Правила и порядок заполнения орбиталей

Строение многоэлектронных атомов

Запись распределения электронов в атоме по оболочкам, подоболочкам и орбиталям получила название электронной конфигурации элемента. При заполнении электронной конфигурации указывают цифрами главное квантовое число (n), буквами – электронные подоболочки (s, p, d, f), а индексом – число электронов на данной подоболочке. Например: ₃Li 1s² 2s¹; ₁₂Mg 1s² 2s² 2p⁶ 3s².

В многоэлектронных атомах электронное построение в соответствие с набором квантовых чисел регулируется следующими правилами:

1. Распределение электронов в атоме, находящихся в основном состоянии (его электронная конфигурация), определяется зарядом ядра.Электроны размещаются согласно принципу минимальной энергии: наиболее устойчивое состояние электрона в атоме соответствует минимально возможному значению его энергии. Поэтому первыми заполняются орбитали с минимальными уровнями энергии. В многоэлектронных атомах электроны испытывают не только притяжение ядер, но и отталкивание электронов, находящихся ближе к ядру и экранирующих ядро от более далеко расположенных электронов. Поэтому последовательность возрастания энергии орбиталей усложняется.

2. Конкретная реализация принципа минимальной энергии может быть осуществлена на основе правила Клечковского: Возрастание энергии и соответственно заполнение энергетических подуровней происходит в порядке возрастания суммы главного и орбитального квантовых чисел (n+ l). Если эта сумма для двух подуровней имеет одинаковые значения, то заполнение осуществляется в порядке возрастания числа n. Соответственно этому правилу подоболочки по возрастанию энергии выстраиваются в следующий ряд:

1s<2s<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<4f<5d<6p<7s<5f<6d<7p…

Необходимо отметить, что для элементов с полностью или наполовину заполненными d- и f-подуровнями наблюдаются отклонения от данного правила. Например, в случае атома меди Сu. Электронной конфигурации [Аr] 3d¹⁰4s¹соответствует меньшая энергия, чем конфигурации [Аr] 3d⁹4s² (символ [Аr] обозначает, что строение и заполнение внутренних электронных уровней такое же, как в аргоне). Первая конфигурация соответствует основному состоянию, а вторая – возбужденному. Данное явление получило название «провала» электрона. К подобным исключениям относят следующие атомы: Cu, Ag, Au,Cr, Mo, Pd, Pt, Nb, Ru, Rh.

3. Общая характеристика состояния электрона в многоэлектронном атоме определяется принципом Паули:в атоме не может быть двух электронов, у которых все четыре квантовых числа были бы одинаковы.Следовательно, на одной орбитали может находиться не более двух электронов, отличающихся друг от друга значениями спинового квантового числа (спинами); максимальная емкость энергетического подуровня равна 2*(2 l +1) электронов, а уровня – 2n².

4. Заполнение электронами орбиталей в пределах одной подоболочки осуществляется в соответствии с правилом Гунда (Хунда): устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня, при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.Иными словами, электроны стремятся заполнить вакантные (пустые) орбитали, а уж потом спариваться, например, четыре валентных p – электрона атома кислорода размещаются в квантовых ячейках следующим образом:

Существуетдва способа составления схем распределения электронов в атоме: а) в виде формул электронных конфигураций, например, для ₁₉К – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹;

б) в виде квантовых ячеек – для изображения электронной орбитали и стрелок, направление которых указывает на ориентацию спинов электронов:

Периодический закон.

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева.