Формирование электронной оболочки атома

ФОРМИРОВАНИЕ ЭЛЕКТРОННОЙ ОБОЛОЧКИ АТОМА. ЭЛЕКТРОННЫЕ КОНФИГУРАЦИИ

Совокупность орбиталей с одним и тем же значением главного квантового числа n образует энергетический уровень.

Атомные орбитали

Состояние электрона в атоме, характеризующееся тремя квантовыми числами n, l, m_l, называется атомной орбиталью. Часто орбиталь также определяют как область пространства, в которой наиболее вероятно нахождение электрона.

Орбитали некоторого энергетического уровня, характеризующиеся одним и тем же значением орбитального квантового числа l, образуют энергетический подуровень.

Очевидно, что число орбиталей на подуровне равно числу значений магнитного квантового числа m _l, которые оно может принимать при данном l. Так, на любом энергетическом уровне может находиться только одна s-орбиталь; она и образует s-подуровень. Если некоторый энергетический уровень образован также орбиталями другого типа, то p-орбиталей всегда будет три; они образуют p-подуровень. d-подуровень образован пятью d-орбиталями, а семь f-орбиталей образуют f-подуровень.

Графическое изображение орбитали:

Например, показанные ниже орбитали все вместе образуют третий энергетический уровень, так как все они характеризуются одним и тем же значением главного квантового числа n = 3. Третий энергетический уровень делится на три подуровня, несколько различающихся по энергии: s-орбитали имеют более низкую энергию, чем p-орбитали, а p-орбитали, более низкую энергию, чем d-орбитали. Каждый подуровень образован орбиталями с одинаковым значением орбитального квантового числа l.

Таблица 2- Формирование электронной оболочки атома

Энергетический уровень, n	Энергетический подуровень, l	Орбиталь, n, l, ml	К-во электронов на уровне
n=1	l=0, (S)	1S (1 орбит.)	2 электр.
n=2	l=0, (S) l=1, (p)	2S (1 орбит.) 2p (3 орбит.)	2 электр.+ 6 электр.= 8 электр.
n=3	l=0, (S) l=1, (p) l=2 (d)	3S (1 орбит.) 3p (2 орбит.) 3d (5 орбит.)	2 электр.+ 6 электр.+ 10 электр.= 18 электр.
n=4	l=0, (S) l=1, (p) l=2 (d) l=3 (f)	4S (1 орбит.) 4p (2 орбит.) 4d (5 орбит.) 4f (7 орбит.)	2 электр.+ 6 электр.+ 10 электр.+ 14 электр.= 32 электр.

На 5,6,7 энергетических уровнях также как и на 4 может располагаться 32 электрона (5S, 5p, 5d, 5f)

5.2 Основные законо­мерности заполнения электронами уровней, подуровней и орбиталей в электронной оболочке атома

Заполнение электронами уровней, подуровней и орбиталей в электронной оболочке атома определяется следующими законо­мерностями.

I Принцип минимума энергии: в устойчивом состоянии элек­троны находятся на наиболее низких энергетических уровнях и подуровнях.

Это означает, что каждый новый электрон попадает в атоме на самый низкий (по энергии) свободный подуровень. Для мно­гоэлектронного атома энергия орбиталей на уровнях и подуров­нях изменяется следующим образом: 1s < 2 s < 2р < З s < Зр < 4 s < 3d < 4р < 5 s <4d < 5р < 6s < 4f ≈ 5d < 6p < 7s < 5f ≈6d < 7p.

II Правило Клечковского (правило n+l). Энергия орбиталей возрастает с увеличением суммы n+l. При значении такой суммы для двух орбиталей большая энергия той орбитали, у которой больше главное квантовое число.

Например, 3d, сумма n+l= 3+2 =5

4S, сумма n+l= 4+0=4

III Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов с одинаковыми значениями всех четырех квантовых чисел.

Каждая орбиталь — это энергетическое состояние, которое характеризуется значениями трех квантовых чисел: п, l и m_l Эти числа определяют размер, форму и ориентацию орбитали в пространстве. Следовательно, на одной орбитали может быть не более двух электронов, и различаться они будут значением чет­вертого (спинового) квантового числа: т_s = +1/2 или - 1/2

IV Правило Хунда: при формировании электронного подуровня электроны заполняют максимальное число свободных орбиталей так, чтобы число неспаренных электронов было наибольшим.

Структура электронной оболочки атома и положение эле­мента в периодической системе связаны между собой. Зная по­ложение элемента в периодической системе, можно определить структуру электронной оболочки атома любого элемента.

Порядковый номер элемента в периодической системе по­казывает заряд ядра его атома и число электронов в атоме.

Номер периода соответствует числу энергетических уровней в электронной оболочке атомов всех элементов данного периода.

Номер группы соответствует, как правило, числу валентных электронов в атомах элементов данной группы.

Валентные электроны — это электроны последних энерге­тических уровней. Валентные электроны имеют максимальную энергию и участвуют в образовании химической связи между атомами в молекулах.

В атомах элементов главных подгрупп (А) все валентные электроны находятся на последнем энергетическом уровне, и их число равно номеру группы.

В атомах элементов побочных подгрупп (В) на последнем энергетическом уровне находится не более двух электронов, ос­тальные валентные электроны находятся на предпоследнем энер­гетическом уровне. Общее число валентных электронов, как правило, равно номеру группы.

Число заполняемых электронами энергетических уровней в атоме соответствует номеру периода, в котором находится эле­мент: у атомов элементов I периода — один энергетический уровень, у атомов II периода — два и т.д.

Наибольшее число электронов на энергетическом уровне равно:

N=2n²

где п — номер уровня, или главное квантовое число.

Следовательно, на первом энергетическом уровне может нахо­диться не более двух электронов, на втором — не более 8, на третьем —не более 18, на четвертом — не более 32.

Теперь рассмотрим строение отдельно взятого электронного уровня. Начиная со значения п = 2 энергетические уровни подраз­деляются на подуровни, отличающиеся друг от друга энергией связи с ядром. Число подуровней равно значению главного кван­тового числа, но не превышает четырех.

На рис. 1.2 дана схема подразделения энергетических уровней на подуровни.

Распределение электронов по уровням и подуровням (элек­тронные конфигурации атомов) записывают в виде электрон­ных формул.

Например, электронная формула атома натрия записывается так: