ФОРМУВАННЯ ЕЛЕКТРОННОЇ ОБОЛОНКИ атома. ЕЛЕКТРОННІ конфігурації
Сукупність орбіталей з одним і тим же значенням головного квантового числа n утворює енергетичний рівень.
Стан електрона в атомі, що характеризується трьома квантовими числами n, l, ml. називається атомної орбиталью. Часто орбиталь також визначають як область простору, в якій найбільш ймовірно знаходження електрона.
Орбіталі деякого енергетичного рівня, що характеризуються одним і тим же значенням орбітального квантового числа l, утворюють енергетичний підрівень.
Очевидно, що число орбіталей на підрівні дорівнює числу значень магнітного квантового числа ml. які воно може приймати при даному l. Так, на будь-якому енергетичному рівні може перебувати тільки одна s-орбіталь; вона і утворює s-підрівень. Якщо деякий енергетичний рівень утворений також орбиталями іншого типу, то p-орбіталей завжди буде три; вони утворюють p-підрівень. d-підрівень утворений п'ятьма d -орбіталямі, а сім f-орбіталей утворюють f-підрівень.
Графічне зображення орбіталі:
Наприклад, показані нижче орбіталі все разом утворюють третій енергетичний рівень, так як всі вони характеризуються одним і тим же значенням головного квантового числа n = 3. Третій енергетичний рівень ділиться на три підрівня, кілька розрізняються по енергії: s-орбіталі мають більш низьку енергію, ніж p-орбіталі, а p-орбіталі, нижчу енергію, ніж d-орбіталі. Кожен підрівень утворений орбиталями з однаковим значенням орбітального квантового числа l.
Таблиця 2 Формування електронної оболонки атома
Енергетичний рівень, n
Енергетичний підрівень, l
Орбиталь, n, l, ml
2 електро. + 6 електро. + 10 електр. + 14 електр. = 32 електр.
На 5,6,7 енергетичних рівнях також як і на 4 може розташовуватися 32 електрона (5S, 5p, 5d, 5f)
5.2 Основні законо-мірності заповнення електронами рівнів, підрівнів і орбіталей в електронній оболонці атома
Заповнення електронами рівнів, підрівнів і орбіталей в електронній оболонці атома визначається наступними законо-мірності.
I Принцип мінімуму енергії: в стійкому стані електро-трони знаходяться на найнижчих енергетичних рівнях і підрівні.
Це означає, що кожен новий електрон потрапляє в атомі на найнижчий (по енергії) вільний підрівень. Для мно-гоелектронного атома енергія орбіталей на рівнях і Подуров-нях внести такі зміни: 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). Енергія орбіталей зростає зі збільшенням суми n + l. При значенні такої суми для двох орбіталей велика енергія тієї орбіталі, у якій більше головне квантове число.
Наприклад, 3d, сума n + l = 3 + 2 = 5
III Принцип Паулі: в атомі не може бути двох електронів з однаковими значеннями всіх чотирьох квантових чисел.
Кожна орбіталь - це енергетичний стан, що характеризується значеннями трьох квантових чисел: п, l і ml Ці числа визначають розмір, форму і орієнтацію орбіталі в просторі. Отже, на одній орбіталі може бути не більше двох електронів, і відрізнятися вони будуть значенням чет-верть (спину) квантового числа: ТS = +1/2 або - 1/2
IV Правила Гунда: при формуванні електронного підрівня електрони заповнюють максимальне число вільних орбіталей так, щоб число неспарених електронів було найбільшим.
Структура електронної оболонки атома і положення еле-мента в періодичній системі пов'язані між собою. Знаючи по-ложення елемента в періодичній системі, можна визначити структуру електронної оболонки атома будь-якого елемента.
Порядковий номер елемента в періодичній системі по-показувала заряд ядра його атома і число електронів в атомі.
Номер періоду відповідає числу енергетичних рівнів в електронній оболонці атомів всіх елементів даного періоду.
Номер групи відповідає, як правило, числу валентних електронів в атомах елементів даної групи.
Валентні електрони - це електрони останніх енер-тичних рівнів. Валентні електрони мають максимальну енергію і беруть участь в утворенні хімічного зв'язку між атомами в молекулах.
В атомах елементів головних підгруп (А) все валентні електрони перебувають на останньому енергетичному рівні, і їх число дорівнює номеру групи.
В атомах елементів побічних підгруп (В) на останньому енергетичному рівні знаходиться не більше двох електронів, ос-фундаментальні валентні електрони перебувають на передостанньому енергетичному рівні. Загальна кількість валентних електронів, як правило, дорівнює номеру групи.
Число заповнених електронами енергетичних рівнів в атомі відповідає номеру періоду, в якому знаходиться еле-мент: у атомів елементів I періоду - один енергетичний рівень, у атомів II періоду - два і т.д.
Найбільше число електронів на енергетичному рівні дорівнює:
де п - номер рівня, або головне квантове число.
Отже, на першому енергетичному рівні може знахо-диться не більше двох електронів, на другому - не більше 8, на третьому-не більше 18, на четвертому - не більше 32.
Тепер розглянемо будову окремо взятого електронного рівня. Починаючи зі значення п = 2 енергетичні рівні подрузі-ються на підрівні, що відрізняються один від одного енергією зв'язку з ядром. Число підрівнів дорівнює значенню головного кван-тового числа, але не перевищує чотирьох.
На рис. 1.2 дана схема підрозділи енергетичних рівнів на підрівні.
Розподіл електронів по рівням і подуровням (елек-тронні конфігурації атомів) записують у вигляді електрон-них формул.
Наприклад, електронна формула атома натрію записується так: