Электронная конфигурация атомов: правила составления

Коротко о главном

Электронная конфигурация — запись распределения электронов атома по энергетическим уровням, подуровням и орбиталям. Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии, подчиняясь трём правилам: принципу Паули, правилу Хунда и принципу минимума энергии (правилу Клечковского). Зная порядковый номер элемента (число электронов = число протонов = $Z$), можно однозначно расписать его конфигурацию и определить положение в таблице Менделеева.

Определения и формулы/правила

Квантовые числа орбиталей и подуровней

Подуровень	Число орбиталей	Максимум электронов
$s$	1	2
$p$	3	6
$d$	5	10
$f$	7	14

Максимальное число электронов на уровне с номером $n$: $N = 2n^2$.

Принцип Паули. В одной орбитали могут находиться не более двух электронов, и их спины должны быть противоположны (антипараллельны).

Правило Хунда. В пределах одного подуровня электроны сначала занимают свободные орбитали по одному (с одинаковым спином), и только после заполнения всех орбиталей по одному электрону начинается их спаривание.

Правило (принцип) Клечковского. Электроны заполняют подуровни в порядке возрастания суммы $(n + l)$, где $n$ — главное квантовое число, $l$ — орбитальное квантовое число ($s=0,\ p=1,\ d=2,\ f=3$). Если сумма $(n+l)$ одинакова, первым заполняется подуровень с меньшим $n$.

Реальный порядок заполнения подуровней:

$$1s\ 2s\ 2p\ 3s\ 3p\ 4s\ 3d\ 4p\ 5s\ 4d\ 5p\ 6s\ 4f\ 5d\ 6p\ 7s\ 5f\ 6d$$

Обратите внимание: $4s$ заполняется раньше $3d$, а $6s$ — раньше $4f$ и $5d$, хотя главное квантовое число там меньше.

Валентные электроны — электроны внешнего (и предвнешнего для d-элементов) уровня, они определяют химические свойства элемента.

Проскок (провал) электрона. У некоторых элементов ($Cr$, $Cu$, $Mo$, $Ag$ и др.) на внешнем $s$-подуровне остаётся 1 электрон, а не 2, так как энергетически выгоднее полузаполненный или полностью заполненный $d$-подуровень:

$$Cr:\ 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^5 4s^1$$ $$Cu:\ 1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^{10} 4s^1$$

Ионы. У катионов сначала отдаются электроны с внешнего уровня (для d-элементов — сначала с $s$-, потом с $d$-подуровня внешнего слоя), у анионов электроны добавляются на подуровень, где не хватает электронов до заполнения.

Как применять

Пример 1. Составить конфигурацию фосфора ($Z=15$). Распределяем 15 электронов по порядку заполнения: $$1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^3$$ Проверка: $2+2+6+2+3=15$. Внешний уровень — третий, валентные электроны: $3s^2 3p^3$, всего 5 — фосфор в VA группе.

Пример 2. Составить конфигурацию железа ($Z=26$). $$1s^2\ 2s^2\ 2p^6\ 3s^2\ 3p^6\ 4s^2\ 3d^6$$ Обычно подуровни одного слоя записывают вместе: $$1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^6 4s^2$$ Железо — d-элемент, валентные электроны — $3d^6 4s^2$.

Пример 3. Конфигурация иона $Fe^{2+}$. От нейтрального атома железа отдаём 2 электрона с внешнего $4s$-подуровня (не с $3d$!): $$1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^6$$

Пример 4. Распределение по последнему подуровню правилом Хунда. Азот, $2p^3$: три электрона занимают три разные орбитали по одному, спины параллельны — это даёт максимальную мультиплетность, энергетически выгоднее спаривания.

Типичные ошибки

• Заполнение $3d$-подуровня раньше $4s$ — правильный порядок: сначала $4s$, потом $3d$.
• При написании иона отнимают электроны с $d$-подуровня раньше, чем с внешнего $s$: у d-элементов первыми уходят электроны внешнего $s$-подуровня, а не $d$.
• Забывают про «провал» электрона у хрома, меди и подобных элементов, записывая $4s^2 3d^4$ вместо $4s^1 3d^5$ у хрома.
• Путают число орбиталей и число электронов на подуровне (например, считают, что $p$-подуровень содержит 3 электрона, а не 6).
• Неверно определяют валентные электроны у d-элементов, забывая включить электроны предвнешнего $d$-подуровня.
• Ошибка в порядке записи: правильно писать подуровни по возрастанию главного квантового числа внутри слоя, а не в порядке заполнения (то есть $3d$ пишут после $3p$, перед $4s$, хотя заполнялся он позже).

Где встречается на экзамене

Задания 1 и 2 части I ЕГЭ по химии проверяют умение составлять электронные конфигурации атомов и ионов, определять число электронов на подуровнях, находить валентные электроны, устанавливать принадлежность элемента к электронному семейству (s-, p-, d-, f-элементы) и связывать строение атома с положением в периодической системе.