Каково распределение электронов по энергетическим уровням у разных химических элементов. Распределение электронов по энергетическим уровням атома Электроны по слоям

При распределении электронов по квантовым ячейкам следует руководство-
ваться принципом Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым
набором значений всех квантовых чисел, т. е. атомная орбиталь не может содер-
жать более двух электронов, причем их спиновые моменты должны быть проти-
воположными
↓

Система обозначений в общем виде выглядит так:

где п − главное, ℓ − орбитальное квантовые числа; х − количество электронов,
находящихся в данном квантовом состоянии. Например, запись 4d3 может быть
истолкована следующим образом: три электрона занимают четвертый энергетиче-
ский уровень, d- подуровень.

Характер застройки энергетических подуровней определяет принадлежность
элемента к тому или иному электронному семейству.

В s-элементах происходит застройка внешнего s-подуровня, например,

11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1
В р-элементах происходит застройка внешнего р-подуровня, например,

9 F 1s 2s2 2p5 .

К s- и p- семействам относятся элементы главных подгрупп периодической табли-
цы Д. И. Менделеева.

В d-элементах происходит застройка d-подуровня предпоследнего уровня,
например,
2 2 6 2 6 2 2
22Ti 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s .

К d-семейству относятся элементы побочных подгрупп. Валентными у этого се-
мейства являются s-электроны последнего энергетического уровня и d-электроны
предпоследнего уровня.

В f-элементах происходит застройка f-подуровня третьего наружного уровня,
например,

58Се 1s22s22p63s23p63d l04s24p64d l04f l5s25p65d16s2.

Представителями f-электронного семейства являются лантаноиды и актиноиды.

Квантовое число может принимать два значения: Поэтому в состояниях с данным значением могут находиться в атоме не более электронов:

Основы зонной теории

Согласно постулатам Бора, в изолированном атоме энергия электрона может принимать строго дискретные значения (также говорят, что электрон находится на одной из орбиталей).

В случае нескольких атомов, объединенных химической связью (например, в молекуле), электронные орбитали расщепляются в количестве, пропорциональном числу атомов, образуя так называемые молекулярные орбитали. При дальнейшем увеличении системы до макроскопического кристалла (число атомов более 10 20), количество орбиталей становится очень большим, а разница энергий электронов, находящихся на соседних орбиталях, соответственно очень маленькой, энергетические уровни расщепляются до практически непрерывных дискретных наборов - энергетических зон. Наивысшая из разрешённых энергетических зон в полупроводниках и диэлектриках, в которой при температуре 0 К все энергетические состояния заняты электронами, называется валентной зоной, следующая за ней - зоной проводимости. В металлах зоной проводимости называется наивысшая разрешённая зона, в которой находятся электроны при температуре 0 К.

В основе зонной теории лежат следующие главные приближения :

1. Твёрдое тело представляет собой идеально периодический кристалл.

2. Равновесные положения узлов кристаллической решётки фиксированы, то есть ядра атомов считаются неподвижными (адиабатическое приближение). Малые колебания атомов вокруг равновесных положений, которые могут быть описаны какфононы, вводятся впоследствии как возмущение электронного энергетического спектра.

3. Многоэлектронная задача сводится к одноэлектронной: воздействие на данный электрон всех остальных описывается некоторым усредненным периодическим полем.

Ряд явлений, по существу многоэлектронных, таких, как ферромагнетизм, сверхпроводимость, и таких, где играют роль экситоны, не может быть последовательно рассмотрен в рамках зонной теории. Вместе с тем, при более общем подходе к построению теории твёрдого тела оказалось, что многие результаты зонной теории шире её исходных предпосылок.

Фотопроводимость.

Фотопроводи́мость - явление изменения электропроводности вещества при поглощении электромагнитного излучения, такого как видимое, инфракрасное, ультрафиолетовое или рентгеновское излучение.

Фотопроводимость свойственна полупроводникам. Электропроводность полупроводников ограничена нехваткой носителей заряда. При поглощении фотона электрон переходит из валентной зоны в зону проводимости. Как следствие образуется пара носителей заряда: электрон в зоне проводимости и дырка в валентной зоне. Оба носителя заряда при приложении к полупроводнику напряжения создают электрический ток.

При возбуждении фотопроводимости в собственном полупроводнике энергия фотона должна превышать ширину запрещенной зоны. В полупроводнике с примесями поглощение фотона может сопровождаться переходом из расположенного в запрещённой зоне уровня, что позволяет увеличить длину волны света, который вызывает фотопроводимость. Это обстоятельство важно для детектирования инфракрасного излучения. Условием высокой фотопроводимости является также большойпоказатель поглощения света, который реализуется в прямозонных полупроводниках

Квантовые явления

37) Строение ядра и радиоактивность

А́томное ядро́ - центральная часть атома, в которой сосредоточена основная его масса (более 99,9 %). Ядро заряжено положительно, заряд ядра определяет химический элемент, к которому относят атом. Размеры ядер различных атомов составляют несколько фемтометров, что более чем в 10 тысяч раз меньше размеров самого атома.

оличество протонов в ядре называется его зарядовым числом - это число равно порядковому номеру элемента, к которому относится атом, в таблице (Периодической системе элементов) Менделеева. Количество протонов в ядре определяет структуру электронной оболочки нейтрального атома и, таким образом, химические свойства соответствующего элемента. Количество нейтронов в ядре называется его изотопическим числом . Ядра с одинаковым числом протонов и разным числом нейтронов называются изотопами. Ядра с одинаковым числом нейтронов, но разным числом протонов - называются изотонами. Термины изотоп и изотон используются также применительно к атомам, содержащим указанные ядра, а также для характеристики нехимических разновидностей одного химического элемента. Полное количество нуклонов в ядре называется его массовым числом () и приблизительно равно средней массе атома, указанной в таблице Менделеева. Нуклиды с одинаковым массовым числом, но разным протон-нейтронным составом принято называть изобарами.

Радиоакти́вный распа́д (от лат. radius «луч» и āctīvus «действенный») - спонтанное изменение состава (заряда Z , массового числа A ) или внутреннего строения нестабильных атомных ядер путём испусканияэлементарных частиц, гамма-квантов и/или ядерных фрагментов . Процесс радиоактивного распада также называют радиоакти́вностью , а соответствующие ядра (нуклиды, изотопы и химические элементы) радиоактивными. Радиоактивными называют также вещества, содержащие радиоактивные ядра.

Тема урока: «Распределение электронов по атомным орбиталям»

Цель: изучить распределение электронов по орбиталям

Развивающая: развитие логического мышления по средствам установления причинно-следственных связей.

Образовательная: изучить такие понятия как: электронное облако, орбиталь, атомная орбиталь, формы существования орбиталей, правила заполнения орбиталей.

Положение элемента в периодической таблице обуславливает его свойства, порядковый номер- показывает заряд ядра атома, номер периода-количества энергетических уровней, номер группы-число электронов на последнем энергетическом уровне.

Электроны распределяются вокруг ядра по энергетическим уровням и движутся по определенным атомным орбиталям.

Атомная орбиталь – это область наиболее вероятного пребывания электрона в электрическом поле ядра атома

Положение элемента в пс определяет тип его орбиталей, различающихся формой, размерами

s-орбиталь

p- орбиталь

d- орбиталь

для элементов первого периода характерна одна эс орбиталь, у элементов 2 периода к эс орбитали добавляется п орбиталь, у элементов 3 периода появляется d

Порядок заполнения уровней и подуровней электронами .

I. Электронные формулы атомов химических элементов составляют в следующем порядке:

· Определяем по номеру элемента в таблице Д. И. Менделеева общее число электронов в атоме;

· По номеру периода необходимо определить число энергетических уровней;

· Уровни разбиваются на подуровни и орбитали, и заполняются 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 два электрона (исключение составляют атомы Cu, Ag, Au, Cr, Nb, Mo, Ru, Rh , у которых на внешнем уровне один электрон, у Pd на внешнем уровне ноль электронов);

3. число электронов на предпоследнем уровне равно общему числу электронов в атоме минус число электронов на всех остальных уровнях.

II. Порядок заполнения электронами атомных орбиталей определяется :

1.Принципом наименьшей энергии

Шкала энергий :

III. Семейства химических элементов.

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

Элементы, в атомах которых электронами заполняется p-подуровень внешнего энергетического 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.

Энергетическое состояние и расположение электронов в оболочках или слоях атомов определяют четырьмя числами, которые называются квантовыми и обычно обозначаются символами n, l, s и j; квантовые числа имеют, прерывный, или дискретный, характер, т. е. могут получать только отдельные, дискретные, значения, целые или полуцелые.

По отношению к квантовым числам п, l, s и j необходимо еще иметь в виду следующее:

1. Квантовое число n называется главным; оно общее для всех электронов, входящих в состав одной и той же электронной оболочки; иначе говоря, каждой из электронных оболочек атома отвечает определенное значение главного квантового числа, а именно: для электронных оболочек К, L, М, N, О, Р и Q главные квантовые числа равны соответственно 1, 2, 3, 4, 5, 6 и 7. В случае одноэлектроиного атома (атом водорода) главное квантовое число служит для определения орбиты электрона и одновременно энергии атома при стационарном состоянии.

2. Квантовое число I называется побочным, или орбитальным, и определяет момент количества движения электрона, вызванного его вращением вокруг атомного ядра. Побочное квантовое число может иметь значения 0, 1, 2, 3, . . . , а в общем виде обозначается символами s, р, d, f, . . . Электроны, имеющие одно и то же побочное квантовое число, образуют подгруппу, или, как часто говорят, находятся на одном и том же энергетическом подуровне.

3. Квантовое число s часто называют спиновым, так как оно определяет момент количества движения электрона, вызванного его собственным вращением (момент спина).

4. Квантовое число j называется внутренним и определяется суммой векторов l и s.

Распределение электронов в атомах (атомных оболочках) следует также некоторым общим положениям, из них необходимо указать:

1. Принцип Паули, согласно которому в атоме не может быть больше одного электрона с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел, т. е. два электрона в одном и том же атоме должны различаться между собой значением хотя бы одного квантового числа.

2. Принцип энергетический, согласно которому в основном состоянии атома все его электроны должны находиться на наиболее низких энергетических уровнях.

3. Принцип количества (числа) электронов в оболочках, согласно которому предельное число электронов в оболочках не может превышать 2n 2 , где n - главное квантовое число данной оболочки. Если число электронов в некоторой оболочке достигает предельного значения, то оболочка оказывается заполненной и в следующих элементах начинает формироваться новая электронная оболочка.

В соответствии с тем, что было сказано, в таблице ниже даны: 1) буквенные обозначения электронных оболочек; 2) соответствующие значения главных и побочных квантовых чисел; 3) символы подгрупп; 4) теоретически рассчитанное наибольшее число электронов как в отдельных подгруппах, так и в оболочках в целом. Необходимо указать, что в оболочках К, L и М число электронов и их распределение по подгруппам, определенные из опыта, вполне отвечают теоретическим вычислениям, но в следующих оболочках наблюдаются значительные расхождения: число электронов в подгруппе f достигает предельного значения только в оболочке N, в следующей оболочке оно уменьшается, а затем исчезает и вся подгруппа f.

В таблице даны число электронов в оболочках и их распределение по подгруппам для всех химических элементов, в том числе и трансурановых. Числовые данные этой таблицы были установлены в результате очень тщательных спектроскопических исследований.

_______________

Источник информации: КРАТКИЙ ФИЗИКО-ТЕХНИЧЕСКИЙ СПРАВОЧНИК/ Том 1, - М.: 1960.

Так как при химических реакциях ядра реагирующих атомов остаются без изменения, то химические свойства атомов зависят прежде всего от строения электронных оболочек атомов. Поэтому мы подробнее остановимся на распределении электронов в атоме и главным образом тех из них, которые обусловливают химические свойства атомов (так называемые валентные электроны), а следовательно, и периодичность в свойствах атомов и их соединений. Мы уже знаем, что состояние электронов можно описать набором четырех квантовых чисел, но для объяснения строения электронных оболочек атомов нужно знать еще три следующих основных положения: 1) принцип Паули, 2) принцип наименьшей энергии и 3) пробило Гунда. Принцип Паули. В 1925 г. швейцарский физик В. Паули установил правило, названное впоследствии принципом Паули (или запретом Паули): в атоме ве может быть двух электронов, обладающих одинаковыми своисгя&ми. Зная, что свойства электронов характеризуются квантовыми числами, принцип Паули можно сформулировать и таким образом: в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы. Хотя бы одно из квантовых чисел л, /, mt или т3 должно обязательно отличаться. Так, электроны с одинаковыми кван- В дальнейшем условимся графически обозначать электроны, имеющие значения s= + lj2> стрелкой Т, и, имеющие значения J- ~lf2 - стрелкой Два электрона, имеющие одинаковые спины, часто называют электронами с параллельными спинами н обозначают ft (или Ц). Два электрона, имеющие противоположные спины, называют электронами с аптипараллелъными спинами н обозначают | J- товыми числами л, I и mt должны обязательно различаться спинами. Поэтому в атоме могут быть лишь два элекгрона с одинаковыми л, / и т,\ один с т,= -1/2, другой с тм= + 1/2. Напротив, если спины двух электронов одинаковы, должно отличаться одно из квантовых чисел: п, / или mh Зная принцип Паули, посмотрим теперь, сколько же электронов в атоме может находиться на определенной «орбите» с главным квантовым числом п. Первой «орбите» соответствует п= 1. Тогда /=0, mt-0 и тл может иметь произвольное значение: +1/2 или -1/2. Мы видим, что если п- 1, таких электронов может быть только два. В общем случае, при любом заданном значении л электроны прежде всего отличаются побочным квантовым числом /, принимающим значения от 0 до л-1. При заданных ли/ может бьггь (2/+1) электронов с разными значениями магнитного квантового числа т,. Это число должно быть удвоено, так как заданным значениям л, / и т{ соответствуют два разных значения проекции спина тх. Следовательно, максимальное число электронов с одинаковым квантовым числом л выражается суммой Отсюда ясно, почему на первом энергетическом уровне может быть не больше 2 электронов, на втором - 8, на третьем - 18 и т. д. Рассмотрим, например, атом водорода iH. В атоме водорода iH имеется один электрон, и спин этого электрона может быть направлен произвольно (т. е. ms^ + ij2 или mt= -1 /2), и электрон находится в s-co стоянии на первом энергетическом уровне с л- 1 (напомним еще раз, что первый энергетический уровень состоит из одного подуровня - 15, второй энергетический уровень - из двух подуровней - 2s и 2р, третий - из трех подуровней - 3*, Зру 3d и т. д.). Подуровень, в свою очередь, делится на квантовые ячейки* (энергетические состояния, определяемые числом возможных значений т{, т. е. 2/4-1). Ячейку принято графически изображать прямоугольником, направление спина электрона - стрелками. Поэтому состояние электрона в атоме водорода iH можно представить как Ijt1, или, что то же самое, Под «квантовой ячейкой» подразумеваете* орбиталь, характеризуемая одинаковым набором значений квантовых чисел п, I и т* в каждой ячейке могут помещаться максимум два электрона с аятипараллельными спинами, что обозначается ti- Распределение электронов в атомах В атоме гелия 2Не квантовые числа п- 1, /=0 и т{-0 одинаковы для обоих его электронов, а квантовое число т3 отличается. Проекции спина электронов гелия могут быть mt= +V2 и ms= - V2. Строение электронной оболочки атома гелия 2Не можно представить как Is-2 или, что то же самое, 1S И Изобразим строение электронных оболочек пяти атомов эле ментов второго периода периодической таблицы Менделеева: То, что электронные оболочки бС, 7N и вО должны быть заполнены именно так, заранее не очевидно. Приведенное расположение спинов определяется так называемым правилом Гунда (впервые сформулировано в 1927 г. немецким физиком Ф. Гун-дом). Правило Гунда. При данном значении I (т. е. в пределах определенного подуровня) электроны располагаются таким образом, чтобы суммарный ста* был максимальным. Если, например, в трех /^-ячейках атома азота необходимо распределить три электрона, то они будут располагаться каждый в отдельной ячейке, т. е. размещаться на трех разных р-ор-биталях: В этом случае суммарный спин равен 3/2, поскольку его проекция равна т3 - 4-1/2 + А/2+1/2 = 3/2* Эти же три электрона не могут быть расположены таким образом: 2р НИ потому что тогда проекция суммарного спина тм= +1/2 -1/2+ + 1/2=1/2. По этой причине именно так, как приведено выше, расположены электроны в атомах углерода, азота и кислорода. Рассмотрим далее электронные конфигурации атомов следующего третьего периода. Начиная с натрия uNa, заполняется третий энергетический уровень с главным квантовым числом п-3. Атомы первых восьми элементов третьего периода обладают следующими электронными конфигурациями: Рассмотрим теперь электронную конфигурацию первого атома четвертого периода калия 19К. Первые 18 электронов заполняют следующие орбитали: ls12s22p63s23p6. Казалось бы; что девятнадцатый электрон атома калия должен попасть на подуро-вань 3d, которому соответствуют п = 3 и 1=2. Однако на самом деле валентный электрон атома калия располагается на орбитали 4s. Дальнейшее заполнение оболочек после 18-го элемента происходит не в такой последовательности, как в двух первых периодах. Электроны в атомах располагаются в соответствии с принципом Паули и правилом Гунда, но так, чтобы их энергия была наименьшей. Принцип наименьшей энергии (наибольший вклад в разработку этого принципа внес отечественный ученый В. М. Клечковс-кий) - в атоме каждый электрон располагается так, чтобы его энергия была минимальной (что отвечает наибольшей его связи с ядром). Энергия электрона в основном определяется главным квантовым числом п и побочным квантовым числом /, поэтому сначала заполняются те подуровни, для которых сумма значений квантовых чисел пи/ является наименьшей. Например, энергия электрона на подуровне 4s меньше, чем на подуровне 3d, так как в первом случае п+/=4+0=4, а во втором п+/=3+2= 5; на подуровне 5* (п+ /=5+0=5) энергия меньше, чем на Ad (л + /=4+ 4-2=6); на 5р (л+/=5 +1 = 6) энергия меньше, чем на 4/(л-f/= =4+3=7), и т. д. Именно В. М. Клечковский впервые в 1961 г. сформулировал общее положение, гласящее, что электрон занимает в основном состоянии уровень не с минимальным возможным значением п, а с наименьшим значением суммы л+/« В том случае, когда для двух подуровней суммы значений пи/ равны, овачала идет заполнение подуровня с меньшим значением п. Например, на подуровнях 3d, Ар, 5s сумма значений пи/ равна 5. В этом случае происходит сначала заполнение подуровней с меньшими значениями л, т. е. 3dAp-5s и т. д. В периодической системе элементов Менделеева последовательность заполнения электронами уровней и подуровней выглядит следующим образом (рис. 2.4). Распределение электронов в атомах. Схема заполнения электронами энергетических уровней и подуровней Следовательно, согласно принципу наименьшей энергии во многих случаях электрону энергетически выгоднее занять подуровень «вышележащего» уровня, хотя подуровень «нижележащего» уровня не заполнен: Именно поэтому в четвертом периоде сначала заполняется подуровень 4s и лишь после этого подуровень 3d.

Распределение электронов в атоме осуществляется в соответствии с 3 положениями квантовой механики: принципом Паули ; принципом минимальной энергии; правилом Хунда.

Согласно принципу Паули в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел. Принцип Паули определяет максимальное число электронов на одной орбитали, уровне и подуровне. Так как АО характеризуется тремя квантовыми числами n, l, ml , электроны данной орбитали могут различаться только спиновым квантовым числом ms . Но ms может иметь только два значения +½ и -½.

Следовательно, на одной орбитали может находиться не более двух электронов с противоположно направленными спинами . Максимальное число электронов на энергетическом уровне определяется как 2n 2 , а на подуровне - как 2 (2l +1). Максимальное число электронов, размещающихся на различных уровнях и подуровнях, приведены в табл. 2.1.

Максимальное число электронов на квантовых уровнях и подуровнях

Последовательность заполнения электронами орбиталей осуществляется в соответствии с принципом минимальной энергии , согласно которому электроны заполняют орбитали в порядке повышения уровня энергии орбиталей. Очередность орбиталей по энергии определяется правилом Клечковского : увеличение энергии, и соответственно, заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n + l), а при равной сумме (n + l) - в порядке возрастания n.

Порядок распределения электронов по энергетическим уровням и подуровням в оболочке атома называется его электронной конфигурацией . При записи электронной конфигурации номер уровня (главное квантовое число) обозначают цифрами 1, 2, 3, 4…, подуровень (орбитальное квантовое число) - буквами s, p, d, f . Число электронов в подуровне обозначается цифрой, которая записывается вверху у символа подуровня. Например, электронная конфигурация атома серы имеет вид 16 S 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 , а ванадия 23 V 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 3d°/i> 3 4s 2 .

Химические свойства атомов определяются, в основном, строением наружных энергетических уровней, которые называются валентными . Полностью завершенные энергетические уровни в химическом взаимодействии не участвуют. Поэтому часто для краткости записи электронной конфигурации атома их обозначают символом предшествующего благородного газа. Так, для серы: 3s 2 3p 4 ; для ванадия: 3d 3 4s 2 . Одновременно сокращенная запись наглядно выделяет валентные электроны, определяющие химические свойства атомов элемента.

В зависимости от того, какой подуровень в атоме заполняется в последнюю очередь, все химические элементы делятся на 4 электронных семейства: s-, p-, d-, f - элементы. Элементы, у атомов которых в последнюю очередь заполняется s-подуровень внешнего уровня, называются s-элементами . У s- элементов валентными являются s -электроны внешнего энергетического уровня.

У р-элементов последним заполняется р-подуровень внешнего уровня . У них валентные электроны расположены на p- и s- подуровнях внешнего уровня. У d-элементов в последнюю очередь заполняется d-подуровень предвнешнего уровня и валентными являются s- электроны внешнего и d- электроны предвнешнего энергетического уровней. У f-элементов последним заполняется f-подуровень третьего снаружи энергетического уровня.

Электронная конфигурация атома может быть изображена также в виде схем размещения электронов в квантовых ячейках, которые являются графическим изображением атомной орбитали. В каждой квантовой ячейке может быть не более двух электронов с противоположно направленными спинами . Порядок размещения электронов в пределах одного подуровня определяется правилом Хунда: в пределах подуровня электроны размещаются так, чтобы их суммарный спин был максимальным. Иными словами, орбитали данного подуровня заполняются сначала по одному электрону с одинаковыми спинами, а затем по второму электрону с противоположными спинами.

Суммарный спин р- электронов третьего энергетического уровня атома серы Sms = ½ - ½ + ½ + ½ = 1; d -электронов атома ванадия -

Sms = ½ + ½ + ½ = 3 / 2 .

Часто графически изображают не всю электронную формулу, а лишь те подуровни, на которых находятся валентные электроны, например,

16 S…3s 2 3p 4 ; 23 V…3d 3 4s 2 .

При графическом изображении электронной конфигурации атома в возбужденном состоянии наряду с заполненными изображают вакантные валентные орбитали. Например, в атоме фосфора на третьем энергетическом уровне имеются одна s -АО, три р -АО и пять d -АО. Электронная конфигурация атома фосфора в основном состоянии имеет вид

15 Р… 3s 2 3p 3 .

Валентность фосфора, определяемая числом неспаренных электронов, равна 3. При переходе атома в возбужденное состояние происходит распаривание электронов состояния 3s и один из электронов с s -подуровня может перейти на d -подуровень:

Р*… 3s 2 3p 3 3d 1

При этом валентность фосфора меняется с трех (РСl 3) в основном состоянии до пяти (РCl 5) в возбужденном состоянии.