Электронные конфигурации ионов в основном состоянии (для заряда не более 3-4 единиц) подчиняются тем же закономерностям, что и для нейтральных атомов (за исключением катионов d- и f‑элементов!). Так, электронная конфигурация иона N+, имеющего четыре валентных электрона, как и у атома С (изоэлектронные частицы – частицы с одинаковым числом электронов), совпадает с конфигурацией атома С – [He]2s22p2; у иона F- конфигурация такая же, как у атома Ne; у Se2- – [Kr], и т. п. Здесь электронные конфигурации приведены в краткой форме, где конфигурация внутренних электронов, соответствующая конфигурации предыдущего элемента VIIIA группы (благородного газа), записывается как символ этого элемента в квадратных скобках ([He] = 1s2, [Kr] = 1s22s22p63s23p63d104s2 и т. п.)
Для катионов d- и f-элементов (которые определены в подразд. 2.4) взаимное расположение энергетических уровней иное, чем для нейтральных атомов в основном состоянии, правило n + ℓ для них не выполняется[‡]. При ионизации атомов, как и при возбуждении электронов, сначала удаляются все ns-электроны и только потом (n ‑ 1)d и/или (n – 2)f-электроны. Так, конфигурация атома Mn [Ar]3d54s2**, а иона Mn2+ [Ar]3d5, т. е. имеется пять неспаренных электронов.
| | | | | | ||||||||||||||||
| ¯ | 3d | | | | | | 4s | |||||||||||||
| ¯ | ¯ | ¯ | 4s | ¯ | ¯ | ¯ | 3d | |||||||||||||
| ¯ | 3p | ¯ | 3p | |||||||||||||||||
| 3s | 3s | |||||||||||||||||||
| Mn | Mn2+ |
Такая же конфигурация, [Ar]3d5, у изоэлектронного иона Fe3+. У иона Er3+ конфигурация [Xe]4f11, у Tb4+ [Xe]4f7 и т. п. Необходимо запомнить, что порядок отрыва электронов от атомов d- и f‑элементов отличается от порядка заполнения АО: ns-(n-1)d-np.
Некоторую аналогию с катионами d- и f‑элементов можно провести и для электронных конфигураций атомов в молекулах при возбуждении электронов на d‑подуровень. Так, для атома фосфора, [Ne]3s23p3, в этом случае энергетически выгоднее состояние [Ne]3s13p33d1, а не [Ne]3s13p34s1, [Ne]3s23p24s1, [Ne]3s23p23d1 или какие-либо иные. Иначе, возбуждение электронов происходит прежде всего в пределах данного электронного слоя (в случае Р – третьего), возбуждение в слой с бóльшим n (для Р – на 4s) менее выгодно.
Здесь не происходит нарушения принципа наименьшей энергии. Взаимное расположение 3d и 4s‑уровней не является раз и навсегда определенным для любых состояний атома (см. рис. 10); в основном состоянии ниже расположен 4s-уровень; но в возбужденных состояниях иное взаимное влияние электронов, уровни могут меняться местами, и ниже оказывается 3d‑уровень (это вообще характерно для всех (n ‑ 2)f-, (n – 1)d-, ns‑уровней).
Итак, попробуем коротко и популярно, но всё же достаточно близко к современным научным представлениям описать, как устроен атом. Вокруг очень маленького, но тяжёлого, положительно заряженного ядра (заряд Z+) размещаются лёгкие, отрицательно заряженные электроны – электронная оболочка, представляющая собой электронное облако, не имеющее чётких границ, так что с некоторой вероятностью электрон может оказаться сколь угодно далеко от ядра. Но чаще электроны для каждого n находятся на примерно одинаковом расстоянии от ядра, так что, хотя и условно, можно выделить слои электронной плотности, внутри которых электроны с меньшими ℓ в среднем размещаются ближе к ядру и существует перекрывание этих слоёв. Перекрывание тем больше, чем больше n. При этом состояние каждого электрона строго регламентировано четвёркой квантовых чисел, определяющих энергию и другие характеристики электрона. Электроны ближайших к ядру слоев бóльшую часть времени проводят близко к ядру, прочно связаны с ядром и не принимают участия в химических превращениях. Это внутренние электроны. Химические свойства зависят от внешних – валентных электронов. Перейдём к более конкретному рассмотрению взаимосвязи электронного строения и физико-химических свойств сначала отдельных атомов, а затем и веществ.
Вопросы для самопроверки
1. Сколько электронов может располагаться в K-, M-, Q-слоях?
2. Почему для химии важны только внешние и не важны внутренние электроны?
3. Всегда ли выполняются: принцип Паули, правило Гунда, правило n + ℓ ?
4. Постройте в виде квантовых ячеек и запишите в символьной форме электронные конфигурации N и O в основном состоянии.
5. То же для N+, N–, O+, O–.
6. То же для Fe, Fe2+, Fe3+.
7. Приведите примеры электронных конфигураций Н, С, О и О+ в возбужденных состояниях.
8. Сколько заполненных, полузаполненных и вакантных АО у атома N в основном состоянии?
9. Каким частицам соответствуют следующие электронные конфигурации: 1s2; 1s12s1; 1s22s22p4? Какие из них могут относиться к возбужденным состояниям?
10. Сколько неспаренных электронов имеется у атомов H, He, Be, N, F в основном состоянии? Каков их суммарный спин?
11. Приведите пример электронной конфигурации атома N с суммарным спином 1/2. Выполняется ли для нее правило Гунда?
12. Возможна ли конфигурация 1s22003p1 для атома Li?