На втором энергетическом уровне (n=2) имеется s-орбиталь (обозначается 2s-орбиталь) и три p-орбитали (обозначаются 2p-орбиталь). 2s-электрон находится от ядра дальше, чем 1s-электрон и обладает большей энергией. Каждая 2p-орбиталь имеет форму объемной восьмерки, расположенной на оси, перпендикулярной осям двух других p-орбиталей (обозначаются p_x -, p_y -, p_z – орбитали). Электроны, находящиеся на p-орбитали, называются p-электронами .

На третьем энергетическом уровне имеются три подуровня (3_s , 3_p , 3_d ). d- подуровень состоит из пяти орбиталей.

Четвертый энергетический уровень (n=4) имеет 4 подуровня (4_s , 4_p , 4_d и 4_f ). f-подуровень состоит из семи орбиталей.

В соответствии с принципом Паули на одной орбитали может находиться не более двух электронов. Если в орбитали находится один электрон, он называется неспаренным . Если два электрона – то спаренными . Причем спаренные электроны должны обладать противоположными спинами . Упрощенно спин можно представить как вращение электронов вокруг собственной оси по часовой и против часовой стрелки.

На рис. 3 изображено относительное расположение энергетических уровней и подуровней. Следует учесть, что 4s-подуровень расположен ниже 3d-подуровня.

Распределение электронов в атомах по энергетическим уровням и подуровням изображают с помощью электронных формул, например:

H	1s1
He	1s2

Цифра перед буквой показывает номер энергетического уровня, буква – форму электронного облака, цифра справа над буквой – число электронов с данной формой облака.

В соответствии с принципом наименьшей энергии каждый электрон, заполняющий оболочку атома, занимает такую орбиталь, чтобы атом имел наименьшую энергию.

Согласно правилу, сформулированному немецким физиком Ф. Хундом (1927г.), атомные орбитали, принадлежащие к одному подуровню, заполняются вначале каждая одним электроном, и только потом происходит заполнение вторыми электронами. Таким образом, при заполнении p-, d-, f-подуровней число электронов с параллельными спинами (число неспаренных электронов) должно быть максимальным.

Энергия орбиталей возрастает так:

1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f ...

В этой же последовательности заполняются электронные орбитали атомов электронов периодической системы.

При написании электронных формул следует учитывать так называемый «проскок» электрона. Так электронная формула хрома должна быть 1s² 2s2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁴ 4s² . Однако расположение электронов у этого элемента следующее: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d⁵ 4s¹ . Электрон четвертого уровня «проскочил» на d-подуровень второго снаружи уровня.

На высшем энергетическом уровне свободного атома может находиться не более 8 (внешних) электронов. Для многих элементов именно внешние электроны определяют их химические свойства. У некоторых элементов химические свойства зависят от числа как внешних, так и внутренних электронов. Например, у атомов таких элементов, как Sc, Ti, Cr, Mn и др., такие электроны являются валентными.

Электронная конфигурация элемента – это запись распределения электронов в его атомах по энергетическим уровням, подуровням, орбиталям. Электронная конфигурация атомов обычно записывается для атомов элементов в основном состоянии. Состояние атома, при котором его энергия минимальна, называют основным, прочие состояния носят названия возбужденных. [2]

Заключение

В далеком прошлом философы древней Греции предполагали, что вся материя едины, но приобретает те или иные свойства в зависимости от ее «сущности». А сейчас, в наше время, благодаря великим ученым, мы точно знаем, из чего на самом деле она состоит.

Список литературы:

1. Коровин Н.В., Курс общей химии – М: Высшая школа,1990. - 446с.

2. Кременчугская М., Васильева С., Химия – М: Слово, 1995. – 479с.

3. Полинг Л., Полинг П. Химия –М: Мир, 1978. – 685с.

4. Савина О. М., Энциклопедия – М.: АСТ, 1994. – 448с.