Последовательность заполнения орбиталей

Электронное строение многоэлектронных атомов обусловлено определенной последовательностью заполнения орбиталей. Эта последовательность, подчиняется принципу наименьшей энергии – любая система, в том числе и электроны в атоме, стремится занять положение с наименьшей энергией. Очевидно, что выгоднее всего электронам разместиться на 1s‑подуровне. Однако принцип Паули ограничивает емкость каждого энергетического подуровня, так как орбиталь может содержать не более двух электронов. Поэтому электроны будут занимать последовательно орбитали в порядке возрастания энергии. Энергия электронов в многоэлектронном атоме определяется двумя квантовыми числами n и l. Распределение энергий уровней и подуровней многоэлектронных атомов в зависимости от n и l подчиняется правилам Клечковского:

1) из двух подуровней меньшей энергией обладают подуровни с наименьшей суммой n+ l, поэтому заполнение подуровней происходит в порядке увеличения суммы (n+ l)

2) если суммы n+ l одинаковы,то наименьшей энергией обладает подуровеньс меньшим числом n, т.е. при одинаковых значениях суммы (n+l) заполнение подуровней происходит в порядке возрастания главного квантового числа n.

Рассчитаем энергии подуровней различных уровней:

Подуровни 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d 7f

Е _{ē (Σ n+l)} 1 2 3 3 4 5 4 5 6 7 5 6 7 8 6 7 8 9 7 8 9 10

Расположим подуровни в порядке возрастания их энергии в соответствии с двумя правилами Клечковского:

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

Следствия из правил Клечковского:,

- заполнение d–подуровня отстает на один уровень, т.е. 3d заполняется после 4s, 4d – после 5s и т.д.,

-заполнение f–подуровня отстает на два уровня, т.е. 4f заполняется после 6s, а 5f–после 7s-подуровня. Исключения из правил Клечковского. Экспериментально установлено, что последовательность заполнения d и f подуровней в 6-м и 7-м периодах у лантана и актиния нарушается, т.е. у этих элементов заполняется не f- подуровень, а последний электрон заполняет d- подуровень предвнешнего уровня. Это нарушение может быть оправдано тем, что энергии 4f и 5d- подуровней, 5f и 6d- подуровней близки. Таким образом, реально имеем следующую последовательность заполнения:

1s² 2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d¹⁰4p⁶5s²4d¹⁰5p⁶6s²5d¹4f¹⁴5d^2-106p⁶7s²6d¹5f¹⁴6d^2-…

Рассмотрим конкретные примеры атомов с различным числом электронов.

Простейший атом водорода имеет один электрон. В соответствии с принципом наименьшей энергии его следует поместить на 1s-подуровне (1s¹). У гелия два электрона, второй электрон также можно разместить на 1s-подуровне (1s²). У Li три электрона. Поскольку емкость 1s-подуровня исчерпана, третий электрон следует разместить на 2s-пoдуpoвнe. Следовательно, электронную структуру лития можно представить как 1s²2s¹.

Рассмотрим атом с большим количеством электронов, например алюминий, у которого имеется 13 электронов. Они могут разместиться только следующим образом: 1s²2s²2p⁶3s²3p¹. Распределение электронов по подуровням, записанное в таком виде, называется электронной формулой атома.

Следует иметь в виду, что энергии подуровней (n-1)d и (n-2)f близки (суммы n+ l одинаковы). Наряду с этим, наименьшей энергией обладают состояния с полностью или наполовину заполненными подуровнями, например np³ и np⁶, (n-1)d⁵ и (n-1)d¹⁰, (n-2)f⁷ и (n-2)f¹⁴. Это является причиной того, что у многоэлектронных атомов может наблюдаться отклонение от рассмотренной закономерности заполнения подуровней. Это отклонение называется проскоком электронов. Проскоки наблюдаются у элементов Сu, Ag, Аu, Сr, Мо, Ru, Pt, La, Ас, Се и других, особенно у элементов 6-го и 7-го периодов, у Pd наблюдается двойной проскок. Примеры электронных конфигураций атомов.

По правилам Клечковского	По спектроскопическим данным

Контрольные вопросы и упражнения

1. Достоинства и недостатки первых теорий строения атома (Томсона, Резерфорда).

2. Теория строения атома по Бору.

3. Уравнение Де Бройля. Физический смысл.

4. Уравнение Шредингера. Понятие о волновой функции электрона.

5. Соотношение неопределенностей Гейзенберга.

6. Понятие об электронном облаке атома.

7. Какими квантовыми числами характеризуется состояние электрона в атоме?

8. Укажите пределы изменения главного, побочного, магнитного и спинового квантовых чисел, их физический смысл.

9. Как определяется число значений побочного и магнитного квантовых чисел?

10. Каким квантовым числом отличаются электроны, находящиеся в различных квантовых ячейках одного подуровня?

11. Укажите способы ориентации s-, p- и d- орбиталей в пространстве.

12. Что включает в себя понятие “атомная орбиталь”? Какую форму орбиталей имеют электроны s-, p- и d- подуровней?

13. Сформулируйте принцип Паули и следствие из него.

14. Определите максимальную электроноемкость четвертого и пятого энергетических уровней.

15. Сформулируйте два правила Клечковского. Какова последовательность заполнения орбиталей электронами в соответствии с этими правилами?

16. Укажите исключения из правил Клечковского.

17. Для каких элементов характерен проскок электрона?

18. Сформулируйте правило Гунда. Приведите примеры его выполнения.

Поиск по сайту: