Как найти число энергетических уровней в химии

Быть
может, эти электроны –

Миры,
где пять материков,

Искусство,
знания, войны, троны

И
память сорока веков.

Вспомним,
из чего состоит атом. Помните планетарную модель строения атома,
согласно которой, в центре атома расположено положительно заряженное ядро,
вокруг которого вращаются отрицательно заряженные электроны, подобно тому,
как вращаются планеты вокруг Солнца.

Строение
атома

Электроны,
двигаясь вокруг ядра, в совокупности образуют электронную оболочку атома.
Число электронов в атоме равно числу протонов в ядре и соответствует
порядковому номеру элемента.

Электроны
двигаются в определённом порядке и различаются своей энергией.
Электроны с маленьким запасом энергии расположены ближе к ядру, они связаны
крепко с ядром и их тяжелее вырвать из электронной оболочки. А вот электроны с
большим запасом энергии, напротив, находятся дальше от ядра, слабо с ним
связаны, поэтому их легче оторвать.

Несмотря
на это, в атоме находятся электроны, которые имеют близкие значения энергии.
Эти электроны образуют электронные слои, или энергетические уровни.

Чтобы
определить число энергетических уровней, достаточно знать номер периода, в
котором находится данный элемент. Например, у азота семь
электронов в атоме, и два энергетических уровня. Теперь распределим эти семь
электронов по уровням. Получается на первом их 2, а на втором – оставшиеся 5.

Максимальное
число электронов на энергетическом уровне определяется по
формуле: 2n²,
где n –
номер периода.

Если
подставить значения первых трех периодов, то получится, что максимально на
первом энергетическом уровне возможно только 2 электрона, на втором – 8, на
третьем – 18.

Число
электронов на внешнем энергетическом уровне для элементов главных подгрупп равно
номеру группы.

Рассмотрим
это на примере атома натрия.

Ядро
атома натрия имеет заряд +11, т.е. и электронов в атоме тоже 11.
Натрий находится в третьем периоде, значит, у него три энергетических
уровня, которые мы будем изображать в виде скобки «)». Это записывают с
помощью электронной  формулы следующим образом: ₁₁Na
2ē, 8ē, 1ē.

И
так, на первом уровне 2 электрона (это максимально), на втором – 8 (больше быть
не может), а на третий остается один электрон. Вот этот электрон и будет
электроном внешнего энергетического уровня. Натрий – элемент главной
подгруппы I
группы, поэтому число электронов на внешнем уровне равно
номеру группы, т.е. единице.

 Двигаясь,
электроны образуют своеобразный рисунок, так называемое электронное облако,
которое можно ещё назвать орбиталью. Электронное облако, или орбиталь, –
пространство вокруг ядра, где наиболее вероятно нахождение данного электрона.

На
всех энергетических уровнях есть s-орбитали,
они сферической формы, и она только одна, на втором уровне уже появляются p-орбитали,
которые имеют форму гантели, их всего три. На каждой орбитали максимально может
находится не более двух электронов, следовательно, на s-орбитали
– их два, на р-орбитали – шесть.

Для
того, чтобы записать электронную формулу атома, для обозначения уровня
используют арабские цифры, орбитали соответственно буквами s
и
р, а число электронов данной орбитали – арабской цифрой сверху справа над
буквой орбитали.

Например,
азот будет иметь электронную формулу 1s²2s²2p³.

Если
элементы имеют одинаковое число электронов на внешнем уровне, значит, у них
будут схожие свойства. Вспомните, благородные газы – инертны,
не вступают в химические реакции, ведь у них, кроме гелия, восемь электронов на
внешнем уровне, который считается завершенным. Вот почему они все инертны.

Атомно-молекулярное учение

Мы приступаем к изучению химии — мира молекул и атомов. В этой статье мы рассмотрим базисные понятия и разберемся с электронными
формулами элементов.

Атом (греч. а — отриц. частица + tomos — отдел, греч. atomos — неделимый) — электронейтральная частица вещества микроскопических
размеров и массы, состоящая из положительно заряженного ядра (протонов) и отрицательно заряженных электронов (электронные орбитали).

Описываемая модель атома называется «планетарной» и была предложена в 1913 году великими физиками: Нильсом Бором и Эрнестом Резерфордом

Протон (греч. protos — первый) — положительно заряженная (+1) элементарная частица, вместе с нейтронами образует ядра атомов
элементов. Нейтрон (лат. neuter — ни тот, ни другой) — нейтральная (0) элементарная частица, присутствующая в ядрах всех
химических элементов, кроме водорода.

Электрон (греч. elektron — янтарь) — стабильная элементарная частица с отрицательным электрическим зарядом (-1), заряд атома —
порядковый номер в таблице Менделеева — равен числу электронов (и, соответственно, протонов).

Запомните, что в невозбужденном состоянии атом содержит одинаковое число электронов и протонов. Так у кальция (порядковый номер 20)
в ядре находится 20 протонов, а вокруг ядра на электронных орбиталях 20 электронов.

Я еще раз подчеркну эту важную деталь. На данном этапе будет отлично, если вы запомните простое правило:
порядковый номер элемента = числу электронов. Это наиболее важно для практического применения и изучения следующей темы.

Электронная конфигурация атома

Электроны атома находятся в непрерывном движении вокруг ядра. Энергия электронов отличается друг от друга, в соответствии с этим
электроны занимают различные энергетические уровни.

Энергетические уровни подразделяются на несколько подуровней:

• Первый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «1s» ячейки, в которой помещаются 2 электрона (заполненный электронами — 1s²)

• Второй уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (2s²) и p-подуровня: трех «p» ячеек (2p⁶), на которых
помещается 6 электронов

• Третий уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (3s²), p-подуровня: трех «p» ячеек (3p⁶) и d-подуровня:
пяти «d» ячеек (3d¹⁰), в которых помещается 10 электронов

• Четвертый уровень

Состоит из s-подуровня: одной «s» ячейки (4s²), p-подуровня: трех «p» ячеек (4p⁶), d-подуровня:
пяти «d» ячеек (4d¹⁰) и f-подуровня: семи «f» ячеек (4f¹⁴), на которых помещается 14
электронов

Зная теорию об энергетических уровнях и порядковый номер элемента из таблицы Менделеева, вы должны расположить определенное число
электронов, начиная от уровня с наименьшей энергией и заканчивая к уровнем с наибольшей. Чуть ниже вы увидите несколько примеров, а
также узнаете об исключении, которое только подтверждает данные правила.

Подуровни: «s», «p» и «d», которые мы только что обсудили, имеют в определенную конфигурацию в пространстве. По этим подуровням, или
атомным орбиталям, движутся электроны, создавая определенный «рисунок».

S-орбиталь похожа на сферу, p-орбиталь напоминает песочные часы, d-орбиталь — клеверный лист.

Правила заполнения электронных орбиталей и примеры

Существует ряд правил, которые применяют при составлении электронных конфигураций атомов:

• Сперва следует заполнить орбитали с наименьшей энергией, и только после переходить к энергетически более высоким
• На орбитали (в одной «ячейке») не может располагаться более двух электронов
• Орбитали заполняются электронами так: сначала в каждую ячейку помещают по одному электрону, после чего орбитали дополняются
  еще одним электроном с противоположным направлением
• Порядок заполнения орбиталей: 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s

Должно быть, вы обратили внимание на некоторое несоответствие: после 3p подуровня следует переход к 4s, хотя логично было
бы заполнить до конца 4s подуровень. Однако природа распорядилась иначе.

Запомните, что, только заполнив 4s подуровень двумя электронами, можно переходить к 3d подуровню.

Без практики теория мертва, так что приступает к тренировке. Нам нужно составить электронную конфигурацию атомов углерода и
серы. Для начала определим их порядковый номер, который подскажет нам число их электронов. У углерода — 6, у серы — 16.

Теперь мы располагаем указанное количество электронов на энергетических уровнях, руководствуясь правилами заполнения.

Обращаю ваше особе внимание: на 2p-подуровне углерода мы расположили 2 электрона в разные ячейки, следуя одному из правил.
А на 3p-подуровне у серы электронов оказалось много, поэтому сначала мы расположили 3 электрона по отдельным ячейкам, а оставшимся
одним электроном дополнили первую ячейку.

Таким образом, электронные конфигурации наших элементов:

• Углерод — 1s²2s²2p²
• Серы — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

Внешний уровень и валентные электроны

Количество электронов на внешнем (валентном) уровне — это число электронов на наивысшем энергетическом уровне, которого достигает элемент. Такие электроны называются валентными: они могут быть спаренными или неспаренными. Иногда
для наглядного представления конфигурацию внешнего уровня записывают отдельно:

• Углерод — 2s²2p² (4 валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (6 валентных электронов)

Неспаренные валентные электроны способны к образованию химической связи. Их число соответствует количеству связей, которые данный атом может образовать с другими атомами. Таким образом неспаренные валентные электроны тесно связаны с валентностью — способностью атомов образовывать определенное число химических связей.

• Углерод — 2s²2p² (2 неспаренных валентных электрона)
• Сера -3s²3p⁴ (2 неспаренных валентных электрона)

Тренировка

Потренируйтесь и сами составьте электронную конфигурацию для магния и скандия. Определите число электронов на внешнем (валентном) уровне и число неспаренных
электронов. Ниже будет дано наглядное объяснение этой задаче.

Запишем получившиеся электронные конфигурации магния и скандия:

• Магний — 1s²2s²2p⁶3s²
• Скандий — 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹
  

В целом несложная и интересная тема электронных конфигураций отягощена небольшим исключением — провалом электрона, которое только подтверждает общее
правило: любая система стремится занять наименее энергозатратное состояние.

Провал электрона

Провалом электрона называют переход электрона с внешнего, более высокого энергетического уровня, на предвнешний, энергетически более
низкий. Это связано с большей энергетической устойчивостью получающихся при этом электронных конфигураций.

Подобное явление характерно лишь для некоторых элементов: медь, хром, серебро, золото, молибден. Для примера выберем хром, и рассмотрим
две электронных конфигурации: первую «неправильную» (сделаем вид, будто мы не знаем про провал электрона) и вторую правильную, написанную
с учетом провала электрона.

Теперь вы понимаете, что кроется под явлением провала электрона. Запишите электронные конфигурации хрома и меди самостоятельно еще раз и
сверьте с представленными ниже.

Основное и возбужденное состояние атома

Основное и возбужденное состояние атома отражаются на электронных конфигурациях. Возбужденное состояние связано с движением электронов
относительно атомных ядер. Говоря проще: при возбуждении пары электронов распариваются и занимают новые ячейки.

Возбужденное состояние является для атома нестабильным, поэтому долгое время в нем он пребывать не может. У некоторых атомов: азота,
кислорода , фтора — возбужденное состояние невозможно, так как отсутствуют свободные орбитали («ячейки») — электронам некуда перескакивать, к тому
же d-орбиталь у них отсутствует (они во втором периоде).

У серы возможно возбужденное состояние, так как она имеет свободную d-орбиталь, куда могут перескочить электроны. Четвертый энергетический
уровень отсутствует, поэтому, минуя 4s-подуровень, заполняем распаренными электронами 3d-подуровень.

По мере изучения основ общей химии мы еще не раз вернемся к этой теме, однако хорошо, если вы уже сейчас запомните, что возбужденное состояние
связано с распаривание электронных пар.

Строение электронных оболочек атомов

На этом уроке вы узнаете, как устроена электронная оболочка атома, и сможете объяснить явление периодичности. Познакомитесь с моделями строения электронных оболочек атомов, с помощью которых можно предсказать и объяснить свойства химических элементов и их соединений.

I. Состояние электронов в атоме

Вы­да­ю­щий­ся дат­ский физик Нильс Бор (Рис. 1) пред­по­ло­жил, что элек­тро­ны в атоме могут дви­гать­ся не по любым, а по стро­го опре­де­лен­ным ор­би­там.

При этом 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. Таким об­ра­зом, по мере уда­ле­ния от ядра атома запас энер­гии элек­тро­на уве­ли­чи­ва­ет­ся.

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.

Каж­дый элек­трон­ный слой со­сто­ит из элек­тро­нов.

Электрон вращается вокруг ядра атома с невообразимой скоростью. Так, за 1 секунду  он делает столько оборотов вокруг ядра атома, сколько оборотов делает пропеллер самолета вокруг оси за 5–5,5 лет непрерывной работы двигателя. Пропеллер самолета образует «облако», находящееся в одной плоскости, а электрон образует объемное облако –электронное облако, форма и размер которого зависят от энергии электрона.

Если обозначить точками все вероятные места нахождения электрона в атомном пространстве за некоторое время, то совокупность этих точек будет представлять собойэлектронное облако.

II. Электронное облако

Электронное облако – это модель, которая описывает  состояние (движение) электрона в атоме.

Электронное облако не имеет строго очерченных границ и плотность его неравномерна.

Часть атомного пространства, в котором вероятность нахождения электрона наибольшая (~90%), называется орбиталью.

Условное обозначение электрона – стрелка, направленная вверх↑ (электрон вращается вокруг собственной оси по часовой стрелке) или стрелка, направленная вниз↓ (электрон вращается вокруг собственной оси против часовой стрелки).

Число электронов в атоме определяют по порядковому номеру

О – 8 электронов, S – 16 электронов.

На одной орбитали могут находиться только ДВА электрона, которые вращаются вокруг своей оси в противоположных направлениях (по часовой стрелке и против часовой стрелке) – электроны с противоположными спинами:

Cледовательно, на s – орбитали максимально может разместиться два электрона (s²);  на p – орбитали максимально может разместиться шесть электронов (p⁶) на  d – орбитали максимально может разместиться десять электронов (d¹⁰); f – четырнадцать электронов (f¹⁴).

Располагаясь на различных расстояниях от ядра, электроны образуют электронные слои (энергетические уровни) – каждому слою соответствует определённый уровень энергии.

Условное обозначение уровня — скобка:   )

Число энергетических уровней определяют по номеру периода, в котором находится химический элемент

О – 2 уровня, S – три уровня.

Для элементов главных подгрупп (А) число электронов на внешнем уровне = номеру группы.

₊₁₅P – V группа (А) – на внешнем уровне 5 электронов

Для элементов побочных подгрупп (В) число электронов на внешнем уровне = двум.

Исключения (один электрон) – хром, медь, серебро, золото и некоторые другие.

III. Формулы отражающие строение атомов первого и второго периодов

H +1 )_1e 

– схема строения атома, отображает распределение электронов по энергоуровням.

₊₁ Н   1s¹ 

– электронная формула, отображает число электронов по орбиталям.

₊₁ Н  

— электронно-графическая формула – показывает распределение электронов по орбиталям и отображает спин электрона.

У элементов второго периода начинается заполнение второго энергетического уровня — он включает восемь электронов (n = 2, N = 8). Второй период содержит восемь элементов. У неона, элемента, завершающего второй период, первый и второй энергетические уровни оказываются целиком заполненными.

Аме­ри­кан­ский химик Гил­берт Льюис дал объ­яс­не­ние этому и вы­дви­нул пра­ви­ло ок­те­та, в со­от­вет­ствии с ко­то­рым устой­чи­вым яв­ля­ет­ся вось­ми­элек­трон­ный слой (за ис­клю­че­ни­ем 1 слоя: т. к. на нем может на­хо­дить­ся не более 2 элек­тро­нов, устой­чи­вым для него будет двух­элек­трон­ное со­сто­я­ние).

1. Порядок заполнения уровней и подуровней электронами

Электронные формулы атомов химических элементов составляют в следующем порядке:

• Сначала по номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева определяют общее число электронов в атоме;
• Затем по номеру периода, в котором расположен элемент, определяют число энергетических уровней;
• Уровни разбивают на подуровни и орбитали, и заполняют их электронами в соответствии Принципом наименьшей энергии
• Для  удобства электроны можно распределить по энергетическим уровням, воспользовавшись формулой N=2n2 и с учётом того, что:

1. У элементов главных подгрупп (s-;p-элементы) число электронов на внешнем уровне равно номеру группы.
2. У элементов побочных подгрупп на внешнем уровне обычно дваэлектрона (исключение составляют атомы Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh, у которых на внешнем уровне один электрон, у Pd на внешнем уровне нольэлектронов);
3. Число электронов на предпоследнем уровне равно общему числу электронов в атоме минус число электронов на всех остальных уровнях.

Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется:

Принципом наименьшей энергии

  Шкала энергий:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s…

2. Семейства химических элементов

Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнегоэнергетического уровня, называются s-элементами. Это первые 2 элемента каждого периода, составляющие главные подгруппы I и II групп.

Элементы, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнегоэнергетического уровня, называются p-элементами. Это последние 6 элементов каждого периода (за исключением I и VII), составляющие главные подгруппы III—VIII групп.

Элементы, в которых заполняется d-подуровень второго снаружи уровня, называются d-элементами. Это элементы вставных декад IV, V, VI периодов.

Элементы, в которых заполняется f-подуровень третьего снаружи уровня, называются f-элементами. К f-элементам относятся лантаноиды и актиноиды. 

В третьем периоде происходит заполнение третьего энергетического уровня. Третий уровень (n = 3) может максимально вмещать 18 электронов. Однако элементов в третьем периоде всего восемь. К концу третьего периода (у аргона) полностью заполняются 3s- и 3p-подуровни, а 3d-подуровень остается пустым, поэтому третий уровень не заполняется до конца.

В четвертом периоде у первых двух элементов (калия и кальция) электроны идут на четвертый энергетический уровень (4s-подуровень), а затем у последующих десяти элементов (от скандия до цинка) завершается заполнение третьего энергетического уровня (3d-подуровня).

«Проскок» или «провал» электрона

У атомов  Cr, Cu, Nb, Mo, Ru, Rh, Pd, Ag, Pt, Au  имеет место «провал» электрона с s-подуровня внешнего слоя на d-подуровень предыдущего слоя, что приводит к энергетически более устойчивому состоянию атома. Например, электронная формула атома меди, исходя из вышенаписанного, должна иметь вид: Cu 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹. Однако в действительности один из двух 4s-электронов «проваливается» на 3d-подуровень, и атом меди имеет следующую конфигурацию: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰. 

 Для элементов IБ-подгруппы характерна конфигурация внешнего слоя: ns¹(n−1)d¹⁰.

Для элементов Cr и Mo характерна конфигурация внешнего слоя: ns¹(n−1)d⁵.

Особо следует отметить палладий, у которого «проваливаются» два электрона:  

Pd1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s⁰4d¹⁰

V. Тест

Решите тестовые задания (один верный вариант ответа).

1. Заряд ядра атома фосфора равен

а) +30 

б) +31 

в) +15 

г) +5

2. Количество энергоуровней в атоме равно

а) порядковому номеру элемента;

б) номеру группы;

в) заряду ядра атома; 

г) номеру периода

3. Число нейтронов в атоме цинка равно

а) 30 

б) 35 

в) 4 

г) 2

4. В ряду элементов Na, Mg, Al, Cl металлические свойства

а) убывают;

б) возрастают;

в) не изменяются;

г) сначала убывают, а затем возрастают

5. Формула высшего оксида RO2 характерна для

а) Li 

б) Br 

в) C 

г) N

6. Электронная формула строения атома меди, это-

а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰; 

б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹;

в) 1s²2s²2p⁶3s¹3p⁶4s²3d¹⁰; 

г) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹¹.

7. Заряд ядра атома кальция равен

а) 20 

б) 2 

в) 40 

г) 41

8. Число электронов на внешнем энергоуровне для элементов главных подгрупп равно

а) номеру периода;

б) номеру группы;

в) порядковому номеру элемента;

г) атомной массе.

9. Число нейтронов в атоме железа равно

а) 26

б) 55 

в) 56 

г) 30

10. В ряду элементов C, Si, Ge, Sn способность отдавать валентные электроны

а) уменьшается;

б) не изменяется;

в) увеличивается;

г) сначала увеличивается, а затем уменьшается.

11. Формула летучего водородного соединения для элемента с электронным строением атома 1s22s22p2 – это

а) RH4;

б) RH3;

в) RH2;

г) RH.

12. Электронная формула строения атома мышьяка, это-

а) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹¹4p³; 

б) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹4p⁴;

в) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰4p⁴; 

г) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁴.

Тренажер №1

Тренажер №2

Электронная конфигурация атома

Электронная конфигурация атома — это формула, показывающая расположение электронов в атоме по уровням и
подуровням. После изучения статьи Вы узнаете, где и как располагаются электроны, познакомитесь с квантовыми числами и
сможете построить электронную конфигурацию атома по его номеру, в конце статьи приведена таблица элементов.

Для чего изучать электронную конфигурацию элементов?

Атомы как конструктор: есть определённое количество деталей, они отличаются друг от друга, но две детали
одного типа абсолютно одинаковы. Но этот конструктор куда интереснее, чем пластмассовый и вот почему.
Конфигурация меняется в зависимости от того, кто есть рядом. Например, кислород рядом с водородом может
превратиться в воду, рядом с натрием в газ, а находясь рядом с железом вовсе превращает его в ржавчину.
Что бы ответить на вопрос почему так происходит и предугадать поведение атома рядом с другим необходимо
изучить электронную конфигурацию, о чём и пойдёт речь ниже.

Сколько электронов в атоме?

Атом состоит из ядра и вращающихся вокруг него электронов, ядро состоит из протонов и нейтронов. В нейтральном
состоянии у каждого атома количество электронов равно количеству протонов в его ядре. Количество
протонов обозначили порядковым номером элемента, например, сера, имеет 16 протонов — 16й элемент периодической
системы. Золото имеет 79 протонов — 79й элемент таблицы Менделеева. Соответственно, в сере в нейтральном
состоянии 16 электронов, а в золоте 79 электронов.

Где искать электрон?

Наблюдая поведение электрона были выведены определённые закономерности, они описываются
квантовыми числами, всего их четыре:

• Главное квантовое число
• Орбитальное квантовое число
• Магнитное квантовое число
• Спиновое квантовое число

Орбиталь

Далее, вместо слова орбита, мы будем использовать термин «орбиталь», орбиталь — это волновая функция электрона,
грубо — это область, в которой электрон проводит 90% времени.

N — уровень
L — оболочка
M_l — номер орбитали
M_s — первый или второй электрон на орбитали

Орбитальное квантовое число l

В результате исследования электронного облака, обнаружили, что в зависимости от уровня энергии,
облако принимает четыре основных формы: шар, гантели и другие две, более сложные.
В порядке возрастания энергии, эти формы называются s-,p-,d- и f-оболочкой.
На каждой из таких оболочек может располагаться 1 (на s), 3 (на p), 5 (на d) и 7 (на f)
орбиталей. Орбитальное квантовое число — это оболочка, на которой находятся
орбитали. Орбитальное квантовое число для s,p,d и f-орбиталей соответственно
принимает значения 0,1,2 или 3.

На s-оболочке одна орбиталь (L=0) — два электрона
На p-оболочке три орбитали (L=1) — шесть электронов
На d-оболочке пять орбиталей (L=2) — десять электронов
На f-оболочке семь орбиталей (L=3) — четырнадцать электронов

Магнитное квантовое число m_l

На p-оболочке находится три орбитали, они обозначаются цифрами
от -L, до +L, то есть, для p-оболочки (L=1) существуют орбитали «-1», «0» и «1».
Магнитное квантовое число обозначается буквой m_l.

Внутри оболочки электронам легче
располагаться на разных орбиталях, поэтому первые электроны заполняют по одному на каждую
орбиталь, а затем уже к каждому присоединяется его пара.

Рассмотрим d-оболочку:
d-оболочке соответствует значение L=2, то есть пять орбиталей (-2,-1,0,1 и 2), первые пять
электронов заполняют оболочку принимая значения M_l=-2,M_l=-1,M_l=0,
M_l=1,M_l=2.

Спиновое квантовое число m_s

Спин — это направление вращения электрона вокруг своей оси, направлений два, поэтому спиновое квантовое число
имеет два значения: +1/2 и -1/2. На одном энергетическом подуровне могут находиться два электрона только с
противоположными спинами. Спиновое квантовое число обозначается m_s

Главное квантовое число n

Главное квантовое число — это уровень энергии, на данный момент известны семь энергетических уровней,
каждый обозначается арабской цифрой: 1,2,3,…7. Количество оболочек на каждом уровне равно номеру уровня:
на первом уровне одна оболочка, на втором две и т.д.

Номер электрона

Итак, любой электрон можно описать четырьмя квантовыми числами, комбинация из этих чисел уникальна для каждой
позиции электрона, возьмём первый электрон, самый низкий энергетический уровень это N=1, на первом уровне
распологается одна оболочка, первая оболочка на любом уровне имеет форму шара (s-оболочка), т.е. L=0,
магнитное квантовое число может принять только одно значение, M_l=0 и спин будет равен +1/2.
Если мы возьмём пятый электрон (в каком бы атоме он не был), то главные квантовые числа для него будут:
N=2, L=1, M=-1, спин 1/2.

Энергетические уровни с подуровнями для наглядности изображены ниже, сверху вниз расположены уровни
и цветом разделены подуровни:

Здесь, сверху-вниз показаны энергетические уровни (1-7), слева-направо разделены по группам электронные
подуровни (s,p,d,f), в каждой ячейке располагаются по два электрона в противоположных направлениях. Общий
принцип распределения электронов такой, что энергетические подуровни заполняются в порядке суммы главного
и орбитального квантовых чисел, то есть: 1S, 2S, 2P, 3S, 3P, 4S, 3D и так далее, если сумма одинакова, то
сначала заполняется уровень с меньшим главным квантовым числом N.

У некоторых элементов имеются отклонения в формировании электронной конфигурации, а именно у
₂₄Cr,
₂₉Cu,
₄₁Nb,
₄₂Mo,
₄₄Ru,
₄₅Rh,
₄₆Pd,
₄₇Ag,
₇₈Pt,
₇₉Au

Элементы

Проверьте себя, составьте электронную конфигурацию для элементов #5, #9 и #22, затем проверьте себя по таблице ниже.

Если Вы хотите узнать, как составить электронную конфигурацию, обратитесь к статье
«как написать электронную конфигурацию»

Квантовые числа электронов в атомах