Максимальна кількість електронів на електронних рівнях і підрівнях

Перше правило Клечковського.

Заповнення електронами енергетичних підрівнів відбувається по мірі зростання суми (n + l) – головного і побічного квантових чисел.

Якщо для двох атомних орбіталей значення (n + l) однакові, то згідно з другим правилом Клечковського, першою заповнюється електронами атомна орбіталь з меншим значенням n (головного квантового числа).

Для визначення послідовності заповнення електронами атомних орбіталей, вираховують енергію кожної орбіталі за сумою (n + l) (табл. 4.2 і рис. 4.6).

Таблиця 4.2

Послідовність заповнення електронами орбіталей в багатоелектронному атомі згідно з правилами Клечковського

Енергія

Мінімальна

Енергії 4 f - і 5 d -підрівнів близькі

Енергії 5 f - і 6 d -підрівнів близькі

Макси-мальна

Підрівень

n + l

Рис. 4.6. Зміна енергії атомних орбіталей зі зростанням суми (n + l).

Як видно з рис. 4.6, близькі значення енергії мають 4 s - і 3 d -, 5 s - і 4 d - та 5 p - і 4 f -орбіталі (тобто однакову суму (n + l)), але згідно другого правила Клечковського заповнення відбувається в порядку зростання значення n.

Згідно принципу Паулі в атомі не може бути електронів з однаковим значенням всіх чотирьох квантових чисел. Оскільки електрон характеризується лише одним набором (n, l, m, s) квантових чисел, а одній орбіталі відповідає три (n, l, m) квантових числа, то згідно принципу Паулі для конкретної атомної орбіталі можливо стільки станів електрона, скільки значень має четверте квантове число (s – спінове, два значення). Тому на одній атомній орбіталі може одночасно перебувати не більше двох електронів. Графічно це показано на рис. 4.7. Сумарний спін спарених електронів рівний 0 (–½ + ½ = 0), а неспареного – +½.

Рис. 4.7. Розміщення неспареного (а) і спарених електронів на орбіталі.

Кількість електронів (N) на даному енергетичному рівні (n), визначається залежністю N = 2n², де n – головне квантове число.

Звідси випливає, що на першому енергетичному рівні (n = 1) може знаходитись N = 2×1² = 2 електрони на 1 s -підрівні, на другому (n = 2) – N = 2×2² = 8 (2 електрони на 2 s і 6 – на 2 p підрівнях) і т.д. (табл. 4.3).

Таблиця 4.3

Максимальна кількість електронів на електронних рівнях і підрівнях

Енергетичний рівень	Енергетичний підрівень	Можливі значення магнітного квантового числа m	Кількість орбіталей	Максимальна кількість електронів
у підрівні	у рівні	на підрівні	на рівні
K (n = 1)	s (l = 0)
L (n = 2)	s (l = 0) p (l = 1)	–1, 0, +1
M (n = 3)	s (l = 0) p (l = 1) d (l = 2)	–1, 0, +1 –2, –1, 0, +1, +2
N (n = 4)	s (l = 0) p (l = 1) d (l = 2) f (l = 3)	–1, 0, +1 –2, –1, 0, +1, +2 –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3

Згідно правила Гунда, найстійкішим станом атома є такий, у якому сумарний спін усіх його електронів максимальний.

Розглянемо це на прикладі атома Нітрогену, який містить 7 електронів. По 2 електрони розмістяться на 1 s- i 2 s -орбіталях, а ще 3 електрони можуть зайняти 2 p- орбіталь у таких варіантах:

Як бачимо, лише у варіанті І, сумарний спін максимальний (+3/2). Тому така конфігурація є найстійкішою, а стан атома – основний. ІІ і ІІІ стани атома Нітрогену, коли сумарний спін не є максимальним, називають збудженими.

Порядок заполнения уровней и подуровней электронами.

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

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

· Затем по номеру периода, в котором расположен элемент, определяют число энергетических уровней;

· Уровни разбивают на подуровни и орбитали, и заполняют их 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:

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

2. Состояние атома с полностью или наполовину заполненным подуровнем (т. е. когда на каждой орбитали имеется по одному неспаренному электрону) является более устойчивым.

Этим объясняется «провал» электрона. Так, устойчивому состоянию атома хрома соответствует следующее распределение электронов:

Cr: 1s22s22p63s23p64s13d5, а не 1s22s22p63s23p64s23d4,

т. е. происходит «провал» электрона с 4s-подуровня на 3d-подуровень.

III. Семейства химических элементов.

- Элементы, в атомах которых происходит заполнение электронами s-подуровня внешнего энергетического уровня, называются 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

Вопрос№41

слабкі — частково, тобто частина молекул залишається в недисоційованому стані. До сильних електролітів відносять усі солі (за незначним винятком), луги (гідроксиди лужних металів, а також Барію, Стронцію й Кальцію) та деякі кислоти (НСl, НВr, НІ, HNO₃, H₂SO_4(розб)). Інші електроліти відносять до слабких.

Ступвнь Дисоціації

Для кількісного опису сили електролітів використовують поняття «ступінь дисоціації».

Ступенем дисоціації а називають відношення числа молекул, що розпалися на іони (продисоційованих), до загального числа розчинених молекул.

Різні електроліти дисоціюють на іони різною мірою. Як випливає з наведеного рівняння, ступінь дисоціації може змінюватися від 0 до 1. Ступінь дисоціації часто виражають у відсотках. Слід зазначити, що при дисоціації відбувається збільшення числа частинок у розчині.

Ступінь дисоціації також є характеристикою, за якою можна визначити, є електроліт сильним чи слабким. Так, якщо ступінь дисоціації електроліту в 0,1 М розчині більший 30 %, то його відносять до сильних електролітів, а якщо менший 3% — до слабких. Електроліти, в яких ступінь дисоціації має проміжні значення, відносять до електролітів середньої сили.

Ступені дисоціації слабкого електроліту, визначені різними способами (наприклад, за виміром електропровідності або температурою кипіння розчину), найчастіше збігаються.