Електронна конфігурація атома -схеми та моделі. Електронні конфігурації атомів елементів малих періодів

Електронна конфігурація атома- це формула, що показує розташування електронів в атомі за рівнями та підрівнями. Після вивчення статті Ви дізнаєтеся, де і як розташовуються електрони, познайомитеся з квантовими числами та зможете побудувати електронну конфігурацію атома за його номером, наприкінці статті наведено таблицю елементів.

Навіщо вивчати електронну конфігурацію елементів?

Атоми як конструктор: є певна кількість деталей, вони відрізняються одна від одної, але дві деталі одного типу абсолютно однакові. Але цей конструктор набагато цікавіший, ніж пластмасовий і ось чому. Конфігурація змінюється в залежності від того, хто є поряд. Наприклад, кисень поруч із воднем можеперетворитися на воду, поруч із натрієм на газ, а перебуваючи поруч із залізом зовсім перетворює їх у іржу. Що б відповісти на питання чому так відбувається і передбачити поведінку атома поряд з іншим, необхідно вивчити електронну конфігурацію, про що й йтиметься нижче.

Скільки електронів у атомі?

Атом складається з ядра і електронів, що обертаються навколо нього, ядро ​​складається з протонів і нейтронів. У нейтральному стані у кожного атома кількість електронів дорівнює кількості протонів у його ядрі. Кількість протонів позначили порядковим номером елемента, наприклад сірка, має 16 протонів - 16й елемент періодичної системи. Золото має 79 протонів - 79-й елемент таблиці Менделєєва. Відповідно, у сірці у нейтральному стані 16 електронів, а у золоті 79 електронів.

Де шукати електрону?

Спостерігаючи поведінку електрона було виведено певні закономірності, вони описуються квантовими числами, їх чотири:

• Головне квантове число
• Орбітальне квантове число
• Магнітне квантове число
• Спинове квантове число

Орбіталь

Далі, замість слова орбіта, ми використовуватимемо термін "орбіталь", орбіталь - це хвильова функція електрона, грубо - це область, у якій електрон проводить 90% часу.

N - рівень
L - оболонка
M l – номер орбіталі
M s - перший чи другий електрон на орбіталі

Орбітальне квантове число l

В результаті дослідження електронної хмари, виявили, що в залежності від рівня енергії, хмара набуває чотирьох основних форм: куля, гантелі та інші дві, більш складні. У порядку зростання енергії ці форми називаються s-, p-, d- і f-оболонкою. На кожній з таких оболонок може розташовуватися 1 (s), 3 (p), 5 (d) і 7 (f) орбіталей. Орбітальне квантове число - це оболонка, де знаходяться орбіталі. Орбітальне квантове число для s,p,d і f-орбіталей приймає відповідно значення 0,1,2 або 3.

На s-оболонці одна орбіталь (L=0) - два електрони
На p-оболонці три орбіталі (L=1) – шість електронів
На d-оболонці п'ять орбіталей (L=2) – десять електронів
На f-оболонці сім орбіталей (L=3) – чотирнадцять електронів

Магнітне квантове число m l

На p-оболонці є три орбіталі, вони позначаються цифрами від -L, до +L, тобто, для p-оболонки (L=1) існують орбіталі "-1", "0" і "1". Магнітне квантове число позначається буквою m l.

Усередині оболонки електронам легше розташовуватися на різних орбіталях, тому перші електрони заповнюють по одному на кожну орбіталь, а потім уже до кожного приєднується пара.

Розглянемо d-оболонку:
d-оболонці відповідає значення L=2, тобто п'ять орбіталей (-2,-1,0,1 і 2), перші п'ять електронів заповнюють оболонку приймаючи значення M l = -2, M l = -1, M l =0 , M l =1, M l =2.

Спинове квантове число m s

Спин - це напрямок обертання електрона навколо своєї осі, два напрямків, тому спинове квантове число має два значення: +1/2 і -1/2. На одному енергетичному підрівні можуть бути два електрони тільки з протилежними спинами. Спинове квантове число позначається ms

Головне квантове число n

Головне квантове число - це рівень енергії, зараз відомі сім енергетичних рівнів, кожен позначається арабською цифрою: 1,2,3,...7. Кількість оболонок кожному рівні дорівнює номеру рівня: першому рівні одна оболонка, другою дві тощо.

Номер електрона

Отже, будь-який електрон можна описати чотирма квантовими числами, комбінація з цих чисел унікальна для кожної позиції електрона, візьмемо перший електрон, найнижчий енергетичний рівень це N=1, на першому рівні знаходиться одна оболонка, перша оболонка на будь-якому рівні має форму кулі (s -оболонка), тобто. L=0, магнітне квантове число може прийняти тільки одне значення, M l =0 і спин дорівнюватиме +1/2. Якщо ми візьмемо п'ятий електрон (у якому атомі він був), то основні квантові числа йому будуть: N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.

Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів: $s-$, $p-$ та $d-$елементи. Електронна конфігурація атома. Основний та збуджений стан атомів

Поняття атом виникло ще в античному світідля значення частинок речовини. У перекладі з грецької атом означає «неподільний».

Електрони

Ірландський фізик Стоні виходячи з дослідів дійшов висновку, що електрика переноситься найдрібнішими частинками, які у атомах всіх хімічних елементів. У $1891$ м. Стоні запропонував ці частки назвати електронами, Що по-грецьки означає «бурштин».

Через кілька років після того, як електрон отримав свою назву, англійський фізик Джозеф Томсон і французький фізик Жан Перрен довели, що електрони несуть негативний заряд. Це найменший негативний заряд, який у хімії прийнято за одиницю $(–1)$. Томсон навіть зумів визначити швидкість руху електрона (вона дорівнює швидкості світла - $ 300 000 $ км / с) і масу електрона (вона в $ 1836 разів менше маси атома водню).

Томсон і Перрен поєднували полюси джерела струму з двома металевими пластинами - катодом і анодом, впаяними в скляну трубку, з якої було відкачано повітря. При подачі на пластини-електроди напруги близько 10 тисяч вольт у трубці спалахував розряд, що світиться, а від катода (негативного полюса) до анода (позитивного полюса) летіли частки, які вчені спочатку назвали катодним промінняма потім з'ясували, що це був потік електронів. Електрони, ударяючись об особливі речовини, нанесені, наприклад, екран телевізора, викликають світіння.

Було зроблено висновок: електрони вириваються з атомів матеріалу, з якого зроблено катод.

Вільні електрони або їх потік можна отримати і іншими способами, наприклад, при розжарюванні металевого дроту або при падінні світла на метали, утворені елементами головної підгрупи I групи таблиці Менделєєва (наприклад, цезій).

Стан електронів в атомі

Під станом електрона в атомі розуміють сукупність інформації про енергіїпевного електрона в просторі, в якому він знаходиться. Ми знаємо, що електрон у атомі немає траєкторії руху, тобто. можна говорити лише про ймовірностізнаходження його у просторі навколо ядра. Він може бути в будь-якій частині цього простору, що оточує ядро, і сукупність різних положень його розглядають як електронну хмару з певною щільністю негативного заряду. Образно це можна уявити так: якби вдалося через соті чи мільйонні частки секунди сфотографувати становище електрона в атомі, як із фотофініші, то електрон таких фотографіях було представлено як точки. При накладенні незліченної множини таких фотографій вийшла б картина електронної хмари з найбільшою щільністютам, де цих точок найбільше.

На малюнку показаний «розріз» такої електронної густини в атомі водню, що проходить через ядро, а штриховою лінією обмежена сфера, всередині якої ймовірність виявлення електрона становить $90%. Найближчий до ядра контур охоплює область простору, в якій ймовірність виявлення електрона - $10%$, ймовірність виявлення електрона всередині другого від ядра контуру становить $20%$, всередині третього - $30% і т.д. У стані електрона є певна невизначеність. Щоб охарактеризувати цей особливий стан, німецький фізик В. Гейзенберг увів поняття про принцип невизначеності, тобто. показав, що неможливо визначити одночасно і точно енергію та місце розташування електрона. Чим точніше визначена енергія електрона, тим невизначеніша його становище, і навпаки, визначивши положення, не можна визначити енергію електрона. Область ймовірності виявлення електрона немає чітких меж. Однак можна виділити простір, де ймовірність знаходження електрона максимальна.

Простір навколо атомного ядра, в якому найімовірніше знаходження електрона, називається орбіталлю.

Він містить приблизно $90%$ електронної хмари, і це означає, що близько $90%$ часу електрон знаходиться в цій частині простору. Формою розрізняють $4$ відомих нині типу орбіталей, які позначаються латинськими літерами $s, p, d$ і $f$. Графічне зображеннядеяких форм електронних орбіталей представлено малюнку.

Найважливішою характеристикою руху електрона певної орбіталі є енергія його зв'язку з ядром. Електрони, що мають близькі значення енергії, утворюють єдиний електронний шар, або енергетичний рівень. Енергетичні рівні нумерують, починаючи від ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ та $7$.

Ціле число $n$, що означає номер енергетичного рівня, називають головним квантовим числом.

Воно характеризує енергію електронів, які займають цей енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра. Порівняно з електронами першого рівня електрони наступних рівнів характеризуються великим запасом енергії. Отже, найменш міцно пов'язані з ядром атома електрони зовнішнього рівня.

Число енергетичних рівнів (електронних шарів) в атомі дорівнює номеру періоду в системі Д. І. Менделєєва, до якого належить хімічний елемент: у атомів елементів першого періоду один енергетичний рівень; другого періоду – два; сьомого періоду – сім.

Найбільше електронів на енергетичному рівні визначається за формулою:

де $ N $ - максимальна кількість електронів; $n$ - номер рівня, чи головне квантове число. Отже: на першому, найближчому до ядра енергетичному рівні може бути не більше двох електронів; на другому – не більше $8$; третьому - трохи більше $18$; на четвертому – не більше $32$. А як, своєю чергою, влаштовані енергетичні рівні (електронні верстви)?

Починаючи з другого енергетичного рівня $(n = 2)$, кожен із рівнів поділяється на підрівні (підшари), які дещо відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром.

Число підрівнів дорівнює значенню головного квантового числа:перший енергетичний рівень має один рівень; другий – два; третій – три; четвертий – чотири. Підрівні, у свою чергу, утворені орбіталями.

Кожному значенню $n$ відповідає число орбіталей, що дорівнює $n^2$. За даними, поданими в таблиці, можна простежити зв'язок головного квантового числа $n$ з числом підрівнів, типом і числом орбіталей та максимальним числом електронів на підрівні та рівні.

Головне квантове число, типи та число орбіталей, максимальна кількість електронів на підрівнях та рівнях.

Підрівні прийнято позначати латинськими літерами, як і форму орбіталей, у тому числі вони складаються: $s, p, d, f$. Так:

• $s$-підрівень - перший, найближчий до ядра атома підрівень кожного енергетичного рівня, що складається з однієї $s$-орбіталі;
• $р$-підрівень - другий підрівень кожного, крім першого, енергетичного рівня, складається з трьох $р$-орбіталей;
• $d$-підрівень - третій підрівень кожного, починаючи з третього енергетичного рівня, складається з п'яти $d$-орбіталей;
• $f$-підрівень кожного, починаючи з четвертого, енергетичного рівня, складається із семи $f$-орбіталей.

Ядро атома

Але не лише електрони входять до складу атомів. Фізик Анрі Беккерель виявив, що природний мінерал, що містить сіль урану, теж випромінює невідоме випромінювання, засвічуючи фотоплівки, закриті від світла. Це явище було названо радіоактивністю.

Розрізняють три види радіоактивних променів:

1. $α$-промені, які складаються з $α$-часток, що мають заряд у $2$ рази більше заряду електрона, але з позитивним знаком, і маса в $4$ рази більша за масу атома водню;
2. $β$-промені є потік електронів;
3. $γ$-промені - електромагнітні хвилі з мізерно малою масою, що не несуть електричного заряду.

Отже, атом має складну будову - складається з позитивно зарядженого ядра та електронів.

Як же влаштований атом?

У 1910 р. у Кембриджі, поблизу Лондона, Ернест Резерфорд зі своїми учнями та колегами вивчав розсіювання $α$-часток, що проходять через тоненьку золоту фольгу та падають на екран. Альфа-частинки зазвичай відхилялися від початкового напряму лише на градус, підтверджуючи, здавалося б, рівномірність і однорідність властивостей атомів золота. І раптом дослідники помітили, що деякі $α$-частинки різко змінювали напрямок свого шляху, ніби натрапляючи на якусь перешкоду.

Розмістивши екран перед фольгою, Резерфорд зумів виявити навіть ті рідкісні випадки, коли $-$-частинки, відбившись від атомів золота, летіли в протилежному напрямку.

Розрахунки показали, що явища могли статися, якби вся маса атома і весь його позитивний заряд були зосереджені в крихітному центральному ядрі. Радіус ядра, як з'ясувалося, у 100 000 разів менший за радіус всього атома, тієї його області, в якій знаходяться електрони, що мають негативний заряд. Якщо застосувати образне порівняння, весь обсяг атома можна уподібнити стадіону в Лужниках, а ядро ​​- футбольному м'ячу, розташований у центрі поля.

Атом будь-якого хімічного елементапорівняємо з крихітною Сонячною системою. Тому таку модель атома, запропоновану Резерфордом, називають планетарною.

Протони та нейтрони

Виявляється, і крихітне атомне ядро, в якому зосереджено всю масу атома, складається з частинок двох видів - протонів і нейтронів.

Протонимають заряд, рівний заряду електронів, але протилежний за знаком $(+1)$, і масу, рівну масі атома водню (вона прийнята в хімії за одиницю). Позначаються протони знаком $↙(1)↖(1)p$ (або $р+$). Нейтронине несуть заряду, вони нейтральні мають масу, рівну масі протона, тобто. $1$. Позначають нейтрони знаком $↙(0)↖(1)n$ (або $n^0$).

Протони та нейтрони разом називають нуклонами(Від лат. Nucleus- Ядро).

Сума числа протонів та нейтронів в атомі називається масовим числом. Наприклад, масове число атома алюмінію:

Оскільки масою електрона, мізерно малою, можна знехтувати, очевидно, що у ядрі зосереджена вся маса атома. Електрони позначають так: $e↖(-)$.

Оскільки атом електронейтральний, також очевидно, що число протонів та електронів в атомі однаково. Воно дорівнює порядковому номеру хімічного елемента, присвоєний йому в Періодичній системі Наприклад, в ядрі атома заліза міститься $26$ протонів, а навколо ядра обертається $26$ електронів. А як визначити число нею тронів?

Як відомо, маса атома складається з маси протонів та нейтронів. Знаючи порядковий номер елемента $(Z)$, тобто. число протонів і масове число $(А)$, рівну сумічисел протонів і нейтронів можна знайти число нейтронів $(N)$ за формулою:

Наприклад, число нейтронів в атомі заліза дорівнює:

$56 – 26 = 30$.

У таблиці подано основні характеристики елементарних частинок.

Основні властивості елементарних частинок.

Ізотопи

Різновиди атомів однієї й тієї ж елемента, мають однаковий заряд ядра, але різне масове число, називаються ізотопами.

Слово ізотопскладається з двох грецьких слів: isos- однаковий і topos- місце, що означає «що займає одне місце» (клітину) в Періодичній системі елементів.

Хімічні елементи, які у природі, є сумішшю ізотопів. Так, вуглець має три ізотопи з масою $ 12, 13, 14 $; кисень - три ізотопи з масою $16, 17, 18$ і т.д.

Відносна атомна маса хімічного елемента, що зазвичай приводиться в Періодичній системі, є середнім значенням атомних мас природної суміші ізотопів даного елемента з урахуванням їх відносного вмісту в природі, тому значення атомних мас досить часто є дробовими. Наприклад, атоми природного хлору є сумішшю двох ізотопів - $35$ (їх у природі $75%$) і $37$ (їх $25%$); отже, відносна атомна маса хлору дорівнює $35.5$. Ізотопи хлору записуються так:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ і $↖(37)↙(17)(Cl)$

Хімічні властивості ізотопів хлору абсолютно однакові, як і ізотопів більшості хімічних елементів, наприклад калію, аргону:

$↖(39)↙(19)(K)$ і $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ і $↖(40)↙(18 )(Ar)$

Однак ізотопи водню сильно розрізняються за властивостями через різке збільшення їх відносної атомної маси; їм навіть присвоєно індивідуальні назви та хімічні знаки: протий - $↖(1)↙(1)(H)$; дейтерій - $↖(2)↙(1)(H)$, або $↖(2)↙(1)(D)$; тритій - $↖(3)↙(1)(H)$, або $↖(3)↙(1)(T)$.

Тепер можна дати сучасне, суворіше і наукове визначенняхімічний елемент.

Хімічний елемент – це сукупність атомів з однаковим зарядом ядра.

Будова електронних оболонок атомів елементів перших чотирьох періодів

Розглянемо відображення електронних конфігурацій атомів елементів за періодами системи Д. І. Менделєєва.

Елементи першого періоду.

Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів за електронними шарами (енергетичними рівнями).

Електронні формули атомів показують розподіл електронів за енергетичними рівнями та під рівнями.

Графічні електронні формули атомів показують розподіл електронів як за рівнями і рівнями, а й у орбіталям.

В атомі гелію перший електронний шар завершено - у ньому $2$ електрона.

Водень та гелій - $s$-елементи, у цих атомів заповнюється електронами $s$-орбіталь.

Елементи другого періоду.

У всіх елементів другого періоду перший електронний шар заповнений, і електрони заповнюють $s-$ і $р$-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку $s$, а потім $р$) та правил Паулі та Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершено – у ньому $8$ електронів.

Елементи третього періоду.

У атомів елементів третього періоду перший і другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати 3s-, 3р- та 3d-під рівні.

Будова електронних оболонок атомів елементів третього періоду

У атома магнію добудовується $3,5$-електронна орбіталь. $Na$ і $Mg$ - $s$-елементи.

У алюмінію та наступних елементів заповнюється електронами $3d$-підрівень.

$↙(18)(Ar)$ Аргон

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

В атомі аргону на зовнішньому шарі (третій електронний шар) $8$ електронів. Як зовнішній шар завершений, але всього в третьому електронному шарі, як ви вже знаєте, може бути 18 електронів, а це означає, що елементи третього періоду залишаються незаповненими $3d$-орбіталі.

Всі елементи від $Al$ до $Ar$ - $р$ -Елементи.

$s-$ і $р$ -Елементиутворюють головні підгрупиу Періодичній системі.

Елементи четвертого періоду.

У атомів калію і кальцію утворюється четвертий електронний шар, заповнюється $4s$-підрівень, т.к. він має меншу енергію, ніж $3d$-підрівень. Для спрощення графічних електронних формул атомів елементів четвертого періоду:

1. позначимо умовно графічну електронну формулу аргону так: $ Ar $;
2. не зображуватимемо підрівні, які у цих атомів не заповнюються.

$К, Са$ - $s$ -Елементи,що входять до основних підгруп. У атомів від $Sc$ до $Zn$ заповнюється електронами 3d-підрівень. Це $3d$-елементи. Вони входять у побічні підгрупи,у них заповнюється зовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому та міді. У них відбувається «провал» одного електрона з $4s-$ на $3d$-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю електронних конфігурацій, що утворюються при цьому $3d^5$ і $3d^(10)$:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Символ елемента, порядковий номер, назва	Схема електронної будови	Електронна формула	Графічна електронна формула
$↙(19)(K)$ Калій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Кальцій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Скандій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Титан		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Ванадій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Сr)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ або $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Хром		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ або $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Цинк		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ або $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ Галій		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ або $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Криптон		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ або $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

В атомі цинку третій електронний шар завершений - у ньому заповнені всі рівні $3s, 3р$ ​​і $3d$, всього на них $18$ електронів.

У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватись четвертий електронний шар, $4р$-підрівень. Елементи від $ Ga $ до $ Kr $ - $ $ -Елементи.

У атома криптону зовнішній (четвертий) шар завершений, має $8$ електронів. Але всього в четвертому електронному шарі, як ви знаєте, може бути $32$ електрона; у атома криптону поки що залишаються незаповненими $4d-$ і $4f$-підрівні.

p align="justify"> У елементів п'ятого періоду йде заповнення підрівнів у наступному порядку: $ 5s → 4d → 5р $. І також зустрічаються винятки, пов'язані з «провалом» електронів, у $↙(41)Nb$, $↙(42)Мо$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙(46) Pd$, $↙(47)Ag$. У шостому та сьомому періодах з'являються $f$ -Елементи, тобто. елементи, які мають заповнення відповідно $4f-$ і $5f$-підрівнів третього зовні електронного шару.

$4f$ -Елементиназивають лантаноїдами.

$5f$ -Елементиназивають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: $↙(55)Cs$ і $↙(56)$ - $6s$-елементи; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-елемент; $↙(58)Се$ – $↙(71)Lu - 4f$-елементи; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-елементи; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-елементи. Але тут зустрічаються елементи, які мають порушується порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов'язані з більшої енергетичної стійкістю наполовину і повністю заповнених $f$-подуровней, тобто. $nf^7$ і $nf^(14)$.

Залежно від того, який підрівень атома заповнюється електронами останнім, всі елементи, як ви вже зрозуміли, ділять на чотири електронні сімейства, або блоки:

1. $s$ -Елементи;електронами заповнюється $s$-підрівень зовнішнього рівняатома; до $s$-елементів відносяться водень, гелій та елементи головних підгруп I та II груп;
2. $р$ -Елементи;електронами заповнюється $р$-підрівень зовнішнього рівня атома; до $р$-елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп;
3. $d$ -Елементи;електронами заповнюється $d$-підрівень переднього рівня атома; до $d$-елементів належать елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто. елементи вставних декад великих періодів, розташованих між $s-$ і $р-$елементами. Їх також називають перехідними елементами;
4. $f$ -Елементи;електронами заповнюється $ f-$ під рівень третього зовні рівня атома; до них відносяться лантаноїди та актиноїди.

Електронна конфігурація атома. Основний та збуджений стан атомів

Швейцарський фізик В. Паулі в $1925$ встановив, що в атомі на одній орбіталі може бути не більше двох електронів, мають протилежні (антипаралельні) спини (у перекладі з англійської - веретено), тобто. які мають такі властивості, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі за годинниковою стрілкою або проти. Цей принцип має назву принципу Паулі.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспаренимякщо два, то це спарені електрони, тобто. електрони із протилежними спинами.

На малюнку показано схему поділу енергетичних рівнів на підрівні.

$s-$ ОрбітальЯк ви вже знаєте, має сферичну форму. Електрон атома водню $(n = 1)$ розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула, або електронна конфігурація, записується так: $1s^1$. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед буквою $(1…)$, латинською літероюпозначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, яка записується праворуч зверху від літери (як показник ступеня), показує кількість електронів на підрівні.

Для атома гелію Не, що має два спарених електрони на одній $s-$орбіталі, ця формула: $1s^2$. Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ. На другому енергетичному рівні $(n = 2)$ є чотири орбіталі, одна $s$ і три $р$. Електрони $s$-орбіталі другого рівня ($2s$-орбіталі) мають більш високу енергію, т.к. знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони $1s$-орбіталі $(n = 2)$. Взагалі для кожного значення $n$ існує одна $s-$орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що зростає в міру збільшення значення $n$.$s-$Орбіталь, як ви вже знаєте має сферичну форму. Електрон атома водню $(n = 1)$ розташовується на цій орбіталі та неспарений. Тому його електронна формула, або електронна конфігурація, записується так: $1s^1$. В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, що стоїть перед літерою $(1…)$, латинською літерою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, що записується праворуч від літери (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію $Не$, що має два спарені електрони на одній $s-$орбіталі, ця формула: $1s^2$. Електронна оболонка атома гелію завершена та дуже стійка. Гелій – це благородний газ. На другому енергетичному рівні $(n = 2)$ є чотири орбіталі, одна $s$ і три $р$. Електрони $s-$орбіталі другого рівня ($2s$-орбіталі) мають вищу енергію, т.к. знаходяться на більшій відстані від ядра, ніж електрони $1s$-орбіталі $(n = 2)$. Взагалі для кожного значення $n$ існує одна $s-$орбіталь, але з відповідним запасом енергії електронів на ньому і, отже, з відповідним діаметром, що зростає зі збільшенням значення $n$.

$р-$ Орбітальмає форму гантелі, чи об'ємної вісімки. Усі три $р$-орбіталі розташовані в атомі взаємно перпендикулярно вздовж просторових координат, проведених через ядро ​​атома. Слід підкреслити вкотре, кожен енергетичний рівень (електронний шар), починаючи з $n= 2$, має три $р$-орбіталі. Зі збільшенням значення $n$ електрони займають $р$-орбіталі, розташовані великих відстанях від ядра і спрямовані по осях $x, y, z$.

У елементів другого періоду $(n = 2)$ заповнюється спочатку одна $s$-орбіталь, а потім три $р$-орбіталі; електронна формула $Li: 1s^(2)2s^(1)$. Електрон $2s^1$ слабше пов'язаний з ядром атома, тому атом літію може легко віддавати його (як ви, очевидно, пам'ятаєте, цей процес називається окисленням), перетворюючись на іон літію $Li^+$.

В атомі берилію Be четвертий електрон також розміщується на $2s$-орбіталі: $1s^(2)2s^(2)$. Два зовнішні електрони атома берилію легко відриваються - $В^0$ при цьому окислюється в катіон $Ве^(2+)$.

У атома бору п'ятий електрон займає $2р$-орбіталь: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Далі у атомів $C, N, O, F$ йде заповнення $2р$-орбіталей, яке закінчується у благородного газу неону: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

У елементів третього періоду заповнюються відповідно $3s-$ і $3р$-орбіталі. П'ять $d$-орбіталей третього рівня при цьому залишаються вільними:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Іноді у схемах, що зображують розподіл електронів у атомах, вказують лише число електронів кожному енергетичному рівні, тобто. записують скорочені електронні формули атомів хімічних елементів, на відміну від наведених вище повних електронних формул, наприклад:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

У елементів великих періодів (четвертого та п'ятого) перші два електрони займають відповідно $4s-$ і $5s$-орбіталі: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2, 8, 18, 8, 2 $. Починаючи з третього елемента кожного великого періоду, наступні десять електронів надійдуть на попередні $3d-$ і $4d-$орбіталі відповідно (у елементів побічних підгруп): $↙(23)V 2, 8, 11, 2;$ $↙( 26) Fr 2, 8, 14, 2; $ $ ↙ (40) Zr 2, 8, 18, 10, 2; $ $ ↙ (43) Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Як правило, коли буде заповнений попередній $d$-підрівень, почне заповнюватися зовнішній (відповідно $4р-$ і $5р-$) $р-$підрівень: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

У елементів великих періодів - шостого та незавершеного сьомого - електронні рівні та підрівні заповнюються електронами, як правило, так: перші два електрони надходять на зовнішній $s-$підрівень: $↙(56)Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; наступний один електрон (у $La$ і $Са$) на попередній $d$-підрівень: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ і $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 $.

Потім наступні $14$ електронів надійдуть на третій зовні енергетичний рівень, на $4f$ і $5f$-орбіталі відповідно лантоноїдів та актиноїдів: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙(92 ) U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2 $.

Потім знову почне забудовуватися другий зовні енергетичний рівень ($d$-підрівень) у елементів побічних підгруп: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙(104)Rf 2, 8, 18 , 32, 32, 10, 2 $. І, нарешті, тільки після повного заповнення десятьма електронами $d$-підрівня знову буде заповнюватися $р$-під рівень: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Дуже часто будову електронних оболонок атомів зображують за допомогою енергетичних або квантових осередків - записують так звані графічні електронні формули. Для цього запису використовують такі позначення: кожен квантовий осередок позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, що відповідає напрямку спина. При записі графічної електронної формули слід пам'ятати два правила: принцип Паулі, згідно з яким у осередку (орбіталі) може бути не більше двох електронів, але з антипаралельними спинами, і правило Ф. Хунда, Згідно з яким електрони займають вільні осередки спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спина, і потім спарюються, але спини при цьому, за принципом Паулі, будуть вже протилежно спрямованими.

Розподіл електронів за різними АТ називають електронною конфігурацією атома. Електронна конфігурація з найменшою енергією відповідає основним станоматома, інші зміни відносяться до збудженим станам.

Електронну конфігурацію атома зображують двома способами - як електронних формул і електронографічних діаграм. При написанні електронних формул використовують головне та орбітальне квантові числа. Підрівень позначають за допомогою головного квантового числа (цифрою) та орбітального квантового числа (відповідною літерою). Число електронів на підрівні характеризує верхній індекс. Наприклад, для основного стану атома водню електронна формула: 1 s 1 .

Більше повно будову електронних рівнів можна описати з допомогою електронографічних діаграм, де розподіл за підрівнями представляють як квантових осередків. Орбіталь у разі прийнято умовно зображати квадратом, біля якого проставлено позначення подуровня. Підрівні на кожному рівні повинні бути трохи зміщені по висоті, оскільки їхня енергія дещо різниться. Електрони зображуються стрілками або в залежності від знака спинового квантового числа. Електронографічна діаграма атома водню:

Принцип побудови електронних змін багатоелектронних атомів полягає у додаванні протонів та електронів до атома водню. Розподіл електронів за енергетичними рівнями та підрівнями підпорядковуються розглянутим раніше правилам: принципу найменшої енергії, принципу Паулі та правилу Хунда.

З урахуванням структури електронних конфігурацій атомів усі відомі елементи відповідно до значення орбітального квантового числа останнього підрівня, що заповнюється, можна розбити на чотири групи: s-Елементи, p-Елементи, d-Елементи, f-Елементи.

В атомі гелію Не (Z=2) другий електрон займає 1 s-орбіталь, його електронна формула: 1 s 2 . Електронографічна діаграма:

Гелієм закінчується перший найкоротший період періодичної системи елементів. Електронну конфігурацію гелію позначають.

Другий період відкриває літій Li (Z=3), його електронна формула:
Електронографічна діаграма:

Далі наведено спрощені електрографічні діаграми атомів елементів, орбіталі одного енергетичного рівня яких розташовані на одній висоті. Внутрішні повністю заповнені підрівні не показані.

Після літію слідує берилій Ве (Z=4), в якому додатковий електрон заселяє 2 s-орбіталь. Електронна формула Ве: 2 s 2

В основному стані наступний електрон бору (z=5) займає 2 р-орбіталь, В:1 s 2 2s 2 2p 1; його електрографічна діаграма:

Наступні п'ять елементів мають електронні конфігурації:

(Z=6): 2 s 2 2p 2 N (Z=7): 2 s 2 2p 3

O (Z = 8): 2 s 2 2p 4 F (Z=9): 2 s 2 2p 5

Ne (Z=10): 2 s 2 2p 6

Наведені електронні зміни визначаються правилом Хунда.

Перший та другий енергетичні рівні неону повністю заповнені. Позначимо його електронну конфігурацію і будемо використовувати надалі для стислості запису електронних формул атомів елементів.

Натрій Na (Z=11) та Mg (Z=12) відкривають третій період. Зовнішні електрони займають 3 s-орбіталь:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Потім, починаючи з алюмінію (Z=13), заповнюється 3 р-підрівень. Третій період закінчується аргоном Ar (Z=18):

Al (Z=13): 3 s 2 3p 1

Ar (Z=18): 3 s 2 3p 6

Елементи третього періоду відрізняються від елементів другого тим, що мають вільні 3 d-орбіталі, які можуть брати участь в утворенні хімічного зв'язку Це пояснює валентні стани, що виявляються елементами.

У четвертому періоді, відповідно до правила ( n+l), калію К (Z=19) і кальцію Са (Z=20) електрони займають 4 s-підрівень, а не 3 d. Починаючи зі скандію Sc (Z=21) і закінчуючи цинком Zn (Z=30), відбувається заповнення 3 d-підрівня:

Електронні формули d-Елементів можна представити в іонному вигляді: підрівні перераховуються в порядку зростання головного квантового числа, а при постійному n- У порядку збільшення орбітального квантового числа. Наприклад, для Zn такий запис виглядатиме так:
Обидва ці записи еквівалентні, але наведена раніше формула цинку правильно відображає порядок заповнення підрівнів.

У рядку 3 d-Елементів у хрому Сr (Z=24) спостерігається відхилення від правила ( n+l). Відповідно до цього правила конфігурація Сr має виглядати так:
Встановлено, що реальна конфігурація -
Іноді цей ефект називають "провалом" електрона. Подібні ефекти пояснюються підвищеною стійкістю наполовину ( p 3 , d 5 , f 7) і повністю ( p 6 , d 10 , f 14) заповнених підрівнів.

Відхилення від правила ( n+l) спостерігаються і в інших елементів (табл. 2). Це з тим, що з збільшення головного квантового числа різницю між енергіями підрівнів зменшуються.

Далі відбувається заповнення 4 p-підрівня (Ga - Kr). У четвертому періоді міститься лише 18 елементів. Аналогічно відбувається заповнення 5 s-, 4d- і 5 p- підрівнів у 18-ти елементів п'ятого періоду. Зазначимо, що енергія 5 s- і 4 d-підрівнів дуже близькі, і електрон з 5 s-підрівня може легко переходити на 4 d-підрівень. На 5 s-підрівні у Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag знаходиться лише один електрон. В основному стані 5 s-Підрівень Pd не заповнений. Спостерігається "провал" двох електронів.

Таблиця 2

Винятки з ( n+l) – правила для перших 86 елементів

У шостому періоді після заповнення 6 s-підрівня у цезію Cs (Z=55) та барію Ba (Z=56) наступний електрон, згідно з правилом ( n+l), повинен зайняти 4 f-підрівень. Однак у лантана La (Z=57) електрон надходить на 5 d-підрівень. Заповнений на половину (4 f 7) 4f-підрівень має підвищену стійкість, тому у гадолінію Gd (Z=64), наступного за європієм Eu (Z=63), на 4 f-підрівні зберігається колишня кількість електронів (7), а новий електрон надходить на 5 d-підрівень, порушуючи правило ( n+l). У тербію Tb (Z=65) черговий електрон займає 4 f-підрівень і відбувається перехід електрона з 5 d-підрівня (конфігурація 4 f 9 6s 2). Заповнення 4 f-підрівня закінчується у ітербія Yb (Z = 70). Наступний електрон атома лютеція Lu займає 5 d-підрівень. Його електронна конфігурація відрізняється від конфігурації атома лантану тільки повністю заповненим 4 f-підрівнем.

Нині у Періодичній системі елементів Д.І. Менделєєва під скандією Sc та ітрієм Y розташовуються іноді лютецій (а не лантан) як перший d-Елемент, а всі 14 елементів перед ним, включаючи лантан, виносячи в особливу групу лантаноїдівза межі періодичної системи елементів.

Хімічні властивості елементів визначаються головним чином структурою зовнішніх електронних рівнів. Зміна числа електронів на третьому зовні 4 f-Підрівні слабо відбивається на хімічних властивостях елементів. Тому всі 4 f-Елементи схожі за своїми властивостями. Потім у шостому періоді відбувається заповнення 5 d-підрівня (Hf – Hg) та 6 p-підрівня (Tl - Rn).

У сьомому періоді 7 s-підрівень заповнюється у Франція Fr (Z = 87) і радію Ra (Z = 88). У актинія спостерігається відхилення від правила ( n+l), і черговий електрон заселяє 6 d-підрівень, а не 5 f. Далі слідує група елементів (Th – No) з 5 f-підрівнем, які утворюють сімейство актиноїдів. Зазначимо, що 6 d- і 5 f- підрівні мають такі близькі енергії, що електронна конфігурація атомів актиноїдів часто не підкоряється правилу ( n+l). Але в даному випадку значення точної конфігурації 5 f т 5d m менш важливо, оскільки вона досить слабко впливає хімічні властивості елемента.

У лоуренсія Lr (Z=103) новий електрон надходить на 6 d-підрівень. Цей елемент іноді поміщають у Періодичній системі під лютецтвом. Сьомий період не завершено. Елементи 104 – 109 нестійкі та його властивості маловідомі. Отже, зі зростанням заряду ядра періодично повторюються подібні електронні структури зовнішніх рівнів. У зв'язку з цим слід очікувати і на періодичну зміну різних властивостей елементів.

Періодична зміна властивостей атомів хімічних елементів

Хімічні властивості атомів елементів проявляються за її взаємодії. Типи змін зовнішніх енергетичних рівнів атомів визначають основні особливості їхньої хімічної поведінки.

Характеристиками атома кожного елемента, що визначають його поведінку в хімічних реакціях, є енергія іонізації, спорідненість до електрона, електронегативність.

Енергія іонізації – це енергія, необхідна відриву і видалення електрона від атома. Чим нижча енергія іонізації, тим вища відновна здатність атома. Тому енергія іонізації є мірою відновлювальної здатності атома.

Енергія іонізації, необхідна відриву першого електрона, називається першої енергією іонізації I 1 . Енергія, необхідна для відриву другого електрона, називається другою енергією іонізації I 2 і т.д. При цьому має місце така нерівність

I 1< I 2 < I 3 .

Відрив та видалення електрона від нейтрального атома відбувається легше, ніж від зарядженого іона.

Максимальне значення енергії іонізації відповідає благородним газам. Мінімальне значення енергії іонізації мають лужні метали.

У межах періоду енергія іонізації змінюється немонотонно. Спочатку вона знижується під час переходу від s-елементів до перших р-елементів. Потім у наступних р-елементів вона підвищується.

У межах однієї групи зі збільшенням порядкового номера елемента енергія іонізації зменшується, що зумовлено збільшенням відстані між зовнішнім рівнем та ядром.

Спорідненість до електрона - це енергія (позначається через Е), яка виділяється при приєднанні електрона до атома. Приймаючи електрон, атом перетворюється на негативно заряджений іон. Спорідненість до електрона в періоді зростає, а в групі, як правило, зменшується.

Галогени мають найвищу спорідненість до електрона. Приєднуючи недостатній завершення оболонки електрон, вони набувають закінчену конфігурацію атома благородного газу.

Електронегативність – це сума енергії іонізації та спорідненості до електрона

Електронегативність зростає в періоді та зменшується в підгрупі.

Атоми та іони не мають строго визначених меж через хвильову природу електрона. Тому радіуси атомів та іонів визначають умовно.

Найбільше збільшення радіусу атомів спостерігається у елементів малих періодів, у яких відбувається заповнення лише зовнішнього енергетичного рівня, що притаманно s- та р-елементів. Для d-і f-елементів спостерігається більш плавне збільшення радіусу зі зростанням заряду ядра.

У межах підгрупи радіус атомів збільшується, оскільки зростає кількість енергетичних рівнів.

Спочатку елементи у Періодичній таблиці хімічних елементів Д.І. Менделєєва були розташовані відповідно до їх атомних мас і хімічних властивостей, але насправді виявилося, що вирішальну роль відіграє не маса атома, а заряд ядра і, відповідно, число електронів в нейтральному атомі.

Найбільш стійкий стан електрона в атомі хімічного елемента відповідає мінімуму його енергії, а будь-який інший стан називається збудженим, в ньому електрон може спонтанно переходити на рівень з нижчою енергією.

Розглянемо, як розподіляються електрони в атомі орбіталями, тобто. електронну конфігурацію багатоелектронного атома переважно стані. Для побудови електронної конфігураціїкористуються такими принципами заповнення орбіталей електронами:

- принцип (заборона) Паулі - в атомі не може бути двох електронів з однаковим набором усіх 4 квантових чисел;

- Принцип найменшої енергії (правила Клечковського) - орбіталі заповнюють електронами в порядку зростання енергії орбіталей (рис. 1).

Рис. 1. Розподіл орбіталей водневого атома за енергіями; n – головне квантове число.

Енергія орбіталі залежить від суми (n+l). Орбіталі заповнюються електронами у порядку зростання суми (n + l) цих ортиталей. Так, для підрівнів 3d і 4s суми (n + l) дорівнюватимуть 5 і 4, відповідно, внаслідок чого, першою буде заповнюватися 4s орбіталь. Якщо сума (n + l) однакова двох орбіталей, то першої заповнюється орбіталь з меншим значенням n. Так, для 3d і 4p орбіталей сума (n + l) дорівнюватиме 5 для кожної орбіталі, але першою заповнюється 3d орбіталь. Відповідно до цих правил порядок заповнення орбіталей буде таким:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d<4f<6p<7s<6d<5f<7p

Сімейство елемента визначається по орбіталі, що заповнюється електронами в останню чергу, відповідно до енергії. Проте, не можна записувати електронні формули відповідно до енергетичного ряду.

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d 10 4s 2 4p 6 4d 3 5s 2 правильний запис електронної конфігурації

41 Nb 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6 5s 2 4d 3 неправильний запис електронної конфігурації

Для перших п'яти d – елементів валентними (тобто електрони, відповідальні за утворення хімічного зв'язку) є сума електронів на d і s, заповнених електронами в останню чергу. Для p – елементів валентними є сума електронів, що знаходяться на s та p підрівнях. Для s-елементів валентними є електрони, що знаходяться на підрівні зовнішнього енергетичного рівня.

- правило Хунда - при одному значенні l електрони заповнюють орбіталі таким чином, щоб сумарний спин був максимальним (рис. 2)

Рис. 2. Зміна енергії у 1s-, 2s – 2p – орбіталей атомів 2-го періоду Періодичної системи.

Приклади побудови електронних конфігурацій атомів

Приклади побудови електронних конфігурацій атомів наведено у таблиці 1.

Таблиця 1. Приклади побудови електронних конфігурацій атомів

Електронна конфігураціяатома - це формула, що описує розташування електронів по різних електронних оболонках атома хімічного елемента. Кількість електронів у нейтральному атомі число дорівнює заряду ядра, а, отже, порядковому номеру в періодичній таблиці.

У міру того, як у атома збільшується число електронів, вони заповнюють різні рівні електронної оболонки атома. Кожен підрівень електронної оболонки, заповнений, містить парне число електронів:

- s-підрівеньмістить єдину орбіталь, яка, згідно з Паулі, може містити максимум два електрони.

- p-підрівеньмістить три орбіталі, і тому може містити максимум 6 електронів.

- d-підрівеньмістить 5 орбіталей, у ньому може бути до 10 електронів.

- f-підрівеньмістить 7 орбіталей, у ньому може бути до 14 електронів.

Електронні орбіталі нумеруються у порядку зростання головного квантового числа (номери рівня), яке збігається з номером періоду. Заповнюються орбіталі за зростанням енергії (принцип мінімуму енергії): 1 s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p.Якщо знати порядок заповнення орбіталей і розуміти, що у кожного наступного атома елемента в періодичній таблиці на один електрон більше, ніж у попереднього, легко заповнювати їх відповідно до кількості електронів в атомі.

У хімічних перетвореннях беруть участь лише електрони зовнішнього рівня атома – валентні електрони. Елементи, завершальні періоди періодичної таблиці, інертні гази, мають повністю заповнені електронні орбіталі, хімічно дуже стійкі. Щоб записати коротку електронну конфігурацію атома А, достатньо записати у квадратних дужках хімічний символ найближчого інертного газу з меншим у порівнянні з атомом А числом електронів, а потім додати конфігурацію наступних орбітальних підрівнів.

Графічне зображення електронної конфігурації демонструє розташування електронів по квантових осередках. Квантові осередки слід розташовувати відносно один одного, враховуючи енергію орбіталей. Осередки енергетично вироджених орбіталей розташовуються одному рівні, більш енергетично вигідні – нижче, менш вигідні – вище. У таблиці зображено електронну конфігурацію атома миш'яку. Заповнені, як і наполовину заповнені d-підрівні, мають нижчу енергію орбіталей, ніж s-підрівні, тому намальовані нижче. У таблиці 2 представлена ​​конфігурація атома миш'яку.

Таблиця 2. Електронна конфігурація атома миш'яку As

Існують виключення електронних конфігурацій атомів в основному енергетичному стані, наприклад: Cr (3 d 5 4s 1); Cu (3 d 10 4s 1); Mo (4 d 5 5s 1); Ag (4 d 10 5s 1); Au (4 f 14 5d 10 6s 1 .

Хімічний зв'язок

Властивості речовини визначаються його хімічним складом, порядком з'єднання атомів у молекули та кристалічні ґрати та їх взаємним впливом. Електронна будова кожного атома визначає механізм утворення хімічних зв'язків, її тип та характеристики.