий конспект

• Орбитали: $s$ (сфера, 1), $p$ (гантель, 3), $d$ (5), $f$ (7); максимум электронов: 2, 6, 10, 14
• Порядок заполнения (Клечковский): $1s \rightarrow 2s \rightarrow 2p \rightarrow 3s \rightarrow 3p \rightarrow 4s \rightarrow 3d \rightarrow 4p \rightarrow 5s \rightarrow 4d \ldots$
• Паули: не более 2 электронов на орбитали (с противоположными спинами)
• Хунд: электроны сначала по одному на каждую орбиталь подуровня
• «Проскок» у Cr ($[Ar]\,3d^5\,4s^1$) и Cu ($[Ar]\,3d^{10}\,4s^1$)
• Возбуждённое состояние – переход электрона на свободную орбиталь → расширение валентных возможностей
• $s$-элементы (I–II гр.), $p$-элементы (III–VIII гр.), $d$-элементы (побочные подгруппы)

Что изучать дальше

Знание электронных конфигураций необходимо для урока 4 «Периодический закон и закономерности изменения свойств» – там вы увидите, как строение электронной оболочки определяет положение элемента в таблице и его свойства. Также эта тема важна для понимания урока 5 «Степени окисления» и урока 6 «Ковалентная связь».