Електронні формули атомів і простих йонів елементів № 1–20 і 26

Уявлення про будову атома починається з трьох ключових понять: енергетичний рівень, енергетичний підрівень й орбіталь. Рівень позначають головним квантовим числом n. Що більше n, то далі від ядра перебуває електрон і вища його енергія. Для елементів № 1–20 і 26 Феруму вистачає рівнів n = 1, 2, 3, 4.

Орбіталь — не орбіта

Орбіталь — це ділянка простору навколо ядра, де ймовірність перебування електрона найвища (понад 90 %). Це не кругова траєкторія, як у планет навколо Сонця, а хмара ймовірності. Форма орбіталі залежить від підрівня:

• s-орбіталь — сферично симетрична, схожа на кулю.

• p-орбіталі — мають форму двох пелюсток, витягнутих уздовж осей x, y, z. Їх три: px, py, pz.

Місткість підрівнів

Кожен підрівень складається з певної кількості орбіталей, а кожна орбіталь вміщує не більше ніж два електрони. Звідси максимальна кількість електронів на підрівні:

На першому енергетичному рівні (n = 1) є лише s-підрівень. На другому (n = 2) — s і p. На третьому (n = 3) — s, p і d. Четвертий рівень (n = 4) має s, p, d і f, але для елементів № 1–20 і 26 з нього знадобиться лише 4s-підрівень; 3d-підрівень належить третьому рівню й заповнюється після 4s.

Правила заповнення: Паулі й Гунд

Принцип Паулі: в одній орбіталі можуть перебувати не більше двох електронів, і їхні спіни мають бути протилежними (позначають стрілками ↑↓). Якщо в орбіталі один електрон, його називають неспареним; якщо два — спареними.

Правило Гунда: серед орбіталей одного підрівня (однакової енергії) електрони спершу займають кожну орбіталь по одному з паралельними спінами (усі стрілки вгору), і лише після цього починають утворювати пари. Це мінімізує відштовхування між електронами.

Наприклад, на p-підрівні три орбіталі. Перші три електрони займуть їх по одному: [↑][↑][↑]. Четвертий електрон утворить пару в одній з орбіталей: [↑↓][↑][↑]. Те саме стосується d-підрівня: п'ять орбіталей спершу заповнюються по одному, потім паруються.

Електронну конфігурацію атома в основному стані записують, заповнюючи підрівні в порядку зростання їхньої енергії. Для елементів № 1–20 послідовність така: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s. Показники степеня (верхні індекси) показують, скільки електронів на цьому підрівні, і їхня сума дорівнює протонному числу Z.

Водень — Неон (Z = 1–10)

Найпростіший атом — Гідроген (H, Z = 1): 1s¹. Гелій (He, Z = 2) заповнює єдину s-орбіталь повністю: 1s². Далі заповнюється другий рівень:

Зверни увагу на p-підрівень. У Карбону два електрони на 2p: за правилом Гунда вони займають дві різні орбіталі — [↑][↑][ ]. Отже, два неспарені електрони. У Нітрогену три електрони на 2p: [↑][↑][↑] — три неспарені. В Оксигену чотири електрони: [↑↓][↑][↑] — два неспарені. Парування починається лише після того, як кожна з трьох p-орбіталей отримала по одному електрону.

Натрій — Аргон (Z = 11–18)

Після Неону (конфігурація [Ne]) заповнюється третій рівень. Натрій (Na, Z = 11): [Ne]3s¹. Магній (Mg, Z = 12): [Ne]3s². Алюміній (Al, Z = 13): [Ne]3s²3p¹. Силіцій (Si, Z = 14): [Ne]3s²3p². Фосфор (P, Z = 15): [Ne]3s²3p³. Сульфур (S, Z = 16): [Ne]3s²3p⁴. Хлор (Cl, Z = 17): [Ne]3s²3p⁵. Аргон (Ar, Z = 18): [Ne]3s²3p⁶.

Сульфур (S) має на 3p-підрівні чотири електрони. За правилом Гунда: [↑↓][↑][↑] — два неспарені електрони. Запам'ятай: саме стільки неспарених електронів у вільного атома Сульфуру в основному стані.

Калій і Кальцій (Z = 19–20)

Після Аргону наступний підрівень за енергією — 4s, а не 3d. Тому Калій (K, Z = 19): [Ar]4s¹. Кальцій (Ca, Z = 20): [Ar]4s². Заповнення 3d-підрівня починається лише з елемента Скандій (Z = 21), який не входить у межі № 1–20.

Йон утворюється, коли атом втрачає або приєднує електрони. Кількість електронів у йоні визначають за формулою: e = Z − q, де Z — протонне число, а q — заряд йона. Для катіонів (позитивний заряд) q > 0, тому електронів менше, ніж протонів. Для аніонів (негативний заряд) q < 0, тому електронів більше.

Йони з конфігурацією благородного газу

Багато простих йонів мають таку саму електронну конфігурацію, як найближчий благородний газ. Розгляньмо приклади.

Тепер подивимось, скільки електронів має кожна частинка та яка її конфігурація:

Зверни увагу: різні частинки можуть мати однакову електронну конфігурацію. S²⁻, K⁺ і Ca²⁺ — усі мають 18 електронів і конфігурацію [Ar]. Тому за самою конфігурацією без символу елемента й заряду не можна однозначно визначити, яка це частинка.

Ферум (Fe, Z = 26)

Ферум — d-елемент, його електронна конфігурація в основному стані: [Ar]3d⁶4s². Сумарно 26 електронів. Зверни увагу на порядок заповнення: спершу 4s, потім 3d. У графічному записі d-підрівень має п'ять орбіталей. Перші п'ять електронів займають кожну орбіталь по одному (усі стрілки вгору). Шостий електрон утворює пару в одній з орбіталей. Отже, в атомі Fe чотири неспарені електрони.

Орбітальна схема d-підрівня Fe: [↑↓][↑][↑][↑][↑] — чотири неспарені електрони.

Катіони Феруму: Fe²⁺ і Fe³⁺

Коли атом Феруму втрачає електрони й утворює катіон, першими забирають 4s-електрони, а не 3d. Це важливе правило: без нього не записати правильно електронні формули катіонів Fe²⁺ і Fe³⁺.

Fe²⁺ має 24 електрони (26 − 2). Два 4s-електрони видалено, залишається [Ar]3d⁶. На d-підрівні, як і в нейтрального атома, чотири неспарені електрони.

Fe³⁺ має 23 електрони (26 − 3). Видалено два 4s-електрони й один 3d-електрон. Залишається [Ar]3d⁵. П'ять d-орбіталей зайняті по одному електрону — усі п'ять неспарені. Це максимальне число неспарених електронів серед частинок Феруму.

Важливо: вплив лігандів на розподіл електронів у комплексних сполуках тут не розглядають. На НМТ у межах теми 1.3 йони Fe²⁺ і Fe³⁺ розглядають як вільні (ізольовані) частинки.

Електронна формула (конфігурація) — це скорочений запис розподілу електронів за підрівнями. Графічна (орбітальна) схема показує, як саме електрони розміщені в окремих орбіталях, і дозволяє одразу побачити число неспарених електронів.

Як читати електронну формулу

За електронною формулою можна визначити загальну кількість електронів, додавши всі верхні індекси. Для нейтрального атома ця сума дорівнює протонному числу Z. Наприклад, 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴: 2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16, отже, це Сульфур (S, Z = 16).

Для йона сама конфігурація без символу елемента не визначає частинку однозначно. Конфігурацію [Ar] (18 e⁻) можуть мати S²⁻ (Z = 16, 16 + 2 = 18 e⁻), K⁺ (Z = 19, 19 − 1 = 18 e⁻) або Ca²⁺ (Z = 20, 20 − 2 = 18 e⁻). Тому для йона обов'язково знати протонне число або символ елемента й заряд.

Як читати графічну схему

У графічній схемі кожну орбіталь зображують коміркою (квадратиком), а електрони — стрілками. Стрілка вгору (↑) означає один спіновий стан, стрілка вниз (↓) — протилежний. Дві стрілки в одній комірці (↑↓) — спарені електрони.

Приклади орбітального запису p-підрівня:

• 3p⁴ (Сульфур): [↑↓][↑][↑] — два неспарені електрони.

• 3p³ (Фосфор): [↑][↑][↑] — три неспарені електрони.

• 3p⁶ (Аргон): [↑↓][↑↓][↑↓] — нуль неспарених.

Важливо: не малюй дві однаково спрямовані стрілки в одній комірці — це суперечить принципу Паулі. Якщо в одній орбіталі два електрони, їхні спіни обов'язково протилежні.

Перевірка правильності схеми

Щоб переконатися, що електронна формула чи графічна схема складені правильно, перевір три умови:

1. Загальне число електронів: сума всіх показників має дорівнювати Z (для нейтрального атома) або Z − q (для йона).

2. Місткість підрівнів: на s-підрівні не більше 2 e⁻, на p — не більше 6, на d — не більше 10.

3. Порядок заповнення й парування: підрівні заповнюють у послідовності 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d; парування починають лише після того, як кожна орбіталь підрівня отримала по одному електрону.

Зовнішній рівень і валентні електрони

Зовнішній зайнятий рівень — це найбільше значення головного квантового числа n, на якому є електрони. Для Fe (Z = 26) зовнішній рівень має n = 4 (4s²). Однак валентні електрони (ті, що беруть участь в утворенні хімічних зв'язків) можуть належати і 4s, і 3d-підрівням. Саме тому Ферум виявляє змінну валентність.

У цьому розділі розберемо три типові завдання НМТ на тему електронних формул. Кожне завдання супроводжується покроковим розв'язанням і поясненням, чому інші варіанти відповіді неправильні.

Приклад 1. Нейтральний атом за конфігурацією

Завдання: нейтральний атом має електронну конфігурацію [Ne]3s²3p¹. Визнач цей елемент.

Розв'язання: конфігурація [Ne] відповідає 10 електронам Неону. Додаємо 3s² (2 e⁻) і 3p¹ (1 e⁻). Усього: 10 + 2 + 1 = 13 електронів. Для нейтрального атома число електронів дорівнює протонному числу Z. Отже, Z = 13 — це Алюміній (Al).

Відповідь: Al (Алюміній).

Чому інші варіанти неправильні:

• Mg (Z = 12) мав би конфігурацію [Ne]3s² — не вистачає одного 3p-електрона.

• Si (Z = 14) мав би [Ne]3s²3p² — на один 3p-електрон більше.

• Al³⁺ — це йон, а в завданні йдеться про нейтральний атом. Крім того, Al³⁺ має конфігурацію [Ne] (10 e⁻), а не [Ne]3s²3p¹.

Приклад 2. Логічні пари: число неспарених електронів

Завдання: установи відповідність між частинкою (1–3) і числом неспарених електронів у вільній частинці (А–Д).

Розв'язання:

1. S (Z = 16): [Ne]3s²3p⁴. На 3p-підрівні 4 електрони. За правилом Гунда: [↑↓][↑][↑] — два неспарені. Отже, 1 → В (2).

2. S²⁻: Z = 16, заряд −2, отже, e = 16 − (−2) = 18. Конфігурація [Ar] — усі електрони спарені. Неспарених — 0. Отже, 2 → А (0).

3. Fe³⁺: Z = 26, заряд +3, отже, e = 26 − 3 = 23. Конфігурація [Ar]3d⁵. П'ять d-орбіталей, кожна зайнята одним електроном — усі п'ять неспарені. Отже, 3 → Д (5).

Відповідь: 1В, 2А, 3Д.

Приклад 3. Конфігурація Fe²⁺

Завдання: обери правильну електронну конфігурацію йона Fe²⁺.

Розв'язання: Fe (Z = 26) має конфігурацію [Ar]3d⁶4s². Fe²⁺ утворюється втратою двох електронів. Першими забирають 4s-електрони. Отже, конфігурація Fe²⁺: [Ar]3d⁶.

Відповідь: [Ar]3d⁶.

Чому інші варіанти неправильні:

• [Ar]3d⁴4s² — помилка: забрано два 3d-електрони замість 4s. Це суперечить правилу: катіони d-елементів втрачають спершу 4s-електрони.

• [Ar]3d⁵ — це конфігурація Fe³⁺, а не Fe²⁺ (втрачено три електрони, а не два).

