Послідовність заповнення орбіталей електронами – Електрон. Електронні шари
ХІМІЯ – Комплексна підготовка до зовнішнього незалежного оцінювання
РОЗДІЛ І. ЗАГАЛЬНА ХІМІЯ
2. Будова атома
2.4. Електрон. Електронні шари
Сучасна теорія електронної будови атома грунтується, на важливому розділі фізики – квантовій механіці, який описує властивості мікроскопічних об’єктів.
Згідно з уявленнями квантової механіки, електрон як мікрочастинка має двоїсту природу: виявляє властивості частинки і хвилі. Розглядається не траєкторія його руху, а лише ймовірність перебування в просторі навколо ядра. Простір
Графічно орбіталі зображують у вигляді клітинки, яку також називають квантовою коміркою 
а електрони, які розмішуються на орбіталі, показують стрілками. На кожній орбіталі може перебувати один або (максимально) два електрони з різними квантовими характеристиками – спінами1 (принцип заборони Паулі).
Ці два електрони, які мають протилежні
Такі електрони називають спареними. Якщо на орбіталі міститься один електрон, то його називають неспареним і позначають 
Найважливішою характеристикою електрона (при розгляданні його властивостей у хімії) є енергія. Електрони, які мають однакову чи близьку за рівнем енергію, рухаються по близьких за розмірами орбіталях, утворюють енергетичні рівні (електронні шари, електронні оболонки). їх нумерують, починаючи від ядра: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 (іноді їх позначать латинськими літерами відповідно К, L, М, N, О, Р, Q). Максимальна кількість енергетичних рівнів елемента чисельно дорівнює номеру періоду, у якому він розташований.
Ціле число n, яке означає номер рівня, називають головним квантовим числом. Воно характеризує енергію електронів, що займають даний енергетичний рівень. Найменшу енергію мають електрони першого енергетичного рівня, найближчого до ядра. Порівняно з електронами першого рівня електрони наступних рівнів характеризуються більшим запасом енергії. Відповідно електрони саме зовнішнього рівня найслабше зв’язані з ядром.
Максимальна кількість електронів на енергетичному рівні дорівнює подвоєному квадрату номера рівня, тобто:
Де N(e-) – кількість електронів,
N – номер рівня (рахуючи від ядра), або головне квантове число.
Отже, на першому енергетичному рівні може розміститися не більше 2 електронів, на другому – не більше 8, на третьому – не більше 18, на четвертому – не більше 32.
Максимально заповнений рівень називають завершеним, а електронну оболонку елемента із завершеним зовнішнім енергетичним рівнем – електронною оболонкою благородного газу2.
Енергетичні рівні складаються з підрівнів. Кожен підрівень також вміщує обмежену кількість електронів. Кількість підрівнів визначається номером енергетичного рівня. Кількість підрівнів дорівнює головному квантовому числу: перший рівень має один підрівень, другий – два, третій – три, четвертий – чотири підрівні і так далі. Підрівні позначають латинськими літерами3:
– перший s-підрівень складається з одної s-орбіталі;
– другий р-підрівень складається з трьох p-орбіталей;
– третій d-підрівень складається з п’яти d-орбіталей;
– четвертий f-підрівень містить сім f-орбіталей.
Енергетичний рівень | Максимальна кількість електронів на рівні | Підрівні | Максимальна кількість електронів на підрівні |
1 | 2 | 2 | |
2 | 8 | S Р | 2 6 |
S | 2 | ||
3 | 18 | Р | 6 |
D | 10 | ||
S | 2 | ||
4 | 32 | Р D | 6 10 |
F | 14 |
Орбіталі містяться на певних відстанях від ядра, мають певну форму та орієнтацію у просторі. Найпростіша форма – сферична (форма кулі). Її називають s-орбіталлю, а електрони, які на ній розташовані,- s-електронами. Іншу форму має р-орбіталь: це форма об’ємної вісімки або гантелі. Такі орбіталі розташовані в атомі вздовж взаємоперпендикулярних осей просторових координат 0X, 0Y і 0Z, а тому їх позначають рх, ру і рz. У сукупності на трьох p-орбіталях максимально може розміститись шість р-електронів (по два на кожній з них). Існують і складніші форми орбіталей:
___________________________________________________________
1 Спін (в перекладі з англійської – крутитися) характеризує обертання електрона навколо власної осі; одне з квантових чисел (-1/2, +1/2), що описують властивості елементарних частинок. Квантові числа у квантовій механіці – чисельні значення квантових змінних мікрооб’єкта, що характеризують його стан.
2 Ідею стабільності завершеного електронного шару запропонував видатний американський фізико-хімік Джилберт Ньютон Льюїс (1875-1946), хоча сам термін октет (октетна теорія) він ніколи не використовував.
3 Позначення пов’язані з початковими літерами слів, що означають уявлення про можливу форму хмар: s-електронна хмара імовірно має сферичну форму (фр. sphere), р – гантелеподібну (фр. poignees), d – дископодібну (фр. disque). За сучасними уявленнями d-хмара не є дископодібною, отже наступні орбіталі позначають літерами латинського алфавіту: f, g, h.
2.4.1. Послідовність заповнення орбіталей електронами
Послідовність заповнення електронами орбіталей визначається кількома принципами. Один з них – принцип мінімуму енергії: електрон в атомі займає таке положення, щоб його енергія була мінімальною (правило Клєчковського).
Основний стан атома характеризується мінімальною енергією. А тому електрони заповнюють орбіталі в послідовності збільшення їхньої енергії. Спочатку заповнюється перший енергетичний рівень. Наступний (другий) заповнюється лише після того, як буде повністю заповнений перший енергетичний рівень. Третій заповнюється після другого. Електрони, які розміщуються у зовнішньому енергетичному рівні, називають зовнішніми, або валентними. Саме вони визначають хімічні властивості елементів.
У межах одного рівня, наприклад другого, спочатку заповнюється s-підрівень, а потім p-підрівень.
Зауважимо, що енергія 3d-підрівня є вищою, ніж енергія 4s-підрівня, а тому спочатку заповнюється 4s, а лише потім 3d-підрівень і т. д. Розподіл енергетичних рівнів і підрівнів в багатоелектронному атомі (в послідовності зростання енергії): 1s < 2s < 2р < 3s < 3р < 4s < 3d< 4р < 5s < 4d < 5p < 6s... :
Розподіл електронів в атомі на енергетичних рівнях і підрівнях зображують у вигляді електронних формул. При складанні електронних формул користуються такими правилами:
1. Під час заповнення одного підрівня електрони розміщуються так, щоб сумарний спін був максимальним (це відповідає стійкому стану атома) (правило Гунда).
2. Спіни неспарених електронів, що перебувають на різних орбіталях, мають бути паралельними. Наприклад, якщо на p-підрівні є 3 електрони, то їх розміщують на трьох різних орбіталях рх, ру і рz:
Заповнення електронами рівнів і підрівнів ілюструють електронними формулами та їхніми графічними варіантами. Наприклад, у першому періоді розміщено лише два елементи – Гідроген (Н) і Гелій (Не). У Гідрогену єдиний (неспарений)1 s-електрон на першому рівні, що можна записати так:
Оскільки на першому рівні може бути не більше двох електронів, то в атома Гелію він уже завершений – 2Не 1s2 
В атома Гелію на першому енергетичному рівні є два спарені s-електрони з протилежними спінами.
В елементів другого періоду заповнюється другий енергетичний рівень (n = 2). У Літію та Берилію знову починає заповнюватися s-підрівень: 3Li 1s2 2s1 (також записують скорочену електронну формулу: 3Li 2s1, або 3Li…2s1, що ми надалі й будемо робити)2, 4Ве 2s2. Це теж s-електрони, але енергія їхня вища, ніж у 1s. Вони утворюють більші за розміром орбіталі, розташовані далі від ядра.
У наступних шести елементів, починаючи від Бору і закінчуючи Неоном, заповнюється p-підрівень. Електронні формули цих елементів такі: 5В 2s2 2р1; 6С 2s2 2p2; 7N 2s2 2р3;8O 2s2 2p4; 9F 2s2 2р5; 10Ne 2s2 2р6.
На другому енергетичному рівні, як уже вказувалось, може бути не більше 8 електронів. В елементів 3-го періоду починає формуватись третій енергетичний рівень (n = 3), який максимально може містити уже 18 електронів; їх називають s-елементами (11Na 3s1; 12Mg 3s2) і р-елементами (13Al 3s23p1; 14Si 3s23p2; 15P 3s23p3; 16S 3s23p4; 17Cl 3s23p5; 18Ar 3s23p6).
_________________________________________________________________________
1 Кількість неспарених електронів в атомі вказує на можливі значення валентностей елемента. Отже, Гідроген має лише одну валентність – 1.
2 Під виразом передбачають електронну формулу атома останнього із попередніх благородних газів, у даному випадку – Гелію.
