Орбитальное квантовое число | Магнитное квантовое число | Число орбиталей с данным значением l |
l | ml | 2 l + 1 |
0 (s) | ||
1 (p) | –1, 0, +1 | |
2 (d) | –2, –1, 0, +1, +2 | |
3 (f) | –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 |
Граничные поверхности s -, p -, d - орбиталей показаны на рис. 5.
Квантовые числа n, l и m не полностью характеризуют состояние электрона в атоме. Экспериментально установлено, что электрон имеет еще одно свойство – спин. Упрощенно спин можно представить как вращение электрона вокруг собственной оси. Спиновое квантовое число ms имеет только два значения ms = ±1/2, представляющие собой две проекции углового момента электрона на выделенную ось. Электроны с разными ms обозначаются стрелками, направленными вверх и вниз .
● Заполнение атомных орбиталей
Заселение электронами атомных орбиталей осуществляется согласно принципу наименьшей энергии, принципу Паули и правилу Гунда, а для многоэлектронных атомов – правилу Клечковского.
Принцип наименьшей энергии требует, чтобы электроны заселяли АО в порядке увеличения энергии электронов на этих орбиталях.
Это отражает общее правило – максимуму устойчивости системы соответствует минимум ее энергии.
|
|
Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковым набором четырех квантовых чисел.
Это означает, что два любых электрона в атоме (или молекуле, или ионе) должны отличаться друг от друга значением хотя бы одного квантового числа, т. е. на одной орбитали может быть не более двух электронов с различными спинами (спаренных электронов). Каждый подуровень содержит 2 l + 1 орбитали, на которых размещаются не более 2(2 l + 1) электронов. Отсюда следует, что емкость s -орбиталей – 2, p -орбиталей – 6, d -орбиталей – 10 и f -орбиталей – 14 электронов. Если число электронов при заданном l просуммировать от 0 до n – 1, то получим формулу Бора–Бьюри, определяющую общее число электронов на уровне с заданным n: .
Эта формула не учитывает межэлектронное взаимодействие и перестает выполняться при n ≥ 3.
Орбитали с одинаковыми энергиями (вырожденные) заполняются в соответствии с правилом Гунда: наименьшей энергией обладает электронная конфигурация с максимальным спином.
Это означает, что если на p-орбитали три электрона, то они располагаются так: , и суммарный спин S = 3/2, а не так: , S = 1/2.
Правило Клечковского. В многоэлектронных атомах, как и в атоме водорода, состояние электрона определяется значениями тех же четырех квантовых чисел, однако в этом случае электрон находится не только в поле ядра, но и в поле других электронов. Поэтому энергия в многоэлектронных атомах определяется не только главным, но и орбитальным квантовым числом, а вернее их суммой: энергия атомных орбиталей возрастает по мере увеличения суммы (n + l); при одинаковой сумме сначала заполняется уровень с меньшим n и большим l. Энергия атомных орбиталей возрастает согласно ряду:
|
|
1 s < 2 s < 2 p < 3 s < 3 p < 4 s ≈ 3 d < 4 p < 5 s ≈ 4 d < 5 p < 6 s ≈ 4 f ≈ 5 d < 6 p <
< 7 s ≈ 5 f ≈ 6 d < 7 p.
Итак, четыре квантовых числа описывают состояние электрона в атоме и характеризуют энергию электрона, его спин, форму электронного облака и его ориентацию в пространстве. При переходе атома из одного состояния в другое происходит перестройка электронного облака, т. е. изменяются значения квантовых чисел, что сопровождается поглощением или испусканием атомом квантов энергии.
● Электронные формулы элементов
Запись, отражающая распределение электронов в атоме химического элемента по энергетическим уровням и подуровням, называется электронной конфигурацией этого атома.
Пример. Цезий (Сs) находится в 6-м периоде, его 55 электронов (порядковый номер 55) распределены по 6 энергетическим уровням и их подуровням, соблюдая последовательность заполнения электронами орбиталей, получим: 55Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 5d10 6s1.
В свою очередь электронная конфигурация лития – 3Li 1s22s1, углерода – 6C 1s22s22p2, хлора – 1 7 Cl 1s22s22p63s23p5.