Основний і збуджений стан атома

Кожен атом у звичайному стані перебуває на найнижчому енергетичному рівні, який називають основним станом. Це означає, що всі електрони займають орбіталі з найменшою можливою енергією відповідно до принципу мінімальної енергії. Якщо атом отримує додаткову енергію ззовні (наприклад, під час нагрівання, опромінення або електричного розряду), один або кілька електронів можуть перейти на орбіталі з вищою енергією. Такий стан називають збудженим.

Важливо запам'ятати: під час збудження заряд ядра (Z) і загальна кількість електронів в атомі не змінюються. Змінюється лише розподіл електронів за енергетичними рівнями й підрівнями. Це принципово відрізняє збудження від йонізації, коли електрон повністю втрачається і атом перетворюється на позитивно заряджений йон.

Електронний перехід

Перехід електрона з нижчої орбіталі на вищу називають електронним переходом. Він може відбуватися як у межах одного енергетичного рівня (наприклад, із 2s- на 2p-підрівень), так і між різними рівнями (наприклад, із 2p на 3s). Класичний шкільний приклад — перехід 2s → 2p у атома Карбону, але це лише один окремий випадок, а не загальне визначення збудження.

Повернення атома зі збудженого стану в основний може супроводжуватися випромінюванням кванта світла (фотона). Саме на цьому явищі ґрунтується атомна спектроскопія: кожен елемент випромінює світло з певною довжиною хвилі, що дає змогу ідентифікувати його.

Збудження і йонізація: порівняння

У шкільній програмі НМТ важливо вміти розрізняти основні та збуджені стани атомів неметалічних елементів малих періодів. Для цього завжди перевіряють: чи збігається сума електронів у запису з порядковим номером елемента, чи не з'явилися заборонені підрівні (наприклад, 2d), і чи дотримано правило Гунда для неспарених електронів.

Атом Карбону (C, порядковий номер 6) в основному стані має електронну конфігурацію 1s²2s²2p². На 2p-підрівні є два електрони, які згідно з правилом Гунда розташовуються на різних орбіталях, утворюючи два неспарені електрони. Якби ми обмежилися лише основним станом, то могли б подумати, що Карбон здатен утворювати лише два хімічні зв'язки.

Однак у більшості сполук, зокрема в метані CH₄, Карбон виявляє валентність IV. Для пояснення цього факту в шкільній моделі розглядають умовний збуджений стан C*: 1s²2s¹2p³. Один електрон із 2s-підрівня «промотується» (переходить) на вільну 2p-орбіталь. Тепер на 2p-підрівні три електрони, а на 2s — один. Усі чотири електрони на зовнішньому рівні стають неспареними.

Важливо: в обох випадках — і в основному, і в збудженому стані — загальна кількість електронів дорівнює 6. Ні заряд ядра, ні число електронів не змінюються. Змінюється лише їхній розподіл.

Чи справді існує ізольований C*?

У шкільній моделі чотири неспарені електрони зіставляють із чотиривалентністю Карбону в CH₄. Однак формування молекули не зводиться до існування заздалегідь ізольованого збудженого атома. У реальності електронна структура змінюється в процесі утворення зв'язків, а енергія, що виділяється під час утворення зв'язків, компенсує енергію, витрачену на збудження. Тому схему C* слід розуміти як зручний шкільний спосіб пояснення, а не як опис реального ізольованого атома.

Неспарені електрони в інших елементів другого періоду

Як бачиш, для N, O та F число неспарених електронів в основному стані збігається з типовими валентностями. Однак це правило не універсальне. Наприклад, у йоні амонію NH₄⁺ Нітроген утворює чотири зв'язки, хоча в основному стані має лише три неспарені електрони. Четвертий зв'язок утворюється за донорно-акцепторним механізмом: неподілена електронна пара Нітрогену «дарується» йону H⁺. Отже, валентність не завжди дорівнює числу неспарених електронів.

Для елементів третього періоду — Фосфору (P), Сульфуру (S) і Хлору (Cl) — шкільна програма пропонує формальні схеми збудження, які залучають вільний 3d-підрівень. Хоча в реальності 3d-орбіталі енергетично вищі за 4s і їхня участь у зв'язуванні є дискусійною, ці схеми дають зручний спосіб обліку валентних можливостей елемента.

Фосфор (P)

Основний стан Фосфору: 3s²3p³. Три неспарені електрони на 3p-підрівні — валентність III. У збудженому стані один 3s-електрон переходить на 3d-підрівень: 3s¹3p³3d¹. Тепер неспарених електронів п'ять — валентність V.

Сульфур (S)

Основний стан Сульфуру: 3s²3p⁴. Два неспарені електрони — валентність II. Перше збудження: один 3p-електрон переходить на 3d — 3s²3p³3d¹, чотири неспарені — валентність IV. Друге збудження: ще один 3s-електрон переходить на 3d — 3s¹3p³3d², шість неспарених — валентність VI. Саме так у шкільних задачах зіставляють валентності II, IV та VI для Сульфуру.

Хлор (Cl)

Основний стан Хлору: 3s²3p⁵. Один неспарений електрон — валентність I. Послідовні збудження дають:

• 3s²3p⁴3d¹ — три неспарені (валентність III)

• 3s²3p³3d² — п'ять неспарених (валентність V)

• 3s¹3p³3d³ — сім неспарених (валентність VII)

У кожній схемі загальна кількість зовнішніх електронів залишається незмінною: для P — 5, для S — 6, для Cl — 7. Змінюється лише їхній розподіл між підрівнями. Завжди перевіряй дотримання правила Гунда: на кожній орбіталі спочатку розташовуються по одному електрону з паралельними спінами.

Важливе застереження: ці d-схеми — спрощений шкільний спосіб обліку валентностей, а не сучасний доказ реальної участі 3d-орбіталей у хімічних зв'язках. На рівні n = 2 немає d-підрівня (дозволені лише s і p), тому таку схему не можна переносити на Оксиген (O) та Флуор (F). У типових нейтральних сполуках Оксиген виявляє валентність II, а Флуор — I.

Приклад 1. Збуджена конфігурація Карбону

Завдання. Яка електронна конфігурація відповідає збудженому стану нейтрального атома Карбону?

• А) 1s²2s²2p²

• Б) 1s²2s¹2p³

• В) 1s²2s²2p³

• Г) 1s²2s²2p¹

Розв'язання. Нейтральний атом Карбону має 6 електронів (порядковий номер 6). Перевіряємо суму електронів у кожному варіанті:

• А) 2 + 2 + 2 = 6 — основний стан, а не збуджений.

• Б) 2 + 1 + 3 = 6 — сума правильна, один електрон перейшов із 2s на 2p. Це збуджений стан C*.

• В) 2 + 2 + 3 = 7 — загалом 7 електронів, що неможливо для Карбону.

• Г) 2 + 2 + 1 = 5 — загалом 5 електронів, що неможливо для нейтрального Карбону.

Відповідь: Б) 1s²2s¹2p³.

Чому інші варіанти неправильні: Варіант А описує основний, а не збуджений стан. Варіант В має зайвий електрон (7 замість 6) — це або йон, або помилка. Варіант Г має на один електрон менше (5 замість 6) — теж неможливо для нейтрального атома.

Приклад 2. Неспарені електрони в схемі Сульфуру

Завдання. Скільки неспарених електронів має атом Сульфуру в стані, описаному формальною схемою 3s¹3p³3d²?

• А) 2

• Б) 4

• В) 6

• Г) 8

Розв'язання. Малюємо орбітальну схему для зовнішнього рівня. На 3s-підрівні одна орбіталь з одним електроном — 1 неспарений. На 3p-підрівні три орбіталі, на кожній по одному електрону (правило Гунда) — 3 неспарені. На 3d-підрівні п'ять орбіталей, зайняті дві з них по одному електрону — 2 неспарені. Разом: 1 + 3 + 2 = 6 неспарених електронів.

Відповідь: В) 6.

Чому інші варіанти неправильні: Варіант А (2) — це число неспарених електронів в основному стані Сульфуру (3s²3p⁴). Варіант Б (4) відповідає проміжному збудженню 3s²3p³3d¹. Варіант Г (8) перевищує загальну кількість зовнішніх електронів Сульфуру (їх лише 6).

Приклад 3. Правильне твердження про збудження

Завдання. Яке твердження про збуджений стан атома є правильним?

• А) Атом втрачає один або кілька електронів.

• Б) Змінюється заряд ядра атома.

• В) Число електронів і заряд ядра не змінюються.

• Г) Електрон може перейти тільки в межах одного енергетичного рівня.

Розв'язання. Згадуємо визначення: збудження — це перехід електрона на вищу орбіталь без зміни заряду ядра (Z) і без зміни загальної кількості електронів. Варіант В описує саме це.

Відповідь: В) Число електронів і заряд ядра не змінюються.

Чому інші варіанти неправильні: Варіант А описує йонізацію, а не збудження. Варіант Б неможливий — заряд ядра змінюється лише під час ядерних реакцій. Варіант Г неповний: перехід може відбуватися як у межах одного рівня (2s → 2p), так і між різними рівнями (2p → 3s).

• Ототожнювати збудження з відривом електрона. Збудження — це перехід електрона на вищу орбіталь, а не втрата електрона. Втрата електрона називається йонізацією і перетворює атом на позитивний йон. Завжди перевіряй: чи змінилася загальна кількість електронів?

• Малювати неіснуючий 2d-підрівень. На другому енергетичному рівні (n = 2) дозволені лише s- і p-підрівні. d-підрівень з'являється лише з третього рівня (n = 3). Тому для Оксигену й Флуору не можна застосовувати схеми з d-орбіталями.

• Додавати електрони в збудженій конфігурації. Під час збудження загальне число електронів не змінюється. Якщо в записі електронної конфігурації сума електронів не дорівнює порядковому номеру елемента, це або йон, або помилка.

• Трактувати формальні d-схеми як точну модель зв'язування у молекулі. Схеми з 3d-орбіталями для P, S, Cl — це спрощений шкільний спосіб обліку валентностей. Сучасна хімія не вважає, що 3d-орбіталі реально беруть участь у зв'язках цих елементів.

• Завжди прирівнювати валентність до числа неспарених електронів в основному атомі. По-перше, атом може переходити в збуджений стан, збільшуючи число неспарених електронів. По-друге, існують донорно-акцепторні зв'язки (наприклад, у NH₄⁺), де валентність перевищує число неспарених електронів.

Тема «Основний і збуджений стан атома» входить до теми 1.3 програми НМТ з хімії («Будова атомів і простих йонів»). На тесті перевіряють уміння розрізняти основні й збуджені стани атомів неметалічних елементів малих періодів, а також визначати валентні стани за формальними шкільними схемами.

Формат завдань: тему можуть перевіряти завдання з вибором однієї відповіді з чотирьох (№ 1–18; 0 або 1 бал) і завдання на встановлення відповідності (№ 19–20; 1 бал за кожну правильну пару, до 3 балів). Розгорнутих відповідей не потрібно.

Стратегія розв'язання

• Перевір суму електронів. Вона має дорівнювати порядковому номеру елемента. Якщо сума більша або менша — це або йон, або помилка.

• Перевір дозволені підрівні. На другому рівні (n = 2) немає d-підрівня. Якщо бачиш 2d — це неіснуючий підрівень.

• Порахуй неспарені електрони. Нанеси електрони на орбітальну схему, дотримуючись правила Гунда: спочатку по одному на кожну орбіталь, потім спаровування.

• Визнач, про що питають. Якщо в умові йдеться про «формальну шкільну схему» або «валентний стан», мають на увазі спрощену модель збудження: для Карбону — перехід 2s → 2p (C*), для P, S, Cl — схеми із залученням 3d-орбіталей.

• Пам'ятай про межі моделі. Не перенось d-схеми на Оксиген і Флуор. Не плутай збудження з йонізацією.

• Збудження змінює електронний стан атома, але зберігає заряд ядра (Z) і загальну кількість електронів.

• Збуджений стан Карбону C*: 1s²2s¹2p³ — чотири неспарені електрони, що в шкільній моделі пояснює чотиривалентність Карбону.

• Шкільні d-схеми для P, S, Cl — це спрощений спосіб обліку валентностей, а не сучасний доказ реальної участі 3d у зв'язках.

• Для Оксигену й Флуору не використовують 2d-підрівень (його не існує); типові валентності — II та I відповідно.

• Не плутай збудження з йонізацією: при збудженні електрон лишається в атомі, при йонізації — втрачається.

• Правило «валентність = число неспарених електронів» не універсальне: існують донорно-акцепторні зв'язки (NH₄⁺).