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, ml , 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 ml, 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 ml 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: тs = +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 элементав периодической системе по­казывает заряд ядра его атома и число электронов в атоме.

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

Номер группысоответствует, 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 последнемэнергетическом 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, илиглавное 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: