Электронные конфигурации атомов и ионов

В 1902 году молодой преподаватель Гарвардского университета Гилберт Льюис, объясняя студентам периодическую систему, нарисовал в своих записях атомы в виде вложенных друг в друга кубов. На вершинах внешнего куба сидели электроны — от одного у лития до восьми у неона, — и каждый новый период начинался с нового куба. Модель была наивной, но в ней уже было главное [1]: электроны атома распределены по слоям, во внешнем слое их от одного до восьми, и химические свойства зависят от числа внешних электронов. Льюис опубликовал эту идею лишь в 1916 году [2], а через десять лет квантовая механика превратила его кубы в электронные конфигурации — записи вроде 1s²2s²2p⁶3s¹, которые сегодня пишет каждый школьник, готовящийся к экзамену.

Электронная конфигурация — паспорт атома. По ней видно, сколько у атома электронных слоёв и, значит, в каком периоде он стоит, сколько электронов во внешнем слое и, значит, в какой он группе, сколько неспаренных электронов, какие ионы он может образовать и как будут вести себя эти ионы. Строятся конфигурации по трём правилам — принципу наименьшей энергии, принципу Паули и правилу Хунда, — но знать правила мало: нужно уметь записывать конфигурации, видеть закономерности по периодам, отличать конфигурации ионов от конфигураций атомов и не ошибаться в исключениях.

• 1. Что такое электронная конфигурация
• 2. Четыре способа записи
• 3. Первый и второй периоды
• 4. Третий период
• 5. Четвёртый период: калий и кальций
• 6. 3d-элементы: от скандия до цинка
• 7. Галлий — криптон и тяжёлые периоды
• 8. d-элементы трёх периодов рядом
• 9. Что видно из конфигурации: период, группа, валентные электроны
• 10. Конфигурации ионов
• 11. Конфигурации ионов и химия жизни
• 12. Изоэлектронные частицы
• 13. Конфигурация внешнего слоя и свойства групп
• 14. Изоэлектронные вещества в материаловедении
• 15. Конфигурация благородного газа и правило октета
• 16. Конфигурация и степени окисления
• 17. Инертная пара тяжёлых p-элементов
• 18. Конфигурация и неспаренные электроны
• 19. Конфигурации элементов от водорода до криптона
• 20. Как проверить свою запись
• 21. Задание 1 ЕГЭ: как рассуждать
• 22. Конфигурации тяжёлых элементов и релятивистские эффекты
• 23. История изучения
• 24. Частые ошибки
• 25. Интересные факты
• 26. Частые вопросы
• 27. Что пока не решено
• 28. ЕГЭ
• 29. Для олимпиад
• 30. Задания с разбором
• Литература

1. Что такое электронная конфигурация

Определение. Электронная конфигурация — распределение электронов атома или иона по энергетическим уровням и подуровням. В записи указывают подуровни — номер уровня и букву подуровня — и число электронов на каждом верхним индексом: 1s²2s²2p³ — конфигурация азота: два электрона на 1s, два на 2s и три на 2p. Сумма верхних индексов равна числу электронов, у нейтрального атома — порядковому номеру. Если не оговорено иное, речь идёт об основном состоянии — распределении с наименьшей энергией.

Конфигурация описывает, сколько электронов на каких подуровнях, но не говорит, как они распределены по отдельным орбиталям и как направлены их спины. Это показывает электронно-графическая формула, где каждая орбиталь — ячейка, а каждый электрон — стрелка. Например, у углерода 1s²2s²2p² два 2p-электрона по правилу Хунда находятся на разных орбиталях с параллельными спинами. Для ответа на вопрос «сколько неспаренных электронов» нужна именно графическая формула или знание правила Хунда.

Важно. Электронная конфигурация — понятие орбитального приближения, в котором каждый электрон занимает свою орбиталь. В реальном атоме электроны взаимодействуют, и строго говоря, состояние описывается волновой функцией всех электронов сразу. Но для основных состояний атомов орбитальная модель работает так хорошо, что конфигурации стали основным языком химии. Конфигурации основных состояний всех атомов и ионов установлены по спектрам; таблицы уровней энергии впервые свела в 1949–1958 годах американский спектроскопист Шарлотта Мур [3], сегодня они хранятся в базе данных NIST [4].

2. Четыре способа записи

Строение электронной оболочки можно изобразить по-разному, и каждая запись удобна для своей задачи. Самая простая — по слоям: у натрия 2, 8, 1 — два электрона на первом уровне, восемь на втором, один на третьем. Её используют в схемах строения атома, где ядро окружено дугами слоёв. Полная электронная формула 1s²2s²2p⁶3s¹ показывает подуровни; их буквы s, p, d, f сохранились от названий спектральных серий XIX века [5]. Сокращённая формула [Ne]3s¹ заменяет внутренние электроны символом благородного газа с той же конфигурацией: запись короче и сразу выделяет внешние электроны. Электронно-графическая формула показывает орбитали и спины.

В записи конфигураций есть две традиции порядка подуровней. Можно записывать их по уровням: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p — так принято в большинстве учебников и справочников, и так легче увидеть строение слоёв. Можно записывать в порядке заполнения: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p. Обе записи верны и означают одно и то же. Например, конфигурацию железа пишут [Ar]3d⁶4s² или [Ar]4s²3d⁶. В ответах на задания ЕГЭ порядок подуровней в записи значения не имеет, важно правильное число электронов на каждом подуровне.

Остов благородного газа в квадратных скобках — не просто сокращение. Электроны остова, как правило, не участвуют в химических реакциях, и сокращённая запись отражает химический смысл: химия натрия определяется его единственным 3s-электроном, а [Ne] — это то, что от него остаётся в ионе Na⁺. У d-элементов остов обычно включает и заполненный (n−1)d¹⁰: у галлия [Ar]3d¹⁰4s²4p¹ внешние электроны — три, а 3d¹⁰ ведёт себя почти как часть остова.

3. Первый и второй периоды

В первом периоде заполняется только 1s-подуровень: водород 1s¹, гелий 1s². На этом первый слой заполнен — в нём помещается не больше двух электронов. Гелий с заполненным слоем химически инертен, а водород с одним электроном может и отдать его, и принять второй, поэтому его ставят то над щелочными металлами, то над галогенами.

Во втором периоде заполняется второй слой. У лития — 1s²2s¹, у бериллия — 1s²2s², затем по одному электрону добавляется на 2p: бор 2s²2p¹, углерод 2s²2p², азот 2s²2p³, кислород 2s²2p⁴, фтор 2s²2p⁵, неон 2s²2p⁶. По правилу Хунда у углерода два неспаренных p-электрона, у азота три, у кислорода два, у фтора один. У неона второй слой заполнен восемью электронами — октет, и неон, как гелий, инертен.

Конфигурации второго периода объясняют главные свойства элементов. У лития один внешний электрон, и литий отдаёт его, образуя ион Li⁺ с конфигурацией гелия. Фтору до октета не хватает одного электрона, и он присоединяет его, образуя F⁻ с конфигурацией неона. Углерод, у которого четыре внешних электрона, ни отдать, ни присоединить их легко не может и образует ковалентные связи — отсюда разнообразие органических соединений.

4. Третий период

Третий период повторяет второй на новом уровне. Натрий — [Ne]3s¹, магний — [Ne]3s², алюминий — [Ne]3s²3p¹, кремний — 3s²3p², фосфор — 3s²3p³, сера — 3s²3p⁴, хлор — 3s²3p⁵, аргон — 3s²3p⁶. Внешние слои третьего периода имеют то же строение, что и второго, только на уровень выше, — поэтому натрий похож на литий, хлор на фтор, аргон на неон. Это и есть периодичность.

Но у третьего слоя есть то, чего нет у второго, — пустой 3d-подуровень. Его орбитали в атомах третьего периода лежат высоко, но могут участвовать в образовании связей в возбуждённых состояниях, и это объясняет, почему фосфор, сера и хлор, в отличие от азота, кислорода и фтора, проявляют высшие валентности V, VI и VII. Атом азота не может иметь больше трёх неспаренных электронов: на втором уровне нет d-орбиталей, куда мог бы перейти электрон из 2s-пары. У фосфора 3s-электрон может перейти на 3d, и неспаренных электронов становится пять.

5. Четвёртый период: калий и кальций

После аргона начинается четвёртый период, и первые два электрона идут не на 3d, а на 4s: калий — [Ar]4s¹, кальций — [Ar]4s². Это подтверждается и спектрами, и химией: калий — типичный щелочной металл, похожий на натрий, а кальций — щелочноземельный металл, похожий на магний. Если бы 19-й электрон пошёл на 3d, калий был бы переходным металлом, и периодическая система выглядела бы иначе.

Конфигурации калия и кальция по слоям — 2, 8, 8, 1 и 2, 8, 8, 2. Третий слой у них содержит восемь электронов, хотя мог бы вместить восемнадцать: 3d-подуровень пока пуст. Это частая ловушка в заданиях: «число электронов в третьем слое атома калия» — 8, а не 18 и не 9.

6. 3d-элементы: от скандия до цинка

Начиная со скандия, электроны заполняют 3d-подуровень предвнешнего, третьего, слоя, а внешний 4s остаётся занятым двумя электронами. Скандий — [Ar]3d¹4s², титан — 3d²4s², ванадий — 3d³4s², хром — 3d⁵4s¹, марганец — 3d⁵4s², железо — 3d⁶4s², кобальт — 3d⁷4s², никель — 3d⁸4s², медь — 3d¹⁰4s¹, цинк — 3d¹⁰4s². Десять элементов — по числу электронов, которые вмещает d-подуровень.

Поскольку у всех этих элементов во внешнем слое один-два электрона, все они металлы, и их химические свойства меняются по ряду гораздо плавнее, чем у элементов главных подгрупп: d-электроны находятся в предвнешнем слое и влияют на свойства слабее внешних. Зато d-электроны дают переходным металлам их особые черты: переменные степени окисления (у марганца от +2 до +7), окрашенные соединения, способность образовывать комплексы и каталитическую активность. Цинк с заполненным 3d¹⁰ в соединениях почти всегда двухвалентен, бесцветен и по многим свойствам ближе к магнию, чем к соседней меди.

У хрома и меди — исключения. Хром имеет 3d⁵4s¹ вместо 3d⁴4s², медь — 3d¹⁰4s¹ вместо 3d⁹4s². При записи конфигураций этих элементов чаще всего и ошибаются. Конфигурацию по слоям тоже нужно считать аккуратно: у хрома 2, 8, 13, 1 (в третьем слое 3s²3p⁶3d⁵ — 13 электронов), у меди 2, 8, 18, 1, у железа 2, 8, 14, 2.

7. Галлий — криптон и тяжёлые периоды

После цинка, когда 3d заполнен, электроны идут на 4p: галлий — [Ar]3d¹⁰4s²4p¹, германий — 4p², мышьяк — 4p³, селен — 4p⁴, бром — 4p⁵, криптон — 4p⁶. Внешний слой этих элементов устроен так же, как у элементов от алюминия до аргона, и галлий похож на алюминий, бром — на хлор, криптон — на аргон. Но под внешним слоем у них заполненный 3d¹⁰, которого нет у их аналогов из третьего периода, и это сказывается: атомы галлия и германия меньше, чем можно было бы ожидать (d-сжатие), а мышьяк и селен в высших степенях окисления — более сильные окислители, чем фосфор и сера.

Пятый период повторяет четвёртый: рубидий [Kr]5s¹, стронций [Kr]5s², затем 4d-элементы от иттрия до кадмия и 5p-элементы от индия до ксенона. Исключений здесь больше: ниобий 4d⁴5s¹, молибден 4d⁵5s¹, рутений 4d⁷5s¹, родий 4d⁸5s¹, палладий 4d¹⁰5s⁰, серебро 4d¹⁰5s¹. В шестом периоде после цезия и бария начинается заполнение 4f-подуровня — 14 лантаноидов, затем 5d-элементы от гафния до ртути и 6p-элементы от таллия до радона. Седьмой период устроен так же: франций, радий, актиноиды с 5f, 6d-элементы от резерфордия до коперниция и 7p-элементы до оганесона.

8. d-элементы трёх периодов рядом

Если выписать конфигурации d-элементов четвёртого, пятого и шестого периодов по группам, видно, насколько неравномерны исключения. В четвёртом периоде их два — хром и медь. В пятом — шесть: ниобий, молибден, рутений, родий, палладий и серебро. В шестом — два: платина и золото, а вольфрам, стоящий под хромом и молибденом, «нормальный». Каждый раз решает тонкий баланс между энергиями (n−1)d и ns и отталкиванием электронов, и предсказать его без расчёта трудно.

Химические свойства элементов одной группы при этом похожи, несмотря на разные конфигурации свободных атомов. Ниобий, хотя и имеет 4d⁴5s¹, ведёт себя как аналог ванадия и тантала: высшая степень окисления у всех трёх +5. Палладий с пустым 5s проявляет степени окисления +2 и +4, как никель и платина. Химия определяется не конфигурацией изолированного атома, а тем, какие ионы и связи выгодны в соединениях, а там все элементы группы имеют одинаковое число валентных электронов.

9. Что видно из конфигурации: период, группа, валентные электроны

По конфигурации основного состояния можно сразу определить положение элемента в таблице. Номер периода равен числу электронных слоёв — наибольшему значению n в конфигурации (исключение — палладий, у которого 5s пуст). У элементов главных подгрупп номер группы (в короткой форме) равен числу электронов внешнего слоя: у фосфора 3s²3p³ — пять, пятая группа; у брома 4s²4p⁵ — семь, седьмая группа. В длинной форме таблицы для p-элементов номер группы равен числу внешних электронов плюс 10: бром в 17-й группе.

У d-элементов во внешнем слое один или два электрона, и номер группы определяется суммой внешних s- и предвнешних d-электронов: у марганца 3d⁵4s² — семь, седьмая группа (побочная подгруппа), что согласуется с высшей степенью окисления +7 в перманганатах. Для группы 8–10 правило «по сумме» работает лишь условно, а медь, серебро и золото, у которых сумма 11, стоят в первой группе короткой таблицы (11-й в длинной). Электроны, которые атом может использовать для образования связей, — внешние, а у d-элементов ещё и предвнешние d, — называют валентными.

Важно. Число электронов внешнего слоя и число валентных электронов — разные величины. У железа во внешнем слое два электрона (4s²), а валентных — восемь (3d⁶4s²), хотя использует оно обычно два или три. У хлора и внешних, и валентных — семь. Формулировка «число электронов на внешнем уровне» относится к внешнему слою: у d-элементов ответ — 2 (у хрома и меди — 1), а не число валентных электронов.

10. Конфигурации ионов

Ион отличается от атома только числом электронов, поэтому его конфигурацию получают из конфигурации атома: у катиона убирают столько электронов, каков его заряд, у аниона — добавляют. Но убирают и добавляют не «последние по порядку заполнения», а по определённым правилам. Анионы неметаллов получают недостающие электроны на внешний p-подуровень: O²⁻ — 1s²2s²2p⁶, Cl⁻ — [Ne]3s²3p⁶, S²⁻ — [Ne]3s²3p⁶, N³⁻ — 1s²2s²2p⁶. Все они приобретают конфигурацию ближайшего благородного газа.

Катионы элементов главных подгрупп теряют электроны внешнего слоя, сначала p, потом s. Na⁺ — [Ne], Mg²⁺ — [Ne], Al³⁺ — [Ne]: конфигурация предыдущего благородного газа. У тяжёлых p-элементов могут уйти только p-электроны, и тогда остаётся пара ns²: Sn²⁺ — [Kr]4d¹⁰5s², Pb²⁺ — [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s², Tl⁺ — [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s². Если уходят и s-электроны, остаётся конфигурация с заполненным d¹⁰: Sn⁴⁺ — [Kr]4d¹⁰, Ga³⁺ — [Ar]3d¹⁰.

Катионы d-элементов сначала теряют внешние s-электроны и лишь затем d. Fe²⁺ — [Ar]3d⁶, Fe³⁺ — [Ar]3d⁵, Cu⁺ — [Ar]3d¹⁰, Cu²⁺ — [Ar]3d⁹, Zn²⁺ — [Ar]3d¹⁰, Cr³⁺ — [Ar]3d³, Mn²⁺ — [Ar]3d⁵, Sc³⁺ — [Ar]. Это правило — одно из самых частых мест ошибок: соблазнительно убрать 3d-электроны, раз они «пришли последними», но у ионов переходных металлов 4s-подуровень выше 3d, и его электроны уходят первыми.

Конфигурация иона объясняет его устойчивость и свойства. Ионы с конфигурацией благородного газа (Na⁺, Ca²⁺, Cl⁻) бесцветны и не проявляют окислительно-восстановительной активности в обычных условиях. Ионы с заполненным d¹⁰ (Zn²⁺, Ag⁺, Cd²⁺) тоже бесцветны. Ионы с частично заполненным d-подуровнем окрашены и часто меняют степень окисления: Fe²⁺ (3d⁶) легко окисляется до Fe³⁺ (3d⁵), конфигурация которого с наполовину заполненным подуровнем выгоднее; Mn²⁺ (3d⁵), напротив, окисляется труднее, чем Fe²⁺, а Mn³⁺ (3d⁴) в растворе неустойчив и диспропорционирует.

11. Конфигурации ионов и химия жизни

Конфигурации ионов объясняют, почему живые организмы используют одни металлы для одних задач, а другие — для других. Ион Zn²⁺ с заполненным 3d¹⁰ не меняет степени окисления и не участвует в окислительно-восстановительных реакциях; поэтому цинк служит «строительным» и кислотным центром в сотнях ферментов, например в карбоангидразе, ускоряющей превращение углекислого газа в гидрокарбонат почти в миллион раз, и в «цинковых пальцах» белков, связывающихся с ДНК. Ионы железа и меди, напротив, легко переходят между Fe²⁺ (3d⁶) и Fe³⁺ (3d⁵), Cu⁺ (3d¹⁰) и Cu²⁺ (3d⁹) и переносят электроны в дыхательной цепи митохондрий и при фотосинтезе.

Ион Mg²⁺ с конфигурацией неона не окрашен и окислительно-восстановительно неактивен; в центре молекулы хлорофилла он лишь удерживает форму молекулы, а свет поглощает сопряжённая система колец. В витамине B₁₂ центральный атом — кобальт, который в ходе ферментативных реакций переходит между степенями окисления +1, +2 и +3. Гемоглобин переносит кислород, только пока железо находится в состоянии +2; окисление до Fe³⁺ (метгемоглобин) лишает его способности связывать кислород — так действуют некоторые яды, например нитриты.

12. Изоэлектронные частицы

Определение. Изоэлектронные частицы — атомы, ионы и молекулы с одинаковым числом электронов и одинаковой электронной конфигурацией. Атом неона и ионы N³⁻, O²⁻, F⁻, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺ имеют по 10 электронов и конфигурацию 1s²2s²2p⁶. Атом аргона и ионы P³⁻, S²⁻, Cl⁻, K⁺, Ca²⁺, Sc³⁺, Ti⁴⁺ — по 18 электронов и конфигурацию аргона.

В изоэлектронном ряду всё различие — в заряде ядра. Чем он больше, тем сильнее ядро притягивает одно и то же число электронов, тем меньше радиус частицы и тем больше энергия, нужная для отрыва электрона. Радиусы ионов неонового ряда по Шеннону: O²⁻ — 140 пм, F⁻ — 133 пм, Na⁺ — 102 пм, Mg²⁺ — 72 пм, Al³⁺ — 53,5 пм [6]. Радиус уменьшается почти втрое при росте заряда ядра с 8 до 13. Эту закономерность проверяют задания, где нужно расположить ионы по возрастанию или убыванию радиуса.

Изоэлектронными бывают и молекулы. Молекула азота N₂, монооксид углерода CO, цианид-ион CN⁻, ион нитрозония NO⁺ и ион ацетиленида C₂²⁻ содержат по 14 электронов, и у всех — тройная связь. Поэтому они похожи по строению и часто по свойствам: CO и CN⁻ образуют прочные комплексы с металлами, а угарный газ ядовит потому, что связывается с железом гемоглобина прочнее кислорода. Метан CH₄, ион аммония NH₄⁺ и ион тетрагидробората BH₄⁻ изоэлектронны и имеют одинаковую тетраэдрическую форму.

13. Конфигурация внешнего слоя и свойства групп

Элементы одной главной подгруппы имеют одинаковое строение внешнего слоя, и это объясняет их сходство. У щелочных металлов — ns¹: один слабо связанный электрон, который они легко отдают, превращаясь в однозарядные катионы. Сверху вниз по группе электрон находится всё дальше от ядра, энергия ионизации падает — у лития 5,39 эВ, у натрия 5,14, у калия 4,34, у рубидия 4,18, у цезия 3,89 эВ, — и активность растёт: литий спокойно реагирует с водой, натрий плавится на её поверхности, калий воспламеняется, рубидий и цезий взрываются.

У галогенов — ns²np⁵: до заполненного слоя не хватает одного электрона, и галогены его присоединяют. Сродство к электрону у фтора 3,40 эВ, у хлора 3,61 эВ — самое большое среди элементов, у брома 3,36 эВ, у йода 3,06 эВ. Окислительная способность падает от фтора к йоду, и каждый галоген вытесняет более тяжёлые из их солей: хлор выделяет бром из бромидов, бром — йод из йодидов. Фтор со сродством чуть меньшим, чем у хлора, всё же самый сильный окислитель: его атом мал, связь F–F слаба, а ионы фторида сильно гидратированы.

У благородных газов внешний слой заполнен — ns²np⁶ (у гелия 1s²), и они долго считались совершенно инертными. В 1962 году канадский химик Нил Бартлетт получил первое соединение ксенона, взаимодействием ксенона с гексафторидом платины [7]. Энергия ионизации ксенона (12,1 эВ) оказалась близкой к энергии ионизации молекулы кислорода, которую PtF₆ окисляет, и Бартлетт догадался, что и ксенон окислится. Сейчас известны десятки соединений ксенона и криптона, но гелий и неон с их маленькими, прочно связанными оболочками соединений в обычных условиях не образуют.

14. Изоэлектронные вещества в материаловедении

Принцип изоэлектронности помогает создавать новые материалы. Пара атомов бора и азота содержит столько же электронов, сколько два атома углерода (5 + 7 = 6 + 6), и нитрид бора BN существует в тех же формах, что углерод. Гексагональный нитрид бора — слоистое белое вещество, похожее на графит, его называют «белым графитом» и используют как смазку и огнеупор. Кубический нитрид бора, полученный в 1957 году Робертом Вентофом в лаборатории компании General Electric при высоком давлении [8], по строению подобен алмазу и уступает ему по твёрдости, но выдерживает нагревание на воздухе до 1000 °C и не реагирует с железом; им обрабатывают стальные детали, которые алмаз портит. Боразин B₃N₃H₆ — «неорганический бензол» — плоская молекула с кольцом из чередующихся атомов бора и азота.

Так же устроены полупроводники. Германий (4 внешних электрона) кристаллизуется в решётке алмаза. Арсенид галлия GaAs (3 + 5 = 4 + 4) изоэлектронен германию и имеет ту же решётку, но благодаря разнице атомов — другие свойства: он эффективно испускает свет и служит основой светодиодов, лазеров и солнечных батарей космических аппаратов. Из той же логики появились нитрид галлия GaN, на котором работают синие светодиоды (Нобелевская премия по физике 2014 года), и соединения II–VI групп вроде ZnSe и CdTe.

15. Конфигурация благородного газа и правило октета

В 1916 году, одновременно с Льюисом, немецкий физик Вальтер Коссель предложил объяснение ионной связи: атомы металлов отдают, а атомы неметаллов присоединяют электроны так, чтобы получить устойчивую конфигурацию ближайшего благородного газа [9]. В 1919 году американский химик Ирвинг Ленгмюр развил идеи Льюиса в теорию октета и ввёл само слово «ковалентность» [10]. Ленгмюр предложил последовательность оболочек 2, 8, 8, 18, 18, 32, верно указав длины периодов, хотя и не знал их квантовой природы.

Правило октета — следствие того, что внешний слой с конфигурацией ns²np⁶ заполнен: следующий электрон должен идти на новый уровень, а это энергетически невыгодно. Для элементов второго периода правило выполняется очень хорошо. Для элементов третьего и последующих периодов оно нарушается в соединениях с электроотрицательными элементами (PCl₅, SF₆), для бора и алюминия — в соединениях с недостатком электронов (BF₃), для d-элементов вместо него работает правило восемнадцати электронов (ns²(n−1)d¹⁰np⁶) в карбонилах и других комплексах.

16. Конфигурация и степени окисления

Высшая степень окисления элемента обычно равна числу его валентных электронов, то есть номеру группы в короткой таблице: атом отдаёт (смещает к партнёрам) все электроны сверх остова. Натрий — +1, магний — +2, алюминий — +3, кремний — +4, фосфор — +5, сера — +6, хлор — +7. У d-элементов в число валентных входят и (n−1)d-электроны: у марганца 3d⁵4s² высшая степень окисления +7 (KMnO₄), у хрома 3d⁵4s¹ — +6 (K₂Cr₂O₇), у осмия 5d⁶6s² — +8 (OsO₄). Рекорд принадлежит иридию: в 2014 году в газовой фазе был получен катион IrO₄⁺ со степенью окисления иридия +9 [12].

Низшая степень окисления неметаллов равна номеру группы минус восемь: столько электронов атом принимает до октета. Азот — −3, кислород — −2, хлор — −1. У фтора, самого электроотрицательного элемента, положительных степеней окисления нет вовсе, у кислорода есть лишь +2 во фториде OF₂ и +1 в O₂F₂. Так конфигурация задаёт пределы, а внутри них элементы проявляют степени окисления, при которых образуются наиболее выгодные конфигурации ионов или связей.

У d-элементов степеней окисления много, потому что энергии 4s- и 3d-электронов близки и атом может отдать разное их число с не очень разными затратами. Марганец проявляет степени от +2 до +7, железо — +2, +3 и +6 (в ферратах K₂FeO₄). Устойчивость определённых степеней окисления часто связана с выгодными конфигурациями: Fe³⁺ и Mn²⁺ с наполовину заполненным 3d⁵ устойчивы, Zn²⁺ и Cu⁺ с заполненным 3d¹⁰ — тоже.

17. Инертная пара тяжёлых p-элементов

У элементов 13–15 групп шестого периода — таллия, свинца и висмута — пара электронов 6s² связана с ядром особенно прочно. Отчасти это следствие лантаноидного сжатия и заполненных 4f- и 5d-подуровней, плохо экранирующих ядро, отчасти — релятивистского сжатия 6s-орбитали. Атомы этих элементов охотнее отдают только p-электроны, оставляя пару 6s²: таллий устойчив в степени окисления +1, свинец — +2, висмут — +3. Высшие степени окисления (+3, +4, +5) у них неустойчивы, а соединения в этих степенях — сильные окислители.

Висмутат натрия NaBiO₃ с висмутом(V) окисляет ионы Mn²⁺ до перманганата даже в кислом растворе — на этом основано обнаружение марганца в аналитической химии. Оксид свинца(IV) PbO₂ — сильный окислитель и работает на положительном электроде свинцового аккумулятора. Соли таллия(III) окисляют многие органические вещества, а соединения таллия(I) по свойствам похожи на соединения калия и серебра — поэтому ионы таллия(I) так ядовиты: они проникают в клетки вместо калия. В пятом периоде эффект слабее: олово в соединениях чаще четырёхвалентно, чем двухвалентно, а у элементов четвёртого периода его почти нет.

18. Конфигурация и неспаренные электроны

Число неспаренных электронов — важная характеристика атома или иона, и его легко найти по конфигурации с правилом Хунда. На незаполненном подуровне с k электронами и m орбиталями неспаренных электронов k, если k ≤ m, и 2m − k, если k > m. Для p-подуровня (m = 3): p¹ — 1, p² — 2, p³ — 3, p⁴ — 2, p⁵ — 1, p⁶ — 0. Для d-подуровня (m = 5): d¹–d⁵ — от 1 до 5, d⁶ — 4, d⁷ — 3, d⁸ — 2, d⁹ — 1, d¹⁰ — 0.

Самое большое число неспаренных электронов среди элементов четвёртого периода у хрома — шесть (3d⁵4s¹), среди всех элементов в основном состоянии — у гадолиния и кюрия: восемь (4f⁷5d¹6s² и 5f⁷6d¹7s²). Неспаренные электроны делают атомы и ионы парамагнитными, а в твёрдом веществе при определённом расположении спинов — ферромагнитными. Число неспаренных электронов определяет и валентность в соединениях, образованных по обменному механизму: в основном состоянии углерод мог бы быть двухвалентным, но в большинстве соединений четырёхвалентен благодаря переходу атома в возбуждённое состояние 2s¹2p³.

19. Конфигурации элементов от водорода до криптона

В таблице — конфигурации основных состояний всех элементов первых четырёх периодов, которые встречаются в заданиях ЕГЭ, с распределением электронов по слоям и числом неспаренных электронов. Таблица построена по правилу Клечковского с исключениями хрома и меди и сверена с базой данных NIST [4].

20. Как проверить свою запись

Записав конфигурацию, полезно проверить её по четырём признакам. Первый — сумма верхних индексов: у нейтрального атома она равна порядковому номеру, у иона — номеру минус заряд. У железа 2 + 2 + 6 + 2 + 6 + 6 + 2 = 26. Второй — ёмкость подуровней: на s не больше 2, на p не больше 6, на d не больше 10, на f не больше 14, и все подуровни, кроме последних, заполнены целиком. Запись 2p⁷ или 3d¹¹ — ошибка. Третий — порядок: подуровень не может быть занят, если более низкий по порядку Клечковского пуст (кроме известных исключений). Запись [Ar]3d³ для ванадия неверна для атома (правильно 3d³4s²), но верна для иона V²⁺. Четвёртый — исключения: хром и медь в четвёртом периоде.

Затем можно сверить следствия с положением элемента. Наибольшее n — номер периода. Внешних электронов у элемента главной подгруппы — столько, каков номер группы в короткой таблице. У d-элемента сумма внешних s- и предвнешних d-электронов — номер группы (для групп 3–7). Если хоть одно из следствий не сходится, в записи ошибка.

Для ионов проверка та же, но с учётом заряда. Fe³⁺: 26 − 3 = 23 электрона, [Ar]3d⁵: 18 + 5 = 23. S²⁻: 16 + 2 = 18, [Ne]3s²3p⁶ = [Ar]. Если у иона d-элемента в записи остались 4s-электроны, а 3d не заполнен — почти наверняка ошибка.

21. Задание 1 ЕГЭ: как рассуждать

В задании 1 ЕГЭ по химии дан ряд из пяти элементов, и нужно выбрать два, удовлетворяющих условию о строении электронной оболочки. В демонстрационном варианте 2027 года ряд — O, F, Al, Si, Li, и требуется найти элементы, атомы которых в основном состоянии содержат столько же s-электронов, сколько катион натрия [13]. Решение по шагам: у Na⁺ 10 электронов, конфигурация 1s²2s²2p⁶, s-электронов 4. Затем для каждого элемента ряда: O — 1s²2s²2p⁴, 4 s-электрона; F — 1s²2s²2p⁵, 4; Al — [Ne]3s²3p¹, 6; Si — [Ne]3s²3p², 6; Li — 1s²2s¹, 3. Ответ: 12.

Условия в этом задании бывают разными: одинаковое число неспаренных электронов; одинаковое число электронов во внешнем слое; конфигурация внешнего слоя ns²np³; атомы, которые в возбуждённом состоянии имеют определённую конфигурацию; ионы с конфигурацией благородного газа; d-элементы; одинаковое число энергетических уровней, занятых электронами. Во всех случаях способ один: записать конфигурацию каждого элемента ряда (обычно достаточно внешнего слоя) и сравнить с условием. Ошибки чаще всего возникают на хроме и меди, на d-элементах при счёте «внешних» электронов и на ионах d-элементов.

Важно. Слова «энергетический уровень» в заданиях обычно означают электронный слой: «число заполненных энергетических уровней», «электроны внешнего уровня». Строго говоря, уровень — это набор состояний, а электроны образуют слой. Правильный ответ от этого не меняется, но понимать разницу полезно, чтобы не путаться, например, в вопросе о возбуждённых состояниях, где электрон переходит на уровень, который в основном состоянии был пуст.

22. Конфигурации тяжёлых элементов и релятивистские эффекты

У тяжёлых атомов внутренние электроны движутся со скоростями, сравнимыми со скоростью света, и это меняет энергии подуровней. s-Орбитали сжимаются и опускаются, d- и f-орбитали, экранируемые сжатыми s-оболочками, поднимаются и расширяются. Поэтому у золота 6s-электрон связан необычно прочно: энергия ионизации золота (9,23 эВ) намного выше, чем у серебра (7,58 эВ), а сродство к электрону — самое большое среди металлов. Отсюда благородство золота, его жёлтый цвет и способность образовывать ауриды с ионом Au⁻ [14].

Релятивистские эффекты нарастают как квадрат заряда ядра и у сверхтяжёлых элементов становятся определяющими. Расчёты предсказывают, что у элемента 114 (флеровия) пара 7p_1/2² связана так прочно, что он может быть летучим и сравнительно инертным, а у оганесона, формально благородного газа, электронная оболочка «размыта» [15] настолько, что он, вероятно, твёрдое вещество и полупроводник [16]. Конфигурации основных состояний элементов тяжелее лоуренсия известны только из расчётов, и правило Клечковского для них, по-видимому, теряет предсказательную силу [17].

23. История изучения

Идея о том, что электроны в атоме распределены по слоям, появилась у химиков раньше, чем у физиков. Льюис рисовал кубические атомы в 1902 году, Абегг в 1904 году связал валентность с числом электронов, а в 1916 году Льюис и Коссель независимо объяснили ковалентную и ионную связь через стремление к оболочке благородного газа. Ленгмюр в 1919 году назвал последовательность оболочек 2, 8, 8, 18, 18, 32. Физики пришли к тем же числам через спектры: Бор в 1922 году распределил электроны всех элементов по оболочкам [18], Стонер в 1924 году — по подуровням [19], Паули в 1925 году объяснил ёмкости подуровней своим принципом [20], а Хунд в том же году — порядок заполнения орбиталей [21].

После создания квантовой механики конфигурации стали рассчитывать (Хартри, Фок, Слейтер), а спектроскописты в 1930–1950-х годах установили конфигурации и термы основных состояний почти всех элементов. Сводные таблицы уровней энергии Шарлотты Мур (1949–1958) стали основой для всех последующих справочников. Сейчас неизвестными остаются в основном конфигурации сверхтяжёлых элементов, которые получают по нескольку атомов.

24. Частые ошибки

• «У калия 9 электронов в третьем слое». У калия 2, 8, 8, 1: 19-й электрон идёт на 4s, а 3d пуст.
• «Конфигурация железа(II) — [Ar]3d⁴4s²». Катионы d-элементов теряют сначала 4s-электроны: Fe²⁺ — [Ar]3d⁶.
• «У хрома 3d⁴4s², у меди 3d⁹4s²». Это исключения: Cr — 3d⁵4s¹, Cu — 3d¹⁰4s¹.
• «Во внешнем слое атома железа 8 электронов». Во внешнем (четвёртом) слое у железа 2 электрона (4s²); восемь — это число валентных электронов вместе с 3d⁶.
• «Ион Cl⁻ имеет конфигурацию [Ne]3s²3p⁵». Это конфигурация атома хлора. У аниона на один электрон больше: [Ne]3s²3p⁶.
• «Изоэлектронные частицы — частицы одного элемента». Изоэлектронные частицы имеют одинаковое число электронов, а элементы у них разные: Ne, Na⁺, F⁻.
• «2p⁴ — четыре неспаренных электрона». На трёх p-орбиталях четыре электрона: одна пара и два неспаренных.
• «У цинка 12 внешних электронов (3d¹⁰4s²)». Внешний слой цинка — 4s², два электрона; заполненный 3d¹⁰ в химических реакциях не участвует.

25. Интересные факты

• Гелий стоит над неоном в 18-й группе, хотя его конфигурация 1s² похожа на конфигурацию щелочноземельных металлов ns². Решают химические свойства: заполненный первый слой делает гелий самым инертным из всех элементов.
• Водород с конфигурацией 1s¹ похож и на щелочные металлы (один электрон), и на галогены (одного электрона не хватает до заполненного слоя). В гидридах металлов, например NaH, водород — анион H⁻ с конфигурацией гелия.
• У иона Au⁻ конфигурация [Xe]4f¹⁴5d¹⁰6s² — как у ртути. Аурид цезия CsAu — соль, в которой золото играет роль галогена.
• Ионы лантаноидов Eu³⁺ и Tb³⁺ дают узкие красную и зелёную линии излучения из-за переходов внутри 4f-подуровня, защищённого внешними оболочками. На них работают люминофоры, а европий в люминесцентных метках защищает от подделки банкноты евро.
• Конфигурация Ce⁴⁺ — [Xe], как у благородного газа ксенона; поэтому церий — единственный лантаноид, для которого степень окисления +4 устойчива в растворах.
• У ионов Cu⁺ и Zn²⁺ одинаковая конфигурация [Ar]3d¹⁰, и их соединения бесцветны, если анион не окрашен.

26. Частые вопросы

Зачем записывать сокращённую конфигурацию через благородный газ?

Она короче и выделяет внешние, химически активные электроны. Остов благородного газа в реакциях не меняется, а все различия элементов одного периода — в электронах сверх остова.

В каком порядке писать 3d и 4s?

Можно по уровням ([Ar]3d⁶4s²) или в порядке заполнения ([Ar]4s²3d⁶) — смысл одинаков. Запись по уровням удобнее для ионов: сразу видно, что убирать нужно 4s.

Как быстро найти число неспаренных электронов?

Посмотреть на незаполненный подуровень: если электронов не больше, чем орбиталей, все неспарены; если больше — неспаренных 2m − k, где m — число орбиталей, k — число электронов. Для p: 1, 2, 3, 2, 1, 0; для d: 1, 2, 3, 4, 5, 4, 3, 2, 1, 0.

Почему ионы с конфигурацией благородного газа устойчивы?

У них заполнен внешний слой, и отрыв ещё одного электрона требует большой энергии (следующий электрон — из заполненного слоя, ближе к ядру), а присоединение — помещения электрона на новый уровень. Поэтому Na⁺ не окисляется дальше до Na²⁺, а Cl⁻ не присоединяет второй электрон.

Можно ли по конфигурации сказать, металл это или неметалл?

Приблизительно: у металлов во внешнем слое мало электронов (1–3, у d- и f-элементов — 1–2), у неметаллов — много (4–8). Граница проходит по диагонали от бора к астату, и элементы рядом с ней (кремний, германий, мышьяк) имеют промежуточные свойства.

27. Что пока не решено

Конфигурации сверхтяжёлых элементов

Для элементов от резерфордия до оганесона конфигурации основных состояний известны только из расчётов, и разные методы иногда дают разные ответы. Экспериментально удалось измерить лишь энергию ионизации лоуренсия [22] и изучить химию нескольких элементов по единичным атомам. Какие у них конфигурации на самом деле, покажут будущие эксперименты.

Предел орбитального описания

Электронная конфигурация — понятие приближённое. Для большинства атомов основное состояние хорошо описывается одной конфигурацией, но для некоторых — например, для атомов и ионов переходных металлов с близкими по энергии 3dⁿ4s² и 3dⁿ⁺¹4s¹ — реальное состояние оказывается смесью нескольких конфигураций. Где проходит граница применимости орбитальной модели и как лучше описывать такие случаи в учебниках, обсуждают до сих пор [23], [24].

28. ЕГЭ

Электронная конфигурация атома — центральное понятие элемента 1.1 кодификатора [25] и основа задания 1. Достаточно уметь записывать конфигурации элементов первых четырёх периодов и их ионов.

Что обязательно знать

• Порядок заполнения: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p.
• Ёмкости: s — 2, p — 6, d — 10.
• Исключения: Cr [Ar]3d⁵4s¹, Cu [Ar]3d¹⁰4s¹.
• Катионы d-элементов теряют сначала 4s-электроны.
• Анионы неметаллов и катионы s-, p-элементов обычно имеют конфигурацию благородного газа.
• Число электронных слоёв = номер периода; число внешних электронов у элементов главных подгрупп = номер группы.

Разбор типичных формулировок

«Атомы каких двух элементов имеют одинаковое строение внешнего слоя: Mg, Ca, Al, Na, Si?» Mg (3s²) и Ca (4s²) — оба ns². У Al 3s²3p¹, у Na 3s¹, у Si 3s²3p². Важно: у цинка внешний слой тоже 4s², и если бы он был в ряду, под условие подошли бы три элемента.

«Какие два элемента в основном состоянии имеют по три неспаренных электрона: N, Fe, Cr, P, O?» N (2p³) — 3, Fe (3d⁶4s²) — 4, Cr (3d⁵4s¹) — 6, P (3p³) — 3, O (2p⁴) — 2. Ответ: N и P. Три неспаренных электрона были бы и у ванадия (3d³4s²), и у кобальта (3d⁷4s²).

«Какой частице соответствует конфигурация 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶: K, Ca²⁺, Cl⁻, Ar, Mg²⁺?» 18 электронов: Ca²⁺, Cl⁻, Ar. У атома калия 19, у Mg²⁺ 10.

29. Для олимпиад

Конфигурации и магнитные моменты комплексов

Ион Co³⁺ имеет конфигурацию [Ar]3d⁶. В свободном ионе по правилу Хунда четыре неспаренных электрона, и комплекс CoF₆³⁻ парамагнитен (μ ≈ 4,9 μ_Б). В комплексе Co(NH₃)₆³⁺ расщепление d-орбиталей велико, все шесть электронов спарены на трёх нижних орбиталях, и комплекс диамагнитен. По измеренному магнитному моменту определяют, какое распределение реализуется.

Сумма энергий ионизации и устойчивость конфигураций

Последовательные энергии ионизации марганца: 7,43; 15,64; 33,67 эВ, железа: 7,90; 16,20; 30,65 эВ. Третья энергия ионизации марганца больше, чем у железа, хотя заряд ядра меньше: у Mn²⁺ (3d⁵) третий электрон уходит из наполовину заполненного подуровня с максимальной обменной энергией, а у Fe²⁺ (3d⁶) — из пары. Поэтому Mn²⁺ трудно окислить, а Fe²⁺ легко окисляется до Fe³⁺.

Конфигурации ионов и окраска

Окраску ионов d-элементов определяют переходы между расщеплёнными d-орбиталями. Ионы d⁰ (Sc³⁺, Ti⁴⁺) и d¹⁰ (Zn²⁺, Cu⁺, Ag⁺) бесцветны. Перманганат-ион MnO₄⁻ с марганцем(VII) (d⁰) тем не менее интенсивно фиолетовый: здесь окраска вызвана переносом заряда с кислорода на марганец, а не переходами между d-орбиталями. Аналогично окрашены хромат-ион (жёлтый) и дихромат-ион (оранжевый) с хромом(VI) d⁰.

30. Задания с разбором

Задание 1

Запишите полную и сокращённую электронные конфигурации атомов серы, калия и мышьяка. Сколько электронов во внешнем слое каждого?

Задание 2

Распределите электроны по слоям для атомов кальция, хрома, меди и брома.

Задание 3

Запишите конфигурации ионов Mg²⁺, S²⁻, Fe³⁺, Cu⁺, Mn²⁺.

Задание 4

Какой элемент имеет конфигурацию [Ar]3d¹⁰4s²4p⁴? В каком он периоде и группе?

Задание 5

Выберите все частицы с конфигурацией 1s²2s²2p⁶: Na⁺, K⁺, O²⁻, Cl⁻, Ne, Al³⁺, S²⁻.

Задание 6

Найдите ошибки в записях: а) Cr — [Ar]3d⁴4s²; б) Fe²⁺ — [Ar]3d⁴4s²; в) Al — 1s²2s²2p⁷3s²; г) Ca — [Ar]3d².

Задание 7

Расположите изоэлектронные ионы в порядке уменьшения радиуса: K⁺, Cl⁻, Ca²⁺, S²⁻.

Задание 8

Сколько неспаренных электронов в атомах кремния, серы, ванадия, никеля и в ионе Co²⁺?

Задание 9

Из элементов Li, Be, B, Na, Mg выберите два, у атомов которых одинаковое число s-электронов.

Задание 10

Какие из элементов Ca, Sc, Ga, Ti, Zn относятся к d-элементам? У каких в основном состоянии заполнен 3d-подуровень?

Задание 11

Сколько электронов с l = 2 (d-электронов) содержит атом брома? А атом железа?

Задание 12

Выберите верные утверждения. 1) Конфигурация иона Zn²⁺ — [Ar]3d¹⁰. 2) У атома хрома два электрона на 4s. 3) Ионы F⁻ и Na⁺ изоэлектронны. 4) Во внешнем слое атома меди 11 электронов. 5) Конфигурация 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶ соответствует иону Ca²⁺. 6) У атома калия 3d-подуровень заполнен.

Задание 13

Элемент образует ион Э³⁺ с конфигурацией [Ar]3d³. Какой это элемент?

Задание 14

У атома какого элемента четвёртого периода во внешнем слое один электрон, а в предвнешнем — 18?

Задание 15

Объясните, почему соли железа(II) на воздухе постепенно окисляются до солей железа(III), а соли марганца(II) устойчивы.

Задание 16 (олимпиадное)

Ионы Ti³⁺ и V³⁺ в водных растворах окрашены, а Ti⁴⁺ и Sc³⁺ — нет. Объясните это с помощью конфигураций.

Задание 17 (олимпиадное)

Комплекс Fe(H₂O)₆²⁺ парамагнитен (μ ≈ 5,2 μ_Б), а Fe(CN)₆⁴⁻ диамагнитен. Сколько неспаренных электронов в каждом? Как распределены d-электроны?

Задание 18 (олимпиадное)

Предскажите конфигурацию иона Pt²⁺ и объясните, почему он диамагнитен в плоско-квадратных комплексах, например в цисплатине.

Задание 19 (олимпиадное)

Сколько элементов первых четырёх периодов имеют в основном состоянии ровно один неспаренный электрон? Перечислите их.

Задание 20 (олимпиадное)

Какие элементы четвёртого периода имеют в основном состоянии конфигурацию внешнего слоя 4s¹? Что у них общего и чем они различаются?

Литература

1. Lewis G. N. Valence and the Structure of Atoms and Molecules. New York: Chemical Catalog Company, 1923. 172 p.
2. Lewis G. N. The atom and the molecule // Journal of the American Chemical Society. 1916. Vol. 38, № 4. P. 762–785. DOI: 10.1021/ja02261a002.
3. Moore C. E. Atomic Energy Levels as Derived from the Analyses of Optical Spectra. Vol. 1–3. Washington: National Bureau of Standards, 1949–1958. (NBS Circular 467).
4. Kramida A., Ralchenko Yu., Reader J., NIST ASD Team. NIST Atomic Spectra Database (version 5.11). Gaithersburg: National Institute of Standards and Technology, 2023. URL: https://physics.nist.gov/asd.
5. Jensen W. B. The origin of the s, p, d, f orbital labels // Journal of Chemical Education. 2007. Vol. 84, № 5. P. 757. DOI: 10.1021/ed084p757.
6. Shannon R. D. Revised effective ionic radii and systematic studies of interatomic distances in halides and chalcogenides // Acta Crystallographica Section A. 1976. Vol. 32, № 5. P. 751–767. DOI: 10.1107/S0567739476001551.
7. Bartlett N. Xenon hexafluoroplatinate(V) Xe⁺[PtF₆]⁻ // Proceedings of the Chemical Society. 1962. № 6. P. 218. DOI: 10.1039/PS9620000197.
8. Wentorf R. H. Cubic form of boron nitride // The Journal of Chemical Physics. 1957. Vol. 26, № 4. P. 956. DOI: 10.1063/1.1745964.
9. Kossel W. Über Molekülbildung als Frage des Atombaus // Annalen der Physik. 1916. Bd. 354, № 3. S. 229–362. DOI: 10.1002/andp.19163540302.
10. Langmuir I. The arrangement of electrons in atoms and molecules // Journal of the American Chemical Society. 1919. Vol. 41, № 6. P. 868–934. DOI: 10.1021/ja02227a002.
11. Abegg R. Die Valenz und das periodische System. Versuch einer Theorie der Molekularverbindungen // Zeitschrift für anorganische Chemie. 1904. Bd. 39, № 1. S. 330–380. DOI: 10.1002/zaac.19040390125.
12. Wang G., Zhou M., Goettel J. T. et al. Identification of an iridium-containing compound with a formal oxidation state of IX // Nature. 2014. Vol. 514, № 7523. P. 475–477. DOI: 10.1038/nature13795.
13. ФИПИ. Единый государственный экзамен по химии. Демонстрационный вариант контрольных измерительных материалов 2027 года. М.: ФИПИ, 2026.
14. Pyykkö P. Relativistic effects in structural chemistry // Chemical Reviews. 1988. Vol. 88, № 3. P. 563–594. DOI: 10.1021/cr00085a006.
15. Jerabek P., Schuetrumpf B., Schwerdtfeger P., Nazarewicz W. Electron and nucleon localization functions of oganesson: approaching the Thomas–Fermi limit // Physical Review Letters. 2018. Vol. 120, № 5. Art. 053001. DOI: 10.1103/PhysRevLett.120.053001.
16. Mewes J.-M., Jerabek P., Smits O. R., Schwerdtfeger P. Oganesson is a semiconductor: on the relativistic band-gap narrowing in the heaviest noble-gas solids // Angewandte Chemie International Edition. 2019. Vol. 58, № 40. P. 14260–14264. DOI: 10.1002/anie.201908327.
17. Pyykkö P. A suggested periodic table up to Z ≤ 172, based on Dirac–Fock calculations on atoms and ions // Physical Chemistry Chemical Physics. 2011. Vol. 13, № 1. P. 161–168. DOI: 10.1039/C0CP01575J.
18. Bohr N. The structure of the atom (Nobel lecture) // Nature. 1923. Vol. 112, № 2801. P. 29–44. DOI: 10.1038/112029a0.
19. Stoner E. C. The distribution of electrons among atomic levels // Philosophical Magazine. Ser. 6. 1924. Vol. 48, № 286. P. 719–736. DOI: 10.1080/14786442408634535.
20. Pauli W. Über den Zusammenhang des Abschlusses der Elektronengruppen im Atom mit der Komplexstruktur der Spektren // Zeitschrift für Physik. 1925. Bd. 31, № 1. S. 765–783. DOI: 10.1007/BF02980631.
21. Hund F. Zur Deutung verwickelter Spektren, insbesondere der Elemente Scandium bis Nickel // Zeitschrift für Physik. 1925. Bd. 33, № 1. S. 345–371. DOI: 10.1007/BF01328319.
22. Sato T. K., Asai M., Borschevsky A. et al. Measurement of the first ionization potential of lawrencium, element 103 // Nature. 2015. Vol. 520, № 7546. P. 209–211. DOI: 10.1038/nature14342.
23. Scerri E. R. Transition metal configurations and limitations of the orbital approximation // Journal of Chemical Education. 1989. Vol. 66, № 6. P. 481. DOI: 10.1021/ed066p481.
24. Schwarz W. H. E. The full story of the electron configurations of the transition elements // Journal of Chemical Education. 2010. Vol. 87, № 4. P. 444–448. DOI: 10.1021/ed8001286.
25. ФИПИ. Кодификатор проверяемых требований к результатам освоения основной образовательной программы среднего общего образования и элементов содержания для проведения единого государственного экзамена по химии, 2027 г. М.: ФИПИ, 2026.