Энергетические уровни и электронные слои: строение электронной оболочки атома

Химические свойства элемента определяются строением электронной оболочки его атома, прежде всего — электронами внешнего электронного слоя. Чтобы понимать периодическую систему, валентность, типы химической связи, окислительно-восстановительные свойства, нужно чётко знать, как устроена электронная оболочка и как в ней располагаются электроны. В этой теме много близких, но разных понятий — энергетический уровень, электронный слой, подуровень, орбиталь, внешний слой, валентные электроны, — и путаница между ними ведёт к ошибкам. Поэтому разберём их по порядку, от общего к частному.

План статьи: состояние электрона в атоме и квантование энергии; энергетический уровень и электронный слой — в чём разница; ёмкость уровней; подуровни и атомные орбитали; правила заполнения; три способа записи строения электронной оболочки; электронные конфигурации элементов по периодам; внешний электронный слой и периодическая система; валентные электроны; основное и возбуждённое состояние атома; конфигурации ионов; типичные ошибки в терминах; раздел для олимпиад (квантовые числа и спектр водорода) и задания с разбором.

• 1. Электрон в атоме: энергия квантована
• 2. Энергетический уровень и электронный слой
• 3. Сколько электронов помещается на уровне
• 4. Подуровни и атомные орбитали
• 5. Правила заполнения
• 6. Три способа записи
• 7. Конфигурации элементов по периодам
• 8. Внешний электронный слой и периодическая система
• 9. Валентные электроны
• 10. Основное и возбуждённое состояние
• 11. Электронные конфигурации ионов
• 12. Как правильно говорить
• 13. Для олимпиад
• Задания с разбором

1. Электрон в атоме: энергия квантована

Атом состоит из положительно заряженного ядра и электронов, которые удерживаются около ядра электрическим притяжением. Электрон в атоме нельзя представить себе маленьким шариком, летящим по определённой траектории: его положение можно описать лишь вероятностью нахождения в той или иной области пространства. Область, где вероятность найти электрон велика, называют электронным облаком или атомной орбиталью.

Главное свойство электрона в атоме — его энергия может принимать не любые, а только определённые значения. Говорят, что энергия квантована. Это открыл датский физик Нильс Бор в 1913 году, объясняя спектр атома водорода: раскалённый водород излучает свет не всех цветов, а лишь нескольких определённых длин волн. Каждая линия спектра соответствует переходу электрона из состояния с большей энергией в состояние с меньшей, а энергия излучённого кванта света равна разности энергий этих состояний. Если бы энергия электрона могла быть любой, спектр был бы сплошным.

Чем ниже энергия электрона, тем прочнее он связан с ядром и тем ближе к ядру в среднем находится. Чтобы оторвать электрон от атома, нужно затратить энергию — энергию ионизации.

2. Энергетический уровень и электронный слой

Разница важна. Энергетический уровень — это «место», набор возможных состояний; он существует и тогда, когда электронов на нём нет. Например, у атома водорода в основном состоянии один электрон на первом уровне; второй, третий и более высокие уровни существуют (на них электрон переходит при поглощении энергии), но электронов на них нет. Поэтому у водорода один электронный слой, хотя энергетических уровней бесконечно много.

Электронные слои нумеруют от ядра: первый, второй, третий… В атоме натрия три электронных слоя: на первом 2 электрона, на втором 8, на третьем 1. Записывают это так: Na — 2, 8, 1.

• Внешний электронный слой — самый удалённый от ядра электронный слой, содержащий электроны. У натрия это третий слой (1 электрон).
• Предвнешний электронный слой — слой, ближайший к внешнему. У натрия это второй слой (8 электронов).

Число электронных слоёв в атоме элемента (в основном состоянии) равно номеру периода, в котором стоит элемент. Единственное исключение — палладий: он в 5-м периоде, но его конфигурация 4d¹⁰, и электронов на пятом уровне у него нет.

3. Сколько электронов помещается на уровне

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне с номером n равно 2n²:

Однако число электронов во внешнем электронном слое атома никогда не превышает восьми (у гелия — двух), а в предвнешнем — восемнадцати. Почему так получается, объясняют подуровни: следующий слой начинает заполняться раньше, чем полностью заполнится предыдущий.

4. Подуровни и атомные орбитали

Электроны одного энергетического уровня неравноценны: уровень состоит из энергетических подуровней, энергии которых немного различаются. Число подуровней на уровне равно номеру уровня n. Подуровни обозначают буквами s, p, d, f, а полное обозначение включает номер уровня: 2p — p-подуровень второго уровня, 3d — d-подуровень третьего.

Подуровень состоит из атомных орбиталей. На одной орбитали может находиться не более двух электронов. Орбитали разных подуровней различаются формой:

Теперь понятно, откуда берётся 2n²: на втором уровне 1 s-орбиталь и 3 p-орбитали — 4 орбитали, 8 электронов; на третьем — 1 + 3 + 5 = 9 орбиталей, 18 электронов.

У электрона есть собственное свойство — спин, которое можно наглядно представить как вращение вокруг своей оси в одну или другую сторону. На схемах электрон изображают стрелкой, направленной вверх или вниз, а орбиталь — клеточкой.

5. Правила заполнения

В основном (невозбуждённом) состоянии атома электроны располагаются так, чтобы энергия атома была наименьшей. Это выражается четырьмя правилами.

Принцип наименьшей энергии. Электроны заполняют сначала орбитали с наименьшей энергией.

Правило Клечковского. Энергия подуровня определяется суммой n + l, где l — орбитальное квантовое число (для s — 0, p — 1, d — 2, f — 3). Подуровни заполняются в порядке возрастания суммы n + l, а при одинаковой сумме — в порядке возрастания n. Получается последовательность:

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

Для 4s сумма n + l = 4 + 0 = 4, для 3d — 3 + 2 = 5. Поэтому 4s заполняется раньше 3d: у калия и кальция электроны начинают заполнять четвёртый уровень, хотя на третьем ещё пустует d-подуровень. Правило сформулировал в 1951 году советский учёный Всеволод Клечковский; в зарубежной литературе его называют правилом Маделунга.

Принцип Паули (1925). На одной орбитали может находиться не более двух электронов, и их спины противоположны.

Правило Хунда (1927). В пределах одного подуровня электроны сначала занимают свободные орбитали по одному, с одинаковыми спинами, и только потом начинают образовывать пары. У атома азота три 2p-электрона занимают три разные p-орбитали, поэтому у азота три неспаренных электрона.

6. Три способа записи

Строение электронной оболочки атома можно показать с разной подробностью. На примере серы (Z = 16):

1. Распределение электронов по электронным слоям: S — 2, 8, 6. Это школьная схема строения атома, которая встречается в заданиях ОГЭ.
2. Электронная формула (электронная конфигурация) — с подуровнями: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴. Номер уровня — цифра, подуровень — буква, число электронов на подуровне — верхний индекс. Сокращённая запись: [Ne] 3s² 3p⁴, где в скобках символ благородного газа предыдущего периода обозначает заполненную часть оболочки.
3. Электронно-графическая формула (орбитальная схема): каждая орбиталь — клеточка, электроны — стрелки. Для внешнего слоя серы: в клеточке 3s две противоположные стрелки; из трёх клеточек 3p в первой две стрелки, во второй и третьей — по одной. Видно, что у серы два неспаренных электрона.

Сумма верхних индексов в электронной формуле равна числу электронов, то есть для нейтрального атома — порядковому номеру.

7. Конфигурации элементов по периодам

Первый период

Водород 1s¹, гелий 1s². У гелия первый слой завершён.

Второй период

Заполняются 2s и 2p. Литий 1s²2s¹, бериллий 2s², бор 2s²2p¹, углерод 2s²2p², азот 2s²2p³, кислород 2s²2p⁴, фтор 2s²2p⁵, неон 2s²2p⁶ (завершённый слой из 8 электронов).

Третий период

Заполняются 3s и 3p, от натрия [Ne]3s¹ до аргона [Ne]3s²3p⁶. 3d-подуровень в третьем периоде не заполняется: по правилу Клечковского он выше 4s.

Четвёртый период

У d-элементов электроны поступают в предвнешний слой, а во внешнем остаётся 2 (иногда 1) электрона. Поэтому все d-элементы — металлы, а их свойства в ряду меняются плавнее, чем у элементов главных подгрупп.

Пятый — седьмой периоды

Повторяется та же картина (5s → 4d → 5p), а в шестом и седьмом периодах добавляется заполнение f-подуровня третьего снаружи слоя: у лантаноидов — 4f, у актиноидов — 5f. Поэтому лантаноиды так похожи друг на друга: их внешний и предвнешний слои устроены почти одинаково.