• [Ar]3d⁶4s² — це конфігурація нейтрального атома Fe, а не йона Fe²⁺.

Під час складання електронних формул та орбітальних схем легко припуститися однотипних помилок. Ось типові з них і способи їх уникнути.

• Заселяти одну p-орбіталь парою до заселення інших. Правильно: спершу займи кожну з трьох p-орбіталей по одному електрону з паралельними спінами (правило Гунда), і лише потім утворюй пари. Наприклад, для 2p⁴ правильно [↑↓][↑][↑], а не [↑↓][↑↓][ ].

• Перевищувати місткість підрівнів: s², p⁶, d¹⁰. На s-підрівні не може бути більше ніж 2 електрони, на p — більше ніж 6, на d — більше ніж 10. Якщо сума індексів перевищує ці числа — помилка.

• У Fe²⁺ забирати 3d-електрони раніше за 4s. Пам'ятай: катіони d-елементів втрачають спершу 4s-електрони, а потім 3d. Тому Fe²⁺ має конфігурацію [Ar]3d⁶, а не [Ar]3d⁴4s².

• Визначати елемент за кількістю електронів йона без урахування заряду. Наприклад, частинка з 18 електронами може бути S²⁻ (Z = 16), K⁺ (Z = 19) або Ca²⁺ (Z = 20). Щоб визначити елемент, потрібно знати протонне число або символ елемента й заряд.

• Плутати орбіталь із класичною орбітою. Орбіталь — це не кругова траєкторія руху електрона, а область простору, де ймовірність перебування електрона найвища. s-орбіталь має форму кулі, p-орбіталі — форму двох пелюсток.

Тема «Електронні формули атомів і простих йонів» відповідає пункту 1.3 програми НМТ з хімії. Програма прямо задає межі: елементи № 1–20 і Ферум (№ 26). Конфігурації інших перехідних елементів (Sc, Ti, V, Cr, Mn, Co, Ni, Cu, Zn) на НМТ не перевіряють — не вивчай їх зайве.

На тесті можуть попросити скласти електронну формулу, графічну (орбітальну) схему або визначити число неспарених електронів для атома чи простого йона. Важливо вміти працювати з обома формами запису.

Стратегія розв'язання

1. Спершу визнач число електронів: e = Z − q. Для нейтрального атома q = 0, тому e = Z.

2. Заповнюй підрівні в послідовності 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d, доки не вичерпаєш усі електрони.

3. Для Fe-катіонів окремо перевір: спершу видаляють 4s-електрони, потім 3d.

4. Накресли графічну схему для зовнішнього підрівня, щоб порахувати неспарені електрони за правилом Гунда.

5. Перевір загальну суму електронів — вона має збігатися з e = Z − q.

Формати завдань

На НМТ з хімії тема електронних формул може з'явитися в таких форматах:

• Вибір однієї відповіді з чотирьох (А–Г) — завдання 1–18. Правильна відповідь дає 1 бал, неправильна — 0 балів.

• Логічні пари (завдання 19–20): три позиції лівої колонки (1–3) потрібно зіставити з п'ятьма позиціями правої (А–Д), дві з яких зайві. Кожна правильно встановлена пара дає 1 бал, максимум 3 бали за завдання.

• s-підрівень вміщує 2 електрони (1 орбіталь), p — 6 електронів (3 орбіталі), d — 10 електронів (5 орбіталей).

• Принцип Паулі: в одній орбіталі не більше двох електронів із протилежними спінами.

• Правило Гунда: рівноенергетичні орбіталі спершу займають по одному електрону з паралельними спінами.

• Послідовність заповнення для № 1–20: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s.

• S²⁻ і K⁺ мають конфігурацію [Ar] (18 e⁻); Na⁺, Mg²⁺, F⁻ — [Ne] (10 e⁻).

• Fe (Z = 26): [Ar]3d⁶4s² — 4 неспарені електрони.

• Fe²⁺: [Ar]3d⁶ — 4 неспарені електрони (видалено 4s²).

• Fe³⁺: [Ar]3d⁵ — 5 неспарених електронів (видалено 4s² і один 3d).