Строение многоэлектронных атомов

Подобно любой системе, атомы стремятся к минимуму энергии. Это достигается при определенном состоянии электронов, т.e. при определенном распределении электронов по орбиталям. Запись распределения электронов в атоме по оболочкам, подоболочкам и орбиталям получила название электронной конфигурации элемента, которое можно оценить на основе следующих закономерностей. При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают: принцип минимальной энергии, принцип Паули, правила Гунда (Хунда) и Клечковского.

Принцип минимальной энергии: электроны в невозбужденном атоме распределяются по орбиталям таким образом, чтобы суммарная энергия атома была минимальной. Первыми заполняются орбатали 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 энергий орбиталей усложняется.

Правило В. Клечковского. Увеличение энергии и соответственно заполнение орбиталей происходит в порядке возрастания суммы квантовых чисел n + l, а при равной сумме n + l в порядке возрастания n. Соответственно этому правилу подоболочки выстраиваются в следующий ряд:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s» 3d < 4p < 5s» 4d < 5p < 6s» 5d» 4f < 6p < 7s и т. д.

Исключение составляют d- и f-элементы с полностью и наполовину заполненными подоболочками, у которых наблюдается так называемый «провал электронов», например Cu, Ag, Cr, Mo, Pd, Pt. Это явление будет рассмотрено позднее.

Принцип запрета Паули (1925): на одной атомной орбитали (в одной квантовой ячейке) не может быть более двух электронов, причем они должны иметь противоположные (антипараллельные) спины. По-другому можно сказать: в атоме не может быть двух электронов, обладающих одинаковым набором квантовых чисел n, l, m_l, и m_s. Поэтому допускается заполнение ­¯ и не допускается заполнение ­­ и ¯ ¯.

Правило Гунда (Хунда): при наличии нескольких пустых или наполовину заполненных ячеек данного подуровня электроны занимают максимально возможное число пустых ячеек. Следовательно, заполнение орбиталей одной подоболочки в основном состоянии атома начинается одиночными электронами с одинаковыми спинами. После того как одиночные электроны займут все орбитали в данной подоболочке, заполняются орбитали вторыми электронами с противоположными спинами. Например, у атома азота орбитали в основном состоянии заполняют p-подоболочку 2p³ по одному электрону, а у атома кислорода начинается заполнение p-орбитали 2p⁴ вторым электроном.

Электронные конфигурации элемента. Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома. В случае, когда один или несколько электронов находятся в возбужденном состоянии, то и электронная конфигурация будет характеризовать возбужденное состояние атома.

При записи электронной конфигурации указывают цифрами главное квантовое число (n), буквами – подоболочки (s,p,d, или f), а степень буквенных обозначений подоболочек обозначает число электронов в данной подоболочке. Например, электронная конфигурация водорода-1s¹, лития – 1s²2s¹, бора – 1s²2s²2p¹, титана – 1s²2s²2p⁶3s² 3p⁶3d²4s², цезия – 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d¹⁰4s²4p⁶4d¹⁰5s²5p⁶5d¹⁰6s¹.