Правила и принципы заполнения АО электронами

Строение многоэлектронных атомов. Квантовые числа

Квантово-механическая модель атома использует вероятностный подход для характеристики нахождения электрона в определенной области пространства.

Атомная орбиталь (АО) – область пространства, в котором наиболее вероятно нахождение электрона. АО однозначно характеризуется тремя квантовыми числами (КЧ) n, l, m _l, а состояние электрона в атоме – четырьмя квантовыми числами: n, l, m _l и m _s.

Главное квантовое число n - характеризует удаленность электрона от ядра и определяет энергию и размеры атомных орбиталей (АО), принимает значения n = 1,2,3…∞, что соответствует энергетическому уровню. Чем выше значение n, тем выше энергия.

Орбитальное квантовое число l - характеризует форму атомной орбитали, принимает целочисленные значении от 0 до (n-1) и характеризует энергетический подуровень. Разная форма АО определяет разную энергию в пределах одного энергетического уровня (энергетический уровень расщеплен на подуровни). Максимальное число энергетических подуровней на n – уровне равно n (количество подуровней равно номеру уровня).

Магнитное квантовое число m _l - характеризует пространственную ориентацию атомной орбитали во внешнем магнитном или электрическом поле, принимает целочисленные значения m _l = - l, …, 0, …, + l, на подуровне (2 l +1) значений m _l и (2 l +1) орбиталей.m _l - вектор (имеет величину и направление). Все АО одного подуровня в отсутствие внешнего поля имеют одинаковое значение энергии.

Общее число орбиталей на n-ом энергетическом уровне равно n².

Спиновое квантовое число m_s – характеризует величину и ориентацию «спина», m_s принимает только два значения: +½ (↑) и -½ (↓). Спин - собственный механический момент количества движения электрона, связанный с его вращением вокруг своей оси (спин – вектор).

↑↓

Максимально возможное число электронов на n-ом энергетическом уровне равно 2n².

На первом уровне (n=1) → один подуровень (1s) 1АО 2 ē

На втором уровне (n=2) → два подуровня (2s, 2p) 4АО 8 ē

На третьем уровне (n=3) → три подуровня (3s, 3p, 3d) 9АО 18 ē

На четвертом уровне (n=4) → четыре подуровня (4s, 4p, 4d, 4f) 16АО 32 ē

Е_s<Е_p<Е_d<Е_f для одного уровня

 

АО: это совокупность положений электрона в атоме с определенными n, l, m _l (т.е. энергией, размерами, формой и ориентацией в пространстве), условно АО обозначают □

 

Одна s орбиталь □ l = 0 m _l = 0

(сфера)

Три p орбитали □□□ l = 1 m _l = -1,0,+1

(гантели)

Пять d орбиталей □□□□□ l = 2 m _l = -2,-1,0,+1,+2

(4-хлепестковые розы)

Семь f орбиталей □□□□□□□ l = 3 m _l = -3,-2,-1,0,+1,+2,+3

(сложная форма)

 

S - орбиталь	Три p – орбитали

 

Пять d – орбиталей

 

Правила и принципы заполнения АО электронами

1. Принцип минимальной энергии – в основном состоянии первыми заполняются орбитали с наименьшей энергией, соответствующие наиболее устойчивому состоянию. АО с min E – это 1s.

2. Правило В. Клечковского - увеличение энергии орбиталей происходит в порядке возрастания суммы (n+ l), а при равной сумме (n+ l) в порядке возрастания n

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

Для 4s АО сумма (n+l) =4+0=4. Для 3d АО сумма (n+l) =3+2=5

3. Принцип запрета Паули - в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором четырех квантовых чисел n, l, m _l, m_s. Следовательно, на каждой орбитали может быть не более двух электронов, причем они должны иметь противоположные спины (↑↑ или ↓↓ - невозможно).

↑↓

4. Правило Гунда – электроны, имеющие одинаковое значение l, но разное m _l занимают АО так, чтобы сумма спиновых чисел была максимальной (знак не имеет значения).

р ⁴

↑↓

↑

↑

Max ∑ m_s = ½ - ½ + ½ + ½ = 1

Электронная конфигурация атома - запись распределения электронов в атоме по уровням и подуровням. Формирующий электрон – ē, который последним заполняет орбитали атома.

₁₅Р 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p³ - полная электронная формула.

Р … 3s² 3p³ 3s 3p

↓↑

↓

↓

↓

краткая электронная конфигурация. Формирующий электрон 3p³: n=3, l =1 m _l = -1,0,+1 (одно из трех значений), m_s = +½ или -½.

Валентные электроны составляют краткую электронную конфигурацию атома

В ПСЭ различают 4 группы элементов, называемых по формирующему электрону s-, p-, d-, f- элементы.

Краткая электронная конфигурация:

для s-элементов (подгруппы IА, IIА, Н и Не) ns^1-2, n- номер периода

₁₉К …4s¹

для p- элементов (IIIА–VIIIА) ns²np^1-6,

₄B …2s²2p¹

для d-элементов (IБ–VIIIБ) (n-1)d^1-10ns^{2(1,0 )} (n-1)–предвнешний энергетический уровень,

₂₁Sc …3d¹4s²

(– у Pd; ns^1,0 –«провал» ns- электронов на (n-1)d подуровень, это связано с более низкой энергией конфигурации (n-1)d¹⁰ и (n-1)d⁵по сравнению с d⁹ и d⁴)

для f-элементов (лантанидов и актинидов) (n-2)f^1-14(n-1)d¹⁽⁰⁾ns² (n-2)–предпредвнешний энергетический уровень (d⁰ –«провал» d-электрона)

₆₄Gd …4 f⁷ 5d¹ 6 s²

 

Валентность - способность атома образовывать определенное число химических связей. Валентность по обменному механизму равна числу внешних неспаренных электронов в атоме. Различают валентность в основном (В) и возбужденном (В*) состоянии атома.

Кислород, азот и фтор – возбужденного состояния нет (нет 2d-подуровня)

Распаривание электронов возможно только в пределах одного энергетического уровня.

У магния Mg…3s² в основном состоянии нет неспаренных электронов (В=0), при переходе в возбужденное состояние и распаривании 3s-ē В*=2.

Хлор Cl…3s²3p⁵ (аналог фтора) – валентности: В=1, В*= 3, 5, 7 - вследствие наличия свободных d -орбиталей на третьем энергетическом уровне

У кобальта Cо…3d⁷4s² В⁰=0 – нет внешних неспаренных электронов в основном состоянии. В возбужденном состоянии В*=2,3,4,5, распаривания 3d парных ē невозможно (на n=3 нет f-подуровня).

 

 

Физический смысл периодического закона: