Как найти электронную схему элемента

Была ли эта статья полезной?

Did this article help you?

Электронная формула элемента.

Алгоритм составления электронной формулы элемента:

2. По номеру периода, в котором расположен элемент, определите число энергетических уровней; число электронов на последнем электронном уровне соответствует номеру группы.

3. Уровни разбить на подуровни и орбитали и заполнить их электронами в соответствии с правилами заполнения орбиталей:

Необходимо помнить, что на первом уровне находится максимум 2 электрона 1s 2 , на втором – максимум 8 (два s и шесть р: 2s 2 2p 6 ), на третьем – максимум 18 ( два s, шесть p, и десять d: 3s 2 3p 6 3d 10 ).

• Главное квантовое число n должно быть минимально.
• Первым заполняется s-подуровень, затем р-, d- b f-подуровни.
• Электроны заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей (правило Клечковского).
• В пределах подуровня электроны сначала по одному занимают свободные орбитали, и только после этого образуют пары (правило Хунда).
• На одной орбитали не может быть больше двух электронов (принцип Паули).

1. Составим электронную формулу азота. В периодической таблице азот находится под №7.

Энергетическая диаграмма азота.

2. Составим электронную формулу аргона. В периодической таблице аргон находится под №18.

Энергетическая диаграмма аргона.

3. Составим электронную формулу хрома. В периодической таблице хром находится под №24.

Энергетическая диаграмма цинка.

4. Составим электронную формулу цинка. В периодической таблице цинк находится под №30.

1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10

Обратим внимание, что часть электронной формулы, а именно 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 – это электронная формула аргона.

Электронную формулу цинка можно представить в виде:

Источник

Электронные формулы химических элементов

Всего получено оценок: 416.

Всего получено оценок: 416.

Расположение электронов на энергетических оболочках или уровнях записывают с помощью электронных формул химических элементов. Электронные формулы или конфигурации помогают представить структуру атома элемента.

Строение атома

Чтобы читать электронные формулы, необходимо понять строение атома.

Атомы всех элементов состоят из положительно заряженного ядра и отрицательно заряженных электронов, которые располагаются вокруг ядра.

Электроны находятся на разных энергетических уровнях. Чем дальше электрон находится от ядра, тем большей энергией он обладает. Размер энергетического уровня определяется размером атомной орбитали или орбитального облака. Это пространство, в котором движется электрон.

Орбитали могут иметь разную геометрическую конфигурацию:

• s-орбитали – сферические;
• р-, d и f-орбитали – гантелеобразные, лежащие в разных плоскостях.

На первом энергетическом уровне любого атома всегда располагается s-орбиталь с двумя электронами (исключение – водород). Начиная со второго уровня, на одном уровне находятся s- и р-орбитали.

Рис. 2. s-, р-, d и f-орбитали.

Орбитали существуют вне зависимости от нахождения на них электронов и могут быть заполненными или вакантными.

Запись формулы

Электронные конфигурации атомов химических элементов записываются по следующим принципам:

• каждому энергетическому уровню соответствует порядковый номер, обозначаемый арабской цифрой;
• за номером следует буква, означающая орбиталь;
• над буквой пишется верхний индекс, соответствующий количеству электронов на орбитали.

Записать электронную формулу помогает таблица Менделеева. Количеству энергетических уровней соответствует номер периода. На заряд атома и количество электронов указывает порядковый номер элемента. Номер группы показывает, сколько валентных электронов находится на внешнем уровне.

Для примера возьмём Na. Натрий находится в первой группе, в третьем периоде, под 11 номером. Это значит, что атом натрия имеет положительно заряженное ядро (содержит 11 протонов), вокруг которого на трёх энергетических уровнях располагается 11 электронов. На внешнем уровне находится один электрон.

Вспомним, что первый энергетический уровень содержит s-орбиталь с двумя электронами, а второй – s- и р-орбитали. Остаётся заполнить уровни и получить полную запись:

Для удобства созданы специальные таблицы электронных формул элемента. В длинной периодической таблице формулы также указываются в каждой клетке элемента.

Рис. 3. Таблица электронных формул.

Для краткости в квадратных скобках записаны элементы, электронная формула которых совпадает с началом формулы элемента. Например, электронная формула магния – [Ne]3s 2 , неона – 1s 2 2s 2 2p 6 . Следовательно, полная формула магния – 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 .

Что мы узнали?

Электронные формулы элементов отражают расположение электронов в атоме на разных орбиталях. Количество электронов равно порядковому номеру элемента, количество уровней – номеру периода. На последнем уровне находятся валентные электроны, соответствующие номеру группы элемента. Цифры в электронной формуле показывают уровень, буквы – орбиталь, индексы – количество электронов на уровне.

Источник

Электронная конфигурация атома

Теория к заданию 1 из ЕГЭ по химии

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:

1. $α$-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;
2. $β$-лучи представляют собой поток электронов;
3. $γ$-лучи — электромагнитные волны с ничтожно малой массой, не несущие электрического заряда.

Следовательно, атом имеет сложное строение — состоит из положительно заряженного ядра и электронов.

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:

В таблице представлены основные характеристики элементарных частиц.

Основные характеристики элементарных частиц.

Частица и ее обозначение	Масса	Заряд	Примечание
Протон — $p^+$	$1$	$+1$	Число протонов равно порядковому номеру элемента
Нейтрон — $n^0$	$1$	$0$	Число нейтронов находят по формуле: $N=A-Z$
Электрон — $e↖<->$	$<1>/<1837>$	$-1$	Число электронов равно порядковому номеру элемента

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:

Химические свойства изотопов хлора совершенно одинаковы, как и изотопов большинства химических элементов, например калия, аргона:

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 — $↖<1>↙<1>$; дейтерий — $↖<2>↙<1>$, или $↖<2>↙<1>$; тритий — $↖<3>↙<1>$, или $↖<3>↙<1>$.

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.

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.

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.

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:

1. обозначим условно графическую электронную формулу аргона так: $Ar$;
2. 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 $3d^<10>$:

$↙<24>$ $1s^<2>2s^<2>2p^<6>3s^<2>3p^<6>3d^ <4>4s^<2>…$

$↙<29>$ $1s^<2>2s^<2>2p^<6>3s^<2>3p^<6>3d^<9>4s^<2>…$

Символ элемента, порядковый номер, название	Схема электронного строения	Электронная формула	Графическая электронная формула
$↙<19>$ Калий		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^1$
$↙<20>$ Кальций		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^2$
$↙<21>$ Скандий		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^1<3>d^1$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^1<4>s^1$
$↙<22>$ Титан		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^2<3>d^2$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^2<4>s^2$
$↙<23>$ 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 $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^<10><4>s^1$
$↙<30>$ Цинк		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^2<3>d^<10>$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^<10><4>s^2$
$↙<31>$ Галлий		$1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<4>s^2<3>d^<10>4p^<1>$ или $1s^2<2>s^2<2>p^6<3>p^6<3>d^<10><4>s^<2>4p^<1>$
$↙<36>$ 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:

1. $s$-элементы; электронами заполняется $s$-подуровень внешнего уровня атома; к $s$-элементам относятся водород, гелий и элементы главных подгрупп I и II групп;
2. $р$-элементы; электронами заполняется $р$-подуровень внешнего уровня атома; к $р$-элементам относятся элементы главных подгрупп III–VIII групп;
3. $d$-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;
4. $f$-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:

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.

Источник

Электронная формула химического элемента показывает то, как происходит распределение электронов на орбиталях в атоме по энергетическим уровням и подуровням.

Вот что нужно обязательно знать, чтобы правильно составить электронную формулу элемента:

I.

Все орбитали и находящееся на ней электроны характеризуют несколько квантовых чисел.

Среди них в первую очередь стоит выделить числа n и l.

• n — главное квантовое число, определяет общую энергию электрона на орбитали. Это число характеризует энергетический уровень и может принимать значение от 1 до 7.
• l — орбитальное квантовое число. Это число характеризует форму орбитали и энергетический подуровень.

Существует 4 вида орбиталей, различающихся своей формой и направленностью в пространстве.

• s-орбитали (l = 0),
• p-орбитали (l = 1),
• d-орбитали (l = 2),
• f-орбитали (l = 3).

Самое простое строение у s-орбитали, самое сложное — у f-орбитали.

II.

Каждый энергетический уровень содержит n подуровней (то есть чем больше главное квантовое число, тем больше подуровней).

Количество орбиталей, которое может быть на том или ином подуровне, определяется по формуле 2l + 1.

Согласно принципу Паули на одной орбитали может быть максимум 2 электрона (если находится 1 электрон, то он называется неспаренным, если 2 электрона — то это электронная пара).

Таким образом, будет нетрудно посчитать, сколько орбиталей и электронов может включать в себя каждый подуровень.

• s-подуровень включает 2 * 0 + 1 = 1 орбиталь и 1 * 2 = 2 электрона.

• p-подуровень включает 2 * 1 + 1 = 3 орбитали и 3 * 2 = 6 электронов.

• d-подуровень включает 2 * 2 + 1 = 5 орбиталей и 5 * 2 = 10 электронов.

• f-подуровень включает 2 * 3 + 1 = 7 орбиталей и 7 * 2 = 14 электронов.

III.

Заполнение орбиталей электронами осуществляется по правилу Клечковского (в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n + l), а при равных значениях этой суммы – в порядке возрастания n).

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s ≈ 3d < 4p < 5s ≈ 4d и т.д.

Здесь действует принцип минимума энергии, при котором электроны заполняют орбитали начиная с подуровня с наименьшей энергией.

IV.

Максимальное количество электронов на энергетическом уровне определяется по формуле N = 2n².

Эта формула вытекает из принципа из принципа Паули.

Исходя из формулы на первом уровне может быть максимум 2 электрона (s2), на втором уровне — максимум 8 электронов (2s2 2p6), на третьем уровне — максимум 18 электронов (3s2 3p6 3d10).

V.

Заполнение орбиталей внутри одного подуровня происходит по правилу Хунда.

Согласно этому правилу каждая орбиталь подуровня заполняется сначала одним электроном, а после исчерпания свободных орбиталей к имеющемуся электрону на орбитали добавляется парный электрон.

**

При составлении электронных формул элементов также понадобится периодическая система Д.И. Менделеева.

С её помощью можно определить:

• Количество электронов в атоме — оно равно порядковому номеру элемента в периодической таблице.

• Число энергетических уровней — оно равно номеру периода данного элемента.

• Число электронов на последнем уровне — оно равно номеру группы.

**

Пример.

Сера (S).

Это 16 элемент по счёту: количество электронов в атоме будет равно 16.

Находится в 3 периоде: всего будет 3 уровня.

Сначала заполняем 1 уровень: 1s2, на нём будет только 2 электрона.

Далее заполняем 2 уровень: 2s2 2p6, на нём будет 8 электронов.

Оставшиеся 6 электронов будет на 3 уровне (а это как раз номер группы): 3s2 3p4.

В результате получаем следующее:

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4.

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:

1
2
3
4
5
6
7
8
Таблица 1. Распределение электронов по энергетическим уровням

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 #8, #14 и #23, затем проверьте себя по таблице ниже.

№	Элемент	Название	Электронная конфигурация	Энергетических уровней
1	H	водород	1s 1	1
2	He	гелий	1s 2	1
3	Li	литий	1s 22s 1	2
4	Be	бериллий	1s 22s 2	2
5	B	бор	1s 22s 22p 1	2
6	C	углерод	1s 22s 22p 2	2
7	N	азот	1s 22s 22p 3	2
8	O	кислород	1s 22s 22p 4	2
9	F	фтор	1s 22s 22p 5	2
10	Ne	неон	1s 22s 22p 6	2
11	Na	натрий	1s 22s 22p 63s 1	3
12	Mg	магний	1s 22s 22p 63s 2	3
13	Al	алюминий	1s 22s 22p 63s 23p1	3
14	Si	кремний	1s 22s 22p 63s 23p2	3
15	P	фосфор	1s 22s 22p 63s 23p3	3
16	S	сера	1s 22s 22p 63s 23p4	3
17	Cl	хлор	1s 22s 22p 63s 23p5	3
18	Ar	аргон	1s 22s 22p 63s 23p6	3
19	K	калий	1s 22s 22p 63s 23p64s 1	4
20	Ca	кальций	1s 22s 22p 63s 23p64s 2	4
21	Sc	скандий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d1	4
22	Ti	титан	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d2	4
23	V	ванадий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d3	4
24	Cr	хром	1s 22s 22p 63s 23p64s 13d5	4
25	Mn	марганец	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d5	4
26	Fe	железо	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d6	4
27	Co	кобальт	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d7	4
28	Ni	никель	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d8	4
29	Cu	медь	1s 22s 22p 63s 23p64s 13d10	4
30	Zn	цинк	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d10	4
31	Ga	галлий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p1	4
32	Ge	германий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p2	4
33	As	мышьяк	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p3	4
34	Se	селен	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p4	4
35	Br	бром	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p5	4
36	Kr	криптон	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p6	4
37	Rb	рубидий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s1	5
38	Sr	стронций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s2	5
39	Y	иттрий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d1	5
40	Zr	цирконий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d2	5
41	Nb	ниобий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d4	5
42	Mo	молибден	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d5	5
43	Tc	технеций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d5	5
44	Ru	рутений	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d7	5
45	Rh	родий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d8	5
46	Pd	палладий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p64d10	5
47	Ag	серебро	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d10	5
48	Cd	кадмий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d10	5
49	In	индий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p1	5
50	Sn	олово	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p2	5
51	Sb	сурьма	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p3	5
52	Te	теллур	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p4	5
53	I	йод	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p5	5
54	Xe	ксенон	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p6	5
55	Cs	цезий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s1	6
56	Ba	барий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s2	6
57	La	лантан	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s25d1	6
58	Ce	церий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f2	6
59	Pr	празеодим	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f3	6
60	Nd	неодим	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f4	6
61	Pm	прометий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f5	6
62	Sm	самарий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f6	6
63	Eu	европий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f7	6
64	Gd	гадолиний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f75d1	6
65	Tb	тербий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f9	6
66	Dy	диспрозий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f10	6
67	Ho	гольмий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f11	6
68	Er	эрбий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f12	6
68	Tm	тулий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f13	6
70	Yb	иттербий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f14	6
71	Lu	лютеций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d1	6
72	Hf	гафний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d2	6
73	Ta	тантал	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d3	6
74	W	вольфрам	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d4	6
75	Re	рений	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d5	6
76	Os	осмий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d6	6
77	Ir	иридий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d7	6
78	Pt	платина	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d9	6
79	Au	золото	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s14f145d10	6
80	Hg	ртуть	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d10	6
81	Tl	таллий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p1	6
82	Pb	свинец	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p2	6
83	Bi	висмут	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p3	6
84	Po	полоний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p4	6
85	At	астат	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p5	6
86	Rn	радон	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d105p66s24f145d106p6	6
87	Fr	франций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s1	7
88	Ra	радий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s2	7
89	Ac	актиний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d1	7
90	Th	торий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s26d25f0	7
91	Pa	протактиний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f26d1	7
92	U	уран	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f36d1	7
93	Np	нептуний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f46d1	7
94	Pu	плутоний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f56d1	7
95	Am	америций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f7	7
96	Cm	кюрий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f76d1	7
97	Bk	берклий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f86d1	7
98	Cf	калифорний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f10	7
99	Es	эйнштейний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f11	7
100	Fm	фермий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f12	7
101	Md	менделеевий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f13	7
102	No	нобелий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f14	7
103	Lr	лоуренсий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d1	7
104	Rf	резерфордий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d2	7
105	Db	дубний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d3	7
106	Sg	сиборгий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d4	7
107	Bh	борий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d5	7
108	Hs	хассий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d6	7
109	Mt	мейтнерий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d7	7
110	Ds	дармштадтий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d8	7
111	Rg	рентгений	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d9	7
112	Cn	коперниций	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d10	7
113	Nh	нихоний	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p1	7
114	Fl	флеровий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p2	7
115	Mc	московий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p3	7
116	Lv	ливерморий	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p4	7
117	Ts	теннесcин	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p5	7
118	Og	оганесон	1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s24d105p66s24f145d106p67s25f146d107p6	7
Таблица 2. Электронная конфигурация атомов

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

Квантовые числа электронов в атомах