1. Заповнення електронних шарів атомів елементів малих періодів

Загальна кількість електронів в атомі дорівнює порядковому номеру хімічного елемента в періодичній таблиці.

Кожен електрон знаходиться на своїй орбіталі. Чим більше енергія електрона, тим більше за розміром його орбиталь, і тим далі він знаходиться від ядра.

Електрони з близькими значеннями енергії утворюють енергетичний рівень
Енергетичний рівень (електронний шар) — сукупність електронів з близькими значеннями енергії.

Встановлено, що максимальне число електронів на енергетичному рівні дорівнює \(2n²\), де \(n\) — його номер. Отже, на першому рівні може перебувати не більше \(2\) електронів, на другому — не більше \(8\), на третьому — не більше \(18\), тощо.

В атомі Гідрогену H 1 — один електрон, і він розташовується на першому енергетичному рівні:

В атомі Гелію He 2 — два електрона. Перший енергетичний рівень у Гелію завершений, оскільки він не може містити більше двох електронів:

В атомі Літію Li 3 — три електрони. Два з них знаходяться на першому енергетичному рівні. Третій електрон має більшу енергію і рухається далі від ядра. В атомі Літію з’являється другий енергетичний рівень:

✅Електронні конфігурації атомів хімічних елементів

Швейцарський фізик В. Паулі в 1925 році встановив, що в атомі на одній орбіталі може знаходитися не більше двох електронів, які мають протилежні (антипаралельні) спіни (в перекладі з англійської «веретено»), тобто володіють такими властивостями, які умовно можна уявити собі як обертання електрона навколо своєї уявної осі: за годинниковою або проти годинникової стрілки.

Цей принцип носить назву принципу Паулі.

Якщо на орбіталі знаходиться один електрон, то він називається неспареним, якщо два, то це спарені електрони, тобто електрони з протилежними спінами.

Електронні конфігурації атомів хімічних елементів

s-орбіталь, як ви вже знаєте, має сферичну форму. Електрон атома водню (s = 1) розташовується на цій орбіталі і неспарен. Тому його електронна формула або електронна конфігурація буде записуватися так: 1s 1 .

В електронних формулах номер енергетичного рівня позначається цифрою, яка стоїть перед буквою (1…), латинською буквою позначають підрівень (тип орбіталі), а цифра, яка записується справа вгорі від букви (як показник ступеня), показує число електронів на підрівні.

Для атома гелію Не, має два спарених електрона на одній s-орбіталі, ця формула: 1s 2 .

Електронна оболонка атома гелію завершена і дуже стійка. Гелій – це інертний 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, так як 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, зростаючим в міру збільшення значення n.

р-орбіталь має форму гантелі або об’ємної вісімки. Всі три р-орбіталі розташовані в атомі взаємно перпендикулярно вздовж просторових координат, проведених через ядро атома. Слід підкреслити ще раз, що кожен енергетичний рівень (електронний шар), починаючи з n = 2, має три р-орбіталі.

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

В атомі берилію Ве четвертий електрон також розміщується на 2s-орбіталі: 1s 2 2s 2 . Два зовнішніх електрона атома берилію легко відриваються – Ве₀ при цьому окислюється в катіон Ве₂ + .

У атома бору п’ятий електрон займає 2р-орбіталь: 1s 2 2s 2 2р 1 . Далі у атомів С, N, О, Е йде заповнення 2р-орбіталей, яке закінчується на благородному газу неону: 1s 2 2s 2 2р 6 .

У елементів третього періоду заповнюються відповідно Зs- і Зр-орбіталі. П’ять d-орбіталей третього рівня при цьому залишаються вільними.

Іноді в схемах, які зображують розподіл електронів в атомах, вказують тільки число електронів на кожному енергетичному рівні, тобто записують скорочені електронні формули атомів хімічних елементів, на відміну від наведених вище повних електронних формул.

У елементів великих періодів (четвертого і п’ятого) перші два електрона займають відповідно 4s- і 5p-орбіталі: 19к 2, 8, 8, 1; 38Sr 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):

• 23V 2, 8, 11, 2;
• 26Tr 2, 8, 14, 2;
• 40Zr 2, 8, 18, 10, 2;
• 43Тг 2, 8, 18, 13, 2.

Як правило, тоді, коли буде заповнений попередній d-підрівень, почне заповнюватися зовнішній (відповідно 4р- і 5р) р-підрівень.

У елементів великих періодів – шостого і незавершеного сьомого – електронні рівні і підрівні заповнюються електронами, як правило, так: перші два електрона надійдуть на зовнішній p-підрівень: 56Ва 2, 8, 18, 18, 8, 2; 87Гг 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1; Наступного один електрон (у Nа і Ас) на попередній (p-підрівень: 57Lа 2, 8, 18, 18, 9, 2 і 89Ас 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2.

Потім наступні 14 електронів надійдуть на третій зовні енергетичний рівень на 4f- і 5f-орбіталі відповідно у лантаноїдів і актиноїдів.

Потім знову почне забудовуватися другий зовні енергетичний рівень (d-підрівень): у елементів побічних підгруп: 73Та 2, 8,18, 32,11, 2; 104Rf 2, 8,18, 32, 32,10, 2, – і, нарешті, тільки після повного заповнення десятьма електронами сйгоду-рівня буде знову заповнюватися зовнішній р-підрівень.

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: кожна квантова комірка позначається клітиною, яка відповідає одній орбіталі; кожен електрон позначається стрілкою, відповідного напрямку спина.

При записі графічної електронної формули слід пам’ятати два правила:

• принцип Паулі, згідно з яким в осередку (орбіталі) може бути не більше двох електронів, але з антипаралельними спинами,
• правило Ф. Хунда, згідно з яким електрони, які займають вільні комірки (орбіталі), розташовуються в них спочатку по одному і мають при цьому однакове значення спіна, а лише потім спаровуються, але спіни при цьому за принципом Паулі будуть вже протилежно спрямованими.

На закінчення ще раз розглянемо відображення електронних конфігурацій атомів елементів за періодами системи Д. І. Менделєєва. Схеми електронної будови атомів показують розподіл електронів по електронним верствам (енергетичним рівням).

В атомі гелію перший електронний шар завершений – в ньому 2 електрона.

Водень і 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 е-і р-орбіталі другого електронного шару відповідно до принципу найменшої енергії (спочатку s-, а потім р) і правилами Паулі і Хунда.

В атомі неону другий електронний шар завершений – в ньому 8 електронів.

В, С, N, О, F, Nе – р-елементи, у цих атомів заповнюються електронами р-орбіталі.

Елементи третього періоду

У атомів елементів третього періоду перший та другий електронні шари завершені, тому заповнюється третій електронний шар, в якому електрони можуть займати Зs-, 3р- і Зd-підрівні.

В атомі аргону на зовнішньому шарі (третьому електронному шарі) 8 електронів. Як зовнішній шар, він завершений, але в третьому електронному шарі, як ви вже знаєте, може бути 18 електронів, а це значить, що у елементів третього періоду залишаються незаповненими Зd-орбіталі.

Всі елементи від Аl до Аг – р-елементи. s- і р-елементи утворюють головні підгрупи в Періодичній системі.

У атомів калію і кальцію з’являється четвертий електронний шар, який заповню 4s-підрівень, так як він має меншу енергію, ніж 3-підрівень.

К, Са – s-елементи, які входять до головної підгрупи. У атомів від Sс до Zn заповнюється електронами 3-підрівень. Це Зй-елементи. Вони входять в побічні підгрупи, у них заповнюється передзовнішній електронний шар, їх відносять до перехідних елементів.

Зверніть увагу на будову електронних оболонок атомів хрому і міді. У них відбувається «провал» одного електрона з 4я- на Зd-підрівень, що пояснюється більшою енергетичною стійкістю утворюваних при цьому електронних конфігурацій Зd 5 і Зd 10 .

В атомі цинку третій електронний шар завершений – в ньому заповнені всі підрівні 3s, Зр і Зd, всього на них 18 електронів.

У наступних за цинком елементів продовжує заповнюватися четвертий електронний шар, 4р-підрівень: Елементи від Gа до Кr – р-елементи.

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

У елементів п’ятого періоду йде заповнення підрівнів в наступному порядку: 5s-> 4d -> 5р. І також трапляються винятки, пов’язані з «провалом» електронів, у 41Nb, 42MO і т. д.

У шостому і сьомому періодах з’являються елементи, тобто елементи, у яких йде заповнення відповідно 4f- і 5f-підрівнів третього зовні електронного шару.

• 4f-Елементи називають лантаноїдами.
• 5f-Елементи називають актиноїдами.

Порядок заповнення електронних підрівнів в атомах елементів шостого періоду: 55Сs і 56Ва – 6s-елементи;

• 57Lа … 6s 2 5d 1 – 5d-елемент;
• 58Се – 71Lu – 4f-елементи;
• 72Hf – 80Нg – 5d-елементи;
• 81Тl- 86Rn – 6р-елементи.

Але і тут зустрічаються елементи, у яких «порушується» порядок заповнення електронних орбіталей, що, наприклад, пов’язано з більшою енергетичною стійкістю наполовину і повністю заповнених f підрівнів, тобто nf 7 і nf 14 .

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

• s-Елементи; заповнюється електронами s-підрівень зовнішнього рівня атома; до s-елементів відносяться водень, гелій і елементи головних підгруп I і II груп;
• р-елементи; заповнюється електронами р-підрівень зовнішнього рівня атома; до р елементів відносяться елементи головних підгруп III-VIII груп;
• d-елементи; заповнюється електронами d-підрівень передзовнішнього рівня атома; до d-елементів відносяться елементи побічних підгруп I-VIII груп, тобто елементи вставних декад великих періодів, розташовані між s- і р-елементами. Їх також називають перехідними елементами;
• f-елементи; заповнюється електронами f-підрівень третього зовнішнього рівня атома; до них відносяться лантаноїди і актиноїди.

Питання для самоперевірки

• Що було б, якби принцип Паулі не дотримувався?
• Що було б, якби правило Хунда не дотримувалося?
• Складіть схеми електронного будови, електронні формули і графічні електронні формули атомів наступних хімічних елементів: Са, Fе, Zr, Sn, Nb, Hf, Ра.
• Напишіть електронну формулу елемента №110, використовуючи символ відповідного благородного газу.
• Що таке «провал» електрона? Наведіть приклади елементів, у яких це явище спостерігається, запишіть їх електронні формули.
• Як визначається приналежність хімічного елемента до того чи іншого електронного сімейства?
• Порівняйте електронну та графічну електронну формули атома сірки. Яку додаткову інформацію містить остання формула?

§ 8. Енергетичні підрівні. Поняття про радіус атома

Продовжимо вивчати будову електронної оболонки атома й зосередимося на будові енергетичних підрівнів.

Як ви з’ясували в попередньому параграфі, на одному енергетичному рівні можуть перебувати електрони з різними формами атомних орбіталей. Щоб розрізняти їх, уведено поділ енергетичних рівнів на підрівні.

За формою атомних орбіталей енергетичні рівні поділяються на підрівні.

ПОДІЛ ЕНЕРГЕТИЧНИХ РІВНІВ НА ПІДРІВНІ. На першому енергетичному рівні можуть перебувати від одного до двох електронів зі сферичною формою орбіталі. Це s-електрони, і вони утворюють s-підрівень. Отже, на першому енергетичному рівні є лише s-підрівень, утворений s-електронами.

На другому енергетичному рівні є s-електрони, а також можуть бути електрони з гантелеподібною формою орбіталей, тобто р-електрони. Відповідно до цього другий рівень включає 2 підрівні — s-підрівень (максимально 2 електрони) та р-підрівень, на якому може бути від одного до шести р-електронів.

Третій енергетичний рівень складається з трьох підрівнів. Про s- і р-підрівні ви вже дізналися. Третій має назву d-підрівень. Максимальна кількість d-електронів на цьому підрівні — 10.

Четвертий підрівень називають f-підрівнем, з’являється він на четвертому енергетичному рівні та вміщує максимально 14 електронів.

Назви підрівнів повторюють назви орбіталей. Це не випадково, оскільки поділ на підрівні здійснено за формою атомних орбіталей електронів, що утворюють електронну оболонку атома.

Попрацюйте групами

Застосуйте набуті знання для заповнення в зошиті таблиці.

Умовне позначення підрівнів

Максимально можлива кількість електронів на підрівні

Для елементів перших чотирьох енергетичних рівнів узагальнені відомості про будову електронної оболонки атомів внесено в таблицю 6.

Розподіл електронів на перших чотирьох енергетичних рівнях

Енергетичні рівні

Можливі підрівні в межах рівня

Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні

2

8

18

32

(2s + 6p + 10d + 14f)

Максимальна кількість електронів на одному енергетичному рівні чітко визначена. На першому енергетичному рівні може бути не більше двох електронів, на другому — не більше восьми, на третьому — не більше вісімнадцяти, на четвертому — не більше тридцяти двох.

ПОНЯТТЯ ПРО РАДІУС АТОМА (R_a). Унаслідок того, що електрон одночасно виявляє властивості й мікрочастинки, й хвилі, атом не має чітких меж, і виміряти абсолютні розміри атомів неможливо. Тому радіуси атомів (R_a) різних хімічних елементів розраховано теоретично.

Радіусом атома називається відстань від центра ядра атома до сферичної поверхні електронної оболонки, ймовірність перебування на якій електронів зовнішнього енергетичного рівня є найбільшою.

Що більшою є кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці, то більший радіус атома (схема 4).

Пригадайте, що в таблиці періодичної системи називають групами, а що — періодами.

Як ви дізналися, кількість енергетичних рівнів в електронній оболонці атома збігається з номером періоду періодичної системи, у якому елемент розташований. Тож в атома Натрію три енергетичні рівні, в атома Літію — два. Отже, атом Натрію має більший радіус. Розраховано, що R_a (Li) = 0,159 нм, R_a (Na) = 0,189 нм. Ще більший радіус в атома Рубідію — 0,225 нм.

Схема 4. Радіуси атомів Літію та Натрію

У межах однієї підгрупи зі збільшенням заряду ядра збільшується кількість енергетичних рівнів, а отже, збільшується і радіус атомів. У межах одного періоду кількість енергетичних рівнів в електронних оболонках атомів не змінюються, проте радіуси — зменшуються.

Для порівняння: R_a (Li) = 0,159 нм, R_a (F) = 0,040 нм. Найсуттєвіше зменшення відбувається в періодах 1-3 (схема 5).

Схема 5. Зміна радіусів атомів у підгрупах і періодах

Зменшення радіуса атомів у межах одного періоду пояснюється зростанням притягування зовнішніх електронів до ядра. У Літію воно менше, бо заряд ядра атома +3, у Флуору — більше, бо заряд ядра атома в нього +9.

Стисло про основне

• Енергетичні рівні поділяють на енергетичні підрівні. Розрізняють 4 види підрівнів: s-, р-, d-, f-підрівні.

• Максимальна кількість електронів на: s-підрівні — 2, р-підрівні — 6, d-підрівні — 10, f-підрівні — 14.

• Радіус атома, як і його відносна атомна маса, є однією з кількісних характеристик атома. Зі збільшенням заряду ядра (протонного числа) в межах однієї підгрупи радіуси атомів збільшуються, а в межах одного періоду — зменшуються.

Сторінка ерудита

У 1919 р. створено Міжнародний союз фундаментальної та прикладної хімії (IUPAC). Членами цієї організації є понад 40 держав світу, зокрема Україна (з 1992 р.).

Зараз штаб-квартира IUPAC розміщена в Цюриху (Швейцарія).

Мета IUPAC — сприяти розвитку хімії як науки, розвивати стандарти найменувань хімічних елементів та сполук.

На 2020 р. «постійну прописку» в періодичній системі одержали 118 хімічних елементів. Останніми з них стали добуті штучно елементи ₁₁₃Ніхоній, ₁₁₅Московій, ₁₁₈Оганесон і ₁₁₇Теннессин.

Знаємо, розуміємо

1. Яка максимальна кількість енергетичних рівнів існує? Як визначити, скільки енергетичних рівнів має електронна оболонка конкретного атома?

2. Назвіть енергетичні підрівні з такою максимальною кількістю електронів на них:

3. Яка максимальна кількість електронів може перебувати на першому, другому і третьому енергетичних рівнях?

4. Чи може бути на s-підрівні: а) 1 електрон; б) 2 електрони; в) 6 електронів? Відповідь обґрунтуйте.

5. Назвіть підрівні третього енергетичного рівня.

6. Знайдіть і виправте помилки, якщо вони є, у поданих твердженнях.

Твердження 1. Кількість енергетичних рівнів визначається номером групи.

Твердження 2. Кількість електронів в атомі дорівнює його відносній атомній масі.

7. Знайдіть і виправте помилки, якщо вони є, у поданих твердженнях.

Твердження 1. Спільним у будові електронних оболонок атомів із протонними числами 11 і 18 є наявність трьох енергетичних рівнів.

Твердження 2. Радіуси атомів зі збільшенням заряду ядра атомів у періоді зменшуються, а в підгрупі — зростають.

8. Чому змінюється радіус атомів хімічних елементів одного періоду?

9. Чому змінюється радіус атомів хімічних елементів у межах головної підгрупи?