Атомы, первоначально считавшиеся неделимыми, представляют собой сложные системы.
Атом состоит из ядра и электронной оболочки
Электронная оболочка – совокупность движущихся вокруг ядра электронов
Ядра атомов заряжены положительно, они состоят из протонов (положительно заряженных частиц) p+ и нейтронов (не имеющих заряда) no
Атом в целом электронейтрален, число электронов е– равно числу протонов p+, равно порядковому номеру элемента в таблице Менделеева.
На рисунке изображена планетарная модель атома, согласно которой электроны движутся по стационарным круговым орбитам. Она очень наглядна, но не отражает сути, т.к в действительности законы микромира подчиняются на классической механике, а квантовой, которая учитывает волновые свойства электрона.
Согласно квантовой механике электрон в атоме не движется по определенным траекториям, а может находиться в любой части околоядерного пространства, однако вероятность его нахождения в разных частях этого пространства неодинакова.
Пространство вокруг ядра, в котором вероятность нахождения электрона достаточно велика, называют орбиталью (не путать с орбитой!) или электронным облаком.
Т.е у электрона отсутствует понятие «траектория», электроны не движутся ни по круговым орбитам, ни по каким-либо другим. Самая большая сложность квантовой механики заключается в том, что это невозможно представить, мы все привыкли к явлениям макромира, подчиняющегося классической механике, где любая движущаяся частица имеет свою траекторию.
Итак, электрон имеет сложное движение, может находится в любом месте пространства около ядра, но с разной вероятностью. Давайте теперь рассмотрим те части пространства, где вероятность нахождения электрона достаточно высока — орбитали — их формы и последовательность заполнения орбиталей электронами.
Представим себе трехмерную систему координат, в центре которой находится ядро атома.
Вначале идет заполнение 1s орбитали, она располагается ближе всего к ядру и имеет форму сферы.
Обозначение любой орбитали складывается из цифры и латинской буквы. Цифра показывает уровень энергии, а буква — форму орбитали.
1s орбиталь имеет наименьшую энергию и электроны находящиеся на этой орбитали имеют наименьшую энергию.
На этой орбитали могут находиться не более двух электронов . Электроны атомов водорода и гелия (первых двух элементов) находятся именно на этой орбитали.
Электронная конфигурация водорода: 1s 1
Электронная конфигурация гелия: 1s 2
Верхний индекс показывает количество электронов на этой орбитали.
Следующий элемент — литий, у него 3 электрона, два из которых располагаются на 1s орбитали, а где же располагается третий электрон?
Он занимает следующую по энергии орбиталь — 2s орбиталь. Она также имеет форму сферы, но большего радиуса (1s орбиталь находится внутри 2s орбитали).
Электроны, находящиеся на этой орбитали имеют большую энергию, по сравнению с 1s орбиталью, т.к они расположены дальше от ядра. Максимум на этой орбитали может находится также 2 электрона.
Электронная конфигурация лития: 1s 2 2s 1
Электронная конфигурация бериллия: 1s 2 2s 2
У следующего элемента — бора — уже 5 электронов, и пятый электрон будет заполнять орбиталь, обладающую ещё большей энергией- 2р орбиталь. Р-орбитали имеют форму гантели или восьмерки и располагаются вдоль координатных осей перпендикулярно друг другу.
На каждой р-орбитали может находится не более двух электронов, таким образом на трех р-орбиталях — не более шести. Валентные электроны следующих шести элементов заполняют р-орбитали, поэтому их относят к р-элементам.
Электронная конфигурация атома бора: 1s 2 2s 2 2р 1
Электронная конфигурация атома углерода: 1s 2 2s 2 2р 2
Электронная конфигурация атома азота: 1s 2 2s 2 2р 3
Электронная конфигурация атома кислорода: 1s 2 2s 2 2р 4
Электронная конфигурация атома фтора: 1s 2 2s 2 2р 5
Электронная конфигурация атома неона: 1s 2 2s 2 2р 6
Графически электронные формулы этих атомов изображены ниже:
Квадратик — это орбиталь или квантовая ячейка, стрелочкой обозначается электрон, направление стрелочки — это особая характеристика движения электрона — спин (упрощенно можно представить как вращение электрона вокруг своей оси по часовой и против часовой стрелки). Нужно знать то, что на одной орбитали не может быть двух электронов с одинаковыми спинами (в одном квадратике нельзя рисовать две стрелочки в одном направлении!). Это и есть принцип запрета В.Паули: «В атоме не может быть даже двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковыми»
Существует ещё одно правило (правило Гунда ), по которому электроны расселяются на одинаковых по энергии орбиталях сначала по одиночке, и лишь когда в каждой такой орбитали уже находится по одному электрону, начинается заполнение этих орбиталей вторыми электронами. Когда орбиталь заселяется двумя электронами, такие электроны называют спаренными .
Атом неона имеет завершенный внешний уровень из восьми электронов (2 s-электрона+6 p-электронов =8 электронов на втором энергетическом уровне), такая конфигурация является энергетически выгодной, и её стремятся приобрести все другие атомы. Именно поэтому элементы 8 А группы — благородные газы — столь инертны в химическом отношении.
Следующий элемент — натрий, порядковый номер 11, первый элемент третьего периода, у него появляется ещё один энергетический уровень — третий. Одиннадцатый электрон будет заселять следующую по энергии орбиталь -3s орбиталь.
Электронная конфигурация атома натрия: 1s 2 2s 2 2р 6 3s 1
Далее происходит заполнение орбиталей элементов третьего периода, сначала заполняется 3s подуровень с двумя электронами, а потом 3р подуровень с шестью электронами (аналогично второму периоду) до благородного газа аргона, имеющего, подобно неону, завершенный восьмиэлектронный внешний уровень. Электронная конфигурация атома аргона (18 электронов): 1s 2 2s 2 2р 6 3s 2 3р 6
Четвертый период начинается с элемента калия (порядковый номер 19), последний внешний электрон которого располагается на 4s орбитали. Двадцатый электрон кальция также заполняет 4s орбиталь.
За кальцием идет ряд из 10 d-элементов, начиная со скандия (порядковый номер 21) и заканчивая цинком (порядковый номер 30). Электроны этих атомов заполняют 3d орбитали, внешний вид которых представлен на рисунке ниже.
Итак, подведем итоги:
Число электронов в каждой электронной оболочке не может превышать определенного максимального значения.
Порядок заполнения электронных оболочек (орбиталей с одинаковым значением главного квантового числа n ) определяется правилом Клечковского , порядок заполнения электронами орбиталей в пределах одного подуровня (орбиталей с одинаковыми значениями главного квантового числа n и орбитального квантового числа l ) определяется Правилом Хунда .
Энциклопедичный YouTube
1 / 3
✪ Химия. Строение атома: Строение электронных оболочек. Центр онлайн-обучения «Фоксфорд»
✪ Тема 4. Строение электронных оболочек атомов
✪ электронные оболочки АТОМОВ - химия 8 класс
Субтитры
Оболочки
Электронные оболочки обозначаются буквами K, L, M, N, O, P, Q или цифрами от 1 до 7. Подуровни оболочек обозначаются буквами s, p, d, f, g, h, i или цифрами от 0 до 6. Электроны внешних оболочек обладают большей энергией, и, по сравнению с электронами внутренних оболочек, находятся дальше от ядра, что делает их более важными в анализе поведения атома в химических реакциях и в роли проводника, так как их связь с ядром слабее и легче разрывается.
Количество электронов в каждой оболочке
Данное количество вычисляется по формуле:
2 N 2 {\displaystyle \mathrm {2} N^{2}} , где N - номер оболочки.| уровень/подуровень | 0 (s) | 1 (p) | 2 (d) | 3 (f) | 4 (g) | 5 (h) | 6 (i) | Итого в оболочке |
|---|---|---|---|---|---|---|---|---|
| 1 (K) | 2 | 2 | ||||||
| 2 (L) | 2 | 6 | 8 | |||||
| 3 (M) | 2 | 6 | 10 | 18 | ||||
| 4 (N) | 2 | 6 | 10 | 14 | 32 | |||
| 5 (O) | 2 | 6 | 10 | 14 | 18 | 50 | ||
| 6 (P) | 2 | 6 | 10 | 14 | 18 | 22 | 72 | |
| 7 (Q) | 2 | 6 | 10 | 14 | 18 | 22 | 26 | 98 |
Подуровни оболочек
Каждая оболочка состоит из одного или нескольких подуровней, каждый из которых состоит из атомных орбиталей . К примеру, первая оболочка (K) состоит из одного подуровня «1s». Вторая оболочка (L) состоит из двух подуровней, 2s и 2p. Третья оболочка (M) - из «3s», «3p» и «3d». Четвертая (N) - из «4s», «4p», «4d», «4f». Возможные варианты подуровней оболочек приведены в следующей таблице:
| Обозначение подуровня | l | Макс. кол-во электронов | Содержание в оболочках | Историческое наименование |
|---|---|---|---|---|
| s | 0 | 2 | В каждой | s harp |
| p | 1 | 6 | Во всех со 2й | p rincipal |
| d | 2 | 10 | Во всех с 3й | d iffuse |
| f | 3 | 14 | Во всех с 4й | f undamental |
| g | 4 | 18 | Во всех с 5й | (Тут и далее алфавитный порядок) |
| h | 5 | 22 | Во всех с 6й | |
| i | 6 | 26 | Во всех с 7й |
Валентные оболочки
Валентная оболочка - самая внешняя оболочка атома . Электроны этой оболочки зачастую неверно называют валентными электронами , то есть электронами, определяющими поведение атома в химических реакциях. С точки зрения химической активности, наименее активными считаются атомы, в которых валентная оболочка окончательно заполнена (инертные газы). Наибольшей химической активностью обладают атомы, в которых валентная оболочка состоит всего из одного электрона (щелочные металлы), и атомы, в которых одного электрона не хватает для окончательного заполнения оболочки (галогены).
Есть и другое объяснение. Поведение атома в химических реакциях определяют электроны, обладающие большей энергией, то есть те электроны, которые расположены дальше от ядра. Электроны внутренних подуровней оболочек имеют меньшую энергию, чем электроны внешних подуровней. Несмотря на то, что электроны подуровня оболочки 3d могут не принадлежать к т. н. валентной оболочке, они могут иметь энергию большую, чем электроны подуровня оболочки 4s, что делает их
Мы выяснили, что сердце атома - это его ядро. Вокруг него располагаются электроны. Они не могут быть неподвижны, так как немедленно упали бы на ядро.
В начале XX в. была принята планетарная модель строения атома, согласно которой вокруг очень малого по размерам положительного ядра движутся электроны, подобно тому как вращаются планеты вокруг Солнца. Дальнейшие исследования показали, что строение атома значительно сложнее. Проблема строения атома остаётся актуальной и для современной науки.
Элементарные частицы, атом, молекула - всё это объекты микромира, не наблюдаемого нами. В нём действуют иные законы, чем в макромире, объекты которого мы можем наблюдать или непосредственно, или с помощью приборов (микроскоп, телескоп и т. д.). Поэтому, обсуждая далее строение электронных оболочек атомов, будем понимать, что мы создаём своё представление (модель), которое в значительной степени соответствует современным взглядам, хотя и не является абсолютно таким же, как у учёного-химика. Наша модель упрощена.
Электроны, двигаясь вокруг ядра атома, образуют в совокупности его электронную оболочку. Число электронов в оболочке атома равно, как вы уже знаете, числу протонов в ядре атома, ему соответствует порядковый, или атомный, номер элемента в таблице Д. И. Менделеева. Так, электронная оболочка атома водорода состоит из одного электрона, хлора - из семнадцати, золота - из семидесяти девяти.
Как же движутся электроны? Хаотически, подобно мошкам вокруг горящей лампочки? Или же в каком-то определённом порядке? Оказывается, именно в определённом порядке.
Электроны в атоме различаются своей энергией. Как показывают опыты, одни из них притягиваются к ядру сильнее, другие - слабее. Главная причина этого заключается в разном удалении электронов от ядра атома. Чем ближе электроны к ядру, тем они прочнее связаны с ним и их труднее вырвать из электронной оболочки, а вот чем дальше они от ядер, тем легче их оторвать. Очевидно, что по мере удаления от ядра атома запас энергии электрона (Е) увеличивается (рис. 38).
Рис. 38.
Максимальное число электронов на энергетическом уровне
Электроны, движущиеся вблизи ядра, как бы загораживают (экранируют) ядро от других электронов, которые притягиваются к ядру слабее и движутся на большем удалении от него. Так образуются электронные слои в электронной оболочке атома. Каждый электронный слой состоит из электронов с близкими значениями энергии,
поэтому электронные слои называют ещё энергетическими уровнями. Далее мы так и будем говорить: «Электрон находится на определённом энергетическом уровне».
Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме равно номеру периода в таблице Д. И. Менделеева, в котором находится химический элемент. Значит, электронная оболочка атомов 1-го периода содержит один энергетический уровень, 2-го периода - два, 3-го - три и т. д. Например, в атоме азота она состоит из двух энергетических уровней, а в атоме магния - из трёх:
Максимальное (наибольшее) число электронов, находящихся на энергетическом уровне, можно определить по формуле: 2n 2 , где n - номер уровня. Следовательно, первый энергетический уровень заполнен при наличии на нём двух электронов (2×1 2 = 2); второй - при наличии восьми электронов (2×2 2 = 8); третий - восемнадцати (2×З 2 = 18) и т. д. В курсе химии 8-9 классов мы будем рассматривать элементы только первых трёх периодов, поэтому с завершённым третьим энергетическим уровнем у атомов мы не встретимся.
Число электронов на внешнем энергетическом уровне электронной оболочки атома для химических элементов главных подгрупп равно номеру группы.
Теперь мы можем составить схемы строения электронных оболочек атомов, руководствуясь планом:
- определим общее число электронов на оболочке по порядковому номеру элемента;
- определим число заполняемых электронами энергетических уровней в электронной оболочке по номеру периода;
- определим число электронов на каждом энергетическом уровне (на 1-м - не больше двух; на 2-м - не больше восьми, на внешнем уровне число электронов равно номеру группы - для элементов главных подгрупп).
Ядро атома водорода имеет заряд +1, т. е. содержит только один протон, соответственно только один электрон на единственном энергетическом уровне:
Это записывают с помощью электронной формулы следующим образом:
Следующий элемент 1-го периода гелий. Ядро атома гелия имеет заряд +2. У него на первом энергетическом уровне имеются уже два электрона:
На первом энергетическом уровне могут поместиться только два электрона и никак не больше - он полностью завершён. Потому-то 1-й период таблицы Д. И. Менделеева и состоит из двух элементов.
У атома лития, элемента 2-го периода, появляется ещё один энергетический уровень, на который и «отправится» третий электрон:
У атома бериллия на второй уровень «попадает» ещё один электрон:
Атом бора на внешнем уровне имеет три электрона, а атом углерода - четыре электрона... атом фтора - семь электронов, атом неона - восемь электронов:
Второй уровень может вместить только восемь электронов, и поэтому он завершён у неона.
У атома натрия, элемента 3-го периода, появляется третий энергетический уровень (обратите внимание - атом элемента 3-го периода содержит три энергетических уровня!), и на нём находится один электрон:
Обратите внимание: натрий - элемент I группы, на внешнем энергетическом уровне у него один электрон!
Очевидно, нетрудно будет записать строение энергетических уровней для атома серы, элемента VIA группы 3-го периода:
Завершает 3-й период аргон:
Атомы элементов 4-го периода конечно же имеют четвёртый уровень, на котором у атома калия находится один электрон, а у атома кальция - два электрона.
Теперь, когда мы познакомились с упрощёнными представлениями о строении атомов элементов 1-го и 2-го периодов Периодической системы Д. И. Менделеева, можно внести уточнения, приближающие нас к более верному взгляду на строение атома.
Начнём с аналогии. Подобно тому как быстро движущаяся игла швейной машинки, пронзая ткань, вышивает на ней узор, так и неизмеримо быстрее движущийся в пространстве вокруг атомного ядра электрон «вышивает», только не плоский, а объёмный рисунок электронного облака. Так как скорость движения электрона в сотни тысяч раз больше скорости движения швейной иглы, то говорят о вероятности нахождения электрона в том или ином месте пространства. Допустим, что нам удалось, как на спортивном фотофинише, установить положение электрона в каком-то месте около ядра и отметить это положение точкой. Если такой «фотофиниш» сделать сотни, тысячи раз, то получится модель электронного облака.
Иногда электронные облака называют орбиталями. Поступим так и мы. В зависимости от энергии электронные облака, или орбитали, отличаются размерами. Понятно, что чем меньше запас энергии электрона, тем сильнее притягивается он к ядру и тем меньше по размерам его орбиталь.
Электронные облака (орбитали) могут иметь разную форму. Каждый энергетический уровень в атоме начинается с s-орбитали, имеющей сферическую форму. На втором и последующих уровнях после одной s-орбитали появляются р-орбитали гантелеобразной формы (рис. 39). Таких орбиталей три. Любую орбиталь занимают не более двух электронов. Следовательно, на s-орбитали их может быть только два, а на трёх р-орбиталях - шесть.
Рис. 39.
Формы s- и р-орбиталей (электронных облаков)
Используя для обозначения уровня арабские цифры и обозначая орбитали буквами s и р, а число электронов данной орбитали арабской цифрой вверху справа над буквой, мы можем изобразить строение атомов более полными электронными формулами.
Запишем электронные формулы атомов 1-го и 2-го периодов:
Если элементы имеют сходные по строению внешние энергетические уровни, то и свойства этих элементов сходны. Например, аргон и неон содержат на внешнем уровне по восемь электронов, и потому они инертны, т. е. почти не вступают в химические реакции. В свободном виде аргон и неон - газы, молекулы которых одноатомны. Атомы лития, натрия и калия содержат на внешнем уровне по одному электрону и обладают сходными свойствами, поэтому они помещены в одну и ту же группу Периодической системы Д. И. Менделеева.
Сделаем обобщение: одинаковое строение внешних энергетических уровней периодически повторяется, поэтому периодически повторяются и свойства химических элементов. Эта закономерность отражена в названии Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.
Ключевые слова и словосочетания
- Электроны в атомах располагаются на энергетических уровнях.
- На первом энергетическом уровне могут находиться только два электрона, на втором - восемь. Такие уровни называют завершёнными.
- Число заполняемых энергетических уровней равно номеру периода, в котором находится элемент.
- Число электронов на внешнем уровне атома химического элемента равно номеру его группы (для элементов главных подгрупп).
- Свойства химических элементов периодически повторяются, так как периодически повторяется строение внешних энергетических уровней у их атомов.
Работа с компьютером
- Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
- Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.
Вопросы и задания
Само слово «атом» впервые упоминалось в трудах философов Древней Греции, и в переводе оно означает «неделимый». Не имея современных приборов, философ Демокрит, используя логику и наблюдательность, пришел к выводу, что любое вещество не может дробиться бесконечно, и в итоге должна остаться какая-то неделимая мельчайшая частица вещества – атом вещества.
И если бы не было атомов, то любое вещество или предмет можно было уничтожить полностью. Демокрит стал основоположником атомистики – целого учения, которое основывалось на понятии об атоме.
Что такое атом?
Атом – это наименьшая электронейтральная частица любого химического элемента. Он состоит из положительно заряженного ядра и оболочки, образованной отрицательно заряженными электронами. Положительно заряженное ядро – это сердцевина атома. Оно занимает мизерную часть пространства в центре атома, и в нем сосредоточены почти вся масса атома и весь положительный заряд.
Из чего состоит атом?
Составляют ядро атома элементарные частицы – нейтроны и протоны, а по замкнутым орбиталям вокруг атомного ядра движутся электроны.
Что такое нейтрон?
Нейтрон (n) представляет собой элементарную нейтральную частицу, относительная масса которой составляет 1,00866 атомной единицы массы (а.е.м.).
Что такое протон?
Протон (р) представляет собой элементарную частицу, относительная масса которой составляет 1,00728 атомной единицы массы, положительным зарядом +1 и спином 1/2. Протон (переводится с греческого как основной, первый) относится к барионам. В ядре атома число протонов равно порядковому номеру химического элемента в Периодической системе Д.И. Менделеева.
Что такое электрон?
Электрон (е–) представляет собой элементарную частицу, масса которой составляет 0,00055 а.е.м.; условный заряд электрона: - 1. Количество электронов в атоме равняется заряду ядра атома (соответствует порядковому номеру химического элемента в Периодической системе Менделеева).
Вокруг ядра электроны двигаются по орбиталям, которые строго определены и образуется электронное облако.
Область пространства вокруг атомного ядра, где с вероятностью более 90% присутствуют электроны, определяет форму электронного облака.
Электронное облако р-электрона по внешнему виду напоминает гантель; на трех р-орбиталях по максимуму могут находиться лишь шесть электронов.
Электронное облако s-электрона представляет собой сферу; на s-энергетическом подуровне максимальное количество электронов, которые могут там находиться – это 2.
Изображают орбитали в виде квадрата, снизу или сверху него прописывают значения главного и побочного квантовых чисел, которые описывают эту орбиталь.
Данная запись носит название графическая электронная формула. Она выглядит следующим образом:
С помощью стрелок в данной формуле обозначают электрон. Направление стрелки соответствует направлению спина – это собственный магнитный момент электрона. Электроны, имеющие противоположные спины (на картинке это направленные в противоположные стороны стрелочки), получили название спаренные.
Электронные конфигурации атомов элементов можно представить в виде формул, в которых:
- Указывают символы подуровня;
- Степень у символа показывает число электронов данного подуровня;
- Коэффициент, стоящий перед символом подуровня обозначает его принадлежность к данному уровню.
Определение числа нейтронов
Для определения числа нейтронов N в ядре нужно воспользоваться формулой:
N=A-Z, где А – массовое число; Z – заряд ядра, который равняется числу протонов (порядковому номеру химического элемента в таблице Менделеева).
Как правило, параметры ядра записывают так: сверху – массовое число, а слева внизу от символа элемента прописывают заряд ядра.
Это выглядит так:
Данная запись обозначает следующее:
- Массовое число равняется 31;
- Заряд ядра (и как следствие, и число протонов) для атома фосфора равняется 15;
- Число нейтронов равно 16. Его высчитывают так: 31-15=16.
Массовое число примерно соответствует относительной атомной массе ядра. Это вызвано тем, что массы нейтрона и протона практически не имеют отличий.
Ниже мы представили часть таблицы, в которой приведено строение электронных оболочек атомов первых двадцати элементов Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Полная представлена в отдельной нашей публикации.
Химические элементы, в атомах которых происходит заполнение р-подуровня, носят название р-элементы. Электронов может быть от 1 до 6.
Химические элементы, в атомах которых s-подуровень внешнего уровня пополняется 1 или 2 электронами получили название s-элементы.
Число электронных слоев в атоме химического элемента равняется номеру периода.
Правило Хунда
Существует правило Хунда, в соответствии с которым электроны располагаются на однотипных орбиталях одного энергетического уровня так, чтобы совокупный спин был максимально возможным. Это означает, что, когда энергетический подуровень заполняется, каждый электрон сначала занимает отдельную ячейку, и лишь потом запускается процесс их соединения.
Изображение электронной формулы Азота в графическом виде
Изображение электронной формулы Кислорода в графическом виде
Изображение электронной формулы Неона в графическом виде
К примеру, у атома азота все р-электроны будут занимать отдельные ячейки, а у кислорода начнется их спаривание, которое завершится в полной мере у неона.
Что такое изотопы
Изотопы – это атомы одного и того же элемента, которые в своих ядрах содержат одинаковое количество протонов, но число нейтронов будет различное. Изотопы известны для всех элементов.
По этой причине атомные массы элементов в периодической системе представляют собой среднее значение из массовых чисел природных смесей изотопов и имеют отличия от целочисленных значений.
Есть ли что-то меньше ядра атома
Подведем итоги. Атомная масса природных смесей изотопов не может служить главнейшей характеристикой атома, и, как следствие, и элемента.
Подобной характеристикой атома будет являться заряд ядра, который определяет строение электронной оболочки и количество электронов в ней. Это интересно! Наука не стоит на месте и ученые смогли опровергнуть догму о том, что атом является самой маленькой частицей химических элементов. Сегодня мир знает кварки – из них состоят нейтроны и протоны.
Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов: $s-$, $p-$ и $d-$элементы. Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов
Понятие атом возникло еще в античном мире для обо значения частиц вещества. В переводе с греческого атом означает «неделимый».
Электроны
Ирландский физик Стони на основании опытов пришел к выводу, что электричество переносится мельчайшими частицами, существующими в атомах всех химических элементов. В $1891$ г. Стони предложил эти частицы назвать электронами , что по-гречески означает «янтарь».
Через несколько лет после того, как электрон получил свое название, английский физик Джозеф Томсон и французский физик Жан Перрен доказали, что электроны несут на себе отрицательный заряд. Это наименьший отрицательный заряд, который в химии принят за единицу $(–1)$. Томсон даже сумел определить скорость движения электрона (она равна скорости света - $300 000$ км/с) и массу электрона (она в $1836$ раз меньше массы атома водорода).
