Электронные конфигурации атомов

Заселение атомных орбиталей электронами. Правило минимума энергии, принцип Паули и правило Хунда

Заселение атомных орбиталей электронами определяется правилом минимума энергии, принципом Паули и правилом Хунда.

Электроны заселяют атомные орбитали, начиная с подуровня с меньшей энергией. В этом состоит правило минимума энергии. Последовательность в нарастании энергии подуровней акова: 1 s < 2 s < 2 p < 3 s < 3 p < 4 s ≤ 3 d < 4 p < 5 s и так далее …

Согласно расчетам, электрон движется не по какой-то определенной траектории, а может находиться в любой части околоядерного пространства - т.е. можно говорить лишь о вероятности (возможности) его нахождения на определенном расстоянии от ядра.

Электроны в атоме занимают самые энергетически выгодные атомные орбитали (орбитали с минимальной энергией), образуя электронные облака определенной формы.

В случае s -орбитали электронное облако сферическое:

В случае p -орбиталей форма электронного облака гантелеобразная: ...

Внутри атомных орбиталей вероятность нахождения электронов велика; иными словами, имеется высокая электронная плотность. Пространство вне объема орбиталей соответствует малой электронной плотности.

В каждой атомной орбитали может размещаться максимально два электрона (принцип Паули).

При наличии орбиталей с одинаковой энергией (например, трех р -орбиталей одного подуровня) каждая орбиталь заполняется вначале наполовину (и поэтому на р -подуровне не может быть более трех неспаренных электронов), а затем уже полностью, с образованием электронных пар (правило Хунда).

Для изображения электронной конфигурации атома нужно распределить его электроны по подуровням так, чтобы каждой атомной орбитали соответствовала одна квантовая ячейка, и в соответствии с тремя указанными правилами заселения.

Электронные конфигурации атомов

Электронные конфигурации атомов записываются в виде полных и сокращенных электронных формул:
₁H 1 s ¹
₂He 1 s ²
₃Li 1 s ²2 s ¹ = [₂He] 2 s ¹
₄Be 1 s ²2 s ² = [₂He] 2 s ²
₅B 1 s ² 2 s ² 2 p ¹ = [₂He] 2 s ² 2 p ¹
₆C 1 s ² 2 s ² 2 p ² = [₂He] 2 s ² 2 p ²
₇N 1 s ² 2 s ² 2 p ³ = [₂He] 2 s ² 2 p ³
₈O 1 s ² 2 s ² 2 p ⁴ = [₂He] 2 s ² 2 p ⁴
₉F 1 s ² 2 s ² 2 p ⁵ = [₂He] 2 s ² 2 p ⁵
₁₀Ne 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ = [₂He] 2 s 2 2 p ⁶
₁₁Na 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ¹10Ne] 3 s ¹
₁₂Mg 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² = [₁₀Ne] 3 s ²
₁₃Al 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ¹ = [₁₀Ne] 3 s ² 3 p ¹
₁₄Si 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ² = [₁₀Ne] 3 s ² 3 p ²
₁₅P 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ³ = [₁₀Ne] 3 s ² 3 p ³
₁₆S 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁴ = [₁₀Ne] 3 s ² 3 p ⁴
₁₇Cl 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁵ = [₁₀Ne] 3 s ² 3 p ⁵
₁₈Ar 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ = [₁₀Ne] 3 s ² 3 p ⁶
₁₉K 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶4 s ¹ = [₁₈Ar] 4 s ¹
₂₀Ca 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 4 s ² = [₁₈Ar] 4 s ²
₂₁Sc 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹ 4 s ² = [₁₈Ar] 3 d ¹ 4 s ²
₂₂Ti 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ² 4 s ² = [₁₈Ar] 3 d ² 4 s ²
₂₃V 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ³ 4 s ² = [₁₈Ar] 3 d ³ 4 s ²
₂₄Cr 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁵ 4 s ¹ = [₁₈Ar] 3 d ⁵ 4 s ¹
₂₅Mn 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁵ 4 s ² = [₁₈Ar] 3 d ⁵ 4 s ²
₂₆Fe 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁶ 4 s ² = [₁₈Ar] 3 d ⁶ 4 s ²
₂₇Co 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁷ 4 s ² = [₁₈Ar] 3 d ⁷ 4 s ²
₂₈Ni 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ⁸ 4 s ² = [₁₈Ar] 3 d ⁸ 4 s ²
₂₉Cu 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ¹ = [₁₈Ar] 3 d ¹⁰ 4 s ¹
₃₀Zn 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² = [₁₈Ar,3 d ¹⁰] 4 s ²
₃₁Ga 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ¹ = [₁₈Ar, 3 d ¹⁰] 4 s ² 4 p ¹
₃₂Ge 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ² = [₁₈Ar,3 d ¹⁰] 4 s ² 4 p ²
₃₃As 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ³ = [₁₈Ar,3 d ¹⁰] 4 s ² 4 p ³
₃₄Se 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁴ = [₁₈Ar,3 d ¹⁰] 4 s ² 4 p ⁴
₃₅Br 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁵ = [₁₈Ar,3 d ¹⁰] 4 s ² 4 p ⁵
₃₆Kr 1 s ² 2 s ² 2 p ⁶ 3 s ² 3 p ⁶ 3 d ¹⁰ 4 s ² 4 p ⁶ = [₁₈Ar,3 d ¹⁰] 4 s ² 4 p ⁶

Из рассмотрения электронных конфигураций атомов видно, что элементы VIIIА-группы (He, Ne, Ar и другие) имеют завершенные s - и p - подуровни (s ² p ⁶). Такие конфигурации обладают повышенной устойчивостью и обеспечивают химическую пассивность благородных газов.

В атомах остальных элементов внешние s - и p - подуровни - незавершенные, например у хлора: ₁₇Cl = [₁₀Ne] 3 s ² 3 p ⁵. Незавершенные подуровни и электроны на них называются также валентными, поскольку именно они могут участвовать в образовании химических связей между атомами.

Правило Клечковского (также Правило n+l; также используется название правило Маделунга) — эмпирическое правило, описывающее энергетическое распределение орбиталей в многоэлектронных атомах.

Заполнение электронами орбиталей в атоме происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел . При одинаковой сумме раньше заполняется орбиталь с меньшим значением .

Правило n+l предложено в 1936 г. немецким физиком Э. Маделунгом; в 1951 г. было вновь сформулировано В. М. Клечковским.