8. Внешний электронный слой и периодическая система

Строение электронной оболочки — физическая основа периодического закона. Связь с периодической системой такая:

• Номер периода равен числу электронных слоёв в атоме.
• У элементов главных подгрупп (A-групп) номер группы равен числу электронов во внешнем электронном слое: у кислорода (VIA-группа) 6 электронов внешнего слоя, у алюминия (IIIA) — 3. Исключение — гелий: он помещён в VIIIA-группу, а электронов внешнего слоя у него 2.
• По тому, какой подуровень заполняется последним, элементы делят на s-элементы (IA- и IIA-группы, а также водород и гелий), p-элементы (IIIA–VIIIA-группы), d-элементы (побочные подгруппы) и f-элементы (лантаноиды и актиноиды).
• Элементы одной главной подгруппы имеют одинаковое строение внешнего электронного слоя (у галогенов — ns²np⁵) и поэтому сходные химические свойства. В этом и состоит периодичность: строение внешнего слоя повторяется в каждом периоде.
• Атомы с 1–3 электронами внешнего слоя (кроме водорода, гелия и бора) обычно отдают их и являются металлами; с 4–7 электронами — чаще принимают электроны или образуют общие электронные пары и являются неметаллами (с рядом исключений: германий, олово, свинец, сурьма, висмут, полоний — металлы или полуметаллы).
• Завершённый внешний электронный слой — 8 электронов (ns²np⁶), у гелия 2 — имеют атомы благородных газов. Он очень устойчив: благородные газы почти не вступают в реакции.

Повторить тему можно в уроке ОГЭ «Электронные слои первых 20 элементов» и в уроке ЕГЭ «Правила заполнения, электронные конфигурации».

9. Валентные электроны

Валентные электроны — электроны, которые могут участвовать в образовании химических связей. Это понятие не совпадает с понятием «электроны внешнего слоя»:

• у s- и p-элементов валентные электроны — электроны внешнего электронного слоя: у серы 3s²3p⁴ — 6 валентных электронов;
• у d-элементов валентными являются электроны внешнего слоя и d-электроны предвнешнего: у марганца 3d⁵4s² — 7 валентных электронов, поэтому его высшая степень окисления +7, хотя во внешнем слое у него всего 2 электрона.

Поэтому номер группы для побочных подгрупп показывает не число электронов внешнего слоя, а число валентных электронов (с исключениями в VIIIB- и IB-группах).

10. Основное и возбуждённое состояние

Описанные выше конфигурации относятся к основному состоянию атома — с наименьшей энергией. Получив энергию, атом может перейти в возбуждённое состояние: один из спаренных электронов переходит на свободную орбиталь того же уровня. Это объясняет валентности многих элементов.

• Углерод. В основном состоянии 2s²2p² — два неспаренных электрона, и валентность была бы II. Но в большинстве соединений углерод четырёхвалентен (в CO — трёхвалентен за счёт донорно-акцепторной связи). При возбуждении один 2s-электрон переходит на свободную 2p-орбиталь: 2s¹2p³ — четыре неспаренных электрона. Затраты энергии с избытком окупаются образованием двух дополнительных связей.
• Сера (3s²3p⁴, на третьем уровне есть свободные 3d-орбитали). В основном состоянии — два неспаренных электрона (валентность II, как в H₂S). При распаривании 3p-электрона — четыре (валентность IV, SO₂), при распаривании ещё и 3s — шесть (VI, SO₃, H₂SO₄).
• Кислород и фтор (второй период). На втором уровне нет d-подуровня, свободных орбиталей на этом уровне для распаривания нет, поэтому кислород не может иметь шесть неспаренных электронов, как сера, а фтор — семь, как хлор.

Эта модель — упрощённая, в высших учебных курсах связи в таких молекулах описывают иначе, но для школьного курса и олимпиад младших классов она удобна и общепринята.

11. Электронные конфигурации ионов

Анион образуется присоединением электронов к атому; они поступают на ту же незаполненную орбиталь, что и следующий электрон в ряду элементов: Cl⁻ — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶, как у аргона; O²⁻ — 1s²2s²2p⁶, как у неона.

Катион образуется отрывом электронов внешнего электронного слоя. Для s- и p-элементов это очевидно: Na⁺ — 1s²2s²2p⁶. Для d-элементов важно помнить: сначала отрываются электроны внешнего (4s), а не предвнешнего (3d) слоя, хотя 4s заполнялся раньше.

• Fe [Ar]3d⁶4s² → Fe²⁺ [Ar]3d⁶ → Fe³⁺ [Ar]3d⁵;
• Cu [Ar]3d¹⁰4s¹ → Cu⁺ [Ar]3d¹⁰ → Cu²⁺ [Ar]3d⁹;
• Mn [Ar]3d⁵4s² → Mn²⁺ [Ar]3d⁵.

Частицы с одинаковым числом электронов и одинаковой электронной конфигурацией называют изоэлектронными: O²⁻, F⁻, Ne, Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺ — у всех 1s²2s²2p⁶. Чем больше заряд ядра в таком ряду, тем сильнее притягиваются электроны и тем меньше радиус частицы.

12. Как правильно говорить

13. Для олимпиад

Квантовые числа

Состояние каждого электрона в атоме полностью описывают четыре квантовых числа:

• главное n = 1, 2, 3… — номер энергетического уровня;
• орбитальное l = 0, 1, …, n − 1 — тип подуровня (0 — s, 1 — p, 2 — d, 3 — f) и форма орбитали;
• магнитное m = −l, …, 0, …, +l — ориентация орбитали в пространстве; число значений 2l + 1 равно числу орбиталей подуровня;
• спиновое s = +1/2 или −1/2.

Принцип Паули в строгой форме: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа одинаковы. Из этого принципа и допустимых значений квантовых чисел следуют ёмкости: 2 электрона на орбитали, 2(2l + 1) на подуровне, 2n² на уровне.

Спектр атома водорода

Энергия электрона в атоме водорода на уровне n: Eₙ = −13,6 эВ / n². При переходе электрона с уровня n₂ на уровень n₁ излучается квант с длиной волны λ, для которой 1/λ = R·(1/n₁² − 1/n₂²), где R = 1,097·10⁷ м⁻¹ — постоянная Ридберга. Переходы на второй уровень дают видимые линии (серия Бальмера), на первый — ультрафиолетовые (серия Лаймана).

Энергия ионизации и строение слоёв

Последовательные энергии ионизации атома показывают его слоистое строение. У натрия первая энергия ионизации — 496 кДж/моль, а вторая — 4562 кДж/моль, почти в десять раз больше: второй электрон приходится отрывать уже от завершённого второго слоя, который ближе к ядру. У магния резкий скачок наблюдается между второй и третьей энергиями ионизации, у алюминия — между третьей и четвёртой. По положению скачка можно определить число электронов внешнего слоя.

Задания с разбором

Сначала ответьте сами, затем откройте разбор.

Задание 1

Распределение электронов по электронным слоям 2, 8, 5 соответствует атому какого элемента? Сколько у него электронных слоёв и сколько электронов во внешнем слое?

Задание 2

Выберите два элемента, у атомов которых во внешнем электронном слое по 2 электрона: 1) He; 2) O; 3) Mg; 4) C; 5) Na.

Задание 3

Сколько энергетических уровней заполняется электронами в атоме кальция? Сколько электронов в предвнешнем слое? Запишите электронную формулу.

Задание 4

Запишите электронную формулу атома серы и иона S²⁻. С атомом какого благородного газа ион изоэлектронен?

Задание 5

Сколько неспаренных электронов у атомов азота, кислорода и фтора в основном состоянии? Изобразите электронно-графическую схему 2p-подуровня азота.

Задание 6

Почему у калия девятнадцатый электрон поступает в четвёртый электронный слой, хотя на третьем энергетическом уровне свободен d-подуровень?

Задание 7

Запишите электронные формулы атома хрома и ионов Cr³⁺ и Cr²⁺. Сколько валентных электронов у хрома и сколько электронов в его внешнем слое?

Задание 8

Почему сера может проявлять валентность VI (в SO₃, H₂SO₄), а кислород — нет, хотя оба элемента находятся в VIA-группе?

Задание 9

Расположите частицы в порядке уменьшения радиуса: Na⁺, F⁻, Mg²⁺, O²⁻.

Задание 10 (олимпиадное)

Какие наборы квантовых чисел невозможны: а) n = 2, l = 2, m = 0; б) n = 3, l = 1, m = −1; в) n = 4, l = 0, m = 1; г) n = 3, l = 2, m = −2? Объясните.

Задание 11 (олимпиадное)

Вычислите длину волны (нм) излучения при переходе электрона в атоме водорода с третьего энергетического уровня на второй. В какой области спектра лежит эта линия? R = 1,097·10⁷ м⁻¹.

Задание 12 (олимпиадное)

Последовательные энергии ионизации элемента X третьего периода равны (кДж/моль): 578, 1817, 2745, 11 577, 14 842. Определите элемент и число электронов в его внешнем электронном слое.