Принципы формирования электронной структуры атомов

Конфигурация электронной оболочки невозбужденного атома определяется зарядом его ядра.

Электронная конфигурация химического элемента - это запись распределения электронов в атоме по квантовым слоям (оболочкам), подслоям (подоболочкам) и орбиталям. Обычно электронная конфигурация приводится для основного состояния атома. При записи электронной конфигурации указывают цифрами главное квантовое число (n), буквами- подслои (подоболочки) (s, p, d, f), а степень буквенных обозначений подслоев обозначает число электронов в данном слое. Например, электронная конфигурация лития- 1s² 2s¹.

При составлении электронных конфигураций многоэлектронных атомов учитывают принцип Паули,принцип минимальной энергии, правила Клечковского, правило Хунда.

Принцип Паули: в атоме не может быть двух электронов, имеющих
одинаковый набор всех четырех квантовых чисел.

Из принципа Паули вытекает, что на одной орбитали может находиться лишь два электрона - с m_s= +l/2 и -1/2.Так электронные конфигурации атома водорода и следующего после водорода элемента - гелия имеют вид:

I период

H(Z=1) 1S¹

He(Z=2) 1S²

Следовательно, в s-состоянии (одна орбиталь) может быть только два электрона, в р-состоянии (три орбитали) - шесть, в d-состоянии (пять орбиталей) -десять, в f-состоянии (семь орбиталей) - четырнадцать электронов.

Принцип минимальной энергии: электроны в основном состоянии заполняют орбитали в порядке возрастания энергии орбиталей.

Правила B. M. Клечковского: 1) электрон обладает наинизшей энергией на том энергетическом подуровне, где сумма квантовых чисел n и 1 минимальна (Е = min при n+1= min);

2) если сумма квантовых чисел n и 1 одинакова для рассматриваемых энергетических подуровней, то электрон обладает наинизшей энергией на подуровне с наименьшим значением главного квантового числа (Е = min при n = min, если n + 1 = const) Правила В.M. Клечковского начинают действовать с 4 периода периодической таблицы Д.И. Менделеева.

Рассмотрим правила Клечковского при составлении схем электронного строения для атомов некоторых химических элементов 4 периода.

K (Z = 19) KL3s²3p⁶4s¹ 3d 4s

n+1=3+2=5 n+1=4+0=4

Ca (Z = 20) KL 3s²3p⁶4s²

Sc (Z = 21) KL 3s²3p⁶4s²3d¹

Zn (Z = 30) KL3s²3p⁶4s²3d^{1 0} KLM 4s²

Соответственно принципу минимальной энергии и правилам
Клечковского заполнение энергетических подуровней происходит в
следующем порядке:

1s<2s<2p<3s<3p<4s»3d<4p<5s»4d<5p<6s»5d»4f<6p<7s<5f»6d<7p

Исключение составляют d- и f-элементы с полностью и наполовину заполненными подуровнями, у которых наблюдается так называемый провал электронов, например, Cr, Cu, Ag, Mo, Pd, Pt.

Правило Хунда: устойчивому состоянию атома соответствует такое распределение электронов в пределах энергетического подуровня (подслоя), при котором абсолютное значение суммарного спина атома максимально.

Иными словами, орбитали данного подслоя заполняются сначала по одному, затем по второму электрону. Электроны с противоположными спинами на одной орбитали образуют двухэлектронное облако,и их суммарный спин равен нулю.

Рассмотрим правило Хунда при составлении схем электронного строения для атомов следующих химических элементов:

C(Z=6) 1s²2s²2p² C*1s²2s¹2p³

С Sm_s =0 Sm_s=2 Sm_s =1

При возбуждении атома углерода, т.е. затрате некоторой энергии, один из имеющихся в атоме 2s-электронов переходит на подуровень 2р; в результате атом переходит в возбужденное состояние,а число неспаренных электронов возрастает. В устойчивом состоянии атом углерода может участвовать в образовании двух ковалентных связей (валентность равна 2),
в возбужденном состоянии - в образовании четырех ковалентных связей(валентность равна 4).

n=2

N (Z=7) 1s²2s²2p³

О(Z=8) 1s^22s^22p^4
Ne (Z=10) 1s^22s^22p^6

n=3

Ar (Z=18) KL3s^23p^6

6. Периодическая система Д.И. Менделеева как естественная классификация элементов по электронному строению.

Дата добавления: 2013-12-14