Подуровень: s p d f g
При n = 1, l = 0, при n = 2, l = 0, 1, при n = 3, l = 0, 1, 2 и так далее. Таким образом,первый уровень имеет один подуровень: s- подуровень; второй – два: s- и р-подуровни; третий – три: s-, p-, d- подуровни и так далее. Отсюда ясно, что номер уровня указывает на число подуровней, которыми он располагает. Последовательность подуровней на каждом уровне такова: s-, p-, d-подуровни и так далее.
Энергетический подуровень – это совокупность электронных состояний, характеризующихся определенным набором квантовых чисел n и l.
Состояние электрона характеризуется определенными значениями главного и орбитального квантовых чисел. Например: запись 3р говорит о том, что электрон находится на третьем энергетическом уровне на р-подуровне.
Если l = 0, то область пространства (электронное облако), где вероятность нахождения электрона будет наивысшей, представляет собой сферу (s-облако). Если l = 1, то область наиболее вероятного нахождения электрона представляет собой объемную вытянутую восьмерку (р-облако); при l = 2 такая область пространства представляет собой объемный четырехлистник (d-облако).
Третьим квантовым числом является магнитное квантовое число m, оно характеризует число способов взаимной ориентации электронных облаков (орбиталей) в пространстве. Магнитное квантовое число зависит от значений орбитального квантового числа: m = -l … 0 …+l. Следовательно, для каждого l магнитное число m принимает (2l + 1) значений (каждому значению l соответствует ряд значений магнитного квантового числа, которые меняются от –l до +l, включая 0). Число значений магнитного квантового числа показывает число ориентаций электронного облака в пространстве, которые равны числу орбиталей на данном подуровне.
Если l = 0 (s), то m = 0, магнитное квантовое число имеет одно значение при данном значении орбитального квантового числа, следовательно, на s-подуровне имеется только одна орбиталь. При l = 1 (p), m = -1, 0, 1. Таким образом, р-подуровень состоит из трех орбиталей. Аналогичные рассуждения можно провести и для других значений орбитального квантового числа. Все орбитали, принадлежащие одному подуровню, имеют одинаковую энергию и называются вырожденными.
Общее число орбиталей, из которых состоит любой энергетический уровень (квантовый слой), равно n2, а число орбиталей, составляющих подуровень, равно (2l + 1).
Теперь мы можем дать следующее определение орбитали:
Состояние электрона в атоме, характеризующееся определенными значениями квантовых чисел n, l и m, т.е. определенными размерами, формой и ориентацией в пространстве электронного облака, называется атомной электронной орбиталью
Четвертым квантовым числом является спиновое квантовое число (s), которое характеризует собственный механический момент электрона, связанный с вращением электрона вокруг собственной оси при его движении вокруг ядра. Это число может иметь только два значения либо +1/2, либо –1/2 (электрон может вращаться либо по часовой стрелке, либо против часовой стрелки).
ПОРЯДОК ЗАПОЛНЕНИЯ ЭЛЕКТРОНАМИ УРОВНЕЙ, ПОДУРОВНЕЙ И ОРБИТАЛЕЙ АТОМА
Структура атома с распределенными по уровням, подуровням и орбиталям электронами называется электронной конфигурацией атома. Электронную конфигурацию записывают с помощью электронной формулы. Например: запись 1s1 означает, что электрон находится на первом энергетическом уровне (1 это значение главного квантового числа), на s-подуровне (буквой s ''кодируют'' значение орбитального квантового числа равное 0 (l = 0), а цифра 1 над буквой s показывает число электронов. Это электронная формула атома водорода. Каков же порядок заселения уровней, подуровней и орбиталей атома многоэлектронного? Распределение электронов в атоме, который находится в основном состоянии, определяется зарядом ядра атома. Электроны заселяют уровни, подуровни и орбитали атома в соответствии со следующими принципами.
1. Принцип минимальной энергии.
Основному (или устойчивому) состоянию атома соответствует минимальная суммарная энергия электронов.
Если атому сообщать энергию, то он переходит в возбужденное состояние. В возбужденном состоянии атом неустойчив, в нем он существует примерно 10-8 сек, а затем переходит в основное состояние, излучая при этом квант энергии. Энергия уровней и подуровней увеличивается в соответствии со схемой:
E(1s)‹E(2s)‹E(2p)‹E(3s)‹E(3p)‹E(4s)‹E(3d)‹E(4p)‹E(5s)‹E(4d)‹E(5p)‹E(6s)‹E(4f)‹E(5d).
В невозбужденном состоянии атома каждый новый электрон попадает на тот уровень и на тот подуровень, где его энергия будет минимальной.
2. Принцип Паули.
В атоме не может быть электронов, характеризующихся четырьмя одинаковыми квантовыми числами.
Из принципа Паули вытекает важное следствие, которое определяет максимальное число электронов в одной орбитали. Каждая орбиталь может вместить только два электрона, имеющих противоположно направленные спины. Два таких электрона, располагающиеся на одной орбитали образуют электронную пару. Покажем это на примере заселения электронами 1s-орбитали:
Квантовые числа n l m s
Первый электрон 1 0 0 + ½
Второй электрон 1 0 0 - ½
Теперь мы можем указать максимальное число электронов на подуровнях: s2, p6, d10, f14. Максимальное число электронов на каждом подуровне можно вычислить по формуле: 2(2l + 1).
3. Третий принцип – правило Хунда.
При заполнении электронами вырожденных орбиталей каждого данного подуровня число неспаренных электронов на нем должно быть максимальным.
Практически это означает, что, например, у атома азота на р-подуровне находится три электрона и все они должны занимать свою орбиталь (спаренных электронов у атома азота на р-подуровне быть не должно). Только у атома кислорода, когда уже все три орбитали заселены электронами, четвертый электрон занимает свое место уже в занятой другим электроном орбитали.
Если два электрона занимают две разные орбитали, то взаимодействие между ними будет меньше, меньше будет и общий запас энергии системы. Электрон, который один находится в орбитали, называется неспаренным электроном. Такие электроны согласно спиновой теории валентности определяют валентность элемента.
ЭЛЕКТРОННЫЕ ФОРМУЛЫ ЭЛЕМЕНТОВ I – IV ПЕРИОДОВ ПЕРИОДИЧЕСКОЙСИСТЕМЫ ЭЛЕМЕНТОВ
Первый период:
1H 1s1, 2He 1s2.
У элементов первого периода один электронный уровень, имеющий один подуровень. У водорода один электрон, а у гелия – два. Они заполнили первый электронный уровень – гелием закончился первый период.
Второй период.
Элементы второго периода имеют уже два электронных уровня, первый полностью заполнен, а второй подлежит заполнению. Второй уровень имеет два подуровня: s- и р-подуровни. Они заполняются электронами в соответствии с вышеуказанными принципами.
3Li 1s22s1 7N 1s22s22p3
4Be 1s22s2 8O 1s22s22p4
5B 1s22s22p1 9F 1s22s22p5
6C 1s22s22p2 10Ne 1s22s22p6
У неона произошло заполнение электронами второго энергетического уровня, на неоне заканчивается второй период. На втором энергетическом уровне 8 электронов и, соответственно, 8 элементов. Оболочку с конфигурацией 1s2 обозначают буквой К, оболочку с конфигурацией 2s22p6 - L.
Третий период.
Элементы третьего периода имеют три электронных уровня, внешним является третий. Он имеет три подуровня, которые располагают 9 орбиталями. Следовательно, максимальное число электронов на этом уровне равно 18 (2 электрона на s-подуровне, 6 на р-подуровне и 10 на d-подуровне). Однако согласно энергетической диаграмме электроны заполняют первые два подуровня третьего уровня. Следующие два электрона заселяют 4s-подуровень, так как его энергия меньше, чем энергия 3d-подуровня.
11Na {K,L}3s1 15P {K,L}3s23p3
12Mg {K,L}3s2 16S {K,L}3s23p4
13Al {K,L}3s23p1 17Cl {K,L}3s23p5
14Si {K,L}3s23p2 18Ar {K,L}3s23p6
Аргоном заканчивается третий период.
Четвертый период
Это первый большой период. Начинается он калием и кальцием, у них электроны заполняют 4s-подуровень (он энергетически более выгоден).
19K {K,L}3s23p64s1
20Ca {K,L}3s23p64s2
Далее электроны заселяют 3d-подуровень, следующий по запасу энергии. Здесь мы сталкиваемся с некоторыми особенностями. От 21Sc до 23V электроны у каждого следующего элемента поступают по одному на 3d-подуровень.
21Sc 1s22s22p63s23p63d14s2
Подуровень 3d записывают перед 4s, так как квантовое число 4 больше квантового числа 3.
22Ti 1s22s22p63s23p63d24s2
23V 1s2s22p63s23p63d34s2
У хрома происходит следующее: очередной электрон появляется на 3d-подуровне и на этот же подуровень переходит электрон с подуровня 4s. Объясняется это тем, что, как показано физиками-теоретиками, наиболее устойчивыми являются подуровни заполненные наполовину электронами или полностью. Это явление называют ''провалом'' электрона (электрон с подуровня 4s проваливается на подуровень 3d), оказалось конфигурация d5 и d10 более устойчивы, чем конфигурации d4 и d9. Поэтому очередной ''провал'' электрона будет еще и у меди.
24Cr 1s22s22p63s23p63d54s1
25Mn 1s22s22p63s23p63d54s2
26Fe 1s22s22p63s23p63d64s2
27Co 1s22s22p63s23p63d74s2
28Ni 1s22s22p63s23p63d84s2
29Cu 1s22s22p63s23p63d104s1
30Zn 1s22s22p63s23p63d104s2
Далее электроны заполняют 4p-подуровень, на него приходят шесть электронов. Криптоном заканчивается четвертый период, оболочку 3s23p63d10 обозначают буквой М:
31Ga {K,L,M}4s24p1 и так далее до 36Kr {K,L,M}4s24p6.
Анализируя электронные конфигурации различных элементов, мы можем отметить, что конфигурации внешних электронных уровней периодически повторяются. Так, литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций имееют один электрон на внешнем электронном уровне; бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий – два электрона и так далее. Элементы с аналогичной электронной конфигурацией называют электронными аналогами. Эти элементы имеют сходные химические свойства, но различную химическую активность.
В зависимости от того, какой подуровень данного энергетического уровня заполняют электроны последним, элементы можно разделить на следующие семейства:
1. s-элементы, у этих элементов последним заполняется s-подуровень внешнего энергетического уровня;
2. р-Элементы, у них электроны заполняют р-подуровень внешнего энергетического уровня;
3. d-Элементы, у них электроны заполняют d-подуровень предпоследнего {(n – 1)d-подуровня} энергетического уровня;
4. f-Элементы, у них электроны заполняют f-подуровень третьего снаружи уровня {(n – 2)f-подуровень}.