Томсон и Перрен соединяли полюса источника тока с двумя металлическими пластинами - катодом и анодом, впаянными в стеклянную трубку, из которой был откачан воздух. При подаче на пластины-электроды напряжения около 10 тысяч вольт в трубке вспыхивал светящийся разряд, а от катода (отрицательного полюса) к аноду (положительному полюсу) летели частицы, которые ученые сначала назвали катодными лучами , а затем выяснили, что это был поток электронов. Электроны, ударяясь об особые вещества, нанесенные, например, на экран телевизора, вызывают свечение.
Был сделан вывод: электроны вырываются из атомов материала, из которого сделан катод.
Свободные электроны или поток их можно получить и другими способами, например, при накаливании металлической проволоки или при падении света на металлы, образованные элементами главной подгруппы I группы таблицы Менделеева (например, цезий).
Состояние электронов в атоме
Под состоянием электрона в атоме понимают совокупность информации об энергии определенного электрона в пространстве , в котором он находится. Мы уже знаем, что электрон в атоме не имеет траектории движения, т.е. можно говорить лишь о вероятности нахождения его в пространстве вокруг ядра. Он может находиться в любой части этого пространства, окружающего ядро, и совокупность различных положений его рассматривают как электронное облако с определенной плотностью отрицательного заряда. Образно это можно представить себе так: если бы удалось через сотые или миллионные доли секунды сфотографировать положение электрона в атоме, как при фотофинише, то электрон на таких фотографиях был бы представлен в виде точки. При наложении бесчисленного множества таких фотографий получилась бы картина электронного облака с наибольшей плотностью там, где этих точек больше всего.
На рисунке показан «разрез» такой электронной плотности в атоме водорода, проходящей через ядро, а штриховой линией ограничена сфера, внутри которой вероятность обнаружения электрона составляет $90%$. Ближайший к ядру контур охватывает область пространства, в которой вероятность обнаружения электрона - $10%$, вероятность обнаружения электрона внутри второго от ядра контура составляет $20%$, внутри третьего - $≈30%$ и т.д. В состоянии электрона есть некая неопределенность. Чтобы охарактеризовать это особое состояние, немецкий физик В. Гейзенберг ввел понятие о принципе неопределенности , т.е. показал, что невозможно определить одновременно и точно энергию и местоположение электрона. Чем точнее определена энергия электрона, тем неопределеннее его положение, и наоборот, определив положение, нельзя определить энергию электрона. Область вероятности обнаружения электрона не имеет четких границ. Однако можно выделить пространство, где вероятность нахождения электрона максимальна.
Пространство вокруг атомного ядра, в котором наиболее вероятно нахождение электрона, называется орбиталью.
В нем заключено приблизительно $90%$ электронного облака, и это означает, что около $90%$ времени электрон находится в этой части пространства. По форме различают $4$ известных ныне типа орбиталей, которые обозначаются латинскими буквами $s, p, d$ и $f$. Графическое изображение некоторых форм электронных орбиталей представлено на рисунке.
Важнейшей характеристикой движения электрона на определенной орбитали является энергия его связи с ядром. Электроны, обладающие близкими значениями энергии, образуют единый электронный слой , или энергетический уровень . Энергетические уровни нумеруют, начиная от ядра: $1, 2, 3, 4, 5, 6$ и $7$.
Целое число $n$, обозначающее номер энергетического уровня, называют главным квантовым числом.
Оно характеризует энергию электронов, занимающих данный энергетический уровень. Наименьшей энергией обладают электроны первого энергетического уровня, наиболее близкого к ядру. По сравнению с электронами первого уровня электроны последующих уровней характеризуются большим запасом энергии. Следовательно, наименее прочно связаны с ядром атома электроны внеш него уровня.
Число энергетических уровней (электронных слоев) в атоме равно номеру периода в системе Д. И. Менделеева, к которому принадлежит химический элемент: у атомов элементов первого периода один энергетический уровень; второго периода - два; седьмого периода - семь.
Наибольшее число электронов на энергетическом уровне определяется по формуле:
где $N$ - максимальное число электронов; $n$ - номер уровня, или главное квантовое число. Следовательно: на первом, ближайшем к ядру энергетическом уровне может находиться не более двух электронов; на втором - не более $8$; на третьем - не более $18$; на четвертом - не более $32$. А как, в свою очередь, устроены энергетические уровни (электронные слои)?
Начиная со второго энергетического уровня $(n = 2)$, каждый из уровней подразделяется на подуровни (подслои), несколько отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром.
Число подуровней равно значению главного квантового числа: первый энергетический уровень имеет один под уровень; второй - два; третий - три; четвертый - четыре. Подуровни, в свою очередь, образованы орбиталями.
Каждому значению $n$ соответствует число орбиталей, равное $n^2$. По данным, представленным в таблице, можно проследить связь главного квантового числа $n$ с числом подуровней, типом и числом орбиталей и максимальным числом электронов на подуровне и уровне.
Главное квантовое число, типы и число орбиталей, максимальное число электронов на подуровнях и уровнях.
| Энергетический уровень $(n)$ | Число подуровней, равное $n$ | Тип орбитали | Число орбиталей | Максимальное число электронов | ||
| в подуровне | в уровне, равное $n^2$ | в подуровне | на уровне, равное $n^2$ | |||
| $K(n=1)$ | $1$ | $1s$ | $1$ | $1$ | $2$ | $2$ |
| $L(n=2)$ | $2$ | $2s$ | $1$ | $4$ | $2$ | $8$ |
| $2p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $M(n=3)$ | $3$ | $3s$ | $1$ | $9$ | $2$ | $18$ |
| $3p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $3d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $N(n=4)$ | $4$ | $4s$ | $1$ | $16$ | $2$ | $32$ |
| $4p$ | $3$ | $6$ | ||||
| $4d$ | $5$ | $10$ | ||||
| $4f$ | $7$ | $14$ | ||||
Подуровни принято обозначать латинскими буквами, равно как и форму орбиталей, из которых они состоят: $s, p, d, f$. Так:
- $s$-подуровень - первый, ближайший к ядру атома подуровень каждого энергетического уровня, состоит из одной $s$-орбитали;
- $р$-подуровень - второй подуровень каждого, кроме первого, энергетического уровня, состоит из трех $р$-орбиталей;
- $d$-подуровень - третий подуровень каждого, начиная с третьего, энергетического уровня, состоит из пяти $d$-орбиталей;
- $f$-подуровень каждого, начиная с четвертого, энергетического уровня, состоит из семи $f$-орбиталей.
Ядро атома
Но не только электроны входят в состав атомов. Физик Анри Беккерель обнаружил, что природный минерал, содержащий соль урана, тоже испускает неведомое излучение, засвечивая фотопленки, закрытые от света. Это явление было названо радиоактивностью .
Различают три вида радиоактивных лучей:
- $α$-лучи, которые состоят из $α$-частиц, имеющих заряд в $2$ раза больше заряда электрона, но с положительным знаком, и массу в $4$ раза больше массы атома водорода;
- $β$-лучи представляют собой поток электронов;
- $γ$-лучи - электромагнитные волны с ничтожно малой массой, не несущие электрического заряда.
Следовательно, атом имеет сложное строение - состоит из положительно заряженного ядра и электронов.
Как же устроен атом?
В 1910 г. в Кембридже, близ Лондона, Эрнест Резерфорд со своими учениками и коллегами изучал рассеяние $α$-частиц, проходящих через тоненькую золотую фольгу и падаюших на экран. Альфа-частицы обычно отклонялись от первоначального направления всего на один градус, подтверждая, казалось бы, равномерность и однородность свойств атомов золота. И вдруг исследователи заметили, что некоторые $α$-частицы резко меняли направление своего пути, будто наталкиваясь на какую-то преграду.
Разместив экран перед фольгой, Резерфорд сумел обнаружить даже те редчайшие случаи, когда $α$-частицы, отразившись от атомов золота, летели в противоположном направлении.
Расчеты показали, что наблюдаемые явления могли произойти, если бы вся масса атома и весь его положительный заряд были сосредоточены в крохотном центральном ядре. Радиус ядра, как выяснилось, в 100 000 раз меньше радиуса всего атома, той его области, в которой находятся электроны, имеющие отрицательный заряд. Если применить образное сравнение, то весь объем атома можно уподобить стадиону в Лужниках, а ядро - футбольному мячу, расположенному в центре поля.
Атом любого химического элемента сравним с крохотной Солнечной системой. Поэтому такую модель атома, предложенную Резерфордом, называют планетарной.
Протоны и нейтроны
Оказывается, и крошечное атомное ядро, в котором сосредоточена вся масса атома, состоит из частиц двух видов - протонов и нейтронов.
Протоны имеют заряд, равный заряду электронов, но противоположный по знаку $(+1)$, и массу, равную массе атома водорода (она принята в химии за единицу). Обо значаются протоны знаком $↙{1}↖{1}p$ (или $р+$). Нейтроны не несут заряда, они нейтральны и имеют массу, равную массе протона, т.е. $1$. Обозначают нейтроны знаком $↙{0}↖{1}n$ (или $n^0$).
Протоны и нейтроны вместе называют нуклонами (от лат. nucleus - ядро).
Сумма числа протонов и нейтронов в атоме называется массовым числом . Например, массовое число атома алюминия:
Так как массой электрона, ничтожно малой, можно пренебречь, то очевидно, что в ядре сосредоточена вся масса атома. Электроны обозначают так: $e↖{-}$.
Поскольку атом электронейтрален, также очевидно, что число протонов и электронов в атоме одинаково. Оно равно порядковому номеру химического элемента , присвоенному ему в Периодической системе. Например, в ядре атома железа содержится $26$ протонов, а вокруг ядра вращается $26$ электронов. А как определить число ней тронов?
Как известно, масса атома складывается из массы протонов и нейтронов. Зная порядковый номер элемента $(Z)$, т.е. число протонов, и массовое число $(А)$, равное сумме чисел протонов и нейтронов, можно найти число нейтронов $(N)$ по формуле:
Например, число нейтронов в атоме железа равно:
$56 – 26 = 30$.
В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.
Основные характеристики элементарных частиц.
Изотопы
Разновидности атомов одного и того же элемента, имеющие одинаковый заряд ядра, но разное массовое число, называются изотопами.
Слово изотоп состоит из двух греческих слов: isos - одинаковый и topos - место, обозначает «занимающий одно место» (клетку) в Периодической системе элементов.
Химические элементы, встречающиеся в природе, являются смесью изотопов. Так, углерод имеет три изотопа с массой $12, 13, 14$; кислород - три изотопа с массой $16, 17, 18$ и т. д.
Обычно приводимая в Периодической системе относительная атомная масса химического элемента является средним значением атомных масс природной смеси изотопов данного элемента с учетом их относительного содержания в природе, поэтому значения атомных масс довольно часто являются дробными. Например, атомы природного хлора представляют собой смесь двух изотопов - $35$ (их в природе $75%$) и $37$ (их $25%$); следовательно, относительная атомная масса хлора равна $35.5$. Изотопы хлора записываются так:
$↖{35}↙{17}{Cl}$ и $↖{37}↙{17}{Cl}$
Химические свойства изотопов хлора совершенно одинаковы, как и изотопов большинства химических элементов, например калия, аргона:
$↖{39}↙{19}{K}$ и $↖{40}↙{19}{K}$, $↖{39}↙{18}{Ar}$ и $↖{40}↙{18}{Ar}$
Однако изотопы водорода сильно различаются по свойствам из-за резкого кратного увеличения их относительной атомной массы; им даже присвоены индивидуальные названия и химические знаки: протий - $↖{1}↙{1}{H}$; дейтерий - $↖{2}↙{1}{H}$, или $↖{2}↙{1}{D}$; тритий - $↖{3}↙{1}{H}$, или $↖{3}↙{1}{T}$.
Теперь можно дать современное, более строгое и научное определение химическому элементу.
Химический элемент - это совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра.
Строение электронных оболочек атомов элементов первых четырех периодов
Рассмотрим отображение электронных конфигураций атомов элементов по периодам системы Д. И. Менделеева.
Элементы первого периода.
Схемы электронного строения атомов показывают распределение электронов по электронным слоям (энергетическим уровням).
Электронные формулы атомов показывают распределение электронов по энергетическим уровням и под уровням.
Графические электронные формулы атомов показывают распределение электронов не только по уровням и под уровням, но и по орбиталям.
В атоме гелия первый электронный слой завершен - в нем $2$ электрона.
Водород и гелий - $s$-элементы, у этих атомов заполняется электронами $s$-орбиталь.
Элементы второго периода.
У всех элементов второго периода первый электронный слой заполнен, и электроны заполняют $s-$ и $р$-орбитали второго электронного слоя в соответствии с принципом наименьшей энергии (сначала $s$, а затем $р$) и правилами Паули и Хунда.
В атоме неона второй электронный слой завершен - в нем $8$ электронов.
Элементы третьего периода.
У атомов элементов третьего периода первый и второй электронные слои завершены, поэтому заполняется третий электронный слой, в котором электроны могут занимать 3s-, 3р- и 3d-под уровни.
Строение электронных оболочек атомов элементов третьего периода.
У атома магния достраивается $3,5$-электронная орбиталь. $Na$ и $Mg$ - $s$-элементы.
У алюминия и последующих элементов заполняется электронами $3d$-подуровень.
| $↙{18}{Ar}$ Аргон |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}s^2{3}p^6$ |  |
В атоме аргона на внешнем слое (третьем электронном слое) $8$ электронов. Как внешний слой завершен, но всего в третьем электронном слое, как вы уже знаете, может быть 18 электронов, а это значит, что у элементов третьего периода остаются незаполненными $3d$-орбитали.
Все элементы от $Al$ до $Ar$ - $р$-элементы.
$s-$ и $р$-элементы образуют главные подгруппы в Периодической системе.
Элементы четвертого периода.
У атомов калия и кальция появляется четвертый электронный слой, заполняется $4s$-подуровень, т.к. он имеет меньшую энергию, чем $3d$-подуровень. Для упрощения графических электронных формул атомов элементов четвертого периода:
- обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: $Ar$;
- не будем изображать подуровни, которые у этих атомов не заполняются.
$К, Са$ - $s$-элементы, входящие в главные подгруппы. У атомов от $Sc$ до $Zn$ заполняется электронами 3d-подуровень. Это $3d$-элементы. Они входят в побочные подгруппы, у них заполняется предвнешний электронный слой, их относят к переходным элементам.
Обратите внимание на строение электронных оболочек атомов хрома и меди. В них происходит «провал» одного электрона с $4s-$ на $3d$-подуровень, что объясняется большей энергетической устойчивостью образующихся при этом электронных конфигураций $3d^5$ и $3d^{10}$:
$↙{24}{Cr}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{4} 4s^{2}…$ 
$↙{29}{Cu}$ $1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}3d^{9}4s^{2}…$ 
| Символ элемента, порядковый номер, название | Схема электронного строения | Электронная формула | Графическая электронная формула |
| $↙{19}{K}$ Калий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1$ | |
| $↙{20}{C}$ Кальций |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2$ | |
| $↙{21}{Sc}$ Скандий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^1$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^1{4}s^1$ |  |
| $↙{22}{Ti}$ Титан |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^2$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^2{4}s^2$ |  |
| $↙{23}{V}$ Ванадий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^3$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^3{4}s^2$ |  |
| $↙{24}{Сr}$ Хром |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^5$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^5{4}s^1$ |  |
| $↙{29}{Сu}$ Хром |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^1{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^1$ |  |
| $↙{30}{Zn}$ Цинк |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^2$ |  |
| $↙{31}{Ga}$ Галлий |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^{1}$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^{1}$ |  |
| $↙{36}{Kr}$ Криптон |  |
$1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{4}s^2{3}d^{10}4p^6$ или $1s^2{2}s^2{2}p^6{3}p^6{3}d^{10}{4}s^{2}4p^6$ |  |
В атоме цинка третий электронный слой завершен - в нем заполнены все подуровни $3s, 3р$ и $3d$, всего на них $18$ электронов.
У следующих за цинком элементов продолжает заполняться четвертый электронный слой, $4р$-подуровень. Элементы от $Ga$ до $Кr$ - $р$-элементы.
У атома криптона внешний (четвертый) слой завершен, имеет $8$ электронов. Но всего в четвертом электронном слое, как вы знаете, может быть $32$ электрона; у атома криптона пока остаются незаполненными $4d-$ и $4f$-подуровни.
У элементов пятого периода идет заполнение подуровней в следующем порядке: $5s → 4d → 5р$. И также встречаются исключения, связанные с «провалом» электронов, у $↙{41}Nb$, $↙{42}Мо$, $↙{44}Ru$, $↙{45}Rh$, $↙{46}Pd$, $↙{47}Ag$. В шестом и седьмом периодах появляются $f$-элементы , т.е. элементы, у которых идет заполнение соответственно $4f-$ и $5f$-подуровней третьего снаружи электронного слоя.
$4f$-элементы называют лантаноидами.
$5f$-элементы называют актиноидами.
Порядок заполнения электронных подуровней в атомах элементов шестого периода: $↙{55}Cs$ и $↙{56}Ва$ - $6s$-элементы; $↙{57}La ... 6s^{2}5d^{1}$ - $5d$-элемент; $↙{58}Се$ – $↙{71}Lu - 4f$-элементы; $↙{72}Hf$ – $↙{80}Hg - 5d$-элементы; $↙{81}Т1$ – $↙{86}Rn - 6d$-элементы. Но и здесь встречаются элементы, у которых нарушается порядок заполнения электронных орбиталей, что, например, связано с большей энергетической устойчивостью наполовину и полностью заполненных $f$-подуровней, т.е. $nf^7$ и $nf^{14}$.
В зависимости от того, какой подуровень атома заполняется электронами последним, все элементы, как вы уже поняли, делят на четыре электронных семейства, или блока:
- $s$-элементы; электронами заполняется $s$-подуровень внешнего уровня атома; к $s$-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
- $р$-элементы; электронами заполняется $р$-подуровень внешнего уровня атома; к $р$-элементам относятся элементы главных подгрупп III–VIII групп;
- $d$-элементы; электронами заполняется $d$-подуровень предвнешнего уровня атома; к $d$-элементам относятся элементы побочных подгрупп I–VIII групп, т.е. элементы вставных декад больших периодов, расположенных между $s-$ и $р-$элементами. Их также называют переходными элементами;
- $f$-элементы; электронами заполняется $f-$подуровень третьего снаружи уровня атома; к ним относятся лантаноиды и актиноиды.
Электронная конфигурация атома. Основное и возбужденное состояние атомов
Швейцарский физик В. Паули в $1925$ г. установил, что в атоме на одной орбитали может находиться не более двух электронов , имеющих противоположные (антипараллельные) спины (в переводе с английского - веретено), т.е. обладающих такими свойствами, которые условно можно представить себе как вращение электрона вокруг своей воображаемый оси по часовой стрелке или против. Этот принцип носит название принципа Паули.
Если на орбитали находится один электрон, то он называется неспаренным , если два, то это спаренные электроны , т.е. электроны с противоположными спинами.
На рисунке показана схема деления энергетических уровней на подуровни.
$s-$Орбиталь , как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула , или электронная конфигурация , записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.
Для атома гелия Не, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s$-орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$.$s-$Орбиталь, как вы уже знаете, имеет сферическую форму. Электрон атома водорода $(n = 1)$ располагается на этой орбитали и неспарен. По этому его электронная формула, или электронная конфигурация, записывается так: $1s^1$. В электронных формулах номер энергетического уровня обозначается цифрой, стоящей перед буквой $(1…)$, латинской буквой обозначают подуровень (тип орбитали), а цифра, которая записывается справа сверху от буквы (как показатель степени), показывает число электронов на подуровне.
Для атома гелия $Не$, имеющего два спаренных электрона на одной $s-$орбитали, эта формула: $1s^2$. Электронная оболочка атома гелия завершена и очень устойчива. Гелий - это благородный газ. На втором энергетическом уровне $(n = 2)$ имеются четыре орбитали, одна $s$ и три $р$. Электроны $s-$орбитали второго уровня ($2s$-орбитали) обладают более высокой энергией, т.к. находятся на большем расстоянии от ядра, чем электроны $1s$-орбитали $(n = 2)$. Вообще для каждого значения $n$ существует одна $s-$орбиталь, но с соответствующим запасом энергии электронов на нем и, следовательно, с соответствующим диаметром, растущим по мере увеличения значения $n$. 
$р-$Орбиталь имеет форму гантели, или объемной восьмерки. Все три $р$-орбитали расположены в атоме взаимно перпендикулярно вдоль пространственных координат, проведенных через ядро атома. Следует подчеркнуть еще раз, что каждый энергетический уровень (электронный слой), начиная с $n= 2$, имеет три $р$-орбитали. С увеличением значения $n$ электроны занимают $р$-орбитали, расположенные на больших расстояниях от ядра и направленные по осям $x, y, z$.
У элементов второго периода $(n = 2)$ заполняется сначала одна $s$-орбиталь, а затем три $р$-орбитали; электронная формула $Li: 1s^{2}2s^{1}$. Электрон $2s^1$ слабее связан с ядром атома, поэтому атом лития может легко отдавать его (как вы, очевидно, помните, этот процесс называется окислением), превращаясь в ион лития $Li^+$.
В атоме бериллия Be четвертый электрон также размещается на $2s$-орбитали: $1s^{2}2s^{2}$. Два внешних электрона атома бериллия легко отрываются - $В^0$ при этом окисляется в катион $Ве^{2+}$.
У атома бора пятый электрон занимает $2р$-орбиталь: $1s^{2}2s^{2}2p^{1}$. Далее у атомов $C, N, O, F$ идет заполнение $2р$-орбиталей, которое заканчивается у благородного газа неона: $1s^{2}2s^{2}2p^{6}$.
У элементов третьего периода заполняются соответственно $3s-$ и $3р$-орбитали. Пять $d$-орбиталей третьего уровня при этом остаются свободными:
$↙{11}Na 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{1}$,
$↙{17}Cl 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{5}$,
$↙{18}Ar 1s^{2}2s^{2}2p^{6}3s^{2}3p^{6}$.
Иногда в схемах, изображающих распределение электронов в атомах, указывают только число электронов на каждом энергетическом уровне, т.е. записывают сокращенные электронные формулы атомов химических элементов, в отличие от приведенных выше полных электронных формул, например:
$↙{11}Na 2, 8, 1;$ $↙{17}Cl 2, 8, 7;$ $↙{18}Ar 2, 8, 8$.
У элементов больших периодов (четвертого и пятого) первые два электрона занимают соответственно $4s-$ и $5s$-орбитали: $↙{19}K 2, 8, 8, 1;$ $↙{38}Sr 2, 8, 18, 8, 2$. Начиная с третьего элемента каждого большого периода, последующие десять электронов поступят на предыдущие $3d-$ и $4d-$орбитали соответственно (у элементов побочных подгрупп): $↙{23}V 2, 8, 11, 2;$ $↙{26}Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙{40}Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙{43}Tc 2, 8, 18, 13, 2$. Как правило, когда будет заполнен предыдущий $d$-подуровень, начнет заполняться внешний (соответственно $4р-$ и $5р-$) $р-$подуровень: $↙{33}As 2, 8, 18, 5;$ $↙{52}Te 2, 8, 18, 18, 6$.
У элементов больших периодов - шестого и незавершенного седьмого - электронные уровни и подуровни заполняются электронами, как правило, так: первые два электрона поступают на внешний $s-$подуровень: $↙{56}Ba 2, 8, 18, 18, 8, 2;$ $↙{87}Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1$; следующий один электрон (у $La$ и $Са$) на предыдущий $d$-подуровень: $↙{57}La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ и $↙{89}Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2$.
Затем последующие $14$ электронов поступят на третий снаружи энергетический уровень, на $4f$ и $5f$-орбитали соответственно лантоноидов и актиноидов: $↙{64}Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2;$ $↙{92}U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.
Затем снова начнет застраиваться второй снаружи энергетический уровень ($d$-подуровень) у элементов побочных подгрупп: $↙{73}Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙{104}Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2$. И, наконец, только после полного заполнения десятью электронами $d$-подуровня будет снова заполняться $р$-под уровень: $↙{86}Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.
Очень часто строение электронных оболочек атомов изображают с помощью энергетических, или квантовых ячеек - записывают так называемые графические электронные формулы . Для этой записи используют следующие обозначения: каждая квантовая ячейка обозначается клеткой, которая соответствует одной орбитали; каждый электрон обозначается стрелкой, соответствующей направлению спина. При записи графической электронной формулы следует помнить два правила: принцип Паули , согласно которому в ячейке (орбитали) может быть не более двух электронов, но с антипараллельными спинами, и правило Ф. Хунда , согласно которому электроны занимают свободные ячейки сначала по одному и имеют при этом одинаковое значение спина, и лишь затем спариваются, но спины при этом, по принципу Паули, будут уже противоположно направленными.